Chimie - dissociation électrique. Electrolytes et dissociation électrolytique

Conférence: Dissociation électrolytique des électrolytes dans des solutions aqueuses. Électrolytes forts et faibles

Dissociation électrolytique

Vous savez déjà que les liaisons chimiques entre les atomes peuvent être ioniques, covalentes, métalliques et hydrogène. La plupart des réactions chimiques ont lieu dans des solutions. Et le comportement de la substance dans ces solutions dépend de la nature des liaisons nommées.

Dans les cours de physique, vous avez appris que certaines substances sont capables de conduire un courant électrique. Cette capacité est déterminée par la présence d'ions chargés dans leurs molécules. Ces substances comprennent des solutions d'acides, de sels, de bases et sont appelées électrolytes. Ces substances forment des liaisons covalentes ioniques et hautement polaires. Les substances qui n'appartiennent à aucun des groupes énumérés sont des non-électrolytes. Ceux-ci comprennent: les substances simples, les oxydes, les substances organiques (par exemple, les alcools, les hydrocarbures, les glucides, les dérivés chlorés des hydrocarbures). Ces substances forment des liaisons covalentes non polaires ou de faible polarité.

En dessous de dissociation électrolytique il faut comprendre la décomposition d'une substance en ions libres lorsqu'elle est dissoute dans l'eau.

L'auteur de la théorie de la dissociation électrolytique est le physicien et chimiste suédois Svante Arrhenius. Son idée principale est que sous l'action de l'eau comme solvant, les électrolytes se décomposent en ions libres porteurs d'une charge électrique:

• « + » - cation;
• « - » - anion.

Sous l'action d'un courant électrique, les cations se déplacent vers la cathode avec un signe «-» et les anions vers l'anode avec un signe «+».

N'oubliez pas que la réaction de dissociation électrolytique est réversible. La réaction directe est appelée dissociation électrolytique et l'inverse est appelée molarisation.

Le nombre de molécules décomposées en ions montre le degré de dissociation, qui est indiqué par la lettre alpha - α. Cela dépend de la nature des réactifs, de leur concentration et de t.

Le degré de dissociation est calculé par la formule a \u003d n / N, où n est le nombre d'ions désintégrés, N est le nombre de molécules.

Électrolytes forts et faibles

Si nous avons affaire à des substances dont les molécules se décomposent parfaitement en ions, alors nous avons affaire à électrolytes puissants... Et ceux dont les molécules se décomposent peu en ions sont faible.

• HCl, HBr, HClO 4, H 2 SO 4 et autres acides forts;
• LiOH, NaOH, RbOH et autres alcalis;
• Ba (OH) 2, Ca (OH) 2 et d'autres hydroxydes de métaux alcalino-terreux;
• Tous les sels solubles dans l'eau

• L'eau;
• Presque tous les acides organiques (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH), certains acides inorganiques (H 2 CO 3, H 2 S)
• Sels légèrement solubles dans l'eau (Ca 3 (PO 4) 2)
• Bases peu solubles et hydroxyde d'ammonium; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH 4 OH).

Considérez les caractéristiques du cours de la dissociation électrolytique des sels, des bases, des acides:

Dissociation électrolytique des bases

La dissociation des alcalis donne des cations métalliques et toujours des anions du groupe hydroxy OH.

Par exemple: Ca (OH) 2 ↔ Ca 2 + 2OH -

Les bases multi-acides faibles se dissocient par étapes. Prenons l'oxyde de fer comme exemple:

1. Fe (OH) 2 ↔ (FeOH) + + ОH -
2. (FeOH) + ↔ Fe 2 + ОH -

La dissociation des bases amphotères, qui se manifestent par des réactions telles que les acides ou les bases, peut se dérouler de deux manières. Par le type de dissociation des bases, ou par le type de dissociation des acides.

Dissociation d'acide électrolytique

Lors de la dissociation des acides, des anions du résidu acide et toujours des cations hydrogène (H +) se forment.

Par exemple: HCl ↔ H + + Cl -

Les acides polybasiques faibles se dissocient par étapes. Prenons l'exemple de l'acide phosphorique:

1. H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 -1
2. H 2 PO 4 -1 ↔ Н + + НРO 4 -2
3. NRO 4-2 ↔ Н + + PО 4-3

Dissociation électrolytique des sels

Les sels se dissocient en un cation métallique et un anion résidu acide.

