Dissociação elétrica de química. Eletrólitos e dissociação eletrolítica

Palestra: Dissociação eletrolítica de eletrólitos em soluções aquosas. Eletrólitos fortes e fracos

Dissociação eletrolítica

Você já sabe que os títulos químicos entre átomos podem ser iônicos, covalentes, metais e hidrogênio. A maioria reações químicas vazamentos em soluções. E como a substância se comporta nessas soluções depende da natureza dessas conexões.

Nas lições de física, você aprendeu que algumas substâncias são capazes de realizar corrente elétrica. Essa habilidade é determinada pela presença de íons carregados em suas moléculas. Tais substâncias incluem soluções de ácidos, sais, bases e são chamadas de eletrólitos. Estas substâncias formam ligações covalentes ionicas e fortemente polares. Substâncias que não estão relacionadas a um dos grupos listados são não-erólitos. Estes incluem: substâncias simples, óxidos, substâncias orgânicas (Por exemplo, álcoois, hidrocarbonetos, carboidratos, derivados de cloro de hidrocarbonetos). Estas substâncias formam ligações covalentes não polares ou polares.

Sob dissociação eletrolítica É necessário entender a decadência da substância em íons livres quando se dissolve na água.

O autor da teoria da dissociação eletrolítica é um físico sueco e um químico Svante Arrhenius. Sua ideia básica é que, sob a ação da água como um eletrólito de solvente se desintegra em íons livres carregando carga elétrica:

• « + » - cação;
• « - » - anion..

Sob a ação da corrente elétrica, as cátions se movem para o cátodo com o sinal "-", e as aniões ao ânodo com o sinal "+".

Lembre-se, a reação da dissociação eletrolítica refere-se a reversíveis. Uma reação direta é chamada de dissociação eletrolítica e reversa - molarização.

O número de moléculas encontradas para íons mostra o grau de dissociação, que é indicado pela letra de alfa - α. Depende da natureza dos reagentes, sua concentração e t.

O grau de dissociação é calculado pela fórmula a \u003d n / nonde n é o número de íons encontrados, n é o número de moléculas.

Eletrólitos fortes e fracos

Se tivermos substâncias cujas moléculas são perfeitamente desintegradas em íons, então estamos lidando com eletrólitos fortes. E aqueles cujas moléculas são pouco desintegradas em íons são fraco.

• HCl, HBR, HCLO 4, H 2 SO 4 e outros ácidos fortes;
• Lioh, NaOH, Rboh e outros alcalis;
• BA (OH) 2, CA (OH) 2 e outros hidróxidos de metal alcalino;
• Todos os sais solúveis na água

• Água;
• Quase todos os ácidos orgânicos (CH3 COOOH, C 2 H 5 COOOH), alguns ácidos inorgânicos (H 2 CO 3, H2S)
• Água salgada multistível (CA 3 (PO 4) 2)
• Bases de Multularidade e Hidróxido de Amônio; Cu (OH) 2; Al (oh) 3; Nh 4 oh).

Considere as peculiaridades da dissociação eletrolítica de sais, bases, ácidos:

Dissociação de base eletrolítica

Dissociação alcalina dá cátions de metal e sempre aniões Hydroxochroup Oh.

Por exemplo: CA (OH) 2 ↔ CA 2 + 2OH -

Bases multi-ácido fracas são dissociadas por etapas. Tome um óxido de ferro como exemplo:

1. Fe (oh) 2 ↔ (feOH) + + oh -
2. (Feoh) + ↔ fe 2 + oh -

A dissociação de bases anfotéricas que se manifestam nas reações de como o ácido, como a base pode ocorrer de duas maneiras. De acordo com a disociação das bases, ou pelo tipo de dissociação de ácidos.

Dissociação do ácido eletrolítico

Durante a dissociação de ácidos, os ânions do resíduo ácido são formados e sempre hidrogênio (H +).

Por exemplo: HCl ↔ H + + CL -

Ácidos multi-eixos fracos dissociam ao longo de etapas. Considere sobre o exemplo do ácido fosfórico:

1. H 3 PO 4 ↔ H + + N 2 PO 4 -1
2. H 2 ro. 4 -1 ↔ H + + NPO 4 -2
3. NRA 4 -2 ↔ N + + PO 4 -3

Dissociação eletrolítica de sais

Os sais são dissociados em uma cátion de metal e um resíduo de ácido ânion.

