Мета: розглянути основні закономірності, яким підпорядковуються розчини електролітів, та кількісні характеристики рівноважних процесів, що в них відбуваються.
Забезпечення заняття: періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва; таблиця розчинності кислот, основ і солей у воді; розчини: CuSO4, Na2SO4, BaCl2, Na2CO3, Na2SO3, KOH, NaOH, HCl, H2SO4; пробірки.
Конкретні цілі:
- знати основні закономірності, яким підпорядковуються розчини електролітів;
- використовувати теоретичні положення про хімічну рівновагу для характеристики властивостей електролітів;
- знати кількісні характеристики процесу електролітичної дисоціації;
- проводити реакції у водних розчинах електролітів;
- складати йонні рівняння реакцій;
- аналізувати умови перебігу реакцій йонного обміну до кінця;
- обчислювати константи та ступені дисоціації слабких електролітів;
- визначати йонну силу розчинів;
- знати роль електролітів у життєдіяльності організму.
Зміст заняття
Електроліти – це речовини, які проводять електричний струм у розплавленому стані або в розчинах. До них належать солі, кислоти, основи, які у твердому стані складаються з йонів (наприклад, KCl, NaCl, CaCl2, KOH) або речовини, які утворюють йони при розчиненні їх у воді (амоніак, фтороводень, органічні кислоти).
Водні розчини кислот, основ і солей проводять електричний струм, тому що під дією розчинника ці сполуки дисоціюють на катіони й аніони, які взаємодіють як з водою, так і між собою. Таке передбачення вперше висловив шведський фізико-хімік С. Арреніус, який запропонував теорію електролітичної дисоціації (1887). В основі цієї теорії лежать такі положення:
1) при розчиненні електроліт розпадається на заряджені частинки – йони, які поділяють на катіони і аніони;
2) дисоціація (йонізація) є процесом оборотним, тобто одночасно з йонізацією відбувається асоціація (моляризація).
3) йони утворюють з водою нестійкі сполуки, які називаються гідратами, а з неводними розчинниками – сольвати, причому процеси дисоціації та гідратації (сольватації) відбуваються одночасно.
Отже, електролітичною дисоціацією називають розщеплення сполуки на йони під час розчинення її у воді.
Спрощено процес дисоціації електролітів можна зобразити так:
HCl 
H+ + Cl- ; Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH-:
NaHCO3 Na+ + HCO3-; Fe2(SO4)3 2Fe3+ + 3SO42-;
CuOHCl CuOH+ + Cl-; Ca(H2PO4)2 Ca2+ + 2H2PO4-.
Кількісною характеристикою процесу електролітичної дисоціації є ступінь дисоціації α та константа дисоціації Кд.
Ступенем дисоціації електроліту називається відношення числа молекул, що про дисоціювали, до загального числа молекул електроліту:
α = 
і С0 – концентрація молекул, що розпались на йони і вихідна концентрація електроліту (моль/дм3).
За величиною ступеня дисоціації можна визначити концентрацію йонів в розчині:
,
де Сйон. і Сел. – концентрація йонів і електроліту (моль/дм3), n – число йонів, утворених за сумарним рівнянням електролітичної дисоціації.
Важливою характеристикою розчинів електролітів є йонна сила. Її визначають за формулою:
I=1/2(C1Z12 + C2Z22 +…+CnZn2),
де С1,С2,Сn – концентрації відповідних йонів, а Z1,Z2,Zn – їх заряди.
Для бінарних електролітів використовують закон розбавляння Оствальда:
КД = 
де С - початкова концентрація електроліту (моль/дм3), α - ступінь його дисоціації, Кд- константа дисоціації.
Для слабких електролітів (α< 1%), рівняння має вигляд:
КД = α2С, звідки α = 
Хімічні реакції в розчинах електролітів зводяться переважно до взаємодії між йонами, тому рівняння реакцій доцільно записувати у йонному вигляді. Вони точніше відображають суть хімічних процесів в розчинах. Формули малорозчинних електролітів, газів і слабких електролітів записують у молекулярній формі.
Завдання для самостійної роботи
1. Провести реакції йонного обміну між розчинами електролітів
а) реакції, в результаті яких утворюється осад;
б) реакції, в результаті яких виділяться газ;
в) реакції, в результаті яких утворюється малодисоційована речовина.
2. Розв’язати задачі.
