Лекція № 5 тема ступінь дисоціації і теорія сильних електролітів
Методичні рекомендації щодо використання електронного методичного посібника «Розчини. Електролітична дисоціація »в курсі загальної та неорганічної хімії
Тема: Ступінь дисоціації і теорія сильних електролітів.
Освітня: поглибити знання студентів про електролітичноїдисоціації на основі понять «ступінь дисоціації», «сильні і слабкі» електроліти.
Розвиваюча: продовжувати розширювати уявлення студентів про електролітичноїдисоціації; розвивати їх пізнавальну діяльність і вміння виділяти головне в візуальної інформації.
Виховує: продовжити виховувати уважність, спостережливість, естетичні почуття, уміння поводитися з технікою.
Засоби наочності. комп'ютер, екран, проектор.
Технологія: лекція із застосуванням ТСО (комп'ютерна технологія).
Етапи заняття: I Організаційна частина
II Основна частина
III Заключна частина
I. Організаційна частина
Вступна бесіда (фронтально).
II. Основна частина
1. Ступінь дисоціації.
2. Слабкі електроліти.
5. Сильні електроліти.
III. Заключна частина
2. Завдання на будинок.
I. Організаційна частина
Вступна бесіда (фронтально).
1. Наведіть приклади слабких електролітів.
2. Наведіть приклади сильних електролітів.
II. Основна частина
1. Ступінь дисоціації.
Однією з кількісних характеристик електролітичноїдисоціації є ступінь дисоціації, яка визначається як відношення дисоційованому частинок до загального числа розчинених частинок. Зазвичай ступінь дисоціації позначають грецькою буквою α і висловлюють в частках одиниці або у відсотках:
де N - число часток, які зазнали електролітичноїдисоціації;
No - число розчинених частинок.
Ступінь дисоціації залежить від природи розчинника. Чим більш полярна молекула розчинника, тим за інших рівних умов вище ступінь дисоціації розчиненої речовини. Так як електролітична дисоціація супроводжується тепловим ефектом, то ступінь дисоціації залежить від температури, при цьому вплив температури можна оцінити за принципом Ле Шательє: якщо електролітична дисоціація є ендотермічний процес, то з підвищенням температури ступінь дисоціації зростає, а зі зниженням температури зменшується.
За ступенем дисоціації електроліти умовно поділяються на сильні (α ≥ 30%) і слабкі (α ≤ 3%).
Сильні електроліти у водних розчинах диссоційовані практично без остачі. Поняття ступеня дисоціації до них по суті не може бути застосовано, а відхилення ізотонічного коефіцієнта i від цілочисельних значень пояснюється іншими причинами. До сильних електролітів належать багато мінеральні кислоти HNO3. HClO4. HCN, HBr, HI, підстави лужних і лужноземельних металів KOH, NaOH, Ba (OH) 2. майже всі солі.
Слабкі електроліти у водних розчинах дисоціюють тільки частково, і в розчині встановлюється динамічна рівновага між недіссоціірованнимі молекулами і іонами. До слабких електролітів належать деякі мінеральні кислоти H2 CO3. H2 S, HCN, H2 SiO3. багато підстави металів (крім підстав лужних і лужноземельних металів), а також NH4 OH, майже всі органічні кислоти.
2. Слабкі електроліти.
До рівноваги, яке встановлюється в розчині слабкого електроліту між молекулами і іонами, можна застосувати закони хімічної рівноваги і записати вираз константи рівноваги:
Тут в чисельнику дробу стоять концентрації іонів - продуктів дисоціації, а в знаменнику - концентрація недіссоціірованних молекул. Константа рівноваги, що відповідає дисоціації слабкого електроліту, називається константою дисоціації. Величина До залежить від природи електроліту і розчинника, а також від температури, але не залежить від концентрації розчину. Вона характеризує здатність даної кислоти або даного підстави розпадатися на іони: чим вище К. тим легше електроліт дисоціює.
Багатоосновні кислоти, а також підстави двох- і більше валентних металів диссоциируют поступово. У розчинах цих речовин встановлюються складні рівноваги, в яких беруть участь іони різного заряду. Наприклад, дисоціація вугільної кислоти відбувається в два ступені:
Перше рівновагу - дисоціація по першій ступені - характеризується константою дисоціації, позначається К1
а друге-дисоціація по другого ступеня - характеризується константою дисоціації К2
відповідає сумарна константа дисоціації К. Величини К, К1і К2
пов'язані один з одним співвідношенням
Аналогічні співвідношення характеризують і ступінчасту дисоціацію підстав багатовалентних металів. При ступінчастою дисоціації речовин розпад по наступному рівні завжди відбувається в меншій мірі, ніж за попередньою (по другій менше, ніж по першій і т.д.). Інакше кажучи, дотримується нерівність:
Це пояснюється тим, що енергія, яку потрібно затратити для відриву іона, мінімальна при його відриві від нейтральної молекули і ставати більше при дисоціації по кожній наступній ступені.
Якщо позначити концентрацію електроліту, що розпадається на два іони через С. а ступінь його дисоціації в даному розчині через α. то концентрація кожного з іонів буде Сα. а концентрація недіссоціірованних молекул С (1-α). Тоді рівняння константи дисоціації набирає вигляду:
Це рівняння виражає закон розведення Оствальда. Воно дає можливість обчислювати ступінь дисоціації при різних концентраціях електроліту, якщо відома його константа дисоціації.
Для розчинів, в яких дисоціація електроліту дуже мала, рівняння закону Оствальда спрощується. Оскільки в таких випадках α
Поглибити знання студентів про розчини на основі поняття «гідроліз солей» (опорні слова: гідроліз, pH розчину солі, індикатори).