• Sulfato de alumínio: Al 2 (SO 4) 3 ↔ 2AL 3+ + 3 (SO 4) 2-

Nesta reação, 2 mariposas de Al 3+ foram formadas e 3 mariposas então 4 2-, portanto, as cátions são menores que ânions uma vez e meio.

• Fosfato de sódio: Na 3 PO 4 ↔ 3na + + PO 4 3 -

Nesta reação, as cátions foram três vezes mais formadas que ânions. Como pode ser visto a partir das equações, os sais são quebrados em cátions de metal e aniões do resíduo de ácido. Nestas reações, você não vê o principal participante em qualquer reação de dissociação eletrolítica: H 2 O. Não é necessário registrar essa substância no esquema, mas ter em mente que há água.

Decadência parcial ou completa espontânea de eletrólitos dissolvidos (veja) em íons é chamado de dissociação eletrolítica. O termo "íons" foi introduzido pelo físico inglês M. Faraday (1833). A teoria da dissociação eletrolítica foi formulada pelo cientista sueco S. Arrhenius (1887) para explicar as propriedades de soluções aquosas de eletrólitos. No futuro, desenvolvido por muitos cientistas com base no ensino sobre a estrutura do átomo e ligação química. O conteúdo moderno desta teoria pode ser reduzido para as três posições a seguir:

1. Os eletrólitos quando dissolvidos em água dissociado (desintegrar) a íons - positivos e carregados negativamente. ("Íon" traduzido de grego significa "vagando". Na solução de íons, eles estão se movendo aleatoriamente em várias direções.)

2. Sob a ação da corrente elétrica, os íons adquirem movimento direcional: positivamente carregado em movimento para o cátodo, carregado negativamente, ao ânodo. Portanto, os primeiros são chamados de cátions, os segundo ânions. O movimento direcional de íons ocorre como resultado da atração deles eletrodos de Opositamente carregados.

3. A dissociação é um processo reversível. Isso significa que ocorre um estado de equilíbrio, em que quantas moléculas caem sobre os íons (dissociação), tanto que são re-geradas de íons (associação).

Portanto, nas equações de dissociação eletrolítica, em vez do sinal de igualdade, um sinal de reversibilidade é colocado.

Por exemplo:

onde Ka é uma molécula eletrolítica, - cação, anião.

A doutrina da comunicação química ajuda a responder à pergunta por que os eletrólitos se dissociam em íons. A mais fácil das substâncias com ligação de íons são dissociadas, uma vez que já estão consistindo em íons (veja comunicações químicas). Quando dissolvidos, os dipolos hídricos são orientados em torno de íons positivos e negativos. Há forças de atração mútuas entre íons e dipolos de água. Como resultado, a relação entre íons enfraquece, a transição de íons do cristal na solução ocorre. Os eletrólitos cujas moléculas são formadas pelo tipo de comunicação polar covalente são dissociadas. A dissociação de moléculas polares pode ser completa ou parcial - tudo depende do grau de polaridade de laços. Em ambos os casos (durante a dissociação de compostos com íon e ligação polar), íons hidratados são formados, isto é, íons, quimicamente associados a moléculas de água (ver fig. Em p. 295).

O fundador de tal olhar para a dissociação eletrolítica foi o acadêmico honorário I. A. Kelukov. Em contraste com a teoria de Arrhenius, que não levou em conta a interação da substância dissolvida com o solvente, I. A. Heads para explicar a dissociação eletrolítica aplicada teoria Química Soluções D. I. Mendeleev. Ele mostrou que quando dissolvido ocorre interação química A substância dissolvida com água, o que leva à formação de hidratos, e depois se dissociam a íons. I. A. Kelukov acreditava que apenas íons hidratados estão contidos na solução aquosa. Atualmente, esta apresentação é geralmente aceita. Assim, a hidratação de íons é a principal causa de dissociação. Em outras soluções não aquosas de eletrólitos, a ligação química entre partículas (moléculas, íons) da substância dissolvida e partículas de solventes é chamada de solvação.

