Theorie der elektrolytischen Dissoziation. Zusammenfassung einer Chemiestunde zum Thema „Grundprinzipien der Theorie der elektrolytischen Dissoziation“ Die Grundprinzipien der Theorie der elektrolytischen Dissoziation in Kürze

>> Chemie: Grundzüge der Theorie der elektrolytischen Dissoziation Fassen wir die Informationen zur elektrolytischen Dissoziation in Form der Grundzüge der mittlerweile allgemein anerkannten Theorie zusammen. Sie sind wie folgt.
Durch diese Wechselwirkung entstehen hydratisierte Ionen, die mit Wassermolekülen verbunden sind.

Folglich werden Ionen je nach Vorhandensein einer wässrigen Hülle in hydratisierte (in Lösungen und kristallinen Hydraten) und nicht hydratisierte (in wasserfreien Salzen) unterteilt.

Die Eigenschaften von hydratisierten und nicht hydratisierten Ionen unterscheiden sich, wie man bereits am Beispiel der Kupferionen erkennen kann.

Beim Auflösen in Wasser entstehen Elektrolyte dissoziieren(zerfallen) in positive und negative Ionen.

Die Eigenschaften von Ionen unterscheiden sich völlig von den Eigenschaften der Atome, aus denen sie gebildet wurden. Ionen - Dies ist eine der Existenzformen eines chemischen Elements. Beispielsweise reagieren Natriummetallatome heftig mit Wasser und bilden Alkali und Wasserstoff H, während Natriumionen solche Produkte nicht bilden. Chlor hat eine gelbgrüne Farbe und einen scharfen Geruch, es ist giftig und Chlorionen sind farblos, ungiftig und geruchlos. Niemand würde auf die Idee kommen, metallisches Natrium und Chlorgas in Lebensmitteln zu verwenden, während Kochen ohne Natriumchlorid, bestehend aus Natrium- und Chlorionen, unmöglich ist.

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Grundlegende Bestimmungen des TED(Die Grundprinzipien der Theorie der elektrolytischen Dissoziation wurden 1887 von S. Arrhenius formuliert):

1. Wenn Elektrolytmoleküle in Wasser gelöst oder geschmolzen werden, zerfallen sie in Ionen.

2 .In einer Lösung oder Schmelze von Elektrolyten bewegen sich Ionen chaotisch. Wenn elektrischer Strom durch eine Lösung oder Schmelze geleitet wird, bewegen sich positiv geladene Ionen in Richtung der negativ geladenen Elektrode (Kathode) und negativ geladene Ionen in Richtung der positiv geladenen Elektrode (Anode).

3 . Ionen unterscheiden sich von Atomen sowohl in ihrer Struktur als auch in ihren Eigenschaften.

4 .Die Dissoziation vieler Elektrolyte ist ein reversibler Prozess. Zwei gegensätzliche Prozesse laufen gleichzeitig ab: der Zerfall von Molekülen in Ionen (Ionisation) und die Verbindung von Ionen zu Molekülen (Molarisierung).

Elektrolyte– das sind Stoffe, deren Lösungen oder Schmelzen elektrischen Strom leiten.

Elektrolyte, die fast vollständig in Ionen zerfallen (ionisieren), werden als stark bezeichnet, Elektrolyte, die nicht vollständig ionisieren, werden als schwach bezeichnet.

Um die Vollständigkeit der Dissoziation quantitativ zu charakterisieren, wurde das Konzept des Dissoziationsgrades eingeführt.

Grad der Dissoziation (  ) - das Verhältnis der Anzahl der in Ionen zerfallenen Moleküle (n) zur Gesamtzahl der gelösten Moleküle (N): n / N

Der Dissoziationsgrad wird als Prozentsatz oder Bruchteil einer Einheit ausgedrückt.

Je nach Dissoziationsgrad werden Elektrolyte üblicherweise unterteilt in:

Stark – α > 0,3 (30 %);

Schwach – α< 0,03 (3%);

Mittlere Stärke – (3 %) 0,03< α < 0,3 (30%)

Der Dissoziationsgrad wird experimentell bestimmt, indem die Abweichung der kolligativen Eigenschaften von Elektrolytlösungen (normalerweise Siede- und Gefrierpunkte) von den theoretischen Abhängigkeiten gemessen wird: Δt= ich kCm

Die Änderung des Gefrierpunkts oder Siedepunkts von Lösungen kann nach Einführung eines Koeffizienten berechnet werden, der den Anstieg der Konzentration kinetisch unabhängiger Partikel berücksichtigt, der durch die Dissoziation einiger Moleküle in Ionen verursacht wird. Der von Van't Hoff vorgeschlagene empirische Koeffizientich(isotonischer Koeffizient)zeigt den Grad der Abweichung der kolligialen Eigenschaften von Elektrolytlösungen von Lösungen nichtflüchtiger Nichtelektrolyte. Koeffizientwertichfür Lösungen eines gegebenen Elektrolyten nimmt mit zunehmender Verdünnung zu und tendiert im Grenzfall zu einer ganzen Zahl, die der Zahl der Ionen entspricht, die bei der Dissoziation der Formeleinheit des Elektrolyten entstehen.

Die elektrolytische Dissoziation kann quantitativ als ein reversibler Gleichgewichtsprozess charakterisiert werdenDissoziationskonstante: Kd= (K+)+ (A-)/(KA)Die Gleichung gilt für verdünnte Lösungen schwacher Elektrolyte. Je mehr der Elektrolyt dissoziiert, desto kränker wird manKd. Im Gegensatz zum Dissoziationsgrad ist die KonstanteKd hängt nur von der Art des Lösungsmittels, des Elektrolyten und der Temperatur ab, nicht jedoch von der Konzentration der Lösung. Das Gleichgewicht kann durch Zugabe eines starken Elektrolyten mit dem gleichen Ion verschoben werden.

