2. Формирование знаний о теории электролитической диссоциации веществ.

Теория электролитической диссоциации - одна из теоретических концепций школьного курса химии. Данная тема является логическим продолжением ранее изученного; следует учитывать запас знаний и умений учащихся, сформированных ранее и выступающих в роли опорных. К новым понятиям, формируемым в данной теме, относятся: понятия об электролитах (их делении на сильные и слабые в зависимости от степени диссоциации), об электролитической диссоциации, её сущности, механизмах, условиях; понятия о поведении ионов в растворе и реакциях между ними (реакции ионного обмена, гидролиз солей).

Все вещества делятся на 2 большие группы: электролиты и неэлектролиты.

Электролитами называются вещества (исключая металлы), растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся соединения, образованные ионными или ковалентными полярными связями. Это сложные вещества: соли, основания, кислоты, оксиды металлов (проводят электрический ток только в расплавах).

Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых электрический ток не проводят. К ним относятся простые и сложные вещества, образованные малополярными или неполярными ковалентными связями.

Здесь можно привести опыт:

1. Берем прибор для определения электропроводности, который представляет собой: электрическую цепь, состоящую из последовательно соединенных источника тока, эбонитовой пластинки и смонтированных в пластинку угольных электродов, а так же лампочки.

2. Сначала электроды помещают в H₂O, затем в сухой хлорид натрия и, наконец, в раствор хлорида натрия.

3. Лампочка загорается только в случае раствора хлорида натрия, который является проводником электрического тока.

Свойства растворов и расплавов электролитов впервые объяснил в конце XIX века шведский учёный Сванте Аррениус, создав теорию электролитической диссоциации, основные положения которой следующие (электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы):

1. Молекулы (или формульные единицы) электролитов в растворах или расплавах распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы. Этот процесс называется электролитической диссоциацией. Общая сумма зарядов положительных ионов равна сумме зарядов отрицательных ионов, поэтому растворы или расплавы электролитов в целом остаются электронейтральными. Ионы могут быть как простые, состоящие только из одного атома (Na⁺,Cu²⁺,Cl^–,S^2-), так и сложные, состоящие из атомов нескольких элементов (SO₄^2–,PO₄^3–,NH₄⁺, [Al(OH)₄]^–).

Простые ионы по своим физическим, химическим и физиологическим свойствам существенно отличаются от нейтральных атомов, из которых они образовались. В первую очередь, ионы являются гораздо более устойчивыми частицами, чем нейтральные атомы, и могут существовать в растворах или расплавах неограниченно долгое время, не вступая в необратимое взаимодействие с окружающей средой.

Такое различие в свойствах атомов и ионов одного и того же элемента объясняется разным электронным строением этих частиц.

Распад электролитов на ионы в расплавах осуществляется за счёт действия высоких температур, а в растворах за счёт действия молекул растворителя.

Вещества, образованные полярными ковалентными связями, переходят в раствор в виде отдельных молекул, которые, как и молекулы Н₂О, представляют собой диполи, например:

 + –

В этом случае диполи Н₂О, ориентируясь соответствующим образом вокруг растворенной молекулы электролита, вызывают в ней дальнейшую поляризацию ковалентной связи, а затем и её окончательный гетеролитический разрыв (рис. 29).

H–ClH⁺+Cl

Рис. 29.Схема электролитической диссоциации в растворе полярной молекулы HCl

Процесс электролитической диссоциации протекает одновременно с процессом растворения веществ, и поэтому в растворах все ионы находятся в гидратированном состоянии (окружены оболочками из молекул Н₂О).

Приводим объяснение механизма диссоциации веществ (с помощью картинок, анимаций):

• На примере строения воды: Вода имеет угловое строение. Связи O-H полярные, общая электронная пара смещена к наиболее электроотрицательно атому кислорода. Т.о. H₂O полярна, т.е. представляет собой диполь – частицу с 2-мя полюсами.

• Дальше переходим к хлориду натрия. На анимации изображена кристаллическая решетка NaCl, далее происходит присоединение диполей H₂O так, что положительные полюса идут к Cl^-, а отрицательные полюса к Na⁺. Связь между ионами кристалла ослабляется, в-во переходит в раствор в виде гидратированных ионов.

• Тоже самое объясняет с ковалентной связью, на примере, HCl.

2. Ионы электролитов в растворе или расплаве за счёт теплового движения хаотически перемещаются по всем направлениям. Но если в раствор или расплав опустить электроды и пропустить электрический ток, то положительно заряженные ионы электролита начинают двигаться к отрицательно заряженному электроду – катоду (поэтому они иначе называются катионами), а отрицательно заряженные ионы – к положительно заряженному электроду – аноду (поэтому они иначе называются анионами).

Таким образом, электролиты являются проводниками второго рода. Они переносят электрический заряд за счёт направленного движения ионов. Металлы же являются проводниками первого рода, т.к. проводят электрический ток за счёт направленного движения электронов.

3. Процесс электролитической диссоциации обратим. Наряду с распадом молекул на ионы всегда протекает обратный процесс – соединение ионов в молекулы или ассоциация. Поэтому в уравнениях реакций электролитической диссоциации веществ вместо знака равенства «=» ставят знак обратимости « », например:

HF H⁺ + F^–

CH₃COOH CH₃COO^– + H⁺

Одни электролиты в растворах полностью распадаются на ионы – это сильные электролиты.

Другие электролиты только частично распадаются на ионы, т.е. большая часть их молекул остаётся в растворе в недиссоциированном виде – это слабые электролиты.

В водных растворах сильными электролитами являются соли, растворимые основания (образованные, как правило, щелочными и щелочноземельными металлами), некоторые неорганические или минеральные кислоты (HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃ и др.).

В тоже время многие органические кислоты, некоторые неорганические кислоты (HNO₂, HF, H₂S, H₂SiO₃, H₃PO₄ и т.д.), нерастворимые в Н₂О основания ведут себя как слабые электролиты.

Количественно процесс распада молекул электролита на ионы оценивается с помощью степени электролитической диссоциации α (измеряется в долях %).

Степень электролитической диссоциации – это величина, которая показывает отношение числа распавшихся на ионы молекул вещества к общему числу его молекул в растворе (распавшихся и нераспавшихся):

N_О=N_Д+N_{H (число непродиссоциированных молекул электролита в растворе)}

Так как число частиц вещества (N) и их химическое количество (n) связаны между собой соотношением N=n∙N_A, то степень диссоциации можно ещё рассчитать и другим способом:

В зависимости от степени диссоциации электролиты подразделяются на:

• Сильные (α ˃ 0,3) – в растворе практически нет молекул, есть только ионы (степень диссоциации значительно близка к 1).

Примеры: кислоты HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HI, HClO₄, щелочи KOH, NaOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂, все растворимые соли.

• Средней силы (0,03 ˂ α ˂0,3) – в растворе есть и молекулы и ионы.

Примеры: кислоты H₂SO₃, H₃PO₄, HF.

• Слабые (0 ˂ α ˂0,03) – в растворе есть и молекулы и ионы (степень диссоциации значительно меньше 1).

Примеры: кислоты H₂S, H₂CO₃, H₂SiO₄, CH₃COOH, вода H₂O, основания не растворимые в воде NH₄OH.