Добавить материал и получить бесплатное свидетельство о публикации в СМИ
Эл. №ФС77-60625 от 20.01.2015
Свидетельство о публикации

Автоматическая выдача свидетельства о публикации в официальном СМИ сразу после добавления материала на сайт - Бесплатно

Добавить свой материал

За каждый опубликованный материал Вы получите бесплатное свидетельство о публикации от проекта «Инфоурок»

(Свидетельство о регистрации СМИ: Эл №ФС77-60625 от 20.01.2015)

Инфоурок / Химия / Конспекты / Разработка темы по химии "Теория электролитической диссоциации" (9 класс)
ВНИМАНИЮ ВСЕХ УЧИТЕЛЕЙ: согласно Федеральному закону № 313-ФЗ все педагоги должны пройти обучение навыкам оказания первой помощи.

Дистанционный курс "Оказание первой помощи детям и взрослым" от проекта "Инфоурок" даёт Вам возможность привести свои знания в соответствие с требованиями закона и получить удостоверение о повышении квалификации установленного образца (180 часов). Начало обучения новой группы: 28 июня.

Подать заявку на курс
  • Химия

Разработка темы по химии "Теория электролитической диссоциации" (9 класс)

библиотека
материалов

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ (ЭД).

  1. Качественная характеристика процесса.

Можно выделить два принципиально различных случая растворения веществ в воде:

  1. Гидратирование частиц растворенного вещества без структурных изменений (образование кристаллогидратов)

  2. Гидратирование частиц растворенного вещества со структурными изменениями частиц, связанными с образованием подвижных заряженных частиц.

Вещества, растворение которых происходит по второму типу, называются электролитами.

Процесс распада вещества на ионы при растворении или расплаве называется ЭД. Механизм ЭД зависит от типа электролита: следует различать истинные и потенциальные электролиты.

Истинные электролиты находятся в виде ионов уже в твердом (индивидуальном) состоянии, т.е. при растворении или расплаве происходит разрушение ионной кристаллической решетки. При растворении разрушение происходит за счет взаимодействия ионов с молекулами воды и образования вокруг каждого иона гидратной оболочки, которая фактически компенсирует заряд иона. При расплаве – за счет усиления теплового колебания ионов в узлах решетки, вплоть до полной ее ликвидации. Таким образом, при разрушении ионной кристаллической решетки образуются разноименно заряженные частицы, которые при пропускании электрического тока начинают двигаться к соответствующим электродам, создавая электрический ток.

Потенциальные электролиты в индивидуальном состоянии ионов не содержат. В этом случае ионы появляются только при растворении (но не расплаве!) вещества в воде и при непосредственном участии молекул воды. Это вещества с сильнополярными связями, в первую очередь – кислоты. Под влиянием диполь-дипольного взаимодействия между молекулами HmA (A – кислотный остаток) и H2O происходит постепенное увеличение степени полярности связи Н→А. В результате происходит ее переход в ионную с одновременным распадом вещества на гидратированные ионы Н+ и Аm-. Поэтому определение электролитов можно сформулировать следующим образом: ВЕЩЕСТВА, РАСПЛАВЫ И РАСТВОРЫ В ВОДЕ КОТОРЫХ ПРОПУСКАЮТ ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ТОК, НАЗЫВАЮТСЯ ЭЛЕКТРОЛИТАМИ.


ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ.

Теория электролитической диссоциации была создана С.Аррениусом в 1887 году для водных растворов электролитов.

1. При растворении в воде или расплаве молекулы электролитов распадаются на ионы. Ионы могут быть простые ( состоящие из одного атома, например, Н+, С1-, Вг-, Са2+) или сложные ( состоящие из нескольких атомов, например, SO42-, NO3-). Простые ионы отличаются от атомов как по электронному строению, так и по свойствам (сравнить свойства газа хлора С12 и иона хлора Сl-; металла натрия Na и иона натрия Na+).

2. Диссоциация является обратимым процессом, т.е. в системе устанавливается динамическое равновесие двух процессов – процесса распада молекул на ионы и процесса воссоединения ионов с образованием молекул, т.е. количество распавшихся молекул равно количеству вновь образовавшихся.

3. Ионы в водных растворах и расплавах двигаются хаотически; при пропускании электрического тока начинается упорядоченное движение ионов: положительно заряженные (металлы и водород) идут к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы – к положительно заряженному электроду (аноду). Поэтому положительно заряженные ионы называются КАТИОНАМИ, а отрицательно заряженные ионы - АНИОНАМИ.

4. Суммарный заряд всех катионов равен суммарному заряду всех анионов, т.е. раствор электронейтрален.


В неорганической химии электролитами являются: основания, кислоты и соли.

ОСНОВАНИЯ- электролиты, диссоциирующие с образованием катионов металла и анионов гидроксила.

КИСЛОТЫ – электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка.

Средние соли – электролиты, диссоциирующие с образованием катионов металла и анионов кислотного остатка.

