textarchive.ru

Главная > Пояснительная записка


Вопросы для самоподготовки по теме «Растворы»:

1. Для получения некоторых лаков приготавливают дисперсную систему из красителя и ацетона. Что является при этом дисперсной фазой и что диспер­сионной средой?

2. В чем отличие взвесей от коллоидных и истинных растворов?

3. Какой из компонентов раствора следует считать растворителем?

4. Можно ли считать растворы механическими смесями? Почему?

5. Можно ли растворы считать химическими соединениями? Почему?

6. Объясните, в чем сущность процесса растворения.

7. Почему процесс растворения бывает эндотермическим?

8. Чем отличаются тепловые явления, происходящие при растворении cepной кислоты, от тепловых явлений при растворении нитрата аммония? Как объясняет эти явления гидратная теория растворов Д. И. Менделеева?

Конец формы

II ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.

1. ЭЛЕКТРОЛИТЫ. Дождливый день. На остановке троллейбуса люди складывают зонтики и заходят в салон. Вот один из них поставил ногу на ступеньку и тут же отпрянул: «Ой, током бьет!» Как же ток добрался до пассажира?

Еще на заре изучения электрических явлений ученые заметили, что ток могут проводить не только металлы, но и растворы. Но не всякие. Так, водные растворы поваренной соли и других солей, растворы сильных кислот и щелочей хорошо проводят ток. Растворы уксусной кислоты, углекислого и сернистого газа проводят его намного хуже. А вот растворы спирта, сахара и большинства других органических соединений вовсе не проводят электрический ток. Английский физик Майкл Фарадей еще в 30-е годы XIX века, изучая закономерности прохождения электрического тока через растворы, ввел термины «электролит», «электролиз», «ион», «катион», «анион». Электролит – вещество, раствор которого проводит электрический ток. Происходит это в результате движения в растворе заряженных частиц – ионов. Спустя много лет и в другой стране был придуман забавный стишок, позволяющий запомнить заряд ионов:

Для двух ребят подарков груз

ИОН взвалил себе на спину:

Для КАТИ ОН несет свой плюс,

Для АНИ ОН несет свой минус.

Причина появления в растворах заряженных частиц была совершенно непонятной. Само название «электролит» (от греч. lysis – разрушение, растворение) предполагало, что ионы появляются в растворе при пропускании через него электрического тока.

В 1887 году шведский физико-химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы – ионы, которые могут передвигаться к электродам – отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду. Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации (дословный перевод – расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются только переносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит через раствор ток или нет.

Теория Аррениуса, с одной стороны, объясняла, почему растворы электролитов проводят ток, с другой стороны – объясняла увеличение числа частиц в растворе. Например, в растворе сульфат алюминия Al2(SO4)3 распадается сразу на пять ионов: два катиона алюминия Al3+ и три сульфат-аниона SO42–. За создание теории электролитической диссоциации Аррениус в 1903 году был удостоен Нобелевской премии по химии.

По степени диссоциации на ионы электролиты стали относить к сильным (полный распад на ионы) и к слабым (на ионы распадается только часть растворенного вещества). К сильным электролитам относятся щелочи, многие кислоты (серная, азотная, соляная), большинство солей. К слабым электролитам относятся уксусная СН3СООН, азотистая HNO2, сероводородная H2S, угольная Н2СО3, сернистая H2SO3, большинство органических кислот. Воду также можно отнести к слабым электролитам, так как лишь очень небольшая часть ее молекул находится в растворах в виде катионов Н+ и анионов ОН

 2.Теория электролитической диссоциации

( С. Аррениус, 1887г. )

 

1.      При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).

2.      Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).

3.      Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).

4.      Степень электролитической диссоциации () зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N).

 

 = n / N                     0<<1

 

3.Механизм электролитической диссоциации ионных веществ

 

При растворении соединений с ионными связями (например, NaCl) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли.

Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации.

4.Схема электролитической диссоциации.

Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой-положительно. Молекула отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным-к иону хлора; окружают ионы со всех сторон и вырывают из кристалла, причём, только с его поверхности
Уравнение диссоциации можно записать следующим образом:

NaCl Na+ + Cl-

Электролитическую диссоциацию вызывает не только вода, но и неводные полярные растворители, такие как Жидкий аммиак и жидкий диоксид серы. Однако именно для воды характерно свойство ослаблять электростатическое притяжение между ионами в решётке выражено особенно ярко.
Свободные ионы, оказавшиеся в водном растворе окружаются полярными молекулами воды: вокруг ионов образуется гидратная оболочка, т.е. протекает процесс гидратации.

5.Механизм электролитической диссоциации полярных веществ

Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например, HCl), определенным образом ориентируются диполи воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы.

6.Электролиты и неэлектролиты

Электролитическая диссоциация веществ, идущая с образованием свободных ионов объясняет электрическую проводимость растворов.

Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель (H2O), хотя он является основным участником.

CaCl2  Ca2++ 2Cl-

KAl(SO4)2 K+ + Al3+ + 2SO42-

HNO3  H+ + NO3-

Ba(OH) Ba2+ + 2OH-

 Из электронейтральности молекул вытекает, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.

Например, для

Al2(SO4)3 –– 2 • (+3) + 3 • (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO4)2 –– 1 • (+1) + 3 • (+3) + 2 • (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

7. Сильные электролиты

Это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2).В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.

8.Слабые электролиты

Вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

 К слабым электролитам относятся:

1)     почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);

2)     некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);

3)     почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

4)     вода.

Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.

СH3COOH  CH3COO- + H+

Cu(OH)2  [CuOH]+ + OH- (первая ступень)

[CuOH]+  Cu2+ + OH- (вторая ступень)

H2CO3  H+ + HCO- (первая ступень)

HCO3-  H+ + CO32- (вторая ступень)

 

9.Неэлектролиты

Вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы.

Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).

 10.Степень диссоциации. Константа диссоциации

 Концентрация ионов в растворах зависит от того, насколько полно данный электролит диссоциирует на ионы. В растворах сильных электролитов, диссоциацию которых можно считать полной, концентрацию ионов легко определить по концентрации (c) и составу молекулы электролита (стехиометрическим индексам).

 Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.

Степень диссоциации () - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N):

 

 = n / N

и выражается в долях единицы или в % ( = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).

Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H2O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.

Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются.

Константа диссоциации (KD) - отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул.

Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации; характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше KD, тем больше концентрация ионов в растворе.

Диссоциации слабых многоосновных кислот или многокислотных оснований протекают по ступеням, соответственно для каждой ступени существует своя константа диссоциации:

 Первая ступень:

H3PO4  H+ + H2PO4-

 Вторая ступень:

H2PO4-  H+ + HPO42-

 Третья ступень:

HPO42-  H+ + PO43-

11. Диссоциация оснований, кислот и солей.

Мы уже говорили, что на ионы могут распадаться только соединения, молекулы которых построены по ион­ному или полярному типу связи, рассматривая это напримере NaCl и НС1. Что касается неполярных молекул, то они в водных растворах на ионы не распадаются.

Однако нередко встречаются вещества, в молекулах которых наблюдаются оба типа связи, например в молеку­ле едкого натра NaOH металл натрий связан с гидроксо-группой ионной связью, а водород с кислородом — кова-лентной. В молекуле серной кислоты H2S04 связь водорода с кислотным остатком более полярна, чем связь серы с кис­лородом. В молекуле нитрата алюминия A1(N03)3 алюми­ний связан с кислотным остатком ионной связью, а атомы азота с атомами кислорода — ковалентной. В таких слу­чаях распад молекулы на ионы происходит по месту ион­ной или наиболее полярной связи. Остальные связи не рас­щепляются.

Из сказанного следует, что ионами могут быть не толь­ко отдельные атомы, но и группы атомов. Например, гидроксил при диссоциации образует один анион ОН, кото­рый называется гидроксид-ионом. Кислотный остаток SO4 образует двухзарядный анион — сульфат-ион.

