Лекция 1 Электролиты. Неэлектролиты



Скачать 428.65 Kb.
страница1/4
Дата24.10.2014
Размер428.65 Kb.
ТипЛекция
  1   2   3   4
Электролитическая диссоциация веществ
Лекция 1

Электролиты. Неэлектролиты.

Существует две основные причины прохождения электрического тока через проводники:

1) за счёт переноса электронов (характерно для металлов);

2) за счёт переноса ионов.

Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающих ионным строением. По способности проводить электрический ток в водном растворе или расплаве вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролитами называются вещества, расплавы или растворы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся соли, кислоты, основания. В молекулах этих веществ имеются ионные или ковалентные сильно полярные химические связи.



Демонстрационный эксперимент

Опыт 1 Проводимость электрического тока через кристаллический гидроксид натрия

Катод (-) Анод (+) В химический стакан помещается твёрдый

гидроксид натрия и от источника постоянного

тока пропускается электрический ток. Индикатором электропроводности служит лампочка, которая должна загореться.

опыта: лампочка не горит

Результат Вывод: кристаллический гидроксид натрия электрический ток не проводит

Рис 1 Проводимость электрического тока

через кристаллический гидроксид натрия
Опыт 2 Проводимость электрического тока через расплав гидроксида натрия

Катод (-) Анод (+) В фарфоровой чашке или ступке расплавляют



гидроксид натрия и от источника постоянного

тока пропускаю электрический ток.

Индикатором электропроводности служит

лампочка, которая должна загореться.



Результат опыта: лампочка горит

Вывод: расплав гидроксида натрия

электрический ток проводит


Рис 2 Проводимость электрического тока

через расплав гидроксида натрия

Опыт 3 Проводимость электрического тока через водный раствор гидроксида натрия

Катод (-) Анод (+) В химический стакан наливают водный раствор

гидроксида натрия и от источника постоянного тока пропускают электрический ток. Индикатором электропроводности служит лампочка, которая должна загореться.

Результат опыта: лампочка горит

Вывод: водный раствор гидроксида натрия проводит электрический ток

Рис 3 Проводимость электрического тока

через водный раствор гидроксида натрия

Неэлектролитами называются вещества, расплавы или растворы которых не проводят электрический ток.

К ним относятся: кислород, водород, оксиды, многие органические вещества (сахар, бензол, эфир, спирты и др.). В молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.



Демонстрационный эксперимент

Опыт 4 Проводимость электрического тока через бензол

Опыт 5 Проводимость электрического тока через сахар

Опыт 6 Проводимость электрического тока через бутиловый спирт



Результатом всех опытов является отсутствие электропроводности этих веществ

Лекция 2

Теория электролитической диссоциации.
Для объяснения электропроводности растворов и расплавов солей, кислот и оснований шведский учёный Сванте Август Аррениус создал в 1887 году теорию электролитической диссоциации.

Основные положения теории электролитической диссоциации веществ (ТЭД):

1. Молекулы электролитов при растворении или расплавлении распадаются на ионы.

Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или в расплаве называется электролитической диссоциацией.



Ионы – это атомы или группы атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд.

Схема 1


2. В растворе или расплаве электролитов ионы движутся хаотически. При пропускании через раствор или расплав электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы движутся к положительно заряженному электроду (аноду). Поэтому положительные ионы называются катионами, отрицательные ионы – анионами.

Анод (+) Катод (-)



Рис 4 Хаотическое движение Рис 5 Направленное движение ионов

ионов при пропускании электрического тока
3. Диссоциация – процесс обратимый. Это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы (диссоциация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация). Диссоциацию молекул электролитов выражают уравнениями, в которых вместо стрелки или знака равенства ставят знак обратимости . В левой части уравнения записывают формулу молекулы электролита, в правой – формулы ионов, которые образуются в процессе электролитической диссоциации. Например:

NaNO3 Na+ + NO3-

Каждая молекула нитрата натрия диссоциирует на катион натрия и нитрат-анион. Следовательно, при диссоциации одной молекулы нитрата натрия образуется два иона.

Общая сумма зарядов катионов равна общей сумме зарядов анионов и противоположна по знаку, так как растворы электролитов электронейтральны.
Свойства ионов

Ионы по своим физическим, химическим и физиологическим свойствам отличаются от нейтральных атомов, из которых они образовались. Различные свойства атомов и ионов одного и того же элемента объясняется разным электронным строением этих частиц. Химические свойства свободных атомов металлов определяются валентными электронами, которые атомы металлов легко отдают и переходят в положительно заряженные ионы (катионы). Атомы неметаллов легко присоединяют электроны и переходят в отрицательно заряженные ионы (анионы). Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы.