Пояснити явище гідролізу на прикладах різних солей, навчити визначати середу розчину певної солі, дати поняття про індикатори, і практичне значення гідролізу в повсякденному житті.
Технологія проведення заняття
Засоби: із застосуванням комп'ютера
Контроль: усне опитування
Оцінка: заохочувальна по 5 б системі
Викладач. сприяти доступ-ному і кращому засвоєнню матеріалу.
Студент. оволодіння новими знаннями, розвиток пам'яті, самооцінка отриманих знань.
Плани на майбутнє
Викладач. розширення діапазону лекційних занять шляхом впровадження комп'ютерних технологій в процес навчання, робота над собою, викладання теми у відповідність до сучасних вимог.
Студент. розвиток навичок самостійної роботи з інформацією, уміння правильно висловлювати свої думки.
Тема: Гідроліз солей.
Освітня: сформувати знання про гідролізі, як особливому властивості солей, довести вплив солі на напрямок реакції. Сформи-ровать вміння за складом солі прогнозувати реакцію середовища.
Розвиваюча: продовжувати розвивати вміння спостерігати, порівнювати досліджувані явища, виявляти причинно - наслідкові зв'язки. Виховує: продовжувати виховувати уважність, спостерігаючи-ність, дбайливого ставлення до природи.
Засоби наочності. таблиця розчинності, комп'ютер, екран, проектор.
Технологія: лекція із застосуванням ТСО (комп'ютерна технологія).
Етапи заняття: I Організаційна частина
II Основна частина
III Заключна частина
I. Організаційна частина
Вступна бесіда (фронтально).
II. Основна частина
1. Поняття про гідролізі і індикаторах.
2. Гідроліз солей освічених сильним підставою і слабкої кислотою.
5. Гідроліз солей утворених слабкою основою і сильною кислотою.
7. Гідроліз солей освічених слабкою кислотою і слабкою основою.
9. Ступінчатий гідроліз солей освічених багатоосновними кислотами і многокіслотнимі підставами.
III. Заключна частина
2. Завдання на будинок.
I. Організаційна частина
Вступна бесіда (фронтально).
1. Дайте визначення електролітів.
2. Дайте визначення неелектролітів.
3. Наведіть приклади сильних і слабких електролітів.
II. Основна частина
1. Поняття про гідролізі і індикаторах.
Досвід показує, що розчини солей мають лужну, кислу або нейтральну реакцію, хоча вони не містять ні водневих, ні гідроксильних іонів. Пояснення цьому факту слід шукати у взаємодії солей з водою.
Взаємодія іонів солі з водою, що приводить до утворення слабкого електроліту, називається гідролізом солі.
Для вимірювання pH середовища існують різні методи. Наближено реакцію розчину солі можна визначити за допомогою спеціальних реактивів, званих індикаторами, забарвлення яких змінюється в залежності від концентрації іонів водню. Найбільш поширені індикатори - метиловий оранжевий, метиловий червоний, фенолфталеїн, лакмус. У таблиці 1 дана характеристика деяких індикаторів.
У реакцію гідролізу вступають солі, утворені слабкою кислотою і слабкою основою, або слабкою кислотою і сильною основою, або слабкою основою і сильною кислотою. Солі, утворені сильною кислотою і сильною основою, гідролізу не піддавалося; нейтралізація в цьому випадку зводиться до процесу
а зворотна реакція-дисоціація молекули води на іони - протікає в мізерно малою мірою.
Причина гідролізу полягає не тільки в участі в реакції слабкої кислоти або підстави, а й дисоціації самої води. Сутність гідролізу з цієї точки зору полягає в тому, що катіон солі (слабка основа) або її аніон (слабка кислота) переважно пов'язує відповідно іони OH - або H + з утворенням слабкого електроліту (відповідно підстави або кислоти).
2. Гідроліз солей освічених сильним підставою і слабкої кислотою.
Розглянемо гідроліз солі, утворений сильною основою і слабкою кислотою. До таких солей належать CH3 COONa, KCN і ін. Зокрема, гідроліз ацетату натрію протікає по рівнянню:
або в скороченій іонній формі
(Слабкі електроліти представлені в недиссоциированной формі). Так як утворюється в результаті гідролізу підставу представляє собою сильний електроліт, то концентрація гідроксид - іонів в розчині превалює і реакція середовища лужна. Таким чином, сіль сильної основи і слабкої кислоти гідролізується зі збільшенням концентрації гідроксид - іонів в розчині.
1. Дайте визначення гідролізу солей.
2. Які солі піддаються гідролізу?
3. Поясніть механізм гідролізу.
4. Вкажіть фактори, що впливають на ступінь гідролізу.
5. Вкажіть середу розчинів наступних солей: ацетату калію, сульфату алю-Мінія, хлориду цинку, гідросульфату амонію.
5. Гідроліз солей утворених слабкою основою і сильною кислотою.
Якщо сіль утворена слабкою основою і сильною кислотою (NH4 Cl, NH4 NO3. AlCl3 і т.п.), в процесі гідролізу головну роль грає катіон солі, що зв'язує гідроксид - іони води в слабка основа. При цьому в розчині накопичується надлишок катіонів водню і реакція середовища стає кислої:
або в скороченій іонній формі
Сіль слабкої основи і сильної кислоти гідролізується зі збільшенням концентрації іонів водню в розчині. З наведених прикладів випливає, що реакція середовища в результаті гідролізу визначається тим продуктом гідролізу, який є сильним електролітом.