Теперь можно рассмотреть, на какие ионы диссоции­руют вещества, относящиеся к разным классам неоргани­ческих соединений. Подобно уравнениям химических реак­ций, уравнения диссоциации также можно записывать. Например, распад на ионы едкого натра записывают так:

NaOH —> Na+ + ОН-.

Определение оснований в свете теории электролитиче­ской диссоциации будет следующим: основаниями являют­ся такие электролиты, которые диссоциируют в растворе с образованием только катиона металла и гидроксид-анио­нов.

Вместо знака равенства в таких уравнениях, как пра­вило, ставят знак обратимости чтобы показать, что диссоциация-—процесс обратимый и при удалении раст­ворителя может протекать в обратную сторону.

Гидроксид кальция диссоциирует по уравнению:

Са(ОН)2 —СаОН+ + ОН-

т. е. сначала отделяется один ион ОН- и образуется гидроксо-ион СаОН+, а затем диссоциация идет глубже:

СаОН+Са2++ ОН-

Суммарно процесс выражается уравнением:

Са(ОН)2→ Са2+ + 20Н-

Для проверки правильности записи следует подсчитать суммарный положительный заряд катионов и суммарный от­рицательный заряд анионов. Они должны быть равны по абсолютной величине. В данном случае сумма положи­тельных зарядов +2, а отрицательных -2.

Кислотами являются электролиты, дис­социирующие в растворах с образованием в качестве ка­тионов только ионов водорода.

Распад на ионы кислот, как уже было сказано, про­исходит по наиболее полярной связи, т. е. между атомом водорода и кислотным остатком. Например, процесс дис­социации азотной кислоты выражается уравнением:

HN03 = Н+ + NO3-

У многоосновных кислот диссоциация протекает сту­пенчато, например у Н2С03:

Н2С03 →Н+ + НСО3-

НСОз - →Н+ + СО32-

При ступенчатой диссоциации распад сильно уменьша­ется от ступени к ступени, а на последней ступени он обычно очень невелик.

Солями называют электролиты, обра­зующие при диссоциации в качестве катионов ионы метал­ла, а в качестве анионов - ионы кислотного остатка.

Поскольку в молекулах солей между атомами металла и кислотным остатком существует ионная связь, соли дис­социируют соответственно с образованием катионов метал­ла и анионов кислотного остатка, например: A12(S04)3 = 2Al3+ + 3SO42-

Вопросы для самоподготовки по теме «Электролитическая диссоциация»

1. Чем отличается электролит от неэлектролита по типу химической связи и по поведению в растворе?

2. Почему для процесса электролитической диссоциации необхо­димо, чтобы растворитель имел дипольные молекулы, а электролит — ионный или полярный характер химической связи?

3. Почему вещества с неполярными молекулами не могут быть электролитами?

4. Сформулируйте, что такое электролитическая диссоциация. Вы­учите определение наизусть.

5. Что такое ионы?

6. Чем ионы отличаются от нейтральных атомов?

7. Какие ионы называются катионами, какие — анионами и по­чему?

8. Как отличить в записи ион от нейтрального атома (приведите примеры)?

9. Назовите следующие ионы: Fe2+, Fe3+, К+, Br-.

10. Напишите уравнения диссоциации следующих оснований, про­верив предварительно по таблице растворимости, хорошо ли они дис­социируют: гидроксид бария, гидроксид железа, гидроксид калия, гид­роксид стронция, гидроксид цинка, гидроксид лития.

11. Напишите уравнения диссоциации следующих кислот: серной, фосфорной, сероводородной, сернистой, соляной. Для двухосновных и многоосновных кислот пишите уравнения по ступеням.

12. Напишите уравнения диссоциации следующих средних солей: фосфата натрия, нитрата магния, хлорида алюминия, силиката калия, карбоната натрия, сульфида калия, нитрата меди (П), хлорида железа(Ш).

III. Химические реакции в водных растворах. Реакции между ионами. Ионные уравнения

  1. Ионные реакции.