Zwischen konstantKdund dem Dissoziationsgrad α besteht ein Zusammenhang. Die Beziehung zwischen dem Grad der Dissoziationα , KonzentrationMIT und DissoziationskonstanteZU D Elektrolyt wird ausgedrücktOstwalds Zuchtgesetz :

Wo MIT Ö – Säurekonzentration vor der Dissoziation,α – Grad der Säuredissoziation in Lösung.
Für EssigsäureZU D = 1,85 ∙ 10 -5 .
Für sehr schwachen Elektrolytenα<<1 , und dann der Wertα im Nenner kann vernachlässigt werden (Ostwalds Verdünnungsgesetz ):
ZU D ≈ C Ö α 2 oder

Ostwalds Verdünnungsgesetz - eine Beziehung, die die Abhängigkeit der äquivalenten elektrischen Leitfähigkeit einer verdünnten Lösung eines binären schwachen Elektrolyten von der Konzentration der Lösung ausdrückt:

Dabei ist K die Dissoziationskonstante des Elektrolyten, c die Konzentration, λ und λ ∞ - Werte der äquivalenten elektrischen Leitfähigkeit bei Konzentration c bzw. bei unendlicher Verdünnung. Die Beziehung ist eine Folge des Gesetzes der Massenwirkung und der Gleichheit

wobei α der Grad der Dissoziation ist.

Wir können davon ausgehen, dass bei allen Prozessen in Elektrolytlösungen nur „aktive Ionen“, d.h. Ionen, derzeit nicht an interionischen Wechselwirkungen beteiligt. In diesem Zusammenhang wird zur Beurteilung konzentrierter Wirkungen eine Menge genanntAktivität(a) ist die effektive Konzentration, nach der der Elektrolyt an verschiedenen Prozessen teilnimmt.

Aktivitäthängt durch die Beziehung mit der wahren Konzentration des gelösten Stoffes zusammen:

a =fC, wobei a die Aktivität des Elektrolyten ist, mol/l; C – Elektrolytkonzentration, mol/l;F– Aktivitätskoeffizient (<1) (безразмерный).

Aktivitätsfaktordrückt die Abweichung einer Lösung mit der Konzentration C vom Verhalten einer Lösung bei unendlicher Verdünnung aus, d. h. in Abwesenheit interionischer Wechselwirkungen.

In verdünnten Lösungen hat die Art der Ionen kaum Einfluss auf die Aktivitätskoeffizientenwerte, da interionische Wechselwirkungen nur durch die Ladungen der Ionen und ihre Konzentration bestimmt werden.

Ein quantitatives Merkmal interionischer elektrostatischer Wechselwirkungen ist die Ionenstärke der Lösung.

Ionenstärke der LösungSie nennen einen Wert, der der Hälfte der Summe des Produkts der Konzentrationen aller Ionen in der Lösung und dem Quadrat ihrer Ladung entspricht:

ICH= 0,5 ∑ CiZi2, woCi – molare Ionenkonzentrationichin Lösung;Zi– Ionenladungich.

Heterogene Prozesse– das sind Prozesse an der Schnittstelle. Zu den heterogenen Prozessen zählen vor allem Prozesse, die mit der Bildung und Auflösung schwerlöslicher Stoffe ionischen Typs einhergehen. Wenn solche Substanzen (starke Elektrolyte) mit Wasser in Kontakt kommen, gehen einige der Ionen in Lösung und es stellt sich ein dynamisches Gleichgewicht zwischen den hydratisierten Elektrolytionen in der wässrigen Lösung und den Kristallen der festen Phase ein – heterogenes Gleichgewicht. Eine Lösung im Gleichgewicht mit der festen Phase wird als gesättigt bezeichnet.

Die thermodynamische Bedingung für das Auftreten des Gleichgewichts im System ist die Konstanz der Gibbs-Energie ΔG=0 und die kinetische Bedingung ist die Gleichheit der Auflösungs- und Kristallisationsgeschwindigkeiten.

Unabhängig von der Menge der kristallinen Substanz finden an der Grenzfläche reversible Lösungsprozesse statt, da deren Konzentration (und Aktivität) in der festen Phase konstant bleibt. Heterogene GleichgewichtskonstanteKsangerufenLöslichkeitskonstante.

Je geringer die Aktivität (Konzentration) der Ionen in der Lösung ist, desto niedriger ist der WertKS und desto geringer ist daher die Löslichkeit.

Es ist bekannt, dass Lösungen bestimmte Eigenschaften annehmen können, die bei keiner der Komponenten einzeln betrachtet beobachtet werden. So leitet eine wässrige NaCl-Lösung den Strom gut, während weder reines Wasser noch trockenes Salz elektrische Leitfähigkeit haben. Dabei werden alle gelösten Stoffe üblicherweise in zwei Typen eingeteilt:

1) Stoffe, deren Lösungen elektrisch leitfähig sind, werden genannt Elektrolyte;

2) Stoffe, deren Lösungen keine elektrische Leitfähigkeit aufweisen, werden genannt Nicht-Elektrolyte.

Zu den Nichtelektrolyten zählen Oxide, Gase und die meisten organischen Verbindungen (Kohlenwasserstoffe, Alkohole, Aldehyde, Ketone usw.).

Zu den Elektrolyten gehören die meisten anorganischen und einige organische Säuren, Basen und Salze.

