Тема: Теорія електролітичної дисоціації. Ступінь і константа дисоціації

Мета:розглянути основні закономірності, яким підпорядковуються розчини електролітів, та кількісні характеристики рівноважних процесів, що в них відбуваються.

Забезпечення заняття: періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва; таблиця розчинності кислот, основ і солей у воді; розчини: CuSO4, Na2SO4, BaCl2, Na2CO3, Na2SO3, KOH, NaOH, HCl, H2SO4; пробірки.

Конкретні цілі:

- знати основні закономірності, яким підпорядковуються розчини електролітів;

- використовувати теоретичні положення про хімічну рівновагу для характеристики властивостей електролітів;

- знати кількісні характеристики процесу електролітичної дисоціації;

- проводити реакції у водних розчинах електролітів;

- складати йонні рівняння реакцій;

- аналізувати умови перебігу реакцій йонного обміну до кінця;

- обчислювати константи та ступені дисоціації слабких електролітів;

- визначати йонну силу розчинів;

- знати роль електролітів у життєдіяльності організму.

 

Зміст заняття

 

Електроліти – це речовини, які проводять електричний струм у розплавленому стані або в розчинах. До них належать солі, кислоти, основи, які у твердому стані складаються з йонів ( наприклад, KCl, NaCl, CaCl2, KOH) або речовини, які утворюють йони при розчиненні їх у воді ( амоніак, фтороводень, органічні кислоти).

Водні розчини кислот, основ і солей проводять електричний струм, тому що під дією розчинника ці сполуки дисоціюють на катіони й аніони, які взаємодіють як з водою, так і між собою. Таке передбачення вперше висловив шведський фізико-хімік С. Арреніус, який запропонував теорію електролітичної дисоціації (1887). В основі цієї теорії лежать такі положення:

1) при розчиненні електроліт розпадається на заряджені частинки – йони, які поділяють на катіони і аніони;

2) дисоціація (йонізація) є процесом оборотним, тобто одночасно з йонізацією відбувається асоціація (моляризація).

3) йони утворюють з водою нестійкі сполуки, які називаються гідратами, а з неводними розчинниками – сольвати, причому процеси дисоціації та гідратації (сольватації) відбуваються одночасно.

Отже, електролітичною дисоціацією називають розщеплення сполуки на йони під час розчинення її у воді.

Спрощено процес дисоціації електролітів можна зобразити так:

HCl H+ + Cl- ; Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH- :

NaHCO3 Na+ + HCO3-; Fe2(SO4)3 2Fe3+ + 3SO42-;

CuOHCl CuOH+ + Cl-; Ca(H2PO4)2 Ca2+ + 2H2PO4-.

Кількісною характеристикою процесу електролітичної дисоціації є ступінь дисоціації α та константа дисоціації Кд.

Ступенем дисоціації електроліту називається відношення числа молекул, що про дисоціювали, до загального числа молекул електроліту:

α =

і С0 – концентрація молекул, що розпались на йони і вихідна концентрація електроліту (моль/дм3).

За величиною ступеня дисоціації можна визначити концентрацію йонів в розчині:

,

де Сйон. і Сел. – концентрація йонів і електроліту (моль/дм3), n – число йонів, утворених за сумарним рівнянням електролітичної дисоціації.

Важливою характеристикою розчинів електролітів є йонна сила. Її визначають за формулою:

I=1/2(C1Z12 + C2Z22 +…+CnZn2),

де С12n – концентрації відповідних йонів, а Z1,Z2,Zn – їх заряди.

Для бінарних електролітів використовують закон розбавляння Оствальда:

КД =

де С - початкова концентрація електроліту (моль/дм3), α - ступінь його дисоціації, Кд- константа дисоціації.

Для слабких електролітів (α< 1%), рівняння має вигляд:

КД = α2С, звідки α =

Хімічні реакції в розчинах електролітів зводяться переважно до взаємодії між йонами, тому рівняння реакцій доцільно записувати у йонному вигляді. Вони точніше відображають суть хімічних процесів в розчинах. Формули малорозчинних електролітів, газів і слабких електролітів записують у молекулярній формі.

 

Завдання для самостійної роботи

 

1. Провести реакції йонного обміну між розчинами електролітів

а) реакції, в результаті яких утворюється осад;

б) реакції, в результаті яких виділяться газ;

в) реакції, в результаті яких утворюється малодисоційована речовина.

2. Розв’язати задачі.