Таблица 1

Сравнительная характеристика нейтральных атомов и ионов




Критерии сравнения

Натрий

Na


Катион натрия

Na+



Хлор

Cl2



Ион хлора

Cl-



Электронная формула

1s22s22p63s1

1s22s22p6

1s22s22p63s23p5

1s22s22p63s23p6

Цвет

Серебристо-белый

Бесцветный

Жёлто-зелёный

Бесцветный

Запах,

опасность



Без запаха, вызывает ожоги

Без запаха, безопасен

Резкий запах, ядовит

Без запаха,

не ядовит



Взаимодействие с водой

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Не реагирует

Cl2 + H2O → HClO + HCl

Не реагирует

Ионы имеют различную окраску. Гидратированные и негидратированные ионы s- и p-элементов обычно бесцветны. Например, бесцветны ионы Н+, К+, Ва2+, Аl3+ и другие. Ионы некоторых d-элементов имеют окраску, причём окраска гидратированных и негидратированных ионов одного и того же d-элемента может быть различной. Например, негидратированные ионы меди Cu2+ - бесцветные, а гидратированные ионы меди – синего цвета1.

В дальнейшем основные положения теории электролитической диссоциации были развиты в трудах русских химиков И.А.Каблукова и В.А.Кистяковского.
Лекция 3

Механизм электролитической диссоциации.

Гидратация ионов.
Причины и механизм диссоциации электролитов объясняются химической (гидратной) теорией растворов Д.И.Менделеева и природой химической связи. Электролитами являются вещества с ионной или ковалентной сильно полярной связями. Растворители, в которых происходит диссоциация, состоят из полярных молекул. Например, вода – полярный растворитель. Диссоциация электролитов с ионной и полярной связями протекает различно.

Вода представляет собой диполь – двухполюсная молекула, т.е. имеет два поля зарядов «+» и «-» (молекула полярна)2. Диполь схематически изображают .

Растворители обладают способностью ослаблять химические связи в молекулах растворённых веществ – диэлектрическая проницаемость растворителя. У воды она равна 81, что означает: вода способна ослаблять химические связи в молекулах растворяемых веществ в 81 раз.



I. Механизм диссоциации электролитов с ионной связью в водных растворах

1. Растворение вещества с ионной связью в воде. Вода – полярный растворитель.



2. Происходит ориентация диполей воды вокруг ионов натрия и ионов хлора (рис 6).

При этом химические связи между ионами натрия и хлора ослабляются. Диполи воды как бы «изымают» ионы из разрушающейся кристаллической решётки хлорида натрия, т.е. в результате химического взаимодействия между молекулами растворителя и ионами электролита, притяжение между ионами в кристаллической решётки ослабевает. Кристаллическая решётка разрушается, и ионы переходят в раствор.

Рис 6 Ориентация диполей воды

3. Образование гидратированных ионов.

Образующиеся ионы в водном растворе находятся не в свободном состоянии, а связаны с молекулами воды, т.е. являются гидратирован-ными ионами (рис 7).

Диссоциация ионных соединений в водном растворе происходит полностью.

Таким образом диссоциируют все растворимые в воде соли и щёлочи (КCl, NaCl, NaOH, КОН и др.).

Рис 7 Образование гидратированных ионов

II. Механизм диссоциации электролитов с ковалентной полярной связью в водных растворах

1. Растворение вещества с ковалентной полярной связью в воде (например НCl).

2. Так как в молекуле вещества нет ионов, то диполи воды ориентируются вокруг полюсов (рис 8).

Происходит взаимодействие диполей воды с молекулами растворённого вещества. Диполи ориентируются вокруг полюсов в молекуле НСl.


Рис 8 Ориентация диполей воды

3. Поляризация связи в молекуле НСl.



Под влиянием молекул воды изменяется характер связи в

молекуле НСl: связь становится более полярной, т.е. диполи

воды как бы «растягивают» связь в НСl (рис 9).
Рис 9 Поляризация связи

4. Образование гидратированных ионов.

Результатом процесса является диссоциация электролита и образование в растворе гидратированных ионов (рис 10).

Таким образом диссоциируют кислородсодержа-щие и бескислородные кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4 и другие. Диссоциация электролитов с полярной связью может быть полной или частичной. Это зависит от полярности связей в молекулах электролитов.

Рис 10 Гидратированные ионы
Причина диссоциации

Главной причиной диссоциации в водных растворах является гидратация ионов. В растворах электролитов все ионы находятся в гидратированном состоянии. Рассмотрим, гидратацию ионов водорода. Катион водорода Н+ (протон) соединяется с молекулой воды и образуется ион гидроксония3 Н3О+ по донорно-акцепторному механизму4:

Н2О + Н+ → Н3О+


или

структурные формулы иона гидроксония

Кислород выступает в качестве донора (предоставляет неподелённую электронную пару), катион водорода в качестве акцептора (предоставляет свободную атомную орбиталь).
Лекция 4

Степень диссоциации.

