Объясните с точки зрения электролитической диссоциации сущность химических реакций

Объясните с точки зрения теории электролитической диссоциации сущность химических реакций, протекающих в водной среде.

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций — ионными уравнениями.

Ионные реакции в водных растворах могут протекать необратимо и обратимо.

Если в результате реакции в растворах электролитов протекает с образованием нерастворимого или газообразного, или малодиссоциирующего вещества, то такая реакция протекает необратимо.
Например, реакция между хлоридом бария и сульфатом калия протекает необратимо, т. к. образуется нерастворимый сульфат бария:

Молекулярное уравнение:
BaCl₂ + K₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2KCl
Краткое ионное уравнение:
Ba 2+ + SO₄ 2- → BaSO₄↓

Сокращенное ионное уравнение показывает, что реакция свелась к взаимодействию ионов Ba 2+ и SO₄ 2- , в результате которого образовалось вещество BaSO₄ — слабый электролит. При этом неважно, в состав каких веществ входили эти ионы до их взаимодействия, например, это могли быть соли Ba(NO₃)₂ и Na₂SO₄. Краткие ионные реакции, в необратимых реакциях, проще уравнений реакций, записанных в молекулярной форме, и имеют более общий характер.

Если в результате реакции не образуются слабые электролиты, то такая реакция всегда протекает обратимо, т. е. в растворе образуется смесь ионов.
Например реакция между хлоридом натрия и перхлоратом калия:

Молекулярное уравнение:
NaCl + KClO₄ ⇄ NaClO₄ + KCl
Краткое ионное уравнение:
Na + + Cl — + K + + ClO₄ — ⇄ Na + + ClO₄ — + K + + Cl —

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблукови В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.

Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс .

Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.

Основные положения ТЭД (Теории электролитической диссоциации):

Молекулы распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (простые и сложные).

Под действием электрического тока катионы (положительно заряженные ионы движутся к катоду(-), а анионы (отрицательно заряженные ионы) к аноду(+)

Степень диссоциации зависит от природы вещества и растворителя, концентрации, температуры.

Если степень диссоциации зависит от природы вещества, то можно судить, что существует разграничение между определёнными группами веществ.

Большая степень диссоциации присуща сильным электролитам (большинству оснований, солям, многим кислотам). Стоит учесть, что распад на ионы – обратимая реакция. Так же стоит сказать, что в данной теме не будут разобраны примеры диссоциации двойных и основных солей, их диссоциация описана в теме “соли”.
Примеры сильных электролитов:
NaOH, K₂SO₄, HClO₄
Уравнения диссоциации:
NaOH⇄Na + +OH —

Количественной характеристикой силы электролитов является степень диссоциации (α) – отношение молярной концентрации продиссоциировавшего электролита к его общей молярной концентрации в растворе.

Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах. Интервал значений – от 0 до 100%.

α = 0% относится к неэлектролитам (диссоциация отсутствует)

У каждой ступени диссоциации своя степень диссоциации.
Например, диссоциация солей CuCl₂, HgCl₂:
CuCl₂⇄Cu 2+ +2Cl — диссоциация протекает полностью

А в случае с хлоридом ртути диссоциация идёт неполностью и то не до конца.

Возвращаясь же к раствору серной кислоты, стоит сказать, что степень диссоциации обеих ступеней разбавленной кислоты гораздо больше, чем у концентрированной. При диссоциации концентрированного раствора очень много молекул вещества и большая концентрация гидроанионов HSO₄ — .

У многоосновных кислот и многокислотных оснований диссоциация идёт в несколько ступеней (в зависимости от основности).

Перечислим сильные и слабые кислоты и приступим к уравнениям ионного обмена:
Сильные кислоты ( HCl, HBr, HI, HClO₃, HBrO₃, HIO₃, HClO₄, H₂SO₄, H₂SeO₄,HNO₃, HMnO₄, H₂Cr₂O₇)

Химические реакции в растворах и расплавах электролитов протекают с участием ионов. В таких реакциях степени окисления элементов не изменяются, и сами реакции называются реакциями ионного обмена.

Реакции ионного обмена будут протекать до конца (необратимо) , если образуются малорастворимые или практически нерастворимые вещества (они выпадают в осадок), летучие вещества (выделяются в виде газов) или слабые электролиты (например, вода).

Реакции ионного обмена принято писать в три стадии:
1. Молекулярное уравнение
2. Полное ионное уравнение
3. Сокращенное ионное уравнение
При написании обязательно указывать осадки и газы, а так же руководствоваться таблицей растворимости.

Реакции, где все реагенты и продукты получились растворимые в воде, не протекают.

Сокращённое ионное уравнение получается с помощью вычёркивания одинаковых ионов из обеих частей полного ионного уравнения.

Если реакция ионного обмена идёт между двумя солями с образованием осадка, то следует брать два хорошо растворимых реагента. То есть, реакция ионного обмена пойдёт если растворимость реагентов будет выше, чем у одного из продуктов.

Иногда при написании реакций ионного обмена пропускают полное ионное уравнение и сразу пишут сокращенное.

Для получения осадка малорастворимого вещества всегда надо выбирать хорошо растворимые реагенты в их концентрированных растворах.
Например:
2KF+FeCl₂→FeF₂↓+2KCl

Данные правила подбора реагентов для осаждения продуктов справедливы только для солей.

Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации

Читайте также:

1. I. 36. Состав, свойства и применение азотных удобрений.
2. I. Первая группа теорий – детерминистские теории.
3. IV. система педагогических исследований с методологической точки зрения
4. PGP. Принцип функционирования. Свойства ключа.
5. V2: 01.01. Предмет и метод экономической теории
6. VIII . Механические свойства металлов. Диаграмма растяжения металлов.
7. XV. Влияние углерода и постоянных примесей на свойства стали
8. Абсолютные величины и их виды, познавательные свойства и условия применения в экономико-статистическом анализе.
9. Автономные системы и свойства их решений.
10. Азотирование и нитроцементация. Структура, свойства и области получения.
11. Аксиомы теории вероятностей.
12. Актуальность проблематики с точки зрения изменения роли ИТ в бизнесе и обществе

Кислоты основания соли с точки зрения электролитической диссоциации

Рассмотрим в свете теории электролитической диссоциации свойства веществ, которые в водных растворах проявляют свойства электролитов.

Кислоты. Для кислот характерны следующие общие свойства:

а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;

б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

в) способность изменять цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса;

При диссоциации любой кислоты образуются иокы водорода. Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны объяснить присутствием гидратированных ионов водорода. Это они вызывают красный цвет лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т. д. С устранением ионов водорода, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

У сильных кислот, диссоциирующих нацело, свойства кислот проявляются в большей степени, у слабых — в меньшей. Чем лучше кислота диссоциирует, т. е. чем больше ее константа диссоциации, тем она сильнее.

