Методика преподавания химии в 9-м классе общеобразовательных школ

Разделы: Химия

Электролитическая диссоциация (ЭД).

1. Качественная характеристика процесса.

Можно выделить два принципиально различных случая растворения веществ в воде:

  1. Гидратирование частиц растворенного вещества без структурных изменений (с.6, [1] – образование кристаллогидратов)
  2. Гидратирование частиц растворенного вещества со структурными изменениями частиц, связанными с образованием подвижных заряженных частиц.

Вещества, растворение которых происходит по второму типу, называются электролитами.

Процесс распада вещества на ионы при растворении или расплаве называется ЭД. Механизм ЭД зависит от типа электролита: следует различать истинные и потенциальные электролиты.

Истинные электролиты находятся в виде ионов уже в твердом (индивидуальном) состоянии, т.е. при растворении или расплаве происходит разрушение ионной кристаллической решетки. При растворении разрушение происходит за счет взаимодействия ионов с молекулами воды и образования вокруг каждого иона гидратной оболочки, которая фактически компенсирует заряд иона. При расплаве – за счет усиления теплового колебания ионов в узлах решетки, вплоть до полной ее ликвидации. Таким образом, при разрушении ионной кристаллической решетки образуются разноименно заряженные частицы, которые при пропускании электрического тока начинают двигаться к соответствующим электродам, создавая электрический ток.

Потенциальные электролиты в индивидуальном состоянии ионов не содержат. В этом случае ионы появляются только при растворении (но не расплаве!) вещества в воде и при непосредственном участии молекул воды. Это вещества с сильнополярными связями, в первую очередь – кислоты. Под влиянием диполь-дипольного взаимодействия между молекулами HmA (A – кислотный остаток) и H2O происходит постепенное увеличение степени полярности связи Н→А. В результате происходит ее переход в ионную с одновременным распадом вещества на гидратированные ионы Н+и Аm-. Поэтому определение электролитов можно сформулировать следующим образом: ВЕЩЕСТВА, РАСПЛАВЫ И РАСТВОРЫ В ВОДЕ КОТОРЫХ ПРОПУСКАЮТ ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ТОК, НАЗЫВАЮТСЯ ЭЛЕКТРОЛИТАМИ.

Д/З: §1, упр.1-5, с.13 [1]

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ. (с. 8-9, [1])

Теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом в 1887 году для водных растворов электролитов.

  1. При растворении в воде или расплаве молекулы электролитов распадаются на ионы. Ионы могут быть простые ( состоящие из одного атома, например, Н+, Cl-, Вr-, Са2+) или сложные ( состоящие из нескольких атомов, например, SO42-, NO3-). Простые ионы отличаются от атомов как по электронному строению, так и по свойствам (сравнить свойства газа хлора Cl2 и иона хлора Сl-; металла натрия Na и иона натрия Na+).
  2. Диссоциация является обратимым процессом, т.е. в системе устанавливается динамическое равновесие двух процессов – процесса распада молекул на ионы и процесса воссоединения ионов с образованием молекул, т.е. количество распавшихся молекул равно количеству вновь образовавшихся.
  3. Ионы в водных растворах и расплавах двигаются хаотически; при пропускании электрического тока начинается упорядоченное движение ионов: положительно заряженные (металлы и водород) идут к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы – к положительно заряженному электроду (аноду). Поэтому положительно заряженные ионы называются КАТИОНАМИ, а отрицательно заряженные ионы – АНИОНАМИ.
  4. Суммарный заряд всех катионов равен суммарному заряду всех анионов, т.е. раствор электронейтрален.

В неорганической химии электролитами являются: основания, кислоты и соли.

ОСНОВАНИЯ – электролиты, диссоциирующие с образованием катионов металла и анионов гидроксила.

КИСЛОТЫ – электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка.

Средние соли – электролиты, диссоциирующие с образованием катионов металла и анионов кислотного остатка.

Кислые соли – электролиты, диссоциирующие с образованием катионов металла и водорода, и анионов кислотного остатка.

Основные соли – электролиты, диссоциирующие с образованием катионов металла и анионов гидроксила и кислотного остатка.

Уравнения диссоциации неорганических соединений данных классов рассмотрены в [1] на с. 9-11.

Д/З: §2, упр.7,8, с.13[1] .

2. Количественная характеристика процесса.