Das Auftreten der elektrischen Leitfähigkeit in Elektrolytlösungen wurde von S. Arrhenius erklärt, der 1887 einen Vorschlag machte Theorie der elektrolytischen Dissoziation:

Unter elektrolytischer Dissoziation versteht man den Prozess der Zersetzung eines Elektrolyten in Ionen unter dem Einfluss von Lösungsmittelmolekülen.

Der Hauptgrund für die elektrolytische Dissoziation ist der Prozess der Solvatation (Hydratation) von Ionen. Aufgrund der Solvatisierung ist der umgekehrte Prozess schwierig Rekombination Ionen, auch genannt Verband oder Molarisierung.

In diesem Zusammenhang können einige Bestimmungen formuliert werden:

1) Stoffe mit einer ionischen oder nahezu ionischen chemischen Bindung unterliegen einer Dissoziation;

2) der Dissoziationsprozess ist in einem polaren Lösungsmittel stärker und in einem unpolaren Lösungsmittel schwächer (wenn überhaupt möglich);

3) Der Dissoziationsprozess ist umso stärker, je höher die Dielektrizitätskonstante des Lösungsmittels ist.

Im Allgemeinen lässt sich der Prozess der elektrolytischen Dissoziation in Wasser wie folgt darstellen:

Kt n An m  ( X  j)H 2 O ⇄ n m+  m n  ,

wobei Kt m + ein positiv geladenes Ion ist ( Kation);

Ein n  – negativ geladenes Ion ( Anion).

Mengen X Und j, die die Anzahl der Wassermoleküle in Hydratationshüllen widerspiegelt, variieren stark je nach Art und Konzentration der Ionen, Temperatur, Druck usw. In dieser Hinsicht ist es bequemer, vereinfachte Gleichungen der elektrolytischen Dissoziation zu verwenden, d.h. ohne Flüssigkeitszufuhr:

NaCl Na +  Cl  ;

CuSO 4 Cu 2+  SO 4 2  ;

K 3 PO 4 3K +  PO 4 3  .

Allerdings ist zu bedenken, dass bei der Dissoziation von Säuren in wässrigen Lösungen keine freien H+-Ionen entstehen, sondern stabile Hydroniumionen H 3 O+, daher sollte die Dissoziationsgleichung für eine Säure (z. B. HCl) so aussehen Das:

HCl  H 2 O H 3 O +  Cl  .

In der chemischen Literatur ist jedoch eine Notationsform üblicher, die nur den Prozess der Elektrolytzersetzung widerspiegelt, ohne den Effekt der Hydratation zu berücksichtigen. Zukünftig werden wir auch eine vereinfachte Terminologie verwenden.

Starke und schwache Elektrolyte

Ein quantitatives Merkmal des elektrolytischen Dissoziationsprozesses ist der Dissoziationsgrad.

Grad der Dissoziation ist das Verhältnis der in Ionen zerfallenen Elektrolytmenge (N), zur Gesamtmenge an Elektrolyt (N 0 ):

Der Wert von  wird in Bruchteilen einer Einheit oder in % ausgedrückt und hängt von der Art des Elektrolyten, dem Lösungsmittel, der Temperatur, der Konzentration und der Zusammensetzung der Lösung ab.

Eine besondere Rolle spielt das Lösungsmittel: Beim Übergang von wässrigen Lösungen zu organischen Lösungsmitteln kann der Dissoziationsgrad von Elektrolyten in manchen Fällen stark ansteigen oder abnehmen. Im Folgenden gehen wir mangels besonderer Hinweise davon aus, dass es sich bei dem Lösungsmittel um Wasser handelt.

Je nach Dissoziationsgrad werden Elektrolyte üblicherweise in unterteilt stark ( > 30%), Durchschnitt (3% <  < 30%) и schwach ( < 3%).

Zu den starken Elektrolyten gehören:

1) einige anorganische Säuren (HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 und eine Reihe anderer);

2) Hydroxide von Alkalimetallen (Li, Na, K, Rb, Cs) und Erdalkalimetallen (Ca, Sr, Ba);

3) fast alle löslichen Salze.

Zu den Elektrolyten mittlerer Stärke gehören Mg(OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF und einige andere.

Alle Carbonsäuren (außer HCOOH) und hydratisierte Formen aliphatischer und aromatischer Amine gelten als schwache Elektrolyte. Viele anorganische Säuren (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 usw.) und Basen (NH 3 ∙H 2 O) sind ebenfalls schwache Elektrolyte.

Trotz einiger Ähnlichkeiten sollte man die Löslichkeit eines Stoffes im Allgemeinen nicht mit seinem Dissoziationsgrad gleichsetzen. So sind Essigsäure und Ethylalkohol in Wasser unbegrenzt löslich, gleichzeitig ist der erste Stoff jedoch ein schwacher Elektrolyt und der zweite ein Nichtelektrolyt.

Städtische Haushaltsbildungseinrichtung

Bezirk Maloarkhangelsk

„Iwanowo-Sekundarschule“

OFFENE CHEMIE-UNTERRICHT IN DER 8. KLASSE ZUM THEMA

« Grundprinzipien der Theorie der elektrolytischen Dissoziation ».

Chemielehrerin Troshina S.N.

D. Zweiter Ivan, 2015

Grundprinzipien der Theorie der elektrolytischen Dissoziation.

Lernziele:

Lehrreich -

formulieren Sie die wichtigsten Bestimmungen der Theorie der elektrolytischen Dissoziation;

Informationen über Ionen zusammenfassen;

Festigen Sie die Fähigkeit, den Dissoziationsprozess mithilfe chemischer Symbole und Formeln aufzuschreiben.