Сравнивая данные, приведенные в табл. 12 и 14, можно заметить, что величины констант диссоциации кислот изменяются в очень широких пределах. В частности, константа диссоциации циановодорода много меньше, чем уксусной кислоты. И хотя обе эти кислоты — слабые, все же уксусная кислота значительно сильнее циановодорода. Величины первой и второй констант диссоциации серной кислоты показывают, что в отношении первой ступени диссоциации — сильная кислота, а в отношении второй — слабая. Кислоты, константы диссоциации которых лежат в интервале , иногда называют кислотами средней силы. К ним, в частности, относятся ортофосфорная и сернистая кислоты (в отношении диссоциации по первой ступени).

Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

а) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей;

б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);

в) своеобразным «мыльным» вкусом.

Поскольку общим для всех растворов оснований является присутствие в них гидроксид-ионов, то ясно, что носителем основных свойств является гидроксид-ион. Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.

Сила оснований, как и сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее.

Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. К таким гидроксидам принадлежит гидроксид цинка. При взаимодействии его, например, с соляной кислотой получается хлорид цинка

а при взаимодействии с гидроксидом натрия — цинкат натрия;

Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными гидроксидами, или амфотерными электролитами. К таким гидроксидам кроме гидроксида цинка относятся гидроксиды алюминия, хрома и некоторые другие.

Явление амфотерности объясняется тем, что в молекулах амфотерных электролитов прочность связи между металлом и кислородом незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна, следовательно, по местам обеих этих связей. Если обозначить амфо-терный электролит формулой ROH, то его диссоциацию можно выразить схемой:

Таким образом, в растворе амфотериого электролита существует сложное равновесие, в котором участвуют продукты диссоциации как по типу кислоты, так и по типу основания.

Явление амфотерности наблюдается также среди некоторых органических соединений. Важную роль оно играет в биологической химии; например, белки — амфотерные электролиты.

Соли. Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет; поэтому соли и не обладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионоз, образующих соль.

При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе ионы . Например, при растворении гидрокарбоната натрия диссоциация протекает согласно следующим уравнениям:

При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы . Например, при растворении хлорида гидроксомагния диссоциация протекает согласно уравнениям:

Таким образом, теория электролитической диссоциации объясняет общие свойства кислот присутствием в их растворах ионов водорода, а общие свойства оснований — присутствием в их растворах гидроксид-ионов. Это объяснение не является, однако, общим. Известны химические реакции, протекающие с участием кислот и оснований, к которым теория электролитической диссоциации неприменима.

В частности, кислоты и основания могут реагировать друг с другом, не будучи диссоциированы на ноны. Так, безводный хлороводород, состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными основаниями. Кроме того, известны вещества, не имеющие в своем составе гидроксогрупп, но проявляющие свойства основании. Например, аммиак взаимодействует с кислотами и образует соли (соли аммония), хотя в его составе нет групп ОН. Так, с хлороводородом он образует типичную соль — хлорид аммония:

Изучение подобного рода реакций, а также реакций, протекающих в иеводиых средах, привело к созданию более общих представлений о кислотах и основаниях. К важнейшим из современных теории кислот и оснований принадлежит протонная теория, выдвинутая в 1923 г.

Согласно протонной теории, кислотой является донор протона, т. е. частниа (молекула или ион), которая способна отдавать ион водорода — прогон, а основанием — акцептор протона, т. е. частица (молекула или ион), способная присоединять протон. Соотношение между кислотой и основанием определяется схемой:

Связанные этим соотношением основание и кислота называются сопряженными. Например, является основанием, сопряженным кислоте .

Реакцию между кислотой и основанием протонная теория представляет схемой:

Например, в реакции

ион — основание, сопряженное кислоте , а ион — кислота, сопряженная основанию .

Существенным в протонной теории является то положение, что вещество проявляет себя как кислота или как основание в зависимости от того, с каким другим веществом оно вступает в реакцию. Важнейшим фактором при этом является энергия связи вещества с протоном. Так, в ряду эта энергия максимальна для и минимальна для HF. Поэтому в смеси с вода функционирует как кислота, а в смеси с HF — как основание:

Дата добавления: 2015-04-24 ; Просмотров: 3004 ; Нарушение авторских прав? ;

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

2.Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации.

способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей

способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода

способность изменять цвет индикатора (красная окраска лакмуса)

Согласно теории электролитической диссоциации кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов (катионов) водорода и анионов кислотного остатка.

Именно ионы водорода вызывают красный цвет лакмуса и сообщают кислотам кислый вкус.

способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей

способность изменять цвет индикатора иначе, чем их изменяют кислоты (синяя окраска лакмуса)

своеобразный «мыльный вкус»

Согласно теории электролитической диссоциации основания – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием аниона гидроксила и катиона металла.

Носителем щелочных свойств является анион гидроксила.

Соли при электролитической диссоциации распадаются на катион металла и анион кислотного остатка. Так как таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей нет, поэтому соли и не обладают общими свойствами.

3.Реакции нейтрализации

А) при нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием на каждую грамм-молекулу образующейся воды выделяется около 13,8 ккал теплоты.

Это говорит о том, что подобные реакции сводятся к одному процессу. Рассмотрим одну из этих реакций. Перепишем уравнение первой реакции, записывая сильные электролиты в ионной форме, а слабые — в молекулярной, поскольку они находятся в растворе преимущественно в виде молекул.

(вода очень слабый электролит)

В ходе реакции ионы Na + и не претерпели изменений. Поэтому исключим эти ионы из обеих частей уравнения. Получим:

Таким образом, реакции нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием сводятся к одному и тому же процессу – к образованию молекул воды из ионов водорода и гидроксила.

Реакция образования воды из ионов обратима

Но так как вода слабый электролит и диссоциирует в ничтожно малой степени, то равновесие в этой реакции сильно смещено в сторону образования молекул. Поэтому практически реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием протекает до конца.

В дальнейшем мы будем широко пользоваться ионно-молекулярной формой записи уравнений реакций с участием электролитов.

При составлении ионно-молекулярных уравнений надо знать, какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы.

Общие данные о растворимости важнейших солей обычно приведены в таблицах во всех учебниках химии.