• Sulfate d'aluminium: Al 2 (SO 4) 3 ↔ 2Al 3+ + 3 (SO 4) 2-

Dans cette réaction, 2 moles d'ions Al 3+ et 3 moles de SO 4 2- se sont formées, par conséquent, il y a moins de cations que d'anions d'une fois et demie.

• Phosphate de sodium: Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 4 3 -

Dans cette réaction, trois fois plus de cations ont été formés que d'anions. Comme on peut le voir d'après les équations, les sels se sont décomposés en cations métalliques et en anions de résidus acides. Dans ces réactions, vous ne voyez pas le participant principal à aucune réaction de dissociation électrolytique: H 2 O. Il est d'usage de ne pas écrire cette substance dans le diagramme, mais gardez à l'esprit qu'il y a de l'eau.

La décomposition spontanée partielle ou complète des électrolytes dissous (voir) en ions est appelée dissociation électrolytique. Le terme «ions» a été introduit par le physicien anglais M. Faraday (1833). La théorie de la dissociation électrolytique a été formulée par le scientifique suédois S. Arrhenius (1887) pour expliquer les propriétés des solutions aqueuses d'électrolytes. Plus tard, il a été développé par de nombreux scientifiques sur la base de la théorie de la structure de l'atome et des liaisons chimiques. Le contenu moderne de cette théorie peut être résumé comme suit:

1. Les électrolytes, lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, se dissocient (se décomposent) en ions - chargés positivement et négativement. («Ion» en grec signifie «errer». Dans une solution, les ions se déplacent au hasard dans différentes directions.)

2. Sous l'action d'un courant électrique, les ions acquièrent un mouvement directionnel: ceux chargés positivement se déplacent vers la cathode, ceux chargés négativement se déplacent vers l'anode. Par conséquent, les premiers sont appelés cations, les derniers anions. Le mouvement directionnel des ions se produit à la suite de l'attraction de leurs électrodes de charge opposée.

3. La dissociation est un processus réversible. Cela signifie qu'il se produit un état d'équilibre dans lequel le nombre de molécules se décomposent en ions (dissociation), car beaucoup d'entre elles sont à nouveau formées à partir d'ions (association).

Par conséquent, dans les équations de dissociation électrolytique, au lieu du signe égal, le signe de réversibilité est mis.

Par exemple:

où CA est une molécule d'électrolyte, est un cation et A est un anion.

L'étude de la liaison chimique permet de répondre à la question de savoir pourquoi les électrolytes se dissocient en ions. Les substances avec des liaisons ioniques se dissocient le plus facilement, car elles sont déjà constituées d'ions (voir Liaison chimique). Lorsqu'ils se dissolvent, les dipôles d'eau sont orientés autour des ions positifs et négatifs. Des forces d'attraction mutuelle apparaissent entre les ions et les dipôles d'eau. En conséquence, la liaison entre les ions s'affaiblit et la transition des ions du cristal vers la solution se produit. De même, les électrolytes se dissocient, dont les molécules se forment selon le type de liaison polaire covalente. La dissociation des molécules polaires peut être complète ou partielle - tout dépend du degré de polarité des liaisons. Dans les deux cas (lors de la dissociation de composés avec des liaisons ioniques et polaires), des ions hydratés se forment, c'est-à-dire des ions liés chimiquement aux molécules d'eau (voir Fig. À la page 295).

Le fondateur de cette vision de la dissociation électrolytique était l'académicien honoraire I.A.Kablukov. Contrairement à la théorie d'Arrhenius, qui ne prenait pas en compte l'interaction d'un soluté avec un solvant, I.A. Kablukov a appliqué la théorie chimique des solutions de D.I. Mendeleev pour expliquer la dissociation électrolytique. Il a montré que lors de la dissolution, une interaction chimique d'un soluté avec l'eau se produit, ce qui conduit à la formation d'hydrates, puis ils se dissocient en ions. IA Kablukov pense que la solution aqueuse ne contient que des ions hydratés. Ce concept est désormais généralement accepté. Ainsi, l'hydratation des ions est la principale raison de la dissociation. Dans d'autres solutions électrolytiques non aqueuses, la liaison chimique entre les particules (molécules, ions) du soluté et les particules du solvant est appelée solvatation.

