Студопедия
Новини освіти і науки:
МАРК РЕГНЕРУС ДОСЛІДЖЕННЯ: Наскільки відрізняються діти, які виросли в одностатевих союзах


РЕЗОЛЮЦІЯ: Громадського обговорення навчальної програми статевого виховання


ЧОМУ ФОНД ОЛЕНИ ПІНЧУК І МОЗ УКРАЇНИ ПРОПАГУЮТЬ "СЕКСУАЛЬНІ УРОКИ"


ЕКЗИСТЕНЦІЙНО-ПСИХОЛОГІЧНІ ОСНОВИ ПОРУШЕННЯ СТАТЕВОЇ ІДЕНТИЧНОСТІ ПІДЛІТКІВ


Батьківський, громадянський рух в Україні закликає МОН зупинити тотальну сексуалізацію дітей і підлітків


Відкрите звернення Міністру освіти й науки України - Гриневич Лілії Михайлівні


Представництво українського жіноцтва в ООН: низький рівень культури спілкування в соціальних мережах


Гендерна антидискримінаційна експертиза може зробити нас моральними рабами


ЛІВИЙ МАРКСИЗМ У НОВИХ ПІДРУЧНИКАХ ДЛЯ ШКОЛЯРІВ


ВІДКРИТА ЗАЯВА на підтримку позиції Ганни Турчинової та права кожної людини на свободу думки, світогляду та вираження поглядів



Контакти
 


Тлумачний словник
Авто
Автоматизація
Архітектура
Астрономія
Аудит
Біологія
Будівництво
Бухгалтерія
Винахідництво
Виробництво
Військова справа
Генетика
Географія
Геологія
Господарство
Держава
Дім
Екологія
Економетрика
Економіка
Електроніка
Журналістика та ЗМІ
Зв'язок
Іноземні мови
Інформатика
Історія
Комп'ютери
Креслення
Кулінарія
Культура
Лексикологія
Література
Логіка
Маркетинг
Математика
Машинобудування
Медицина
Менеджмент
Метали і Зварювання
Механіка
Мистецтво
Музика
Населення
Освіта
Охорона безпеки життя
Охорона Праці
Педагогіка
Політика
Право
Програмування
Промисловість
Психологія
Радіо
Регилия
Соціологія
Спорт
Стандартизація
Технології
Торгівля
Туризм
Фізика
Фізіологія
Філософія
Фінанси
Хімія
Юриспунденкция






Загальна характеристика розчинів електролітів

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ

КРИВОРІЗЬКИЙ ТЕХНІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ

КАФЕДРА ХІМІЇ

 

 

МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ

 

до виконання лабораторної роботи та самостійного вивчення розділу загальної хімії

«Розчини електролітів»

 

 

для студентів I курсу

всіх спеціальностей

(денної та заочної форм навчання)

 

 

Кривий Ріг


Укладачі: к.х.н., доц. Мовчан В.В., к.х.н., доц. Мовчан О.Г.

 

Вiдповiдальний за випуск: Мовчан В.В.

 

Рецензент: к.х.н., доц. Удовенко О.П.

 

Методичні вказівки до виконання лабораторної роботи з загальної хімії на тему “Розчини електролітів”для студентів 1 курсу всіх спеціальностей містять основні відомості з теорії розчинів електролітів, приклади, а також питання для самоконтролю та задачі для самостійного розв’язування .

 

 

РОЗГЛЯНУТО   на засіданні кафедри хімії СХВАЛЕНО   на вченій раді металургійного факультету    
Протокол №7   від «_10_» __03___2006 р.   Протокол № 5   від «_11_» __05___2006 р.

 

 


 

ЗМІСТ

 

1. Теоретична частина_ 4

1.1. Загальна характеристика розчинів електролітів_ 4

1.2. Реакції в розчинах електролітів_ 6

2. Практична частина. 11

2.1. Лабораторна робота “Розчини електролітів”. 11

2.2. Запитання для самоконтролю_ 12

2.3. Задачі для самоконтролю_ 13

3. Література_ 14

 


Теоретична частина

 

Загальна характеристика розчинів електролітів

Електролітами називаються речовини, розчини чи розплави яких проводять електричний струм за рахунок іонів, що утворюються внаслідок дисоціації молекул електроліту. Ці положення були сформульовані в теорії електролітичної дисоціації шведським ученим Сванте Арреніусом (1887):

1) розчинення електроліту супроводиться розпадом його молекул на іони;

2) при дії постійного електричного струму позитивні іони рухаються до катода, а негативні – до анода (перші називаються катіонами, а другі – аніонами);

3) електролітична дисоціація є оборотним процесом.

Подальший розвиток теорія електролітичної дисоціації дістала в роботах російських хіміків І.А.Каблукова, В.А.Кистяковського і П.В.Писаржевського.