Б) нейтрализация слабой кислоты сильным основанием

Здесь сильные электролиты – NaOH и соль, а слабые – кислота и вода:

Так как только ионы натрия не претерпевают изменений, то ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

В) нейтрализация сильной кислоты слабым основанием

Здесь в виде ионов мы должны записать кислоту и образующуюся соль, а в виде молекул – гидроксид аммония и воду:

Не изменяются только ионы . Опуская их, получаем ионно-молекулярное уравнение:

Г) нейтрализация слабой кислоты слабым основанием

В этой реакции все вещества, кроме образующейся соли, слабые электролиты. Поэтому ионно-молекулярная форма имеет вид:

Реакции нейтрализации сильных кислот сильными основаниями протекают практически до конца. Реакции нейтрализации, в которых хотя бы одно из исходных веществ – слабый электролит, и при которых молекулы малодиссоциирующих веществ имеются не только в правой, но и в левой части ионно-молекулярного уравнения, протекают не до конца. Они доходят до состояния равновесия, при котором соль существует с кислотой и основанием, из которых она образована. Поэтому уравнения подобных реакций правильнее записывать как обратимые реакции.

При растворении твердого тела в воде растворение прекращается, когда получается насыщенный раствор, т.е. когда между растворяемым веществом и находящимися в растворе молекулами того же вещества устанавливается равновесие.

При растворении электролита, например соли, в раствор переходят не молекулы, а ионы; следовательно и равновесие в насыщенном растворе устанавливается между твердой солью и перешедшими в раствор ионами.

Например, в насыщенном растворе сульфата кальция устанавливается равновесие

твердая соль ионы в растворе

Если обозначим концентрацию катионов кальция и анионов кислотного остатка, то в насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Эта величина называетсяпроизведением растворимости и обозначается ПР.

ПРCaSO₄=[Ca 2+ ][SO]

Сущность теории электролитической диссоциации. Понятие об электролитах.

Водные растворы солей, кислот и оснований обладают рядом особенностей по сравнению с растворами других веществ. Шведский ученый Сванте Аррениус в 1887 г. предложил теорию ионизации, согласно которой при растворении кислот, оснований и солей в воде происходит расщепление молекул на ионы.

Вещества,распадающиеся на ионы в растворахили расплавах и поэтому проводящие электрический ток, называются электролитами.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией (ТЭД).

Сущность теории Аррениуса сводится к следующим трем положениям:

1.Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы. Ио́н (др.-греч. ἰόν — идущее) — одноатомная или многоатомная электрически заряженная частица.

2.Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду иназываются катионами;отрицательно заряженные — к аноду, они называютсяанионами.

3. Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация). Общая запись этих двух процессов:

где КА – электролит, К + — катион, А — — анион.

Диссоциация кислот, солей, оснований в водных растворах.

С помощью ТЭД дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

Основания – электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются гидроксид-ионы.

Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Поскольку диссоциация процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой — αальфа).

Степень диссоциации – это отношение числа распавшихся на ионы молекул N Ι к общему числу растворенных молекул N:

N Ι

α= ———(в долях единицы или в процентах)

N

Еслиα =1 или 100%, электролит полностью распадается на ионы.

Еслиα = 0, диссоциация отсутствует.

Если α = 0,5 или 50%, то это означает, что из каждых 100 молекул данного электролита 50 находятся в состоянии диссоциации.

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты в водном растворе диссоциированы практически полностью. В растворах сильных электролитов молекулы отсутствуют. К сильным электролитам относятся:

1) почти все соли;

2) многие минеральные кислоты: H₂S0₄, HN0₃, HCl, НСIO₄, HBr, HI, HMn0₄;

3) основания щелочных металлов, например: NaOH и КОН, а также Ва(ОН)₂, Са(ОН)₂.

Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют лишь частично. В растворе имеется большое количество недиссоциированных молекул. К слабым электролитам относятся:

2) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH₄OH;

Кислоты Н₃РО₄, H₂S0₃ и HF являются кислотами средней силы.

Понятие о константе химического равновесия.

Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, поэтому в растворе устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами. Следовательно, к процессу диссоциации слабого электролита мы можем применить законы химического равновесия.

Для уравнения реакции диссоциации (1)

константу равновесия можно выразить уравнением:

[К + ] [ А — ]

[К А ]

[KA] — концентрация недиссоциированного соединения в растворе; [K+] — концентрация катионов в растворе; [A−] — концентрация анионов в растворе.

Константу равновесия применительно к реакции диссоциации называют константой диссоциации.

Например, для диссоциации азотистой кислоты:

выражение константы диссоциации имеет следующий вид:

Установлено, что константа диссоциации для слабых электролитов не меняется с изменением концентрации раствора и является постоянной величиной при постоянной температуре.

Закон действия масс.

Закон действия масс: чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе.

КА К + + А —

[К + ] [ А — ]

[К А ]

Теория электролитической диссоциации справедлива лишь в отношении растворов слабых электролитов, так как только ионизация слабых электролитов приводит к химическому равновесию, которое характеризуется константой ионизации.Процесс диссоциации сильных электролитов необратим, вследствие этого растворы сильных электролитов и не подчиняются закону действия масс.

Поперечные профили набережных и береговой полосы: На городских территориях берегоукрепление проектируют с учетом технических и экономических требований, но особое значение придают эстетическим.

Общие условия выбора системы дренажа: Система дренажа выбирается в зависимости от характера защищаемого.

Опора деревянной одностоечной и способы укрепление угловых опор: Опоры ВЛ — конструкции, предназначен­ные для поддерживания проводов на необходимой высоте над землей, водой.

Реакции ионного обмена

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами . Они называются ионными реакциями , а уравнения этих реакций — ионными уравнениями . Они проще уравнений реакций , записанных в молекулярной форме , и имеют более общий характер .

При составлен ии ио нных уравнений реакций следует руководство­ваться тем , что вещества малодиссоциированные , малорастворимые ( выпадающие в осадок ) и газообразные записываются в молекулярной форме . Знак ↓ , стоящий при формуле вещества , обозначает , что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка , знак ↑ обозначает , что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа . Сильные электролиты , как полностью диссоциированные , записывают в виде ионов . Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части .

Для закрепления этих положений рассмотрим два примера .

Пример 1 . Напишите уравнения реакций между растворами хлорида железа ( III ) и гидроксида натрия в молекулярной и ионной формах.

Разобьем решение задачи на четыре этапа .

1. Запишем уравнение реакции в молекулярной форме :

FeCl + 3 NaOH = Fe ( OH )₃ + 3 NaCl

2. Перепишем это уравнение , изобразив хорошо диссоциирующие вещества в виде молекул :

Fe З + + 3 Cl — + 3 N а + + 3ОН — = F е ( ОН )₃↓ + 3 N а + + 3 Cl —

Это ионное уравнение реакции .