Les ions hydratés ont des nombres constants et variables de molécules d'eau. Un hydrate de composition constante forme des ions hydrogène qui contiennent une molécule - un proton hydraté. Dans la littérature scientifique, il est habituel de le décrire par la formule et de l'appeler l'ion hydronium.

La dissociation électrolytique étant un processus réversible, les molécules sont présentes dans les solutions électrolytiques avec leurs ions. Par conséquent, les solutions d'électrolyte sont caractérisées par le degré de dissociation (indiqué par la lettre grecque a). Le degré de dissociation est le rapport du nombre de molécules décomposées en ions, n, au nombre total de molécules dissoutes:

Le degré de dissociation de l'électrolyte est déterminé empiriquement et est exprimé en fractions d'unité ou en pourcentage. S'il n'y a pas de dissociation, et si ou 100%, alors l'électrolyte se décompose complètement en ions. Différents électrolytes ont différents degrés de dissociation. Avec la dilution de la solution, elle augmente, et avec l'ajout d'ions du même nom (identiques aux ions électrolytes), elle diminue.

Cependant, pour caractériser la capacité de l'électrolyte à se dissocier en ions, le degré de dissociation n'est pas une valeur très pratique, car il dépend de la concentration de l'électrolyte. Une caractéristique plus générale est la constante de dissociation K. Il est facile de la dériver en appliquant la loi de l'action de masse à l'équilibre de la dissociation électrolytique:

où CA est la concentration à l'équilibre de l'électrolyte et les concentrations à l'équilibre de ses ions (voir Équilibre chimique). K ne dépend pas de la concentration. Cela dépend de la nature de l'électrolyte, du solvant et de la température.

Pour les électrolytes faibles, plus K (constante de dissociation) est élevé, plus l'électrolyte est fort, plus il y a d'ions dans la solution.

Les électrolytes forts n'ont pas de constantes de dissociation. Formellement, ils peuvent être calculés, mais ils ne seront pas constants lorsque la concentration changera.

Les acides polybasiques se dissocient par étapes, ce qui signifie que ces acides auront plusieurs constantes de dissociation - les leurs pour chaque étape. Par exemple:

Première étape:

Deuxième étape:

Troisième étape:

Toujours, c'est-à-dire qu'un acide polybasique lors de la dissociation dans le premier stade se comporte comme un acide plus fort que dans le deuxième ou le troisième.

Les bases multi-acides subissent également une dissociation par étapes. Par exemple:

Les sels acides et basiques se dissocient également par étapes. Par exemple:

Dans ce cas, dans la première étape, le sel se décompose complètement en ions, ce qui est dû à la nature ionique de la liaison entre et; et la dissociation au deuxième étage est insignifiante, car les particules chargées (ions) subissent une dissociation supplémentaire sous forme d'électrolytes très faibles.

Du point de vue de la théorie de la dissociation électrolytique, des définitions sont données et les propriétés de classes de composés chimiques telles que les acides, les bases et les sels sont décrites.

Les acides sont des électrolytes dont seuls les ions hydrogène se forment sous forme de cations. Par exemple:

Toutes les propriétés caractéristiques communes des acides - goût amer, changement de couleur des indicateurs, interaction avec les bases, oxydes basiques, sels - sont dues plus précisément à la présence d'ions hydrogène.

Les bases sont des électrolytes, dont seuls les ions hydroxyde se forment sous forme d'anions:

Selon la théorie de la dissociation électrolytique, toutes les propriétés alcalines courantes des solutions - savonnabilité au toucher, changement de couleur des indicateurs, interaction avec les acides, les anhydrides d'acide, les sels - sont dues à la présence d'ions hydroxyde.

Certes, il existe des électrolytes dont la dissociation forme simultanément à la fois des ions hydrogène et des ions hydroxyde. Ces électrolytes sont appelés amphotères ou ampholytes. Ceux-ci comprennent l'eau, les hydroxydes de zinc, d'aluminium, de chrome et un certain nombre d'autres substances. L'eau, par exemple, en petites quantités, se dissocie en ions et:

Puisque toutes les réactions dans les solutions aqueuses d'électrolyte sont des interactions d'ions, les équations de ces réactions peuvent être écrites sous forme ionique.