Íons hidratados têm um número constante e variável de moléculas de água. Composição distante Formas de hidrogênio íons hidrogênio segurando uma molécula é um próton hidratado. Na literatura científica, é costume descrever a fórmula e chamar o íon do hidroxônio.

Como a dissociação eletrolítica é um processo reversível, então em soluções de eletrólitos, juntamente com seus íons existem moléculas. Portanto, as soluções de eletrólitos são caracterizadas pelo grau de dissociação (indicada pela letra grega A). O grau de dissociação é a proporção do número de moléculas encontradas em íons, n para o número total de moléculas dissolvidas:

O grau de dissociação de eletrólitos é determinado pela maneira experimental e é expressa nas frações da unidade ou em porcentagem. Se não houver dissociação, e se ou 100%, o eletrólito se desintegra completamente nos íons. Vários eletrólitos têm diferentes dissociação. Com a diluição da solução, aumenta e, ao adicionar os mesmos nomes dos mesmos nomes (o mesmo com íons eletrólitos), diminui.

No entanto, para caracterizar a capacidade do eletrólito de dissociar o grau de dissociação não é um valor muito conveniente, uma vez que depende da concentração de eletrólitos. Uma característica mais geral é a dissociação constante K. É fácil removê-lo, aplicando a ação da lei das massas ao equilíbrio da dissociação de eletrólitos:

onde Ka é a concentração de equilíbrio de eletrólito, e as concentrações de equilíbrio de seus íons (ver equilíbrio químico). Por concentração não depende. Depende da natureza do eletrólito, solvente e temperatura.

Para eletrólitos fracos, o K (constante de dissociação), mais forte o eletrólito, maiores os íons na solução.

Eletrólitos fortes constantes de dissociação não têm. Formalmente, eles podem ser calculados, mas eles não serão permanentes quando as alterações de concentração.

Os ácidos multi-eixos dissociam ao longo de etapas e, portanto, tais ácidos terão várias constantes de dissociação - para cada fase própria. Por exemplo:

Primeira etapa:

Segundo passo:

Terceiro Estágio:

Sempre, isto é, ácido multi-eixo durante a dissociação na primeira etapa se comporta como ácido mais forte do que pelo segundo ou terceiro.

Bases multi-ácido são submetidas a uma dissociação de etapa. Por exemplo:

Os sais azedos e básicos também são dissociados pelo menos. Por exemplo:

Ao mesmo tempo, no primeiro estágio, o sal completamente se desintegra nos íons, que se deve à natureza iônica da relação entre e; E a dissociação na segunda etapa é insignificante, uma vez que as partículas carregadas (íons) de dissociação adicional são submetidas como eletrólitos muito fracos.

Do ponto de vista da teoria da dissociação eletrolítica, são dadas e descrevem as propriedades de tais classes de compostos químicos, como ácidos, bases, sais.

Os ácidos são chamados de eletrólitos, com dissociação dos quais apenas íons de hidrogênio são formados como cátions. Por exemplo:

Todas as propriedades características comuns de ácidos - gosto ácido, mudança na cor dos indicadores, a interação com as bases, os principais óxidos, os sais são devidos à presença de íons de hidrogênio, mais precisamente.

Os motivos são chamados de eletrólitos, durante a dissociação dos quais apenas íons de hidróxido são formados como aniões:

De acordo com a teoria da dissociação eletrolítica, todas as propriedades alcalinas comuns das soluções são sabonetes ao toque, a mudança na cor dos indicadores, a interação com ácidos, anidridos ácidos, sais são devidos à presença de íons de hidróxido.

É verdade que existem eletrólitos, durante a dissociação dos quais os íons de hidrogênio são simultaneamente formados e íons de hidróxido. Estes eletrólitos são chamados anfotéricos ou anfólitos. Estes incluem água, hidróxidos de zinco, alumínio, cromo e várias outras substâncias. A água, por exemplo, em pequenas quantidades se dissocia a íons e:

Como todas as reações em soluções aquosas de eletrólitos são a interação de íons, as equações dessas reações podem ser feitas em forma de íons.

