Составить уравнение диссоциации солей хлорида натрия

Please wait.

We are checking your browser. gomolog.ru

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.

Cloudflare Ray ID: 6de43abd8a924c7a • Your IP : 85.95.188.35 • Performance & security by Cloudflare

Теория
электролитической
диссоциации

Цели. Сформировать у учащихся понятие «электролитическая диссоциация» на основе атомно-молекулярного учения, теории электролитической диссоциации С.Аррениуса и гидратной теории растворов Д.И.Менделеева. Вскрыть причину электропроводности растворов, обсудить значение и применение теории.
Оборудование и реактивы. Пробирки, два мерных цилиндра, пипетки, прибор для проверки электрической проводимости растворов, стаканы, стеклянные палочки;
вода, концентрированные серная и уксусная кислоты, твердые гидроксид натрия, хлорид натрия, сульфат меди(II), 100 мл раствора метилоранжа в ацетоне, растворы сульфата меди(II), хлорида натрия, гидроксида кальция, нитрата бария, хлорида бария, нитрата серебра, соляной кислоты, карбоната натрия, хлорида магния, хлорида алюминия, цинк гранулированный, железо – порошок, алюминий гранулированный.

План изложения темы

• Свойства водных и неводных растворов различных классов неорганических соединений.
• Растворение в воде с точки зрения электронной теории.
• Диссоциация электролитов в растворе.
• Степень электролитической диссоциации. Слабые и сильные электролиты.

ХОД УРОКА

Учитель. Известно ли вам, что вещества растворяются не только в воде, но и в других растворителях? Если да, то приведите примеры. (Учащиеся приводят примеры растворения веществ.)
Выясним, нужен ли растворитель для протекания реакции и важна ли в этом случае природа растворителя. Возьмем концентрированную серную кислоту и опустим в нее цинк. Произойдет ли реакция? (Проводит лабораторный опыт.)
Ученик. Цинк реагирует с концентрированной серной кислотой при нагревании. При этом выделяется газ SO₂ (пишут на доске уравнение реакции):

Учитель. Выделяется ли водород? А теперь перельем содержимое пробирки (из опыта) в пробирку с водой, очень осторожно. Реакция пошла, выделяется много тепла. Обратите внимание, без воды реакция почти не шла, хотя вода при обычных условиях не взаимодействует с цинком.
Проделаем еще один опыт. Смешаем сначала твердые вещества: гидроксид натрия и сульфат меди(II), а затем их растворы. Реакция между твердыми реагентами не происходит, а в растворе образуется голубой осадок. Запишите в тетрадях уравнение химической реакции:

2NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄.

Из результатов опытов сделаем вывод, что вода в химических реакциях вовсе не пассивная среда. Под ее влиянием вещества испытывают изменения. Вода заставляет электролиты распадаться на ионы.
Рассмотрим процесс растворения электролитов в воде. Для этого придется вспомнить, что такое валентность и какие виды химической связи вам известны.
Ученики отвечают на поставленные вопросы. При рассмотрении ионной связи акцентируем внимание на модели кристаллической решетки хлорида натрия. Ковалентную полярную связь повторяем на примере строения молекул воды.
Учитель. В целом молекула воды не заряжена. Но внутри молекулы Н₂О атомы водорода и кислорода располагаются так, что положительные и отрицательные заряды находятся в противоположных концах молекулы (рис. 1). Поэтому молекула воды представляет собой диполь.

Рис. 1.
Молекула воды полярна и
представляет собой диполь

Механизм электролитической диссоциации NaCl при растворении поваренной соли в воде состоит в последовательном отщеплении ионов натрия и хлора полярными молекулами воды. Вслед за переходом ионов Na + и Сl – из кристалла в раствор происходит образование гидратов этих ионов. (Далее веду объяснение по рисунку (рис. 2, см. с. 36) учебника: Фельдман Ф.Г., Рудзитис Г.Е. Химия-9. М.: Просвещение, 1999, с. 4.) А как реагируют с молекулами воды полярные молекулы электролита? Рассмотрим это на примере соляной кислоты (рис. 3,
см. с. 36).

Рис. 2.
Механизм растворения хлорида натрия в воде:
а – ориентация молекул воды на поверхности кристалла NaCl и отрыв иона Na + ;
б – гидратация (окружение молекулами воды) ионов Na + и Сl –

При растворении в воде соляной кислоты (в молекулах HCl cвязь между атомами ковалентная сильнополярная) происходит изменение характера химической связи. Под влиянием полярных молекул воды ковалентная полярная связь превращается в ионную. Образовавшиеся ионы остаются связанными с молекулами воды – гидратированными. Если растворитель неводный, то ионы называют сольватированными.

Рис. 3.
Диссоциация молекул HCl
на ионы в водном растворе

Наличие ионов в растворах кислот, щелочей и солей можно доказать реакциями обмена. Проведем следующие опыты:

взаимодействие сульфата меди(II) c:
а) нитратом бария;
б) хлоридом бария;
в) гидроксидом натрия;
г) гидроксидом кальция;

взаимодействие нитрата серебра с:
д) соляной кислотой;
е) хлоридом натрия.