Lehrreich - den Wunsch kultivieren, aktiv und interessiert zu lernen, bewusste Disziplin, Klarheit und Organisation bei der Arbeit zu vermitteln.

Entwicklung – die Fähigkeit der Schüler zu entwickeln, auf der Grundlage theoretischen Wissens zu vergleichen, zu analysieren, zu verallgemeinern, logisch zu argumentieren, Schlussfolgerungen zu ziehen und mündliche Sprache zu entwickeln.

Lehrmethoden: Erklärung, Gespräch, Formulierung und Lösung pädagogischer Probleme, selbstständige Einzelarbeit.

Bildungsmittel: Multimedia-Projektor, Computer, Löslichkeitstabelle von Säuren, Basen und Salzen in Wasser, Trainingsübungen.

Unterrichtsart : eine Lektion im Erlernen neuen Materials.

Während des Unterrichts:

ICH .Zeit organisieren.

II. Aktualisierung des behandelten Materials: Überprüfung der Hausaufgaben.

Lass uns deine Hausaufgaben überprüfen. Sie haben Arbeitsblätter auf Ihren Schreibtischen. Schreiben Sie Ihren Vor- und Nachnamen in die obere rechte Ecke. Beginnen wir mit der Aufgabe. Um die Aufgabe zu erledigen – 5 Minuten.

Übung 1.

Teste Dein Wissen. Vervollständigen Sie die Definitionen.

Stoffe, deren Lösungen elektrischen Strom leiten, nennt man... (Elektrolyte)

Der Prozess der Elektrolytzersetzung in Ionen wird als ... (elektrolytische Dissoziation) bezeichnet.

Stoffe, deren Lösungen keinen elektrischen Strom leiten, nennt man ... (Nichtelektrolyte)

Das Verhältnis der Anzahl der in Ionen zerfallenen Partikel zur Gesamtzahl der gelösten Partikel wird als ... (Grad der elektrolytischen Dissoziation) bezeichnet.

Aufgabe 2

Teste Dein Wissen. Vervollständigen Sie das Diagramm.

Aufgabe 3

Teste Dein Wissen. Füllen Sie die Tabelle aus.

ELEKTROLYTE

NICHT-ELEKTROLYTE

Lösliche Salze

Organisches Material

Alkalien

Einfache Substanzen

Säuren

Unlösliche Oxide

Unlösliche Salze, Säuren, Basen

II ICH . Einführungsgespräch: Vorstellung des Themas, Erläuterung der Ziele und Zielsetzungen des Unterrichts.

Heute lernen wir im Unterricht die Grundprinzipien der Theorie der elektrolytischen Dissoziation kennen. Dieses Thema ist eine Fortsetzung der vorherigen Lektion. Daher besteht das Ziel unserer heutigen Lektion darin, Informationen über Ionen zusammenzufassen, die Fähigkeit zu festigen, den Dissoziationsprozess mithilfe chemischer Symbole und Formeln aufzuschreiben und die Grundprinzipien der Theorie der elektrolytischen Dissoziation zu formulieren

IV. Neues Material lernen.

Geschichte der Entdeckung der Theorie der elektrolytischen Dissoziation.

Der schwedische Wissenschaftler Svante Arrhenius kam bei der Untersuchung der elektrischen Leitfähigkeit von Lösungen verschiedener Substanzen zu dem Schluss, dass die Ursache der elektrischen Leitfähigkeit das Vorhandensein von Ionen in der Lösung ist, die beim Auflösen des Elektrolyten in Wasser entstehen. Dieser Vorgang wird elektrolytische Dissoziation genannt. Im Jahr 1887 formulierte Arrhenius die Grundprinzipien der Theorie der elektrolytischen Dissoziation. Betrachten wir die wichtigsten Bestimmungen der Theorie der elektrolytischen Dissoziation (in ihrer Kurzfassung TED).

Grundlegende Bestimmungen der TED-Theorie.

1. Beim Auflösen in Wasser dissoziieren (zerfallen) Elektrolyte in positive und negative Ionen.

Zum Beispiel: NaCl = Na + +Cl -

Ionen sind eine der Existenzformen eines chemischen Elements. Ionen unterscheiden sich von Atomen durch die Anzahl der Elektronen, d. h. elektrische Ladung. Atome sind neutrale Teilchen, Ionen haben eine Ladung (positiv oder negativ). Diese beiden Umstände bestimmen den Unterschied in ihren Eigenschaften.

Folglich sind Ionen positiv oder negativ geladene Teilchen, in die sich Atome oder Atomgruppen durch Verlust oder Hinzufügung von Elektronen umwandeln. Dieser Transformationsprozess kann in Form eines Diagramms dargestellt werden.

Betrachten wir den Unterschied in den Eigenschaften von Atomen und Ionen am Beispiel eines bekannten Stoffes – Speisesalz. 1 Elektron verändert seine Eigenschaften stark, daher unterscheiden sich die Eigenschaften von Ionen völlig von den Eigenschaften der Atome, die sie gebildet haben. Metallisches Natrium ist eine sehr reaktive Substanz, die sogar unter einer Kerosinschicht gespeichert wird, da das Natrium sonst beginnt, mit Umweltbestandteilen zu interagieren. Natrium reagiert heftig mit Wasser unter Bildung von Alkali und Wasserstoff, während positive Natriumionen solche Produkte nicht bilden. Chlor hat eine gelbgrüne Farbe und einen stechenden Geruch und ist giftig, während Chlorionen farblos, ungiftig und geruchlos sind. Niemand würde auf die Idee kommen, metallisches Natrium und Chlorgas in Lebensmitteln zu verwenden, während Kochen ohne Natriumchlorid, bestehend aus Natrium- und Chlorionen, unmöglich ist. Diese beiden Teilchen unterscheiden sich nur in einem Elektron.