В водных растворах некоторые электролиты полностью распадаются на ионы. Другие электролиты распадаются на ионы частично, часть их молекул остаётся в растворе в недиссоциированном виде.

● Число, показывающее, какая часть молекул электролита распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации ().


Степень электролитической диссоциации () равна отношению числа молекул, которые распались на ионы, к общему числу молекул в растворе.

Например, если степень диссоциации азотистой кислоты равна 10%, то это означает, что из 100 молекул азотистой кислоты только 10 распались на ионы.

Необходимо отметить, что степень электролитической диссоциации может быть выражена в процентах, а также в долях единицы. Например: (HNO2)=10% или (HNO2)=0,1. Данные записи абсолютно равнозначны.
● Факторы, влияющие на степень диссоциации:


  1. При повышении температуры степень диссоциации, как правило, увеличивается.

  2. При уменьшении концентрации электролита, т.е. при разбавлении раствора, степень диссоциации увеличивается, так как увеличиваются расстояния между ионами в растворе и уменьшается возможность соединения их в молекулы.

В зависимости от степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты (иногда указывают электролиты средней силы).

Схема 2


Классификация электролитов в зависимости от степени диссоциации

Чаще всего электролиты делят на сильные (  30%) и слабые (  30%).


Сильные электролиты: 1) большинство растворимых солей; 2) кислоты: НClO4, НClO3, HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI; 3) щёлочи: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Слабые электролиты: 1) кислоты: НClO2, НClO, HNO2, H2SO3, H2СO3, H2SiO3, H3PO4, H3PO3, H3BO3, H2S, HCN, HF и др.; 2) нерастворимые или малорастворимые в воде основания: Fe(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2 и др.; 3) гидроксид аммония NH4OH; 4) вода.

Лекция 5

Химическое равновесие. Закон действующих масс.

Константа равновесия. Константа диссоциации.
Рассмотрим реакцию диссоциации азотистой кислоты (слабого электролита):

HNO2 H+ + NO2-

Данная запись означает, что данный процесс протекает в двух противоположных направлениях: молекулы азотистой кислоты диссоциируют (прямая реакция) и ассоциируют (обратная реакция).

● Химические реакции, которые при одних и тех же условиях могут идти в двух противоположных направлениях, называются обратимыми.

Любой процесс идёт с определённой скоростью.

● Скорость химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ с учётом коэффициентов (закон действующих масс). Рассмотрим обратимую реакцию:

аА + bВ сС + dD

Скорость прямой реакции равна: прямой = kпрямойАаВb

Скорость обратной реакции равна: обратной = kобратнойАаВb

k-коэффициент пропорциональности, который называется константой скорости реакции.

В случае диссоциации сначала скорость прямой реакции резко увеличивается. При достижении определённой концентрации ионов в растворе скорость обратного процесса (ассоциации) начинает увеличиваться. Через определённый промежуток времени скорость прямой и обратной реакции станут одинаковыми и в системе наступит химическое равновесие.

Химическое равновесие – это состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны.

Химическое равновесие является динамическим равновесием. Скорость прямой и обратной реакций равны и имеют некоторое постоянное значение (константа).

прямой = обратной

kпрямойАаВb = kобратнойАаВb

Тогда

Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций является величиной постоянной и называется константой равновесияр):



Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации (КД). Вследствие того, что слабые электролиты диссоциируют на ионы не полностью, в их растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Константу равновесия в этом случае называют константой диссоциации КД. В случае азотистой кислоты выражение КД будет записано:


Чем меньше константа диссоциации, тем слабее электролит.

Для слабого электролита константа диссоциации – величина постоянная при данной температуре, которая не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации зависит от природы растворителя, природы электролита и температуры.


Лекция 6

Диссоциация кислот, оснований и солей.

Амфолиты.

Диссоциацию кислот, оснований и солей мы будем рассматривать в водных растворах. При этом необходимо отметить, что в данном случае оксиды будут неэлектролитами и, если вещество нерастворимо в воде, то оно также является неэлектролитом (хотя вам известно, что есть вещества, которые в воде растворяются, но являются неэлектролитами).



Диссоциация кислот

Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катиона образуются только катионы водорода Н+.

Необходимо знать, что сильные кислоты нацело диссоциируют на катионы водорода и кислотный остаток, тогда как слабые кислоты диссоциируют ступенчато.

Сильные кислоты:

HNO3 H+ + NO3-

(без учёта молекул воды, т.е. упрощённый вариант записи электролитической диссоциации). Так как при диссоциации образуются протоны (катионы водорода), а процесс протекает в водном растворе, то происходит протонизация молекул воды. Образуется ион-гидроксония (смотри лекцию 3). Следовательно, правильнее записывать уравнение электролитической диссоциации следующим образом:

HNO3 + Н2О H3О+ + NO3-

При написании уравнений реакций электролитической диссоциации необходимо учитывать, что суммарно заряды левой и правой частей уравнений должны быть одинаковыми.