L'importance de la théorie de la dissociation électrolytique réside dans le fait qu'elle a expliqué les nombreux phénomènes et processus se produisant dans les solutions aqueuses d'électrolytes. Cependant, il n'explique pas les processus qui se déroulent dans des solutions non aqueuses. Ainsi, si le chlorure d'ammonium dans une solution aqueuse se comporte comme un sel (se dissocie en ions et), dans l'ammoniac liquide, il présente les propriétés d'un acide - dissout les métaux avec la libération d'hydrogène. L'acide nitrique, dissous dans du fluorure d'hydrogène liquide ou dans l'acide sulfurique anhydre, se comporte comme une base.

Tous ces facteurs contredisent la théorie de la dissociation électrolytique. Ils sont expliqués par la théorie protolithique de l'acide et des bases.

Le terme même de «dissociation» signifie la désintégration de molécules en plusieurs particules plus simples. En chimie, en plus de la dissociation électrolytique, on distingue la dissociation thermique. Il s'agit d'une réaction réversible qui se produit lorsque la température augmente. Par exemple, dissociation thermique de la vapeur d'eau:

carbonate de calcium:

molécules d'iode:

L'équilibre de dissociation thermique obéit à la loi de l'action de masse.

Au début du 19e siècle, la capacité des solutions de nombreuses substances à conduire le courant électrique a été remarquée (elle a été découverte par Michael Faraday). L'étude de la conductivité électrique des solutions a montré que les solutions et les fondus de nombreuses substances (par exemple, le chlorure de sodium) conduisent un courant électrique. Mais l'eau distillée, les substances cristallines et les solutions de certaines autres substances (par exemple, le saccharose) ne conduisent pas de courant électrique - la lumière ne s'allume pas si le circuit est fermé.
Les substances qui conduisent le courant électrique sont nommées électrolytes , substances non conductrices - ... Les électrolytes sont classés comme forts ou faibles. Les forts conduisent bien le courant, la lampe brûle fortement, les faibles ne conduisent pas bien le courant, la lampe brûle faiblement, par exemple dans une solution d'acide acétique (voir figure).

Quelle est la raison de la conductivité électrique? Pourquoi certaines substances conduisent-elles le courant électrique alors que d'autres ne le font pas?

Le courant électrique est le mouvement directionnel de particules chargées sous l'influence d'une différence de potentiel. Le courant électrique dans les métaux est réalisé par des électrons, ce sont les électrons qui sont porteurs de charge. Et dans les solutions et fond, la charge est transférée les ions ... Les substances qui se décomposent en ions en solution ou fondent et conduisent un courant électrique sont appelées électrolytes.

Rappelles toi! Électrolytes - substances conductrices de courant électrique dans les solutions. Les électrolytes dans les solutions se décomposent en particules chargées - des ions qui peuvent se déplacer vers les électrodes. C'est la raison du courant électrique dans les solutions.

La liaison chimique dans les électrolytes est ionique ou covalente fortement polaire (sels, acides, bases).

Les non-électrolytes sont des substances qui ne conduisent pas le courant électrique dans les solutions. La liaison dans de telles substances est non polaire covalente et faiblement polaire. Une fois dissous, ils ne forment pas d'ions, mais des molécules qui ne sont pas capables de transporter un courant électrique, par exemple des substances organiques (saccharose, essence, alcool).

Théorie de la dissociation électrolytique a été formulé par Svante Arrhenius en 1887, mais est toujours d'actualité à ce jour. Les principales dispositions de cette théorie:

1. Lorsqu'ils sont dissous dans l'eau (ou fondus), les électrolytes se décomposent en ions chargés positivement et négativement (subissent une dissociation électrolytique).
2. Sous l'action d'un courant électrique, les cations se déplacent vers la cathode (-) et les anions vers l'anode (+).
3. La dissociation électrolytique est un processus réversible.
4. La force de l'électrolyte (à quel point la décomposition en ions se produit) est déterminée degré de dissociation, noté α (alpha) ... Il montre le rapport du nombre de molécules décomposées en ions (n) au nombre total de molécules introduites dans la solution (N). Changements de 0 à 1, ou par parties de 0 à 100% 0 signifie - ne se décompose pas du tout en ions, 1 ou 100% - toutes les molécules se décomposent en ions.

Le degré de dissociation électrolytique (α) dépend de la nature de l'électrolyte et du solvant, de la température et de la concentration.