Das aus dem Griechischen übersetzte Wort „Ion“ bedeutet „Wanderer“. In Lösungen bewegen sich Ionen zufällig („reisen“) in verschiedene Richtungen. Aufgrund ihrer Zusammensetzung werden Ionen in einfache Ionen unterteilt – Cl - ,N / A + komplex – NH 4 + ,ALSO 4 -.

2. Der Grund für die Dissoziation eines Elektrolyten in einer wässrigen Lösung ist seine Hydratation, d.h. Wechselwirkung des Elektrolyten mit Wassermolekülen und Aufbrechen der darin enthaltenen chemischen Bindung.

Durch die Wechselwirkung des Elektrolyten mit Wassermolekülen entstehen Hydrate, d. h. es entstehen. Ionen, die mit Wassermolekülen verbunden sind.

Folglich werden Ionen je nach Vorhandensein einer wässrigen Hülle in hydratisierte (in Lösungen und kristallinen Hydraten) und nicht hydratisierte (in wasserfreien Salzen) unterteilt. Zum Beispiel: Kristallhydrate – Glubersalz, Kupfersulfat; wasserfreie Salze - Kupfersulfat, Natriumnitrat. Die Eigenschaften von hydratisierten und nicht hydratisierten Ionen sind unterschiedlich, wie man am Beispiel der Kupferionen sehen kann.

IONEN (basierend auf dem Vorhandensein einer Wasserhülle)

hydratisiert
in Lösungen und kristallinen Hydraten: CuSO 4 *5H 2 Auf einen 2 ALSO 4 *10H 2 Ö

unhydriert
in wasserfreien Salzen: Cu 2+ ALSO 4 2- ,N / A + NEIN 3 -

3. Unter dem Einfluss von elektrischem Strom bewegen sich positiv geladene Ionen zum negativen Pol der Stromquelle – der Kathode, daher werden sie Kationen genannt, und negativ geladene Ionen bewegen sich zum positiven Pol der Stromquelle – der Anode, daher sie werden Anionen genannt.

Folglich gibt es eine andere Einteilung der Ionen – nach dem Vorzeichen ihrer Ladung.

IONEN
*Kationen (positiv geladene Teilchen)
*Anionen (negativ geladene Teilchen)

In Elektrolytlösungen ist die Summe der Ladungen der Kationen gleich der Summe der Ladungen der Anionen, wodurch diese Lösungen elektrisch neutral sind.

4. Die elektrolytische Dissoziation ist ein reversibler Prozess für schwache Elektrolyte. Neben dem Dissoziationsprozess (Zerlegung des Elektrolyten in Ionen) findet auch der umgekehrte Prozess statt – die Assoziation (Verbindung von Ionen). Daher wird in den Gleichungen der elektrolytischen Dissoziation anstelle des Gleichheitszeichens das Reversibilitätszeichen verwendet, zum Beispiel:

HNO 2 ↔ H + +NEIN 2-

5. Nicht alle Elektrolyte zerfallen im gleichen Ausmaß in Ionen.

Der Grad der Dissoziation hängt von der Art des Elektrolyten und seiner Konzentration ab.

Je nach Dissoziationsgrad werden Elektrolyte in schwache und starke Elektrolyte unterteilt.

6. Die chemischen Eigenschaften von Elektrolytlösungen werden durch die Eigenschaften der Ionen bestimmt, die sie bei der Dissoziation bilden.

Aufgrund der Art der bei der Dissoziation von Elektrolyten entstehenden Ionen werden drei Arten von Elektrolyten unterschieden: Säuren, Basen und Salze.

V .Verstärkung des untersuchten Materials.

Versuchen wir nun, die Aufgabe anhand der erhaltenen Informationen abzuschließen. Achten Sie beim Erledigen der Aufgabe darauf, ob es sich bei dem Stoff um einen Elektrolyten handelt.

ÜBUNG.

HCl

HNO 3

H 2 SiO 3

Versuchen Sie anhand der zusammengestellten Diagramme, Säuren aus der Sicht von TED zu definieren.

DEFINITION HINZUFÜGEN

Säuren sind Elektrolyte, die in Kationen und Anionen zerfallen.

SÄUREN- Dies sind Elektrolyte, die bei der Dissoziation Wasserstoffkationen und Anionen eines sauren Rests bilden.

Zum Beispiel:

HCl = H + +Cl -
HNO 3 =H + +NEIN 3 -

Bei mehrbasischen Säuren erfolgt eine schrittweise Dissoziation. Zum Beispiel für Phosphorsäure H3PO4:

1. Stufe – Bildung von Dihydrogenphosphat-Ionen:

H 3 Postfach 4 ↔ H + +H 2 Postfach 4 -

2. Stufe – Bildung von Hydrogenphosphat-Ionen:

H 2 Postfach 4 - ↔ H + +HPO 4 2-

Es ist zu berücksichtigen, dass die Dissoziation der Elektrolyte in der zweiten Stufe deutlich schwächer ist als in der ersten. Eine Dissoziation im dritten Schritt findet unter normalen Bedingungen fast nicht statt.

Allen Säuren ist gemeinsam, dass sie bei der Dissoziation zwangsläufig Wasserstoffkationen bilden. Daher ist es logisch anzunehmen, dass die allgemeinen charakteristischen Eigenschaften von Säuren – saurer Geschmack, Farbveränderungen von Indikatoren usw. – gerade durch Wasserstoffkationen verursacht werden.