Рассмотрим другие примеры диссоциации сильных кислот:

HClO4 H+ + ClO4-

H2SO4 2H+ + SO42-

Слабые кислоты:

Слабые кислоты диссоциируют ступенчато. Количество ступеней зависит от основности кислоты (основность кислоты определяется числом атомов водорода, способных замещаться на металл).

Одноосновная кислота:

HF H+ + F-

Двухосновная кислота:

H2SO3 H+ + HSO3- (I ступень)

HSO3- H+ + SO32- (II ступень)

При этом необходимо помнить, что константы диссоциации по каждой ступени будут отличаться:



Для первой ступени Для второй ступени

При диссоциации веществ по ступеням, константа диссоциации с каждым разом становится меньше. Это связано с тем, что при диссоциации вещества на первой ступени отрыв протона происходит от нейтральной молекулы вещества, а на второй уже от заряженного аниона. Отрыв протона (как и любой другой частицы) от иона всегда протекает труднее (энергетические затраты увеличиваются).

Диссоциация оснований

Основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве аниона всегда образуются только гидроксид-ионы ОН-. Сильные основания диссоциируют нацело, слабые – по ступеням.



Сильные основания:

КOН К+ + OН-

Ва(OН)2 Ва2+ + 2OН-

Слабые основания:

Слабые основания диссоциируют ступенчато. Количество ступеней зависит от кислотности оснований (количество гидроксильных групп, способных замещаться на кислотный остаток).

Двухкислотное основание:

Сd(OН)2 CdOH+ + OН-

CdOН+ Cd2+ + OН-

При этом необходимо помнить, что константы диссоциации по каждой ступени будут отличаться:




Для первой ступени Для второй ступени

Несмотря на то, что гидроксид кадмия (II) в воде не растворяется, диссоциацию его мы можем записать. Это объясняется тем, что абсолютно нерастворимых веществ в воде не существует. Следовательно, в той части гидроксида кобальта (II), которая в воде растворяется, будет протекать электролитическая диссоциация.

  1   2   3   4

Похожие:

Лекция 1 Электролиты. Неэлектролиты iconНеорганическая химия 9 класс 70 ч/год 2 ч/нед.; 2 ч
Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация веществ в водных растворах
Лекция 1 Электролиты. Неэлектролиты iconУрок по теме «Электролитическая диссоциация. Электролиты и неэлектролиты»
Объяснить учащимся, что такое электропроводимость, электронная и ионная электропроводимость
Лекция 1 Электролиты. Неэлектролиты iconЭлектролитическая диссоциация Основные положения
Все вещества по способности проводить электрический ток в растворе или в расплаве можно подразделить на две группы: электролиты и...
Лекция 1 Электролиты. Неэлектролиты iconУрок по химии в 8а классе Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация
Образовательная: Учащиеся должны повторить известные сведения о растворении и растворах; актуализация знаний учащихся о различных...
Лекция 1 Электролиты. Неэлектролиты iconУрок изучения и первичного закрепления знаний. Урок 8класс Тема урока: Электролитическая диссоциация
Цель урока: Сформировать понятия «электролиты» и «неэлектролиты», рассмотреть механизм электролитической диссоциации, роль воды в...
Лекция 1 Электролиты. Неэлектролиты iconКонспект к занятию по теме «растворы электролитов»
Неэлектролиты: оксиды, органические вещества (сахар, карбамид) – не проводят электрический ток
Лекция 1 Электролиты. Неэлектролиты iconЛекция №15 (Теорема 21), [6] Метод покоординатного спуска. Лекция №16 (Теорема 24), [2, 3]
Теория двойственности нелинейного программирования. Лекция №4 (Теорема 10, леммы 5, 6, следствия 1 и 2), Лекция №5 (следствие 3),...
Лекция 1 Электролиты. Неэлектролиты iconЭлектролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций

Лекция 1 Электролиты. Неэлектролиты iconЛекция №1. Введение. Элементы дифференциальной геометрии. 2 Лекция №2. Свойства скалярных и векторных поле
Лекция №5. Множества Жюлиа, множество Мандельброта и их компьютерное представлени
Лекция 1 Электролиты. Неэлектролиты iconЛекция Предмет культурологии 2 часа 1 с. Лекция Культура как знаково-семиотическая система 2 часа 5 с. Лекция Цивилизационная модель культуры 2 часа 11 с. Лекция Китайская культура 2 часа 15 с
Охватывает прибрежные территории морей, а затем все обитаемые области земного шара, омываемые мировыми океанами
Разместите кнопку на своём сайте:
ru.convdocs.org


База данных защищена авторским правом ©ru.convdocs.org 2016
обратиться к администрации
ru.convdocs.org