O valor da teoria da dissociação eletrolítica é que explicou numerosos fenômenos e processos que ocorrem em soluções aquosas de eletrólitos. No entanto, não explica os processos que fluem em soluções não aquosas. Assim, se o cloreto de amônio em uma solução aquosa se comportar como um sal (dissociates para íons e), então em amônia líquida exibe as propriedades ácidas - dissolve os metais com hidrogênio. Como base se comporta o ácido nitrogênio dissolvido em fluoreto líquido ou em ácido sulfúrico anidro.

Todos esses fatores contradizem a teoria da dissociação eletrolítica. Eles são explicados pela teoria protólicial de ácido e bases.

O termo "dissociação" em si significa o colapso das moléculas em várias partículas mais simples. Além da dissociação eletrolítica, além da dissociação eletrolítica distingue a dissociação térmica. Esta reação reversível ocorre quando a temperatura é levantada. Por exemplo, dissociação térmica de vapor de água:

carbonato de cálcio:

moléculas de iodo:

O equilíbrio da dissociação térmica está sujeito à lei da massa.

No início do século XIX, a capacidade das soluções de muitas substâncias para realizar uma corrente elétrica foi notada (foi detectada por Michael Faraday). O estudo da condutividade elétrica das soluções mostrou que soluções e derrete de muitas substâncias (por exemplo, um sal de cozimento) conduzem uma corrente elétrica. Mas água destilada, substâncias cristalinas e soluções de algumas outras substâncias (por exemplo, sacarose) não conduz uma corrente elétrica - a lâmpada está desligada, se você estiver mais perto da cadeia.
Substâncias que conduzam corrente elétrica chamada eletrólito , substâncias, corrente não condutora - . Os eletrólitos são divididos em fortes e fracos. Gastar fortemente a corrente, a luz é brilhante, fraca - mal realiza a corrente, as lâmpadas queimaem, por exemplo, em uma solução de ácido acético (ver figura).

Qual é a causa da condutividade elétrica? Por que algumas substâncias realizam corrente elétrica e outras não são?

A corrente elétrica é um movimento dirigido de partículas carregadas sob a ação da diferença potencial. Corrente elétrica em metais é realizada à custa de elétrons, são elétrons que são transportadores de carga. E em soluções e derrete tolerar a carga íons. . Substâncias que se desintegram em íons em uma solução ou derreter e conduzem uma corrente elétrica chamada eletrólitos.

Lembrar! Eletrólitos. - Substâncias que realizam corrente elétrica em soluções. Os eletrólitos em soluções são desintegrados em partículas carregadas - íons que podem se mover para os eletrodos. Esta é a causa da corrente elétrica em soluções.

Obrigações químicas em eletrólitos - covalente iónico ou covalente e covalente (sal, ácido, base).

Não eletrólitos são substâncias que não realizam uma corrente elétrica em soluções. A comunicação nessas substâncias é uma covalente não polar e fraco. Quando dissolvido, eles não formam íons, mas moléculas que não são capazes de transportar corrente elétrica, por exemplo, substâncias orgânicas (sacarose, gasolina, álcool).

Teoria da dissociação eletrolítica Svanius foi formulado por Arrhenius em 1887, mas até hoje. As principais disposições desta teoria:

1. Quando dissolvido em água (ou derretimento), os eletrólitos se decomporam em íons positivos e carregados negativamente (expostos à dissociação eletrolítica).
2. Sob a ação da corrente elétrica, as cátions se movem para o cátodo (-) e ânions para o ânodo (+).
3. Dissociação eletrolítica - o processo é reversível.
4. O poder do eletrólito (no que diz respeito à decadência dos íons) é determinado o grau de dissociação é denotado por α (alfa) . Mostra a proporção do número de moléculas encontradas em íons (n) para o número total de moléculas inseridas na solução (n). Ele muda de 0 a 1, ou em aproximadamente de 0 a 100% 0 significa - não se desintegra em todos os íons, 1 ou 100% - todas as moléculas se separaram de íons.

O grau de dissociação eletrolítica (α) depende da natureza do eletrólito e solvente, temperatura e concentração.