Для количественной характеристики процесса электролитической диссоциации используют понятие степени диссоциации, являющейся отношением количества вещества электролита, распавшегося на ионы к общему количеству вещества, введенному в раствор (доля вещества, распавшегося на ионы, может быть выражена в процентах или в долях от единицы; величина безразмерная).

По величине степени диссоциации различают электролиты :

  • Сильные α до 30%
  • Средние α от 3% до 30%
  • Слабые α менее 3 %.

Необходимо обратить внимание учащихся на различие понятий «растворимость» и «сила электролита». Разделение электролитов на сильные и слабые не зависит от растворимости вещества, и лишь от того сколько его молекул от общего числа растворенных распалось на ионы. Так, например, гидроксид кальция Са(ОН)2 малорастворим в воде, но является сильным электролитом и относится к щелочам.

Степень диссоциации (СД) зависит от следующих факторов:

  1. От температуры (с повышением температуры СД повышается)
  2. От разбавления раствора водой (чем ниже концентрация электролита в растворе, т.е. чем сильнее разбавление, тем больше его СД)

Д/З: §3, упр.9,10,с.13[1] . ПРИЛОЖЕНИЕ №№ 1,2.

3. Ионные уравнения реакции.

Ионные реакции – это химические процессы обмена, протекающие в водном растворе с участием ионов электролитов. Их сущность отражают ионные уравнения реакций. Такие реакции в общем случае записываются в виде 3-х уравнений:

  • Молекулярного (показывает, какие вещества вступают в реакцию и образуются в результате химического взаимодействия);
  • Полного ионного (показывает, какие ионы вступают в реакцию и не участвуют в химическом взаимодействии);
  • Сокращенного ионного (показывает, какие ионы участвуют в химическом взаимодействии).

ПРАВИЛА ЗАПИСИ ИОННЫХ УРАВНЕНИЙ.

Как в левой, так и в правой частях уравнений не записывают в виде ионов, формулы веществ, которые не распадаются на ионы в водных растворах:

  • Нерастворимых и малорастворимых в воде вещества (кроме Са(ОН)2), которые устанавливаются по таблице растворимости;
  • Слабых электролитов, например, Н2О, слабые кислоты и конц. Н2SО4
  • Газов
  • Оксидов
  • Водородсодержащих остатков слабых кислот (гидроанионы)

В виде ионов записывают формулы:

  • Сильных кислот
  • Щелочей
  • Растворимых в воде солей

НАПРАВЛЕНИЕ ПРОТЕКАНИЯ ИОННЫХ РЕАКЦИЙ (правило Бертолле)

Реакции между растворами электролитов протекают необратимо, если в результате ее протекания образуют твердое малорастворимое или нерастворимое соединение (осадок), легколетучее вещество (газ) или малодиссоциирующее соединение (слабый электролит, в том числе и вода).

  1. Выпадение осадка.
    • Молекулярное уравнение: BaCl2 + Na2SO4 → 2NaCl + BaSO4↓
    • Полное ионное уравнение: Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO42- → 2Na+ + 2Cl- + BaSO4↓
    • Сокращенное ионное уравнение: Ba2+ + SO42- → BaSO4↓
  2. Выделение газа – регенерация соответствующих газов из кислотных остатков слабых кислот (карбонаты, сульфиты и сульфиды) под воздействием более сильных кислот (катионов водорода):
    • Молекулярное уравнение: CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 ↑ + H2O
    • Полное ионное уравнение: CaCO3 + 2H+ + 2Cl- → Ca2+ + 2Cl- + CO2 ↑ + H2O
    • Сокращенное ионное уравнение: CaCO3 + 2H+ → Ca2+ + CO2 ↑ + H2O
  3. Образование малодиссоциирующего соединения:
    • Молекулярное уравнение: NaOH + HCl → NaCl + H2O
    • Полное ионное уравнение Na+ + OH- + H+ + Cl- → Na+ + Cl- + H2O
    • Сокращенное ионное уравнение: OH- + H+ → H2O

Д/З: §4 (с.17), упр.1-5, с.22[1] ; ПРИЛОЖЕНИЕ №3.

ИСТОЧНИКИ ИНФОРМАЦИИ.

  1. Рудзитис Г.Е.и др. Химия: неорганическая химия. Орган.химия: учебник для 9 кл. общеобразовательных учреждений. 12 изд., испр., М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники, 2009. – 191 с. : ил.
  2. Врублевский А.И.. Решение заданий химических превращений с тестовым самоконтролем для школьников и абитуриентов – Мн.: ООО «Юнипресс», 2003.- 176с.

Приложения.