3. Исключим из обеих частей ионного уравнения одинаков ые ио ны , т . е . ионы , не участвующие в реакции ( они подчеркнуты ):

4. Запишем уравнение реакции в окончательном виде :

Fe 3+ + 3ОН — = Fe ( OH )₃↓

Это сокращенн ое ио нное уравнение реакции . Как видно из этого уравнения , сущность реакции сводится к взаимодействию ионов Fe 3+ и О Н — , в результате чего образуется осадок F е ( ОН ) ₃ . При этом вовсе не имеет значения , в состав каких электролитов входили эти ионы до их взаимодействия .

Пример 2. Напишите уравнения реакций между растворами хлорида калия и нитрата натрия.

Так как продукты взаимодействия хорошо растворимы в воде и не уходят из сферы реакции , то данная реакция обратима .

Как и в примере 1, записываем по этапам :

KNO₃ + NaCl

K + +Cl — +Na + +NO — ₃K + +NO — ₃+Na + +Cl —

Уравнения для следующих этапов написать нельзя , так как с точки зрения теории электролитической диссоциации реакция не происходит . Однако если выпаривать этот раствор , то будут возникать новые химические связи между ионами и получится смесь четырех солей : КС l , N а N О₃ , Na С l , К NO ₃ .

Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции , протекающие в растворах между электролитами . Если при таких реак­циях не происходит изменения зарядов ионов ( не изменяется степень окисления ), то они называются ионообменными .

Объясните с точки зрения электролитической диссоциации сущность химических реакций

Глава III. Теория электролитической диссоциации

Значение темы в курсе химии, содержание и последовательность изложения

Исключительно плодотворной оказалась теория электролитической диссоциации в области применения ее к разработке таких проблем, как электролиз, гальванопластика и гальваностегия, изучение коррозии металлов и т. д. Все это послужило причиной быстрого и глубокого проникновения этой теории в курсы химии высшей, а затем средней школы.

При рассмотрении этой электролитической теории на первом этапе можно ограничиться ознакомлением учащихся только с основными положениями теории и применением их к объяснению процессов растворения веществ в воде и простейших химических реакций, происходящих в растворах:

1. В водных растворах кислот, оснований и солей находятся не целые молекулы этих веществ, а ионы, которые существуют в растворах самостоятельно.

2. Ионы отличаются от атомов и молекул тем, что они имеют положительные или отрицательные заряды и обладают иными свойствами, чем атомы.

3. Ионы, как и молекулы, находятся в растворе в беспорядочном движении. При пропускании электрического тока через раствор, содержащий ионы, последние движутся к электродам в соответствии с их зарядами: положительно заряженные ионы — к катоду, отрицательно заряженные ионы — к аноду.

На основе этих положений следует рассмотреть: растворение в воде кислот, оснований и солей; понятие об этих классах химических соединений; реакции замещения и обмена, происходящие в растворах.

Дальнейшее углубление этой теории должно проходить в связи с изучением последующих тем программы. При определении последовательности изложения первой части темы следует учесть ошибки методического характера, допускаемые в преподавании химии, а также и положительный опыт педагогов-новаторов. Наиболее распространенной все еще остается так называемая «фарадеевская ошибка», состоящая в том, что учащиеся считают причиной электролитической диссоциации электролитов прохождение через их раствор электрического тока.

Причина этой ошибки кроется в неудачном использовании на уроках физики и химии истории этих наук. Авторы многих учебников и преподаватели начинают изложение теории с учения М. Фарадея об электролизе. Затем они сообщают, что М. Фарадей ошибался, объясняя диссоциацию молекул в растворе действием электрического тока, и после этого излагают теорию по С. Аррениусу. Но первые впечатления, как наиболее яркие, оставляют глубокий след в сознании учащихся. Поэтому ошибочные представления часто остаются у учащихся даже и в тех случаях, когда учитель обращает их внимание на то, что диссоциация происходит под действием воды, а не электрического тока.

Второй не менее существенной ошибкой следует признать механическое понимание процесса растворения в воде: вода рассматривается как индифферентная среда, а не как химический реагент. И эта ошибка порождается тоже неудачным историческим подходом. Авторы большинства учебников химии для высшей школы предпосылают изложению теории электролитической диссоциации учение о растворах Вант-Гоффа и других ученых, последователей физических теорий растворов. Менделеевская теория растворов и ее применение к объяснению диссоциации веществ в растворах не находит еще достаточного отражения в учебной литературе.

Исторический подход в изложении теории электролитической диссоциации, принятый в учебниках для высшей школы и частично сохранившийся в учебниках для средней школы, не является безупречным. Учащиеся воспринимают устаревшие, механистические представления о растворении и растворах по С. Аррениусу, который не учитывал химических процессов, происходящих при растворении. При этом знания учащихся электронной теории не используются.

Третья ошибка заключается в том, что по традиции используется учебный эксперимент для доказательства наличия растворах ионов так, как он применялся еще до открытия строения вещества. Обычно учитель начинает с электропроводности растворов, показывая опыты с электрической лампочкой, которая загорается при опускании электродов в растворы электролитов. Этот яркий опыт настолько запечатлевается в сознании учащихся, что никакие словесные указания в дальнейшем о роли растворителя в процессе диссоциации электролитов не могут привести к правильным представлениям. Поэтому надо отказаться от демонстрации этого опыта в начале изучения этой темы и перенести его на более позднее время.

Чтобы сформировать у учащихся правильное понятие о теории электролитической диссоциации, можно предложить такую последовательность изложения темы:

1. Введение. Свойства водных и неводных растворов различных классов неорганических соединений.

2. Растворение в воде с точки зрения электронной теории.

3. Диссоциация молекул электролитов в растворе.

4. Степень электролитической диссоциации. Слабые и сильные электролиты.

5. Химические реакции в свете ионной теории.

Свойства водных и неводных растворов различных классов неорганических соединений. Учащимся известно, что вещества растворяются не только в воде, но и в других растворителях. Проявляют ли различные классы неорганических соединений в водных растворах такие же свойства, как и в других растворах? Для разрешения этого вопроса проделывают лабораторные опыты:

1. В пробирку с 2-3 мл концентрированной серной кислоты опускают несколько кусочков цинка. В концентрированной серной кислоте водород почти не выделяется. Содержимое пробирки переливают в другую пробирку с водой. Сразу же начинает идти реакция с бурным выделением водорода.

2. В пробирку наливают около 1 мл концентрированной уксусной кислоты и 10-12 мл ацетона. После перемешивания в полученный раствор добавляют несколько капель метилового оранжевого в ацетоне. Образовавшийся раствор желтого цвета разливают в две пробирки. В одну пробирку добавляют воды — сразу же появляется малиновая окраска метилового оранжевого, характерная для кислой среды.