Запишем уравнения химических реакций:

а) СuSO₄ + Ba(NO₃)₂ = Cu(NO₃)₂ + BaSO₄;

б) СuSO₄ + BaСl₂ = CuCl₂ + BaSO₄;

в) СuSO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + Cu(OH)₂;

г) СuSO₄ + Сa(OH)₂ = CaSO₄ + Cu(OH)₂;

д) AgNO₃ + HCl = HNO₃ + AgCl;

е) AgNO₃ + NaCl = NaNO₃ + AgCl.

На основании этих реакций можно сделать следующие выводы:
1) ионы металлов, гидроксильные группы и кислотные остатки реагируют в водных растворах как самостоятельно существующие частицы;
2) гидроксильные группы, кислотные остатки, атомы водорода кислот и атомы металлов солей являются теми электрически заряженными частицами, которые находятся в растворах кислот, щелочей и солей.
Запишем определение понятия: «Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении».
Поскольку число молекул воды, которое присоединяют ионы, неизвестно, то процесс диссоциации кислоты, щелочей и солей упрощенно изображают так:

Многоосновные кислоты и кислые соли диссоциируют ступенчато. Чтобы показать неполную диссоциацию молекул и ионов, не относящихся к сильным электролитам, используют знак обратимости «». Например, для H₂SO₄ и ее кислой соли NaHSO₄:

H₂SO₄ = H + + ,

H + + ;

NaHSO₄ = Na + + ,

H + + .

Cледует не допускать ошибок при написании уравнений диссоциации нерастворимых и малорастворимых веществ, которые практически не диссоциируют на ионы или диссоциируют в малой степени:

CaCO₃ нет диссоциации,

СaSO₄ Ca 2+ + .

Основные термины, рассматриваемые в теории электролитической диссоциации, – это «электролиты» и «ионы».
Электролиты – это вещества, которые при растворении в воде или в расплавленном состоянии распадаются на ионы.
Ионы – это атомы или группы атомов, обладающие положительным (катионы) или отрицательным (анионы) зарядом. Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам. Для примера сравним свойства атомарного и молекулярного хлора со свойствами иона. Рассмотрим их отношение к металлам, водороду, ионам серебра. Свойства металлического натрия сравним со свойствами ионов натрия. (Ученики приводят примеры и рассказывают о свойствах атомов Cl, молекулы Cl₂ и ионов Сl – , а также о свойствах металлического Na и ионов Na + в составе солей.)

Рис. 4.
Прибор для проверки
электропроводности растворов

Общий и характерный признак ионов – наличие электрических зарядов. Ток проводят только те растворы, в которых содержатся ионы. Сравним электропроводность растворов кислот, щелочей, солей, сахара, спирта при помощи прибора для изучения электропроводности растворов (рис. 4). Мы видим, что диссоциация происходит не во всяком растворе. На основании ионной теории сформулируем новые определения кислот, оснований и солей как сложных веществ, образующих при диссоциации в воде особые ионы. При диссоциации кислот в качестве катионов отщепляются только ионы H + . При диссоциации оснований в качестве анионов отщепляется только ионы ОН – . Средние соли диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков.
Попробуем ответить на такой вопрос: все ли электролиты в одинаковой степени распадаются на ионы? Сравним электропроводность концентрированных растворов хлорида натрия и уксусной кислоты. В растворе соли лампочка загорается ярко, а в уксусной кислоте – очень слабо. Разбавим растворы, добавив к ним воды. Электропроводность раствора хлорида натрия не изменяется, а в растворе уксусной кислоты лампочка горит ярче. Хлорид натрия даже в концентрированных растворах диссоциируют полностью. Молекулы же уксусной кислоты в концентрированных растворах почти не диссоциируют. При разбавлении уксусной кислоты число диссоциированных молекул увеличивается, равновесие диссоциации смещается вправо:

СН₃СООН СН₃СОО – + Н + .

Вещества с ионной кристаллической решеткой полностью диссоциируют на ионы в водных растворах. Отношение числа диссоциированных молекул (n) к общему числу молекул (N), находящихся в растворе, называют степенью диссоциации (). Величина может принимать значения от 0 (диссоциации нет) до 1 (диссоциация полная).
Общие свойства кислот обусловливаются наличием ионов Н + в растворе. Активность кислоты (сильный или слабый электролит) зависит от концентрации ионов Н + в растворе.

Демонстрационный опыт. В два стакана нальем по 50 мл раствора метилоранжа в ацетоне. В первый стакан добавим 1–2 капли концентрированной серной кислоты, появляется малиновое окрашивание. Чтобы во втором стакане появилась такая же окраска, придется добавить в 10 раз больше (10–20 капель) уксусной кислоты, т.к. степень диссоциации кислоты CH₃COOH незначительная и концентрация ионов водорода в ней невелика.
Вывод. Сила кислот и оснований определяется их степенью диссоциации.

Электролитическая диссоциация

Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.

Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.

В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:

KA ⇄ K + (катион) + A — (анион)

Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.

У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.

Ступени диссоциации

Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H₂SO₄, H₃PO₄.

Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:

Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.

Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:

Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:

Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.

Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.

Электролиты и неэлектролиты

Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты — жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.

К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).

Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.

Неэлектролиты — вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.

К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.

Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:

Полные ионные уравнения записываются путем разложения молекул на ионы. Запомните, что нельзя раскладывать на ионы:

• Слабые электролиты (в их числе вода)
• Осадки
• Газы

Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике — остается только то, что сократить нельзя.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Блиц-опрос по теме Электролитическая диссоциация