Основна причина утворення іонів – це іон-дипольна взаємодія між розчинником і розчиненою речовиною. Чим більша полярність молекул розчинника і чим більший полярний чи іонний зв’язок у молекулах електроліту, тим сильніше проявляється ця взаємодія й електроліти краще дисоціюють на іони.

Здатність електроліту дисоціювати на іони кількісно оцінюють за допомогою ступеня дисоціаціїa, який є відношенням числа молекул, що розпалися на іони (Сдис), до загального числа розчинених молекул (Сзаг ) (може виражатися в долях одиниці, або у відсотках).

, 0 ≤ α ≤1

Наприклад, якщо a=30%, це означає, що із 100 молекул електроліту розпалося на іони лише 30.

Ступінь дисоціації електроліту залежить від природи розчинника й розчиненої речовини, температури, концентрації розчину, наявності однойменних іонів.

Усі електроліти умовно поділяють на сильні (a>0,3), середньої сили (0,03<a<0,3) і слабкі (a<0,03).

До сильних електролітів відносять майже всі солі, багато кислот: HCl, HBr, HNO3, H2SO4, HClO4, HMnO4, гідроксиди лужних і лужноземельних металів.

Сильні електроліти у водних розчинах цілком розпадаються на іони, тобто процес дисоціації сильних електролітів є необоротним. Тому при написанні рівнянь дисоціації сильних електролітів використовують знак рівності. Наприклад:

NaCl=Na++Cl-

CuSO4=Cu2++

До слабких електролітів відносять майже всі органічні кислоти, деякі неорганічні кислоти (H2CO3, H2S, H3PO4, HCN, H2SiO3, HClO, HNO2, H2SO3 та ін.), слабо розчинні гідроксиди металів, а також добре розчинний, але слабо дисоціюючий гідроксид амонію 4ОН (NH3·H2O).

Процес дисоціації слабких електролітів оборотний, рівновага сильно зміщена в напрямку утворення молекул електроліту. Тому процес дисоціації таких електролітів зображають за допомогою знака оборотності («).

HClO « Н+ + СlO-

За характером утворених іонів усі електроліти поділяють на три групи: кислоти, основи і солі.

Кислоти. Молекули кислот складаються із атомів водню і кислотних залишків. Тому при дисоціації будь-якої кислоти у розчині утворюються позитивно заряджені іони водню й різні аніони:

HNO3=Н++ ; H2SO4=2Н++

Дисоціація багатоосновних слабких кислот йде ступінчасто:

H2СO3«Н++

«Н++

Основи. Основами (гідроксидами) називають електроліти, що при дисоціації у розчині утворюють лише один вид аніонів – гідроксид-іони і різні катіони

NaOH=Na++OH-; NH4OH« +OH-

Багатокислотні гідроксиди дисоціюють ступінчасто:

Cu(OH)2«CuOH++OH-

CuOH+«Cu2++OH-

Амфотерні гідроксиди (амфоліти). До амфотерних відносять гідроксиди, які залежно від умов можуть взаємодіяти як із кислотами, так і з основами. Це Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 і деякі інші. Така поведінка амфотерних гідроксидів пояснюється тим, що в їх молекулах міцність зв’язків Ме-О і О-Н приблизно однакова. Тому амфоліти можуть дисоціювати і за типом кислоти і за типом гідроксиду:

Солі – це електроліти, що утворюють при розчиненні у воді іони металів і кислотних залишків. Солі бувають середні, кислі і основні. Розчинні середні солі є сильними електролітами і дисоціюють повністю на іони.

Кислі солі утворені за рахунок іонного та полярного типу хімічного зв’язку. Тому дисоціація кислої солі йде ступінчасто: на першому ступені – цілком (у результаті розриву іонного зв’язку), а на другому – незначно (внаслідок розриву ковалентного полярного зв’язку):

До складу основних солей входять гідроксильні групи. Основні солі погано розчиняються у воді й дисоціюють ступінчасто:

Cu(OH)Cl=Cu(OH)++Cl-, Cu(OH)+«Cu2++OH-,

Основні солі слабкої основи майже не дисоціюють за другим ступенем. Тому в розчині основної солі гідроксильних іонів дуже мало.

Із наведених прикладів видно, що характер іонів, що утворюються при дисоціації солей, визначається природою останніх.

Константа дисоціації Кдис слабких електролітів пов’язана зі ступенем дисоціації та концентрацією слабких електролітів законом розведення Освальда:

, якщо α<<1, то

 

 




Переглядів: 1129

Не знайшли потрібну інформацію? Скористайтесь пошуком google:

 

© studopedia.com.ua При використанні або копіюванні матеріалів пряме посилання на сайт обов'язкове.


Генерація сторінки за: 0.007 сек.