3. В сухую пробирку кладут немного (в объеме горошины) сухой гашеной извести, к которой добавляют примесь порошка фенолфталеина. После перемешивания порошка учащиеся не наблюдают никаких изменений в окраске. При добавлении же воды сразу появляется малиновая окраска, характерная для фенолфталеина в щелочной среде.

Благодаря этим опытам учащиеся убеждаются в том, что концентрированные кислоты не проявляют характерных кислотных свойств. И только под действием воды эти свойства вновь появляются. Значит, сама вода обладает какими-то особыми свойствами. Особенно хорошие результаты получаются при выполнении лабораторных опытов исследовательским методом:

Учитель. Необходимо выяснить, нужен ли растворитель для прохождения химической реакции и важна ли в этом случае природа растворителя. Например, если взять концентрированную серную кислоту и опустить в нее цинк, произойдет ли химическая реакция?

Учащийся. Да, реакция пойдет, так как цинк активнее водорода и вытеснит его из кислоты (пишет на доске уравнение реакции).

Учитель (дает указание провести опыт, учащиеся выполняют его). Выделяется ли водород? Учащийся. Нет!

Учащийся. У меня немного выделяется! Учитель. Перелейте содержимое пробирки в пробирку с водой. Учащийся. У-у-у! Как пощла реакция! Как горячо! Учитель. Обратите внимание, без воды реакция почти не шла, хотя вода при обычных условиях не взаимодействует с цинком.

После этого учащиеся записывают результаты опыта и переходят к следующему опыту. Затем делают выводы о роли воды, о распаде электролитов в полярных растворителях, о том, что вода в химических реакциях не пассивная среда, а под ее влиянием вещества испытывают изменения, Исследования показали, что по истечении пяти месяцев после прохождения теории электролитической диссоциации учащиеся, изучавшие ее исследовательским методом, знали о роли воды в процессе растворения в ней электролитов, не допускали «фарадеевской ошибки». Учащиеся же, изучавшие этот вопрос точно по учебнику, допускали эту ошибку, они обычно ссылались на опыт пропускания электрического тока через электролиты; происходило невольное запутывание учащихся этим опытом. Об этом говорит, например, следующий ответ ученика:

«Если через какую-либо кислоту, соль или основание пропустить электрический ток, то они не будут распадаться на ионы. Но если кислоту, соль или основание растворить в воде, то при пропускании через эти растворы электрического тока растворы распадутся на ионы. Следовательно, при наличии воды в кислотах, щелочах или солях они распадаются на ионы». Как видно из этого ответа, учащиеся запомнили только результат опыта, а объяснить его не могли. Очевидно, заученный. по учебнику материал (о роли воды) приводит их к неверному выводу. Поэтому в ответе учащихся сохраняется объяснение причин диссоциации: действие тока и действие воды.

Процесс растворения электролитов в воде. Первый урок по этой теме следует начать с повторения учения о валентности и химической связи. С этой целью нужно напомнить учащимся об ионной связи и структуре кристаллов поваренной соли, о ковалентной связи, о структуре молекул воды. После этого можно рассмотреть растворение соли в воде как взаимодействие ионов натрия и хлора с полярными, молекулами воды и образование гидратов этих ионов (рис. 59).

Рис. 59. Схема взаимодействия ионов натрия и хлора с полярными молекулами: а — часть кристаллической решетки, б — гидратированные ионы натрия и хлора

Затем можно рассказать, как взаимодействуют полярные молекулы электролита с полярными молекулами воды (рис.60).

Рис. 60. Взаимодействие полярных молекул растворяющегося вещества с молекулами воды

В результате такой беседы учащиеся приходят к основным положениям ионной теории дедуктивным путем, развивая логически учение электронной теории о химических связях. Чтобы доказать, что в растворах действительно существуют частицы, имеющие электрические заряды, следует показать движение ионов в растворе при прохождении через него постоянного электрического тока, прежде всего движение в растворе ионов водорода. Для этого можно продемонстрировать опыт (рис. 61). На стеклянную пластинку размером приблизительно 9×12 см кладут такого же размера лист фильтровальной бумаги, смоченный раствором хлорида натрия, к которому добавляют раствор индикатора на ион водорода (лакмус или метиловый оранжевый). На противоположные концы бумаги накладывают и плотно прижимают медные пластинки, к которым присоединены провода электрического тока, а на середину листа бумаги кладут толстую нитку, смоченную соляной кислотой, и провода подключают к источнику постоянного электрического тока. Ионы водорода передвигаются к катоду. Поэтому индикатор оставляет на бумаге красную (или розовую) полосу, идущую от нити только в одну сторону — к катоду. Таким же образом можно показать движение гидроксильных ионов при прохождении через раствор электрического тока. В этом случае к раствору соли добавляют в качестве индикатора фенолфталеин, а толстую нить смачивают концентрированным раствором щелочи.

Рис. 61. Движение водородных (или гидроксильных) ионов при прохождении через раствор постоянного электрического тока: 1 — стеклянная пластинка, 2 — фильтровальная бумага, смоченная раствором электролита, 3 — медные пластинки, 4 — электрические провода, 5 — нить, смоченная раствором кислоты или щелочи

Более простым для выполнения, но более сложным для объяснения является опыт, показывающий движение перманганат ионов в растворе, через который пропускают электрический ток; Сделать это можно таким образом: небольшое количество кристаллов перманганата завернуть в фильтровальную бумагу и поместить в середину дугообразной трубки, затем туда же прилить разбавленного раствора селитры. Как только перманганат растворится, в нижней части трубки окажется фиолетовый раствор, а в верхней — бесцветный раствор селитры. После этого следует опустить электроды в раствор селитры так, чтобы они не достигали раствора перманганата и пропустить постоянный электрический ток. Через 2-3 мин обнаруживается, что фиолетовая окраска раствора распространяется снизу вверх в той части колена трубки, в которую погружен анод.