En fonction de la valeur du degré de dissociation, les électrolytes peuvent être divisés en forts, moyens et faibles.

Électrolytes puissants ont un degré de dissociation α\u003e 30%, en moyenne de 3 à 30% et faible - moins de 3%.

Toutes les solutions sont classées comme fortes. sels, tous les alcalis et certains acides. En solution, ces composés sont presque entièrement décomposés en ions.

Lors de l'écriture d'équations de dissociation, rappelez-vous que la charge totale des cations et des anions doit être nulle.

Ces réactions de décomposition en ions se déroulent de manière irréversible (dans un seul sens), les ions ne se combinent pas dans le réseau cristallin, les molécules d'eau entourant ces ions (coquilles d'hydratation) interfèrent.

À électrolyse moyenne force comprennent l'hydroxyde de magnésium, les acides sulfureux et phosphorique.
À électrolytes faibles, qui ne se désintègrent que partiellement en ions, α< 3%, относят гидроксид аммония, угольную кислоту, сероводородную, уксусную кислоты и воду. Диссоциация слабых электролитов – обратимые процесс.

La capacité des molécules de solvant à jouer un certain rôle dans la dissociation électrolytique est également jouée par la propriété macroscopique du solvant - sa constante diélectrique (Diagramme de dissociation électrolytique).

Dissociation fondante

Sous l'influence des températures élevées, les ions du réseau cristallin commencent à vibrer, l'énergie cinétique augmente et un moment viendra (au point de fusion de la substance) où elle dépassera l'énergie d'interaction des ions. Cela entraîne la décomposition de la matière en ions.

Théorie classique de la dissociation électrolytique

La théorie classique de la dissociation électrolytique a été créée par S. Arrhenius et W. Ostwald en 1887. Arrhenius adhère à la théorie physique des solutions, ne prend pas en compte l'interaction de l'électrolyte avec l'eau et pense qu'il y a des ions libres dans les solutions. Les chimistes russes I.A.Kablukov et V.A.Kistyakovsky ont appliqué la théorie chimique des solutions de D.I. Mendeleev pour expliquer la dissociation électrolytique et ont prouvé que lorsqu'un électrolyte se dissout, il interagit chimiquement avec l'eau, à la suite de quoi l'électrolyte se dissocie en ions.

La théorie classique de la dissociation électrolytique est basée sur l'hypothèse d'une dissociation incomplète du soluté, caractérisée par le degré de dissociation α, c'est-à-dire par la fraction de molécules d'électrolyte décomposées. L'équilibre dynamique entre les molécules non dissociées et les ions est décrit par la loi de l'action de masse. Par exemple, la dissociation électrolytique de l'électrolyte binaire KA est exprimée par une équation comme:

La constante de dissociation est déterminée par les activités des cations, des anions et des molécules non dissociées comme suit:

La valeur dépend de la nature du soluté et du solvant, ainsi que de la température, et peut être déterminée par plusieurs méthodes expérimentales. Degré de dissociation ( α ) peut être calculée à n'importe quelle concentration d'électrolyte en utilisant le rapport:

où est le coefficient moyen d'activité électrolytique.

Électrolytes faibles

Électrolytes faibles - des composés chimiques dont les molécules, même dans des solutions très diluées, sont légèrement dissociées en ions, qui sont en équilibre dynamique avec des molécules non dissociées. Les électrolytes faibles comprennent la plupart des acides organiques et de nombreuses bases organiques dans des solutions aqueuses et non aqueuses.

Les électrolytes faibles sont:

• presque tous les acides organiques et l'eau;
• certains acides inorganiques: HF, HClO, HClO 2, HNO 2, HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 2 SO 3, etc.
• certains hydroxydes métalliques peu solubles: Fe (OH) 3, Zn (OH) 2, etc.

Électrolytes puissants

Électrolytes puissants - des composés chimiques dont les molécules en solution diluée sont presque complètement dissociées en ions. Le degré de dissociation de tels électrolytes est proche de 1. Les électrolytes forts comprennent de nombreux sels inorganiques, certains acides et bases inorganiques en solutions aqueuses, ainsi que dans des solvants à fort pouvoir dissociant (alcools, amides, etc.).