Поскольку электролиты в растворах распадаются на ионы, то и реакции электролитов должны происходить между ионами.

Взаимодействие ионов в растворе называется ионной реакцией.

С участием ионов могут протекать как обменные, так и окислительно-восстановительные реакции. Рассмотрим об­менные реакции электролитов в растворе, например взаи­модействие между двумя солями:

NaСl + AgNO3 = AgCl + NaN03

Хлорид натрия и нитрат серебра как сильные электро­литы диссоциируют на ионы:

NaCl→Na++ Сl-

AgN03→ Ag+ +NO3-,

поэтому левую часть равенства можно записать так:

Na+ + Cl- + Ag+ + NO3-→…

Рассмотрим полученные в результате реакции вещества. AgCl- вещество нерастворимое, поэтому оно не будет диссоциировать на ионы, a NaN03 -соль растворимая, прекрасно диссоциирует на ионы по схеме:

NaN03→ Na+ + NO3-

NaN03 — сильный электролит, поэтому правая часть равенства пишется так:

…→Na++ NO3- + AgCl

Уравнение в целом будет иметь следующий вид:

Na+ + Сl- + Ag++ NO3- = Na+ + NO3- + AgCl

Такое уравнение называется полным ионным уравне­нием. Сокращая в этом уравнении подобные члены, получаем сокращенное ионное уравнение:

Ag+ + Сl-→ AgCl

2. Последовательность составления ионного уравнения:

1. Пишут в ионном виде формулы исходных продуктов (тех, которые диссоциируют).

2. Пишут в ионном виде формулы полученных продук­тов (тех, которые диссоциируют).

3. Проверяют, совпадает ли по абсолютной величине общее число положительных и отрицательных заря­дов ионов в левой части равенства, а затем в правой.

4. Проверяют, совпадает ли число одноименных ионов в левой и правой частях равенства (учитывая атомы, входящие в состав недиссоциирующего вещества).

5. Для составления сокращенного ионного уравнения находят в левой и правой частях уравнения подоб­ные члены с одинаковыми знаками и исключают их из уравнения, а затем записывают полученное сокра­щенное ионное уравнение.

Реакции обмена протекают до конца при следующих условиях:

1) если образуется осадок

2) если выделяется газ

3) если образуется вода.

3. Основания. Классификация. Состав и свойства.

Основаниями называются электро­литы, диссоциирующие в водных растворах с образо­ванием в качестве катионов ионов металла, а в качестве анионов — только гидроксид-ионов. Например:

NaOH = Na+ + ОН-

Са(ОН)2 = Са2+ + 20Н-

Классификация оснований по числу гидроксильных групп:

Однокислотные

Двухкислотные

Многокислотные

NaOH, AgOH

Са(ОН)2, Сu (ОН) 2

А1(ОН)3, Fe(OH)3

Классификация оснований по растворимости в воде:

Растворимые

Нерастворимые

NaOH,, Са(ОН)2 (малорастворим), КОН, Ва(ОН)2 и другие основания, образован­ные металлами главных подгрупп I и II групп, кроме Ве(ОН)2

Си (ОН) 2, Fe(OH)3, Fe(OH)2 и др.

Растворимые основания являются сильными электро­литами и носят название сильных оснований. Гидроксиды металлов главной подгруппы I группы являются наиболее сильными и в некоторых случаях носят название едких ще­лочей, например едкий натр NaOH, едкое кали КОН. Из­редка встречается название «едкий барит» Ва(ОН)2, не­смотря на то, что барий — металл II группы. Обычно осно­вания называют гидроксидами, например гидроксид каль­ция, гидроксид лития. Если металл может иметь в соеди­нениях разную степень окисления, то она проставляется рядом в скобках римской цифрой, например гидроксид меди (II), гидроксид железа (III) и т.д.

Основания являются твердыми веществами. Щелочи— это кристаллические вещества белого цвета, химически весьма стойкие, поэтому в хорошо закрытой посуде их мож­но долго хранить в лаборатории.