Lassen Sie uns die folgende Aufgabe auf der Grundlage der wichtigsten Bestimmungen des TED erledigen.

ÜBUNG.

Schreiben Sie mögliche Gleichungen für die elektrolytische Dissoziation von Stoffen in wässrigen Lösungen auf.

NaOH

KOH

Fe(OH) 2

Nennen Sie die Klasse dieser Stoffe.

Versuchen Sie anhand der zusammengestellten Diagramme, die Gründe aus der Sicht von TED zu definieren.

DEFINITION HINZUFÜGEN

Basen sind Elektrolyte, die in Kationen und Anionen zerfallen.

BASEN- Dabei handelt es sich um Elektrolyte, die bei der Dissoziation Metallkationen und Hydroxidanionen bilden.

Zum Beispiel:

NaOH = Na + +OH -
KOH = K + +OH -

Polysäurebasen dissoziieren schrittweise, hauptsächlich im ersten Schritt. Zum Beispiel Bariumhydroxid Ba (OH)2:

1. Stufe – Bildung von Hydroxo-Ionen:

Ba(OH) 2 ↔OH - + BaOH +

2. Stufe – Bildung von Bariumionen:

BaOH+ ↔ Ba 2+ +OH -

Alle gemeinsamen Eigenschaften von Basen – seifiges Gefühl bei Berührung, Farbveränderung der Indikatoren usw. – sind auf die allen Basen gemeinsamen OH-Hydroxidionen zurückzuführen - .

Lassen Sie uns die folgende Aufgabe erledigen.

ÜBUNG.

Schreiben Sie mögliche Gleichungen für die elektrolytische Dissoziation von Stoffen in wässrigen Lösungen auf.

NaCl

KNO 3

BaSO 4

Nennen Sie die Klasse dieser Stoffe.

Versuchen Sie anhand der zusammengestellten Diagramme, Salze aus der Sicht von TED zu definieren.

DEFINITION HINZUFÜGEN

Salze sind Elektrolyte, die in Kationen und Anionen zerfallen.

SALZ- Dabei handelt es sich um Elektrolyte, die bei der Dissoziation Metallkationen (oder Ammonium NH) bilden 4 ) und Anionen saurer Reste.

Zum Beispiel:

K 3 Postfach 4 = 3K + +PO 4 3-
N.H. 4 Cl = NH 4 + +Cl -

Es ist offensichtlich, dass die Eigenschaften von Salzen sowohl durch Metallkationen als auch durch Anionen des Säurerests bestimmt werden. Somit haben Ammoniumsalze aufgrund von NH-Ionen beide allgemeinen Eigenschaften 4 + und spezifisch, verursacht durch verschiedene Anionen. Ebenso werden die allgemeinen Eigenschaften von Sulfaten – Salzen der Schwefelsäure – durch SO-Ionen bestimmt 4 2- und verschiedene – durch verschiedene Kationen. Im Gegensatz zu mehrbasischen Säuren und Basen, die mehrere Hydroxidionen enthalten, sind Salze wie K 2 ALSO 4 , Al 2 (ALSO 4 ) 3 usw. dissoziieren sofort vollständig und nicht schrittweise.

Lassen Sie uns nun eine schwierigere Aufgabe lösen, die auf dem gesamten Material basiert, das wir im Unterricht gelernt haben.

TESTE DEIN WISSEN

Nennen Sie anhand der Löslichkeitstabelle Beispiele für drei Stoffe, die in Lösungen Sulfationen bilden. Schreiben Sie die Gleichungen für die elektrolytische Dissoziation dieser Stoffe auf.

Zum Beispiel:

H 2 ALSO 4 ↔ H + + SO 4 -
HSO 4 ↔ H + + SO 4 2-

VI .Ergebnisse der Lektion.

VII .Hausaufgaben.

§36, die Bestimmungen des TED in einem Notizbuch aufschreiben und auswendig lernen;

Lernen Sie die Definitionen von Säuren, Basen und Salzen auswendig;

Aufgabe Nr. 5 (schriftlich).

Grundprinzipien der Theorie der elektrolytischen Dissoziation. Unterrichtsvorlesung mit Multimedia-Präsentation

Pinaeva Galina Iwanowna, Lehrer für Chemie und Biologie

Abschnitte: Chemieunterricht

Lernziele:

Lehrreich -

formulieren Sie die wichtigsten Bestimmungen der Theorie der elektrolytischen Dissoziation;

Informationen über Ionen zusammenfassen;

Festigen Sie die Fähigkeit, den Dissoziationsprozess mithilfe chemischer Symbole und Formeln aufzuschreiben.

Lehrreich - den Wunsch kultivieren, aktiv und mit Interesse zu lernen, bewusste Disziplin, Klarheit und Organisation bei der Arbeit zu vermitteln.

Entwicklung – Entwickeln Sie die Fähigkeit der Schüler, auf der Grundlage theoretischen Wissens zu vergleichen, zu analysieren, zu verallgemeinern, logisch zu argumentieren, Schlussfolgerungen zu ziehen und mündliche Sprache zu entwickeln.

Lehrmethoden: Erklärung, Gespräch, Vergleich, Formulierung und Lösung pädagogischer Probleme, chemisches Experiment (Video), selbstständige Einzelarbeit.

Bildungsmittel: Multimedia-Projektor, Computer, Löslichkeitstabelle von Säuren, Basen und Salzen in Wasser, Trainingsübungen, Lehrliteratur: „Chemie. 8. Klasse“, Autoren – O.S. Gabrielyan - M.: Bustard, 2008.