La théorie classique de la dissociation électrolytique ne s'applique qu'aux solutions diluées d'électrolytes faibles. Les électrolytes forts dans les solutions diluées sont presque complètement dissociés; par conséquent, le concept d'équilibre entre les ions et les molécules non dissociées n'a pas de sens. Selon les idées avancées dans les années 20-30. 20ième siècle VK Semenchenko (URSS), N. Bjerrum (Danemark), RM Fuoss (USA) et d'autres, des paires d'ions et des agrégats plus complexes se forment dans des solutions d'électrolytes forts à des concentrations moyennes et élevées. Les données spectroscopiques modernes montrent qu'une paire d'ions est constituée de deux ions de signe opposé, en contact («paire d'ions de contact») ou séparés par une ou plusieurs molécules de solvant («paire d'ions séparés»). Les paires ioniques sont électriquement neutres et ne participent pas au transfert d'électricité. Dans des solutions comparativement diluées d'électrolytes forts, l'équilibre entre les ions solvatés individuels et les paires d'ions peut être approximativement caractérisé, de manière similaire à la théorie classique de la dissociation électrolytique, par la constante de dissociation (ou réciproque, la constante d'association). Cela permet d'utiliser l'équation ci-dessus pour calculer le degré de dissociation correspondant sur la base de données expérimentales.

Dans les cas les plus simples (gros ions monatomiques à charge unique), les valeurs approximatives de la constante de dissociation dans des solutions diluées d'électrolytes forts peuvent être calculées théoriquement, sur la base du concept d'interaction purement électrostatique entre les ions dans un milieu continu - un solvant.

Exemples d'électrolytes forts: certains acides (HClO 4, HMnO 4, H 2 SO 4, HCl, HBr; HI), les hydroxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux (NaOH, KOH, Ba (OH) 2); la plupart des sels.

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Livres

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Théorie
électrolytique
dissociation

Objectifs.Former le concept de "dissociation électrolytique" parmi les étudiants sur la base de la doctrine atomique-moléculaire, la théorie de la dissociation électrolytique par S. Arrhenius et la théorie de l'hydratation des solutions par D. I. Mendeleev. Révéler la cause de la conductivité électrique des solutions, discuter de la signification et de l'application de la théorie.
Matériel et réactifs. Tubes à essai, deux cylindres de mesure, pipettes, un appareil pour tester la conductivité électrique de solutions, verres, tiges de verre;
eau, acides sulfurique et acétique concentrés, hydroxyde de sodium solide, chlorure de sodium, sulfate de cuivre (II), 100 ml de solution de méthylorange dans l'acétone, solutions de sulfate de cuivre (II), chlorure de sodium, hydroxyde de calcium, nitrate de baryum, chlorure de baryum, nitrate d'argent, acide chlorhydrique, carbonate de sodium, chlorure de magnésium, chlorure d'aluminium, zinc granulaire, poudre de fer, aluminium granulaire.

Aperçu du sujet

• Propriétés des solutions aqueuses et non aqueuses de diverses classes de composés inorganiques.
• Dissolution dans l'eau du point de vue de la théorie électronique.
• Dissociation des électrolytes en solution.
• Degré de dissociation électrolytique. Électrolytes faibles et forts.

PENDANT LES COURS

Prof. Saviez-vous que les substances se dissolvent non seulement dans l'eau, mais également dans d'autres solvants? Si oui, veuillez donner des exemples. (Les élèves donnent des exemples de substances dissolvantes.)
Voyons si un solvant est nécessaire pour que la réaction se déroule et si la nature du solvant est importante dans ce cas. Prenez de l'acide sulfurique concentré et trempez-y du zinc. Y aura-t-il une réaction? (Effectue une expérience en laboratoire.)
Disciple.Le zinc réagit avec l'acide sulfurique concentré lorsqu'il est chauffé. En même temps, du gaz est libéréSO 2 (écrivez l'équation de réaction au tableau noir):

Prof.L'hydrogène est-il libéré? Maintenant, nous allons verser le contenu du tube à essai (de l'expérience) dans un tube à essai avec de l'eau, très soigneusement. La réaction est partie, beaucoup de chaleur est générée. Veuillez noter que la réaction ne s'est presque pas déroulée sans eau, bien que l'eau dans des conditions normales n'interagisse pas avec le zinc.
Faisons une autre expérience. Mélangez d'abord les solides: l'hydroxyde de sodium et le sulfate de cuivre (II), puis leurs solutions. Aucune réaction entre les réactifs solides ne se produit et un précipité bleu se forme dans la solution. Notez l'équation de la réaction chimique dans des cahiers:

2NaOH + CuSO 4 \u003d Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4.