Dependendo do valor da dissociação, os eletrólitos podem ser divididos em fortes, médios e fracos.

Eletrólitos fortes Há um grau de dissociação α\u003e 30%, a média de 3-30%, e os fracos - menos de 3%.

Isso é forte. Sais, todos alcalinos e alguns ácidos. Na solução, esses compostos quase se desintegram em íons.

Ao escrever equações de dissociação, lembre-se de que a carga total de cátions e aniões deve ser zero.

Estas reações de decaimento em íons prontam irreversivelmente (apenas em uma direção), os íons não estão conectados em uma treliça de cristal, impedem as moléculas de água que envolvem esses íons (shells de hidratos).

PARA eletroles de energia média Apresenta hidróxido de magnésio, enxofre e ácido fosfórico.
PARA Eletrólito fracoque apenas se desintegram parcialmente em íons, α< 3%, относят гидроксид аммония, угольную кислоту, сероводородную, уксусную кислоты и воду. Диссоциация слабых электролитов – обратимые процесс.

A capacidade das moléculas de solvente Um certo papel na dissociação eletrolítica também desempenha uma propriedade macroscópica do solvente - sua constante dielétrica (esquema de dissociação eletrolítica).

Dissociação ao derreter

Sob a ação de altas temperaturas, os íons da estrutura de cristal começam a fazer oscilações, a energia cinética aumenta, e este momento virá (no ponto de fusão da substância), quando exceder a energia da interação de íons. O resultado é a decadência da substância nos íons.

Teoria de dissociação eletrolítica clássica

A teoria clássica da dissociação eletrolítica foi criada por S. Arrhenius e V. Ostvald em 1887. Arrhenius aderiu à teoria física das soluções, não levou em conta a interação do eletrólito com água e acreditava que havia íons livres em soluções. Foram utilizadas químicas russas I.A. Kestukov e V. A. Kistyakovsky foi acostumada a explicar a dissociação eletrolítica, a teoria química das soluções de D. I. Mendeleev e provou que quando o eletrólito foi dissolvido, sua interação química com água ocorre, como resultado do eletrólito se dissociou para íons.

A teoria clássica da dissociação eletrolítica baseia-se na assunção da dissociação incompleta da substância dissolvida caracterizada pelo grau de dissociação α, isto é, as ações das moléculas eletrolíticas combinadas. O equilíbrio dinâmico entre as moléculas e íons invisíveis é descrito pela lei das massas existentes. Por exemplo, a dissociação eletrolítica do eletrólito binário KA é expressa pela equação do tipo:

A constante de dissociação é determinada pela atividade dos cátions, ânions e as moléculas invisíveis da seguinte forma:

O valor depende da natureza da substância dissolvida e do solvente, bem como na temperatura e pode ser determinada por vários métodos experimentais. O grau de dissociação ( α ) Pode ser calculado em qualquer concentração de eletrólito usando a relação:

onde - o coeficiente médio de atividade de eletrólito.

Eletrólitos fracos

Eletrólitos fracos - compostos químicosMoléculas que, mesmo em soluções altamente diluídas, são ligeiramente dissociadas em íons que estão em equilíbrio dinâmico com moléculas inacabadas. Os eletrólitos fracos incluem ácidos orgânicos e muitas bases orgânicas em soluções aquáticas e não aquosas.

Eletrólitos fracos são:

• quase todos os ácidos orgânicos e água;
• alguns ácidos inorgânicos: HF, HCO, HCLO 2, HNO 2, HCN, H 2 S, HBRO, H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SIO 3, H 2 SO3, etc.;
• alguns hidróxidos de metais solúveis em baixo: Fe (OH) 3, Zn (OH) 2, etc.

Eletrólitos fortes

Eletrólitos fortes - Compostos químicos cujas moléculas em soluções diluídas são quase completamente dissociadas em íons. O grau de dissociação de tais eletrólitos é próximo de 1. Para eletrólitos fortes incluem muitos sais inorgânicos, alguns ácidos inorgânicos e bases em soluções aquosas, bem como em solventes com alta capacidade de dissociação (Alcohi, amidas, etc.).