Кислые соли - электролиты, диссоциирующие с образованием катионов металла и водорода, и анионов кислотного остатка.

Основные соли – электролиты, диссоциирующие с образованием катионов металла и анионов гидроксила и кислотного остатка.


  1. Количественная характеристика процесса.

Для количественной характеристики процесса электролитической диссоциации используют понятие степени диссоциации, являющейся отношением количества вещества электролита, распавшегося на ионы к общему количеству вещества, введенному в раствор (доля вещества, распавшегося на ионы, может быть выражена в процентах или в долях от единицы; величина безразмерная).

n распавшиеся на ионы молекулы вещества

α = n общее число молекул вещества в растворе


По величине степени диссоциации различают электролиты :

  • Сильные α до 30%

  • Средние α от 3% до 30%

  • Слабые α менее 3 %.


Необходимо обратить внимание учащихся на различие понятий «растворимость» и «сила электролита». Разделение электролитов на сильные и слабые не зависит от растворимости вещества, и лишь от того сколько его молекул от общего числа растворенных распалось на ионы. Так, например,

гидроксид кальция Са(ОН)2 малорастворим в воде, но является сильным


электролитом и относится к щелочам.

Степень диссоциации (СД) зависит от следующих факторов:

  1. От температуры (с повышением температуры СД повышается)

  2. От разбавления раствора водой (чем ниже концентрация электролита в растворе, т.е. чем сильнее разбавление, тем больше его СД)



3. Ионные уравнения реакции.

Ионные реакции – это химические процессы обмена, протекающие в водном растворе с участием ионов электролитов. Их сущность отражают ионные уравнения реакций. Такие реакции в общем случае записываются в виде 3-х уравнений:

  • Молекулярного (показывает, какие вещества вступают в реакцию и образуются в результате химического взаимодействия);

  • Полного ионного (показывает, какие ионы вступают в реакцию и не участвуют в химическом взаимодействии);

  • Сокращенного ионного (показывает, какие ионы участвуют в химическом взаимодействии).


ПРАВИЛА ЗАПИСИ ИОННЫХ УРАВНЕНИЙ.

Как в левой, так и в правой частях уравнений не записывают в виде ионов, формулы веществ, которые не распадаются на ионы в водных растворах:

  • Нерастворимых и малорастворимых в воде вещества (кроме Са(ОН)2), которые устанавливаются по таблице растворимости;

  • Слабых электролитов, например, Н2О, слабые кислоты и конц. Н2SО4

  • Газов

  • Оксидов

  • Водородсодержащих остатков слабых кислот (гидроанионы)

В виде ионов записывают формулы:

  • Сильных кислот

  • Щелочей

  • Растворимых в воде солей

НАПРАВЛЕНИЕ ПРОТЕКАНИЯ ИОННЫХ РЕАКЦИЙ.

(правило Бертолле)

Реакции между растворами электролитов протекают необратимо, если в результате ее протекания образуют твердое малорастворимое или нерастворимое соединение (осадок), легколетучее вещество (газ) или малодиссоциирующее соединение (слабый электролит, в том числе и вода).

  1. Выпадение осадка.

    • Молекулярное уравнение:

BaCl2 + Na2SO4 → 2NaCl + BaSO4

  • Полное ионное уравнение:

Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO42- → 2Na+ + 2Cl- + BaSO4

  • Сокращенное ионное уравнение:

Ba2+ + SO42- → BaSO4

  1. Выделение газа - регенерация соответствующих газов из кислотных остатков слабых кислот (карбонаты, сульфиты и сульфиды) под воздействием более сильных кислот (катионов водорода):

  • Молекулярное уравнение:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 ↑ + H2O

  • Полное ионное уравнение:

CaCO3 + 2H+ + 2Cl- → Ca2+ + 2Cl- + CO2 ↑ + H2O

  • Сокращенное ионное уравнение:

CaCO3 + 2H+ → Ca2+ + CO2 ↑ + H2O


  1. Образование малодиссоциирующего соединения:

  • Молекулярное уравнение:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

  • Полное ионное уравнение

Na+ + OH- + H+ + Cl- → Na+ + Cl- + H2O

  • Сокращенное ионное уравнение:

OH- + H+ → H2O



Подайте заявку сейчас на любой интересующий Вас курс переподготовки, чтобы получить диплом со скидкой 50% уже осенью 2017 года.


Выберите специальность, которую Вы хотите получить:

Обучение проходит дистанционно на сайте проекта "Инфоурок".
По итогам обучения слушателям выдаются печатные дипломы установленного образца.

ПЕРЕЙТИ В КАТАЛОГ КУРСОВ

Автор
Дата добавления 06.01.2016
Раздел Химия
Подраздел Конспекты
Просмотров240
Номер материала ДВ-310568
Получить свидетельство о публикации
Похожие материалы

Включите уведомления прямо сейчас и мы сразу сообщим Вам о важных новостях. Не волнуйтесь, мы будем отправлять только самое главное.
Специальное предложение
Вверх