D'après les résultats des expériences, nous concluons que l'eau dans les réactions chimiques n'est pas du tout un milieu passif. Les substances subissent des changements sous son influence. L'eau provoque la décomposition des électrolytes en ions.
Considérons le processus de dissolution des électrolytes dans l'eau. Pour ce faire, vous devez vous rappeler ce qu'est la valence et quels types de liaisons chimiques vous connaissez.
Les élèves répondent aux questions posées. Lors de l'examen de la liaison ionique, nous nous concentrons sur le modèle du réseau cristallin du chlorure de sodium. Nous répétons la liaison polaire covalente en utilisant l'exemple de la structure des molécules d'eau.
Prof.En général, la molécule d'eau n'est pas chargée. Mais à l'intérieur de la molécule H 2 O les atomes d'hydrogène et d'oxygène sont disposés de telle sorte que les charges positives et négatives sont aux extrémités opposées de la molécule (Fig. 1). Par conséquent, la molécule d'eau est un dipôle.

Mécanisme de dissociation électrolytiqueNaCl lorsque le sel de table est dissous dans l'eau, il consiste en l'élimination séquentielle des ions sodium et chlore par les molécules d'eau polaires. Suite à la transition des ionsNa + etСl - des hydrates de ces ions sont formés à partir du cristal dans la solution.(En outre, je donne une explication selon la figure (Fig.2, voir p. 36) du manuel: Feldman F.G., Rudzitis G.E.... Chimie-9. M.: Éducation, 1999, p. 4.) Comment les molécules d'électrolytes polaires réagissent-elles avec les molécules d'eau? Considérons cela en utilisant l'exemple de l'acide chlorhydrique (Fig.3,
voir p. 36 ) .

Lorsqu'il est dissous dans l'eau, l'acide chlorhydrique (en moléculesHCl la liaison entre les atomes est covalente fortement polaire), la nature de la liaison chimique change. Sous l'influence des molécules d'eau polaires, la liaison polaire covalente se transforme en ionique. Les ions résultants restent liés aux molécules d'eau - hydratés. Si le solvant n'est pas aqueux, les ions sont appelés solvatés.

La présence d'ions dans les solutions d'acides, d'alcalis et de sels peut être prouvée par des réactions d'échange. Faisons les expériences suivantes:

interaction du sulfate de cuivre (II) avec:
a) le nitrate de baryum;
b) le chlorure de baryum;
c) hydroxyde de sodium;
d) hydroxyde de calcium;

interaction du nitrate d'argent avec:
e) acide chlorhydrique;
f) chlorure de sodium.

Écrivons les équations des réactions chimiques:

a) CuSO 4 + Ba (NO 3) 2 \u003d Cu (NO 3) 2 + BaSO 4;

b) CuSO 4 + BaCl 2 \u003d CuCl 2 + BaSO 4;

c) CuSO 4 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 4 + Cu (OH) 2;

d) CuSO 4 + Ca (OH) 2 \u003d CaSO 4 + Cu (OH) 2;

e) AgNO 3 + HCl \u003d HNO 3 + AgCl;

f) AgNO 3 + NaCl \u003d NaNO 3 + AgCl.

Sur la base de ces réactions, les conclusions suivantes peuvent être tirées:
1) les ions métalliques, les groupes hydroxyle et les résidus acides réagissent dans des solutions aqueuses en tant que particules existantes indépendamment;
2) les groupes hydroxyle, les résidus acides, les atomes d'hydrogène d'acides et les atomes métalliques de sels sont les particules électriquement chargées qui se trouvent dans des solutions d'acides, d'alcalis et de sels.
Écrivons la définition du concept: " Dissociation électrolytique - c'est le processus de décomposition de l'électrolyte en ions lorsqu'il est dissous dans l'eau ou fondu. "
Étant donné que le nombre de molécules d'eau que les ions attachent est inconnu, le processus de dissociation des acides, alcalis et sels est simplifié comme suit:

HCl \u003d H + + Cl -,

NaOH \u003d Na + + OH -,

NaCl \u003d Na + + Cl -.