A teoria clássica da dissociação eletrolítica é aplicável apenas a soluções diluídas de eletrólitos fracos. Eletrólitos fortes em soluções diluídas são dissociadas quase completamente, portanto, as ideias sobre o equilíbrio entre íons e as moléculas inacabadas privadas de significado. De acordo com as ideias apresentadas nos 20 a 30 anos. 20 V. V. K. Semenchenko (URSS), N. Bjerrum (Dinamarca), R. M. Fuuss (EUA), etc., em soluções de fortes eletrólitos com médios e altos concentrações, casais de íons e agregados mais complexos são formados. Dados espectroscópicos modernos mostram que o par iônico consiste em dois íons do sinal oposto em contato ("Parte de par iónico") ou separado por uma ou mais moléculas de solvente ("par iônico separado"). Pares de íons são eletricamente neutros e não participam da transferência de eletricidade. Em soluções comparativamente diluídas de eletrólitos fortes, o equilíbrio entre os íons individuais e os pares de íons solvidos pode ser caracterizado aproximadamente, semelhante à teoria clássica da dissociação eletrolítica, a dissociação constante (ou inverter a constante da associação). Isso permite que o uso da equação acima calcule o grau correspondente de dissociação, com base em dados experimentais.

Nos casos mais simples (grandes íons mono-hídricos), os valores aproximados da constante de dissociação em soluções diluídas de eletrólitos fortes podem ser calculados teoricamente, com base nas idéias sobre a interação puramente eletrostática entre os íons em um ambiente contínuo - solvente .

Exemplos de eletrólitos fortes: alguns ácidos (HCLO 4, HMNO 4, H2SO4, HCl, HR; HI), hidróxidados alcalina e de pilão (NaOH, KOH, BA (OH) 2); A maioria dos sais.

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Livros

• Conjunto de tabelas. Química. 8-9 classe (20 mesas) ,. Um álbum acadêmico de 20 folhas. Valência. A estrutura do átomo, isótopos. Configurações eletrônicas de átomo. A formação de laços químicos covalentes e íons. Tipos de tristes de cristal. ...

Teoria
eletrolítico
Dissociação

Metas.Para formar os alunos o conceito de "dissociação eletrolítica" com base em ensinamentos moleculares atômicos, a teoria da dissociação eletrolítica de C.Arenius e hidratar a teoria das soluções de D.I. imeteleev. Abra a causa da condutividade elétrica das soluções, discuta a importância e a aplicação da teoria.
Equipamento e reagentes. Tubos de ensaio, dois cilindros de medição, pipetas, instrumento para verificar a condutividade elétrica de soluções, óculos, varas de vidro;
Água, ácidos sulfúricos concentrados, hidróxido de sódio, cloreto de sódio, sulfato de cobre (II), 100 ml de solução metil merece em acetona, soluções de sulfato de cobre (II), cloreto de sódio, hidrato de cálcio, cloreto de bário, cloreto de bário, cloreto de bário, cloreto de bário Nitrato de prata, ácido clorídrico, carbonato de sódio, cloreto de magnésio, cloreto de alumínio, granulado de zinco, ferro - pó, granulado de alumínio.

O tema da apresentação do tópico

• Propriedades de soluções aquosas e não aquosas de várias classes de compostos inorgânicos.
• Dissolução na água do ponto de vista da teoria eletrônica.
• Dissociação de eletrólitos em solução.
• O grau de dissociação eletrolítica. Eletrólitos fracos e fortes.

Durante as classes

Professor. Você sabe que substâncias se dissolvem não apenas na água, mas também em outros solventes? Se assim for, dê exemplos. (Os alunos levam exemplos de substâncias dissolvidas.)
Descobrimos se o solvente é necessário para o fluxo de reação e é a natureza do solvente é importante neste caso. Tomar ácido sulfúrico concentrado e zinco inferior nele. A resposta acontecerá? (Conduz a experiência laboratorial.)
Aluna.O zinco reage com ácido sulfúrico concentrado quando aquecido. Isso destaca gásEntão 2 (escreva a equação de reação no quadro):

Professor.Hidrogênio destacado? E agora eu prosseguio com o conteúdo do tubo de ensaio (da experiência) no tubo de ensaio de água, com muito cuidado. A reação foi, muito calor se destaca. Nota, sem água, a reação quase não foi, embora a água sob condições normais não interagisse com o zinco.
Nós faremos outra experiência. Misturamos os primeiros sólidos: hidróxido de sódio e sulfato de cobre (II) e depois suas soluções. A reação entre reagentes sólidos não ocorre, e um precipitado azul é formado na solução. Registre a equação de reação química em notebooks:

2naoh + Cuso 4 \u003d CU (OH) 2 + Na2SO4.