Едкие щелочи при попадании на кожу могут причинить сильные ожоги, поэтому кристаллические щелочи следует брать не руками, а только щипцами или пинцетом. При по­падании на кожу раствора щелочи необходимо прежде всего омыть раствор до исчезновения ощущения мылкости большим количеством воды, а затем нейтрализовать рас­твором борной кислоты.

Рассмотрим химические свойства оснований:

1. Растворимые основа­ния действуют на индика­торы. «Индикатор» в пере­воде значит указатель, определитель. С помощью вещества-индикатора опре­деляют, что имеется в из­бытке в данном растворе — кислота или щелочь. Изме­нение цвета индикатора дает ответ на этот вопрос. Мы здесь будет говорить о трех индикаторах: лакмусе, ко­торый в нейтральной среде (вода) имеет фиолетовую окраску, о фенолфталеине (в нейтральной среде бес­цветен), о метиловом оран­жевом (в нейтральной сре­де желтый). В щелочах лакмус синеет, фенолфтале­ин становится малиновым, а метиловый оранжевый становится желтым.

Однозначное действие на индикаторы всех раствори­мых оснований объясняется наличием в их растворах большой концентрации гидроксид-иона ОН-.Такие рас­творы называют щелочными.

2. Растворимые основа­ния (условимся в дальней­шем именовать их щелоча­ми) могут вступать во взаи­модействие с кислотными оксидами:

Са(ОН)2 + С02 = СаСОз + Н2О

Са2+ + 20Н- + С02 = СаС03 + Н2О

3. Все основания могут вступать в реакцию с кисло­тами. При этом образуются соль и вода. Реакция между основаниями и кислотами, в процессе которой образуются нейтральная соль и вода, называется реакцией нейтрали­зации):

NaOH + HNO3 = NaN03+ Н20

Na+ + ОН- + Н++ NO3 = Na++ NO3- + H20

H+ + ОН-2О



Скачать документ

Похожие документы:

  1. Пояснительная записка (143)

    Пояснительная записка
    ... программа состоит из трех разделов: пояснительнойзаписки; основного содержания с примерным распределением учебных ... программа состоит из трех разделов: пояснительнойзаписки; основного содержания с примерным распределением учебных ...
  2. Пояснительная записка (693)

    Основная образовательная программа
    ... : М.С. Соловейчик, Н.С. Кузьменко, Н. М. Бетенькова, О. Е. Курлыгина). Пояснительнаязаписка Курс русского языка в начальных классах ... « Детское объединение « Юные меломаны»» Пояснительнаязаписка Содержание программы разработано в соответствии с ...
  3. Пояснительная записка (752)

    Пояснительная записка
    ... : 68ч Учитель: Пальчевская Светлана Анатольевна Пояснительнаязаписка В программе реализуется художественно – эстетическое ... 34ч Учитель: Пальчевская Светлана Анатольевна Пояснительнаязаписка Произведения художественной литературы раскрывают перед ...
  4. Пояснительная записка (16)

    Пояснительная записка
    ... образовательного учреждения содержит следующие разделы: • пояснительнуюзаписку; • программу духовно-нравственного развития и ... Примерная программа включает следующие разделы: — пояснительнуюзаписку, в которой даётся общая характеристика предмета ...
  5. Пояснительная записка (628)

    Основная образовательная программа
    ... образовательная программа содержит следующие разделы: пояснительнаязаписка; планируемые результаты освоения обучающимися основной ... 1 классе» (5 ч) Проверка знаний (1 ч) ОКРУЖАЮЩИЙ МИР ПОЯСНИТЕЛЬНАЯЗАПИСКА Программа разработана на основе Федерального ...
  6. Пояснительная записка (199)

    Пояснительная записка
    ... предзащит дипломных, бакалаврских и магистерских сочинений. Пояснительнаязаписка к спецсеминару «Российские партии и их ... вопросы реформы местного самоуправления в РФ. Пояснительнаязаписка к спецсеминару «Политико-властные отношения в современной ...

Другие похожие документы..