Les acides polybasiques et les sels d'acides se dissocient par étapes. Pour montrer la dissociation incomplète des molécules et des ions n'appartenant pas aux électrolytes forts, utilisez le signe de réversibilité «». Par exemple, pour H 2 SO 4 et son sel acide NaHSO 4:

H 2 SO 4 \u003d H + +,

NaHSO 4 \u003d Na + +,

Les erreurs doivent être évitées lors de l'écriture des équations de dissociation pour les substances insolubles et peu solubles qui ne se dissocient pratiquement pas en ions ou se dissocient dans une faible mesure:

CaCO 3 pas de dissociation,

СaSO 4 Ca 2+ +.

Les principaux termes utilisés dans la théorie de la dissociation électrolytique sont «électrolytes» et «ions».
Électrolytes- ce sont des substances qui, dissoutes dans l'eau ou à l'état fondu, se décomposent en ions.
JonasSont des atomes ou des groupes d'atomes positifs ( cations) ou négatif ( anions) charge. Les ions diffèrent des atomes tant par leur structure que par leurs propriétés. Par exemple, comparons les propriétés du chlore atomique et moléculaire avec les propriétés d'un ion. Considérons leur relation avec les métaux, l'hydrogène, les ions argent. Les propriétés du sodium métallique sont comparables à celles des ions sodium.(Les élèves donnent des exemples et parlent des propriétés des atomes de Cl, de la molécule de Cl 2 et des ions Cl -, ainsi que des propriétés des ions métalliques Na et Na + dans les sels.)

Une caractéristique commune et caractéristique des ions est la présence de charges électriques. Le courant n'est conduit que par les solutions contenant des ions. Comparons la conductivité électrique de solutions d'acides, d'alcalis, de sels, de sucre, d'alcool à l'aide d'un appareil pour étudier la conductivité électrique des solutions (Fig.4). Nous voyons que la dissociation n'a pas lieu dans toutes les solutions. Sur la base de la théorie ionique, nous formulerons de nouvelles définitions des acides, des bases et des sels en tant que substances complexes qui forment des ions spéciaux lors de la dissociation dans l'eau. Lors de la dissociation des acides, seuls les ions H + sont clivés sous forme de cations. Lors de la dissociation des bases, seuls les ions sont séparés en anionsIL -. Les sels moyens se dissocient en cations métalliques et en anions de résidus acides.
Essayons de répondre à la question suivante: tous les électrolytes se décomposent-ils également en ions? Comparons la conductivité électrique de solutions concentrées de chlorure de sodium et d'acide acétique. Dans une solution saline, la lampe s'allume brillamment et dans l'acide acétique, elle est très faible. Diluez les solutions en y ajoutant de l'eau. La conductivité électrique de la solution de chlorure de sodium ne change pas et dans la solution d'acide acétique, la lumière est plus brillante. Le chlorure de sodium, même dans les solutions concentrées, se dissocie complètement. Les molécules d'acide acétique en solutions concentrées se dissocient difficilement. Lorsque l'acide acétique est dilué, le nombre de molécules dissociées augmente, l'équilibre de dissociation se déplace vers la droite:

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +.

Les substances avec un réseau cristallin ionique se dissocient complètement en ions dans des solutions aqueuses. Le rapport du nombre de molécules dissociées (n) au nombre total de molécules (N) en solution est appelé le degré de dissociation (). La valeur peut prendre des valeurs de 0 (pas de dissociation) à 1 (dissociation complète).
Les propriétés générales des acides sont dues à la présence d'ions H + en solution. L'activité acide (électrolyte fort ou faible) dépend de la concentration ioniqueH + en solution.

Expérience de démonstration.Versez 50 ml de solution de méthylorange dans l'acétone dans deux verres. Ajoutez 1 à 2 gouttes d'acide sulfurique concentré dans le premier verre, une couleur framboise apparaît. Pour que la même couleur apparaisse dans le deuxième verre, vous devrez ajouter 10 fois plus d'acide acétique (10 à 20 gouttes). le degré de dissociation de l'acide CH 3 COOH est insignifiant et la concentration en ions hydrogène qu'il contient est faible.
Production. La force des acides et des bases est déterminée par leur degré de dissociation.