Dos resultados dos experimentos, concluímos que a água em reações químicas não é de todo o meio passivo. Sob sua influência da substância, as mudanças estão experimentando. A água faz com que os eletrólitos se decenham nos íons.
Considere o processo de dissolver eletrólitos na água. Para fazer isso, tem que lembrar o que é valência e quais tipos de ligação química são conhecidos por você.
Os alunos são responsáveis \u200b\u200bpor perguntas. Ao considerar a comunicação iônica, concentre-se no modelo da treliça de cloreto de sódio de cristal. A comunicação polar covalente repita sobre o exemplo da estrutura das moléculas de água.
Professor.Em geral, a molécula de água não é cobrada. Mas dentro da molécula H 2 O. Átomos de hidrogênio e oxigênio são organizados de modo que as taxas positivas e negativas sejam em fins opostos da molécula (Fig. 1). Portanto, a molécula de água é um dipolo.

Mecanismo de dissociação eletrolíticaNacl. Ao dissolver o sal cozinheiro na água, consiste na clivagem sequencial de íons de sódio e moléculas de água polar de cloro. Após a transição de íonsNa +. eSl - Do cristal à solução, a formação de hidratos desses íons ocorre.(A seguir, realizar uma explicação na figura (Fig. 2, veja p. 36) do livro: Feldman F.G., Rudzitis G.. Química-9. M.: Educação, 1999, p. quatro.) E como reagir com moléculas de água polar moléculas polares? Considere isso sobre o exemplo do ácido clorídrico (Fig. 3,
Veja com. 36. ) .

Quando dissolvido em água de ácido clorídrico (em moléculasHCl. O derretimento entre os átomos é covalente é um forte polar) ocorre uma mudança na natureza da ligação química. Sob a influência de moléculas de água polar, uma ligação polar covalente se transforma em um iônico. Os íons formados permanecem conectados com moléculas de água - hidratadas. Se o solvente não é aquoso, os íons são chamados solvados.

A presença de íons em soluções ácidas, álcalis e sais pode ser comprovada por reações de troca. Nós conduziremos as seguintes experiências:

a interação do sulfato de cobre (II) C:
a) nitrato de bário;
b) cloreto de bário;
c) hidróxido de sódio;
d) hidróxido de cálcio;

interação de nitrato de prata com:
e) ácido clorídrico;
e) cloreto de sódio.

Escrevemos as equações de reações químicas:

a) Susso 4 + BA (nº 3) 2 \u003d CU (nº 3) 2 + Baso 4;

b) Susso 4 + BACL 2 \u003d CUCL 2 + BASO 4;

c) Susso 4 + 2naoh \u003d Na2SO4 + CU (OH) 2;

d) Susso 4 + SA (OH) 2 \u003d Caso 4 + CU (OH) 2;

e) Agno 3 + HCl \u003d HNO 3 + AGCL;

e) Agno 3 + NACL \u003d Nano 3 + AGCC.

Com base nessas reações, podem ser tiradas as seguintes conclusões:
1) íons metálicos, grupos hidroxilo e resíduos de ácido reagem em soluções aquosas como partículas de independência existentes;
2) Grupos hidroxilo, resíduos ácidos, átomos de hidrogênio e átomos de metal são aquelas partículas eletricamente carregadas, que estão em soluções de ácidos, álcalis e sais.
Nós escrevemos a definição do conceito: " Dissociação eletrolítica - Este é o processo de decaimento do eletrólito a íons quando dissolvido em água ou derretimento ".
Como o número de moléculas de água que anexam os íons é desconhecida, o processo de dissociação de ácido, álcalis e sais é simplificado assim:

HCl \u003d H + + CL -,

NaOH \u003d Na + + OH -,

NACL \u003d Na + + CL -.