Опыт по движению окрашенных ионов можно провести в U-образной трубке, как и в опыте с перманганатом калия. Для этого в трубку наливают раствор медного купороса, в который прибавляют немного серной кислоты и бихромата калия. К этому раствору приливают слой разбавленной серной кислоты (1:5). Чтобы не было перемешивания раствора, на раствор медного купороса и бихромата калия опускают кружок корковой пробки толщиной в 1-2 мм. Этот кружок должен свободно входить в колено трубки. На центр кружка из пипетки осторожно наливают раствор серной кислоты, который спокойно проходит в зазор между стенками кружка U-образной трубки. Кружок постепенно всплывет, и под ним остается совершенно прозрачный раствор серной кислоты. Затем точно так же наливают раствор серной кислоты и во второе колено трубки. Кружок из трубки вынимают при помощи проволоки или за привязанные к нему тонкие ниточки. В раствор серной кислоты опускают угольные электроды, соединенные с источником постоянного тока. Через несколько минут в катодном пространстве появляется голубое кольцо (ионы меди), а в анодном пространстве — желто-оранжевое кольцо (бихромат-ионы). При длительной работе прибора на катоде, где выделяется водород, угольный электрод распыляется и раствор слегка темнеет.

После того как будет доказано нахождение ионов в растворах кислот, щелочей и солей, можно уточнить, на какие именно ионы диссоциируют молекулы кислот, щелочей и солей. Для этого следует повторить реакции обмена, происходящие в растворе, между кислотами, основаниями и солями и предложить учащимся проделать следующие опыты: 1) взаимодействие сульфата меди с нитратом бария и с хлоридом бария; 2) взаимодействие нитрата серебра с соляной кислотой и с хлоридом натрия; 3) взаимодействие сульфата меди с различными щелочами.

На основании разбора этих реакций учащиеся должны сделать выводы:

1. Гидроксильные группы и кислотные остатки реагируют в водных растворах как самостоятельно существующие частицы.

2. Образование новых молекул в результате реакции обмена происходит так, что кислотные остатки обмениваются местами с гидроксильными группами и с другими кислотными остатками,

3. Гидроксильные группы, кислотные остатки, водород кислот и металлы солей являются теми электрически заряженными частицами, которые находятся в растворах кислот, щелочей и солей.

После этого можно кратко изложить основные положения теории электролитической диссоциации. Нужно вспомнить, какие трудности преодолел в свое время С. Аррениус, защищая свою теорию перед маститыми учеными того времени, не признававшими ее главным образом потому, что не было известно различие между атомами и ионами. Поэтому нужно в течение всего времени изучения теории электролитической диссоциации и впоследствии при пользовании ею отметить, что атомы и ионы одного и того же названия обладают различными химическими свойствами и что ионы имеют электрические заряды, а атомы нейтральны.

После изложения основных положений теории электролитической диссоциации следует провести сравнения свойств атомов, молекул и ионов. Можно сравнить для примера свойства атомарного и молекулярного хлора со свойствами ионов и их отношения к металлам, водороду, иону серебра, а также свойства металлического натрия сравнить с ионами натрия. Рекомендуется решить несколько примеров и задач такого содержания:

1. Среди образцов металлов найти медь, а среди растворов солей найти такие, в которых находится ион меди.

2. Среди растворов, содержащих различные ионы, найти такие, в которых находится ион хлора, ион брома, ион йода.

3. Выяснить, содержится ли ион хлора в растворе бертолетовой соли.

Чтобы отметить общий и характерный для ионов признак — наличие электрических зарядов, необходимо сообщить учащимся, что водные растворы проводят электрический ток только в том случае, если в них находятся ионы. Для определения электропроводности (качественно) можно воспользоваться одним из приборов, изображенных на рисунках 43 и 44. Сравнивая электропроводность растворов кислот, солей, щелочей, сахара, спирта, следует отметить, что не во всяком растворе может происходить электролитическая диссоциация растворяемого вещества, что при растворении в спирте, бензине и в других растворителях электролитической диссоциации может и не быть. Для доказательства этого можно сравнить электропроводность раствора одного и того же вещества в различных растворителях, например: соли кобальта в воде и в спирте, бромной меди в воде и в ацетоне. При этом нужно обратить внимание на различную окраску растворов каждой из этих солей в зависимости от растворителя и связать это с нахождением в растворах в одном случае молекул, а в другом — ионов растворимого вещества.

После этого можно сформулировать новое определение кислоты, основания и соли на основе ионной теории.

В качестве упражнений можно предложить учащимся решить задачу: пользуясь прибором для обнаружения электропроводности, определить, в каких из следующих растворов содержатся ионы и какие растворы являются молекулярными: водные растворы виноградного сахара, сульфата натрия, гидроокиси калия, азотной кислоты, спиртовой раствор соли кобальта, водный раствор той же соли.

Слабые и сильные электролиты. Учитель обращает внимание учащихся на то, что процесс диссоциации является обратимым, поэтому часть молекул распадается на ионы, которые, сталкиваясь между собой, образуют молекулы исходного вещества. Диссоциацию надо рассматривать как обратимый процесс, где наряду с распадом молекул электролита наблюдается соединение ионов в молекулы — моляризация, например:

Из этой схемы видно, что не все молекулы электролита диссоциировали на ионы. Поэтому приходится вводить какую-то меру, характеризующую степень электролитической диссоциации. Эта степень показывает отношение числа распавшихся на ионы молекул к общему числу молекул:

1 ( α — степень электролитической диссоциации, выражается в процентах.)

Известно, что по теории сильных электролитов Дебая — Гюккеля, предложенной еще в 1923 г., сильные электролиты практически полностью диссоциированы на ионы не только в разбавленных растворах, но и в растворах любой концентрации. (Хотя разбавление указывает на увеличение степени диссоциации.)

Это объясняется сильным электростатическим воздействием конов, в результате чего каждый ион в растворе окружен как бы «шубой», состоящей из противоположно заряженных ионов, поэтому создается впечатление, что электролит не полностью ионизирован на отдельные ионы. Ознакомление учащихся со степенью диссоциации позволяет правильно сформировать понятия о силе кислот и оснований. В педагогической практике учащиеся часто называют ту кислоту сильной, которая устойчива при высоких температурах, разрушает органические ткани или «вытесняет» другие кислоты из солей. Например, можно услышать, что соляная кислота слабее серной, так как вторая вытесняет первую из ее солей в реакциях обмена. Поэтому беседу о силе кислот следует начать с того, что свойства, общие для всех кислот, обусловливаются наличием водородных ионов в растворе, активность кислоты зависит от концентрации водородных ионов в растворе. Для сравнения рекомендуется взять концентрированные серную и уксусную кислоты, потому что они резко различаются по силе. Можно показать такой опыт.

В два цилиндра наливают по 50 мл насыщенного раствора метилового оранжевого в ацетоне. В один стакан добавляют 1-2 капли концентрированной серной кислоты. Раствор сразу же приобретает малиновую окраску. Для того чтобы во втором стакане появилась такая же окраска, концентрированной уксусной кислоты приходится добавлять в десять раз больше, так как степень диссоциации ее незначительна и, следовательно, концентрация водородных ионов в ней невелика. Можно показать и другой опыт. В сосуд с дистиллированной водой опускают электроды от прибора, которым обнаруживается электропроводность. При той незначительной электропроводности, которой обладает чистая вода, нити лампы не накаливаются. Затем учитель прибавляет по каплям децинормальный раствор испытуемой кислоты (0,1 н.), помешивая жидкость после прибавления каждой капли.