Während des Unterrichts

I. Organisatorischer Moment.

II. Einführungsgespräch: Vorstellung des Themas, Erläuterung der Ziele und Zielsetzungen des Unterrichts.

(2 Minuten) /Folie 1, 2/

Das Thema der heutigen Lektion lautet „Grundprinzipien der Theorie der elektrolytischen Dissoziation“. Dieses Thema ist eine Fortsetzung der vorherigen Lektion. Daher besteht das Ziel unserer heutigen Lektion darin, Informationen über Ionen zusammenzufassen, die Fähigkeit zu festigen, den Dissoziationsprozess mithilfe chemischer Symbole und Formeln aufzuschreiben und die Grundprinzipien der Theorie der elektrolytischen Dissoziation zu formulieren

III. Aktualisierung des behandelten Materials: Überprüfung der Hausaufgaben.

Übung 1/Folie 3/

Teste Dein Wissen. Vervollständigen Sie die Definitionen.

Stoffe, deren Lösungen elektrischen Strom leiten, nennt man... (Elektrolyte)

Der Prozess der Elektrolytzersetzung in Ionen wird als ... (elektrolytische Dissoziation) bezeichnet.

Stoffe, deren Lösungen keinen elektrischen Strom leiten, nennt man ... (Nichtelektrolyte)

Das Verhältnis der Anzahl der in Ionen zerfallenen Partikel zur Gesamtzahl der gelösten Partikel wird als ... (Grad der elektrolytischen Dissoziation) bezeichnet.

Aufgabe 2 /Folie 4/

Teste Dein Wissen. Vervollständigen Sie das Diagramm.

Aufgabe 3 /Folie 5/

Teste Dein Wissen. Füllen Sie die Tabelle aus.

ELEKTROLYTE	NICHT-ELEKTROLYTE
Lösliche Salze	Organisches Material
	Einfache Substanzen
	Unlösliche Oxide
	Unlösliche Salze, Säuren, Basen

Aufgabe 4/Folie 6/

Sie haben 3 Minuten Zeit, um zu antworten.

Sprechen Sie anhand des Diagramms auf dem Bildschirm über die Abfolge der Prozesse, die während der Dissoziation ablaufen

A) Stoffe mit ionischen Bindungen

Orientierung der Moleküle – Wasserdipole in der Nähe von Kristallionen;

Hydratation (Wechselwirkung) von Wassermolekülen mit entgegengesetzt geladenen Ionen der Oberflächenschicht des Kristalls;

Dissoziation (Zerfall) eines Elektrolytkristalls in hydratisierte Ionen.

B) Stoffe mit polaren kovalenten Bindungen

Orientierung von Wassermolekülen um die Pole eines Elektrolytmoleküls;

Hydratation (Wechselwirkung) von Wassermolekülen mit Elektrolytmolekülen;

Ionisierung von Elektrolytmolekülen (Umwandlung einer kovalenten polaren Bindung in eine ionische);

Dissoziation (Zerfall) von Elektrolytmolekülen in hydratisierte Ionen.

IV. Neues Material lernen.

Geschichte der Entdeckung der Theorie der elektrolytischen Dissoziation. /Folie 7/

Grundlegende Bestimmungen der TED-Theorie

1. Beim Auflösen in Wasser dissoziieren (zerfallen) Elektrolyte in positive und negative Ionen.

Zum Beispiel: NaCl = Na + + Cl -

/Folie 9/

Das aus dem Griechischen übersetzte Wort „Ion“ bedeutet „Wanderer“. In Lösungen bewegen sich Ionen zufällig („reisen“) in verschiedene Richtungen. Entsprechend ihrer Zusammensetzung werden Ionen in einfache - Cl -, Na + -Komplexe - NH 4 +, SO 4 - unterteilt.

Grundlegende Bestimmungen der TED-Theorie

Durch die Wechselwirkung des Elektrolyten mit Wassermolekülen entstehen Hydrate, d. h. es entstehen. Ionen, die mit Wassermolekülen verbunden sind.

IONEN (basierend auf dem Vorhandensein einer Wasserhülle)

hydratisiert
in Lösungen und Kristallhydraten: CuSO 4 *5H 2 O, Na 2 SO 4 *10H 2 O

unhydriert
in wasserfreien Salzen: Cu 2+ SO 4 2-, Na + NO 3 -

Grundlegende Bestimmungen des TED

Folglich gibt es eine andere Einteilung der Ionen – nach dem Vorzeichen ihrer Ladung.

IONEN
*Kationen (positiv geladene Teilchen)
*Anionen (negativ geladene Teilchen)

In Elektrolytlösungen ist die Summe der Ladungen der Kationen gleich der Summe der Ladungen der Anionen, wodurch diese Lösungen elektrisch neutral sind.

Grundlegende Bestimmungen des TED

Die elektrolytische Dissoziation ist ein reversibler Prozess für schwache Elektrolyte. Neben dem Dissoziationsprozess (Zerlegung des Elektrolyten in Ionen) findet auch der umgekehrte Prozess statt – die Assoziation (Verbindung von Ionen). Daher wird in den Gleichungen der elektrolytischen Dissoziation anstelle des Gleichheitszeichens das Reversibilitätszeichen verwendet, zum Beispiel:

HNO 2 ↔ H + + NO 2-

/Folie 17/

Grundlegende Bestimmungen des TED

5. Nicht alle Elektrolyte zerfallen im gleichen Ausmaß in Ionen.

Der Grad der Dissoziation hängt von der Art des Elektrolyten und seiner Konzentration ab.

