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⁺ + 3SO₄^2-;

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

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

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 С_йон. і С_ел. – 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 +…+C_nZ_n²),

де С₁,С₂,С_n – концентрації відповідних йонів, а Z₁,Z₂,Z_n – їх заряди.

Для бінарних електролітів використовують закон розбавляння Оствальда:

К_Д =

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

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

К_Д = 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.