Как только обнаружится достаточно ясно накал нити, приливание раствора прекращают и записывают количество капель кислоты, прилитых к дистиллированной воде. После этого сосуд освобождают от раствора кислоты, промывают дистиллированной водой, наливают новую порцию воды и приливают по каплям раствор другой испытуемой кислоты до тех пор, пока накал нити электролампочки не станет таким же, как и в первом опыте. По количеству капель раствора электролита, прилитых к дистиллированной воде, судят об относительной его электропроводности: чем меньше потребовалось электролита, тем лучше его электропроводность.

Так как испытывают растворы кислот одинаковой концентрации, то учащимся нетрудно понять, что причиной лучшей электропроводности раствора серной кислоты является более полная ее диссоциация. Таким образом, учащиеся получают первые представления о степени диссоциации кислот в растворах, о силе кислот. Можно им объяснить еще раз реакцию замещения водорода в кислоте металлом, используя знания теории электролитической диссоциации, и поставить вопрос о зависимости скорости этих реакций от степени диссоциации кислот. Сначала, этот вопрос решают теоретически, сопоставляя скорость реакции с концентрацией ионов реагирующих веществ. В данном случае важно указать на прямую зависимость скорости реакции замещения от концентрации ионов водорода в растворе. Чтобы проверить этот вывод, в две пробирки (рис. 62) наливают одинаковые количества нормальных растворов кислот (уксусной и соляной). Опускают в них кусочки ленты магния, быстро закрывают пробирки пробками с газоотводными трубками, концы которых подводят в бюретки, опрокинутые в сосуд с водой. О скорости выделения водорода в каждой пробирке можно судить по понижению уровня воды в бюретках. Сопоставляя результаты наблюдений, учащиеся без труда поймут, что сила кислот и оснований определяется степенью их электролитической диссоциаций. Остается лишь указать, какие кислоты относятся к сильным, какие к слабым.

Рис. 62. Сравнение скоростей реакций, происходящих между уксусной и соляной кислотами: 1 — пробирка с уксусной кислотой, 2 — пробирка с соляной кислотой, 3 — бюретки, наполненные водой, 4 — пневматическая ванна с водой

Химические реакции в объяснении ионной теории. После ознакомления учащихся с основными положениями теории электролитической диссоциации следует показать применение этой теории для объяснения химических реакций в растворах, проводящих электрический ток. С этой целью нужно рассмотреть реакции замещения и обмена. Но прежде чем приступить к изучению этих реакций, необходимо повторить определения понятий о кислоте, щелочи и соли на основе ионной теории. При этом можно остановиться на следующих примерах:

1. Перемещение электронов от атомов к ионам (вытеснение металлами водорода и вытеснение одного металла другим).

2. Перемещение электронов от ионов к атомам (вытеснение одного галогена другим и т. д.).

Учащиеся делают вывод о том, что при реакциях замещения металлом водорода в кислоте или металла в соли электроны от атомов металлов переходят к ионам водорода или ионам металлов.

Примером реакции замещения может служить взаимодействие цинка с разбавленной серной кислотой.

Это также можно показать на примере вытеснения брома хлором из раствора бромидов и серы из раствора сульфидов. Уравнения этих реакций можно записать так:

Из анализа этих процессов учащиеся могут сделать вывод, что простые анионы могут отдавать свои электроны атомам не-V металлов. Обобщая оба вывода, учащиеся записывают, что реакции замещения состоят в том, что электроны переходят от одних атомов или ионов к другим ионам или атомам, а также отмечают, что эти реакции относятся к окислительно-восстановительным.

Изучение реакций обмена можно начать с реакции нейтрализации, затем рассмотреть реакции, в результате которых получаются нерастворимые или газообразные вещества. Лучше разбирать такие реакции нейтрализации, в результате которых получаются вода и нерастворимая соль, так как на этих примерах можно особенно ярко видеть уменьшение электропроводности растворов вследствие соединения ионов, находящихся в растворе, в молекулы.

В качестве примера рекомендуется продемонстрировать нейтрализацию серной кислоты гидроокисью бария (рис. 63). Для этого опыта приготовляют насыщенный раствор гидроокиси бария и разбавленный раствор серной кислоты. Концентрацию этих растворов можно вычислить на основании растворимости гидроокиси бария при комнатной температуре (около 0,18 моля или 0,36 г·экв/л). Раствор серной кислоты должен быть примерно такой же концентрации.

Рис. 63. Изменение электропроводности раствора гидроокиси бария при нейтрализации ее кислотой: 1 — стакан с раствором едкого бария, 2 — бюретка с раствором серной кислоты, 3 — прибор для обнаружения электропроводности раствора

Раствор гидроокиси бария вместе с индикатором фенолфталеином следует налить в стаканчик, опустить туда же электроды от прибора (для наблюдения электропроводности раствора). По накалу нити лампочки видно, что этот раствор хорошо проводит электрический ток. При приливании из бюретки небольшими порциями серной кислоты можно наблюдать (по накалу нити лампочки) постепенное уменьшение электропроводности раствора. Приливая далее осторожно кислоту, можно добиться одновременного изменения окраски индикатора и прекращения накала нити в лампочке прибора. Ионное уравнение этой реакции может быть только полным, так как все ионы участвуют в реакции:

После этого следует рассмотреть реакции нейтрализации, в результате которых получаются растворимые соли, т. е. происходит соединение только водородных и гидроксильных ионов, а катионы и анионы солей остаются в растворе. В данном случае следует записать уравнения реакции в ионном виде:

При сравнении нескольких реакций нейтрализации щелочей кислотами нужно обратить внимание учащихся на то, что во всех реакциях нейтрализации кислот щелочами происходит образование молекул воды из водородных и гидроксильных ионов.

После этого учитель рассматривает несколько примеров обменных реакций, в результате которых получаются нерастворимые в воде твердые или газообразные вещества. Примеры таких реакций известны учащимся. Достаточно напомнить некоторые из них и показать соответствующие опыты, например: взаимодействие сульфата натрия и хлорида бария, едкого кальция и карбоната натрия (образование нерастворимых солей) и действие соляной кислоты на карбонат кальция или на сульфит натрия (образование газообразного продукта реакций).