Je nach Dissoziationsgrad werden Elektrolyte in schwache und starke Elektrolyte unterteilt.

Grundlegende Bestimmungen des TED

6. Die chemischen Eigenschaften von Elektrolytlösungen werden durch die Eigenschaften der Ionen bestimmt, die sie bei der Dissoziation bilden.

Aufgrund der Art der bei der Dissoziation von Elektrolyten entstehenden Ionen werden drei Arten von Elektrolyten unterschieden: Säuren, Basen und Salze.

Versuchen wir nun, die Aufgabe anhand der erhaltenen Informationen abzuschließen. Achten Sie beim Erledigen der Aufgabe darauf, ob es sich bei dem Stoff um einen Elektrolyten handelt.

Versuchen Sie anhand der zusammengestellten Diagramme, Säuren aus der Sicht von TED zu definieren.

DEFINITION HINZUFÜGEN

Säuren sind Elektrolyte, die in Kationen und Anionen zerfallen.

SÄUREN- Dies sind Elektrolyte, die bei der Dissoziation Wasserstoffkationen und Anionen eines sauren Rests bilden.

Zum Beispiel:

HCl = H + + Cl -
HNO 3 = H + + NO 3 -

Bei mehrbasischen Säuren erfolgt eine schrittweise Dissoziation. Zum Beispiel für Phosphorsäure H3PO4:

1. Stufe – Bildung von Dihydrogenphosphat-Ionen:

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 -

2. Stufe – Bildung von Hydrogenphosphat-Ionen:

H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2-

Lassen Sie uns die folgende Aufgabe auf der Grundlage der wichtigsten Bestimmungen des TED erledigen.

Schreiben Sie mögliche Gleichungen für die elektrolytische Dissoziation von Stoffen in wässrigen Lösungen auf.

Nennen Sie die Klasse dieser Stoffe.

Versuchen Sie anhand der zusammengestellten Diagramme, die Gründe aus der Sicht von TED zu definieren.

DEFINITION HINZUFÜGEN

Basen sind Elektrolyte, die in Kationen und Anionen zerfallen.

BASEN- Dabei handelt es sich um Elektrolyte, die bei der Dissoziation Metallkationen und Hydroxidanionen bilden.

Zum Beispiel:

NaOH = Na + + OH -
KOH = K + + OH -

Polysäurebasen dissoziieren schrittweise, hauptsächlich im ersten Schritt. Zum Beispiel Bariumhydroxid Ba (OH)2:

1. Stufe – Bildung von Hydroxo-Ionen:

Ba (OH) 2 ↔ OH - + BaOH +

2. Stufe – Bildung von Bariumionen:

BaOH+ ↔ Ba 2+ + OH -

Alle allgemeinen Eigenschaften von Basen – Seifenigkeit bei Berührung, Farbveränderung von Indikatoren usw. – sind auf die Hydroxidionen OH zurückzuführen, die allen Basen gemeinsam sind.

Lassen Sie uns die folgende Aufgabe erledigen.

Schreiben Sie mögliche Gleichungen für die elektrolytische Dissoziation von Stoffen in wässrigen Lösungen auf.

Nennen Sie die Klasse dieser Stoffe.

Versuchen Sie anhand der zusammengestellten Diagramme, Salze aus der Sicht von TED zu definieren.

DEFINITION HINZUFÜGEN

Salze sind Elektrolyte, die in Kationen und Anionen zerfallen.

SALZ- Dabei handelt es sich um Elektrolyte, die bei der Dissoziation Metallkationen (oder Ammonium NH 4) und Anionen saurer Reste bilden.

Zum Beispiel:

K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
NH 4 Cl = NH 4 + + Cl -

Es ist offensichtlich, dass die Eigenschaften von Salzen sowohl durch Metallkationen als auch durch Anionen des Säurerests bestimmt werden. Somit haben Ammoniumsalze sowohl allgemeine Eigenschaften aufgrund von NH 4 + -Ionen als auch spezifische Eigenschaften aufgrund verschiedener Anionen. Ebenso werden die allgemeinen Eigenschaften von Sulfaten – Salzen der Schwefelsäure – durch SO 4 2-Ionen und verschiedene – durch verschiedene Kationen bestimmt. Im Gegensatz zu mehrbasigen Säuren und Basen, die mehrere Hydroxidionen enthalten, dissoziieren Salze wie K 2 SO 4, Al 2 (SO 4) 3 usw. vollständig auf einmal und nicht schrittweise.

Lassen Sie uns nun eine schwierigere Aufgabe lösen, die auf dem gesamten Material basiert, das wir im Unterricht gelernt haben.

TESTE DEIN WISSEN

Nennen Sie anhand der Löslichkeitstabelle Beispiele für drei Stoffe, die in Lösungen Sulfationen bilden. Schreiben Sie die Gleichungen für die elektrolytische Dissoziation dieser Stoffe auf.

Zum Beispiel:

H 2 SO 4 ↔ H + + SO 4 -
HSO 4 ↔ H + + SO 4 2-

Am Ende der Lektion mache ich Sie auf eine Videoaufzeichnung eines Experiments aufmerksam, das die Zersetzung einer Kupferchloridlösung in Ionen unter dem Einfluss von elektrischem Strom zeigt.

Wir öffnen unsere Tagebücher und schreiben unsere Hausaufgaben auf.

§36, die Bestimmungen des TED in einem Notizbuch aufschreiben und auswendig lernen;

Lernen Sie die Definitionen von Säuren, Basen und Salzen auswendig;

Aufgabe Nr. 5, Seite 203 (geschrieben).