Ácidos multi-eixos e sais ácidos dissociam degraus. Para mostrar dissociação incompleta de moléculas e íons que não estão relacionados a eletrólitos fortes, use um sinal de reversibilidade «». Por exemplo, para H 2 Então 4 e seu sal ácido Nahso 4:

H 2 Então 4 \u003d H + +,

Nahso 4 \u003d Na + +,

Não deve permitir erros ao escrever as equações de dissociação de substâncias insolúveis e de baixo solúvel, que praticamente não são dissociadas por íons ou dissociados em uma pequena extensão:

CACO 3 sem dissociação,

SASO 4 CA 2+ +.

Os principais termos considerados na teoria da dissociação eletrolítica são "eletrólitos" e "íons".
Eletrólitos.- Estas são substâncias que, quando dissolvidas em água ou no estado fundido, desintegram-se em íons.
Íons.- Estes são átomos ou grupos de átomos positivos ( cátions.) ou negativo ( aniões) cobrar. Íons diferem de átomos na estrutura e nas propriedades. Por exemplo, propriedades comparáveis \u200b\u200bdo cloro atômico e molecular com propriedades iônicas. Considere sua atitude em metais, hidrogênio, íons de prata. As propriedades do sódio metálico são comparáveis \u200b\u200bàs propriedades do íon de sódio.(Alunos lideram exemplos e conversavam sobre as propriedades dos átomos CL, moléculas de Cl 2 e Sl iões, bem como as propriedades de Metal NA e íons Na + em sais.)

O sinal geral e característico de íons é a presença de encargos elétricos. A corrente é realizada apenas essas soluções contendo íons. Compare a condutividade elétrica das soluções de ácidos, álcalis, sais, açúcar, álcool usando um instrumento para estudar a condutividade elétrica das soluções (Fig. 4). Vemos que a dissociação não é em nenhuma solução. Com base na teoria do íon, formulamos novas definições de ácidos, bases e sais como substâncias complexas formando íons especiais durante a dissociação na água. Durante a dissociação de ácido, apenas íons H + são clivados como cátions. Durante a dissociação de bases, apenas os íons são clivados como aniões.É ELE - . Os sais médios são dissociados em cátions e ânions de resíduos ácidos.
Vamos tentar responder a essa pergunta: todos os eletrólitos no mesmo grau se desintegraram em íons? Compare a condutividade elétrica das soluções concentradas de cloreto de sódio e ácido acético. Na solução de sal, a luz ilumina-se intensamente e no ácido acético - muito fraco. Eu vou diluir as soluções adicionando água a eles. A condutividade elétrica da solução de cloreto de sódio não muda, e em uma solução de ácido acético, a luz queima mais brilhante. O cloreto de sódio, mesmo em soluções concentradas, dissociadas completamente. As moléculas de ácido acético em soluções concentradas quase não são dissociadas. Ao diluir o ácido acético, o número de moléculas dissociadas aumenta, o equilíbrio de dissociação é deslocado para a direita:

CH3 em breve CH 3 so - + H +.

Substâncias com uma estrutura de cristal ION são completamente dissociadas em íons em soluções aquosas. A proporção do número de moléculas dissociadas (n) para o número total de moléculas (n) na solução é chamada de grau de dissociação (). O valor pode tomar valores de 0 (sem dissociação) para 1 (a dissociação está completa).
Propriedades gerais Ácidos são determinados pela presença de íons N +. em solução. Atividade ácida (eletrólito forte ou fraco) depende da concentração de íonsN +. em solução.

Experiência de demonstração.Em dois copos de Nallem 50 ml da solução de metilovina em acetona. No primeiro copo, adicione 1-2 gotas de ácido sulfúrico concentrado, aparência de coloração de framboesa. Para que o segundo copo, a mesma cor apareceu, você terá que adicionar 10 vezes mais (10-20 gotas) ácido acético, porque O grau de dissociação de ácido CH3 CoOH menor e concentração de íons de hidrogênio em é pequeno.
Resultado. O poder dos ácidos e bases é determinado pelo seu grau de dissociação.