Анализируя эти реакции на основе теории электролитической диссоциации, учитель выявляет как общее для них образование из ионов молекул малодиссоциирующих веществ. В некоторых случаях продукты необратимых реакций выходят из сферы реакции в виде нерастворимого в воде осадка или газа, в случае же нейтрализации — малодиссоциирующим веществом является вода.

Для каждой из этих реакций рекомендуется записать ионные уравнения:

Затем можно разобрать два-три примера обратимых реакций обмена.

В заключение нужно сравнить на основе ионной теории реакции обмена и замещения. Реакции замещения состоят в том, что электроны от одних атомов или ионов перемещаются к другим атомам или ионам. Такие реакции относятся к окислительно-восстановительным (проходят с изменением валентности). При реакциях же обмена происходит соединение ионов в молекулы (валентность при этом не изменяется).

Гидролиз солей. Понятие о гидролизе расширяет и углубляет знания учащихся о растворах, теории электролитической диссоциации и имеет огромное практическое значение в жизни человека. Различные процессы в почве нельзя понять без знания гидролиза, невозможно объяснить применение многих солей, которые повседневно использует человек (сода, мыло, и др.). Для того чтобы подойти к гидролизу, учащимся дают испытать универсальным индикатором растворы таких солей, которые при гидролизе имеют кислую и щелочную реакции: хлорид цинка, хлорид меди, карбонат натрия, фосфат натрия и др. После этих опытов у учащихся может возникнуть представление о том, что соли реагируют с водой, которая диссоциирует на ионы водорода и гидроксила:

При растворении многих солей в воде ионы реагируют- с водой так, что частично связываются ионы водорода или гидроксила, в результате чего среда получается кислая или щелочная. Так, при растворении соды связываются ионы водорода воды за счет образования бикарбоната:

Таким образом, накопление щелочи идет за счет гидролиза соды, поэтому она и используется при стирке. Учащиеся на основе этого примера приходят к выводу, что при гидролизе слей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, получается щелочная среда. А как подвергаются гидролизу соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием? Очевидно, среда будет нейтральной, так как кислоты и щелочи, получающиеся при гидролизе такой соли, опять диссоциируют. Для того чтобы выяснить, как гидролизуются соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, учащиеся проделывают опыт: в пробирку наливают раствор хлорида или сульфата алюминия и раствор соды. Отмечают образование осадка и выделение пузырьков какого-то газа:

Таким образом, соли слабых кислот и оснований подвергаются полному гидролизу. Учащимся предлагается посмотреть на таблицу растворимости и объяснить, почему в ней поставлены черточки. Затем учитель задает вопрос, выясняющий знания учащихся об условиях, влияющих на скорость химических реакций. Обычно они в первую очередь отмечают температуру, давление, катализатор, поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Если учащиеся не назовут роль концентрации реагирующих веществ, то об этом напоминает им учитель. После этого рассматривают, какое значение имеет концентрация реагирующих веществ при гидролизе. Для разрешения этого вопроса надо вспомнить о концентрации водородных ионов. Если концентрация их возрастает, то увеличивается и степень гидролиза.

Концентрация водородных ионов и температура влияют на скорость гидролиза,

При изучении гидролиза следует отметить влияние его на жизнедеятельность человека, указать, что в крови имеются вещества, поддерживающие постоянную концентрацию ионов водорода. Поэтому человек может употреблять пищу с различной концентрацией ионов водорода без вреда для здоровья. Пища, принятая человеком и животным, также подвергается гидролизу. Можно отметить большое значение гидролиза для очистки воды, крашения и др.

Изменение свойств гидроокисей элементов. Этот вопрос целесообразно начать с повторения, дать учащимся самостоятельное задание: написать в ионной форме диссоциацию кислот (соляная, серная, фосфорная) и оснований (гидроокись натрия, гидроокись кальция, гидроокись магния). Затем учащиеся получают гидроокись алюминия и действуют на нее кислотой и щелочью. После этого учитель отмечает, что гидроокись алюминия в небольшой степени растворима и в растворе диссоциирует как основание. Но почему же она в определенных условиях ведет себя как кислота? Для того чтобы объяснить это явление, следует сопоставить диссоциацию оснований, кислот и амфотерных гидроокисей. Если при диссоциации отщепляются ионы гидроксила, то это основание, а если ионы водорода — кислота. Это можно выразить в общем виде: ЭО I Н II , где Э — элемент, пунктиром показаны разрывы молекул при диссоциации: I — диссоциация по основному типу, II — диссоциация по кислотному типу. От чего же зависит тот или иной тип диссоциации? Если связь центрального атома (металла или неметалла) с кислородом прочнее связи с водородом, то при диссоциации образуются только ионы водорода. И наоборот, когда связь центрального атома с кислородом менее прочна, чем с водородом, то отщепляются ионы гидроксила. У амфотерных гидроокисей связь центрального атома и с водородом и с кислородом примерно одинакова. На рисунке 64 пунктирной линией показаны места возможного разрыва связи в молекуле при диссоциации, даны величины радиусов ионов в ангстремах:

С увеличением заряда центрального атома и уменьшением его радиуса связь его с атомом кислорода усиливается ив тоже время ослабляется связь с ИОНОМ водорода. Так, у гидроокиси натрия заряд центрального атома (Na + ) наименьший, а радиус наибольший, поэтому связь его с кислородом менее прочна, чем кислорода с водородом, в результате чего при диссоциации и отщепляются ионы гидроксила. В гидроокиси магния связь ослаблена (ион магния имеет меньший радиус и больший заряд), поэтому усиливается притяжение его к кислороду и ионы гидроксила отщепляются слабее. На рисунке 64 видно, что от молекулы серной кислоты легко отщепляются ионы водорода (кислород сильно притягивается к небольшому многозарядному центральному атому серы). Ион алюминия имеет большой заряд и маленький радиус, прочность связи между ионом алюминия, кислородом и водородом примерно одинаковы, поэтому это соединение диссоциирует и как основание, и как кислота. Гидроокись алюминия диссоциирует по кислотной и основной схеме, где в равновесии находятся ионы гидроксила и ионы водорода. Если к раствору добавить кислоту (избыток ионов водорода), то ионы водорода (подавляют кислотный тип диссоциации) реагируют с гидроксильными ионами, образуя малодиссоциированные молекулы воды. В результате равновесие сдвигается в сторону образования ионов алюминия. При добавлении же щелочи создается большая концентрация ионов гидроксила (подавляется диссоциация по основному типу), они связываются с ионами водорода, и равновесие смещается в сторону образования алюминат-ионов.

Рис. 64. Схемы диссоциации гидроокисей элементов в зависимости от величины радиуса и валентности центральных атомов