Главная / Химия / Теория электролитической диссоциации

Теория электролитической диссоциации

ГАОУ СПО «Казанский медицинский колледж» Теория электролитической диссоциации...
Содержание ЭДМ Введение. Требования ГОС. Цели занятия. Электролиты. Неэлектро...
Содержание ЭДМ 13. Диссоциация кислот 14. Диссоциация оснований 15. Диссоциац...
Введение Электронный дидактический материал на тему: «Теория электролитическо...
Требования ГОС к уровню подготовки специалистов в области химии для специальн...
Цели занятия Учебная: добиться прочного усвоения системы знаний, формирование...
Электролиты. Неэлектролиты Водные растворы солей, кислот и оснований проводят...
Электролиты. Неэлектролиты По способности проводить электрический ток в водно...
Электролиты. Неэлектролиты К электролитам относятся соли, кислоты и основания...
Электролиты. Неэлектролиты Неэлектролитами называют вещества, водные растворы...
С.Аррениус-основоположник теории электролитической диссоциации В 1887г. Шведс...
Основные положения электролитической диссоциации 1.Молекулы электролитов при ...
Основные положения электролитической диссоциации Ионы — это атомы или группы ...
Основные положения электролитической диссоциации 2.	В растворе или расплаве э...
Основные положения электролитической диссоциации Положительные ионы называютс...
Основные положения электролитической диссоциации Диссоциация многих электроли...
Основные положения электролитической диссоциации Диссоциацию молекул электрол...
Основные положения электролитической диссоциации Уравнение диссоциации азотис...
Гидратация ионов Электролитическая диссоциация в растворе происходит за счет ...
Гидратация ионов Согласно химической теории растворов Д.И. Менделеева, при ра...
Гидратация ионов В результате взаимодействия растворенного вещества с молекул...
Механизм электролитической диссоциации. 	I. Диссоциация электролитов с ионной...
Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения,...
При растворении в воде веществ НС1 происходит ориентация диполей воды и возни...
Связь в молекуле электролита становится более полярной, а затем превращается ...
Степень диссоциации (ионизации) В водных растворах некоторые электролиты полн...
Степень диссоциации (ионизации) Для количественной характеристики соотношения...
Степень диссоциации (ионизации) Степень электролитической диссоциации равна о...
Степень диссоциации (ионизации) Степень диссоциации зависит от природы раство...
Степень диссоциации (ионизации) Молекулы серной кислоты H2SO4 хорошо диссоции...
Сильные электролиты — это такие электролиты, для которых степень диссоциации ...
Слабые электролиты — это такие электролиты, для которых степень диссоциации в...
К слабым электролитам относятся: 1. Слабые кислоты - НС1О2, НС1О, HNO2, H2CO3...
Принадлежность вещества к сильным и слабым электролитам нельзя связывать с ег...
Газ аммиак NH3 очень хорошо растворяется в воде, но только часть молекул NH3 ...
Степень ионизации электролита зависит от его концентрации в растворе. Разбавл...
Степень ионизации зависит и от изменения температуры раствора электролита. Пр...
С повышением температуры энергия молекул увеличивается, химическая связь в ни...
На степень диссоциации влияет добавление одноименных ионов к раствору слабого...
Константа диссоциации (ионизации) Для количественной характеристики слабых эл...
Константа диссоциации (ионизации) Для слабого электролита общей формулы: AnBm...
Константа диссоциации (ионизации) Величина константы ионизации характеризует ...
Константа диссоциации (ионизации) Из значений констант диссоциации этих кисло...
Константа диссоциации (ионизации) Для любой концентрации раствора электролита...
Диссоциация кислот Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образую...
Диссоциация кислот Число ступеней диссоциации равно основности слабой кислоты...
Диссоциация кислот На второй ступени диссоциации от сложного гидросульфид-ион...
Диссоциация кислот К΄΄д(HS-)=[Н+] ∙ [S2-] = 1,0 ∙10-14 [HS-] Сравнение величи...
Диссоциация оснований Основания — это электролиты, которые при диссоциации об...
Диссоциация оснований Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато...
Диссоциация оснований На второй ступени диссоциации происходит отщепление гид...
Диссоциация амфотерных гидроксидов Амфотерные гидроксиды могут реагировать и ...
Диссоциация амфотерных гидроксидов Амфотерные гидроксиды — это слабые электро...
Диссоциация солей Нормальные соли — сильные электролиты, образующие при диссо...
Диссоциация солей Кислые соли — сильные электролиты, диссоциирующие на катион...
Диссоциация солей В водных растворах кислых солей содержатся следующие ионы: ...
Диссоциация солей Основные соли — электролиты, которые при диссоциации образу...
Основные соли, как и кислые соли, сначала диссоциируют как сильные электролит...
Электролитическая диссоциация комплексных и двойных солей Электролитическая д...
Электролитическая диссоциация комплексных и двойных солей Диссоциация по перв...
Электролитическая диссоциация комплексных и двойных солей Двойные соли могут ...
Протонная теория кислот и оснований В 1923 г. И. Бренстед и Т. Лоури разработ...
Протонная теория кислот и оснований Определения кислот и оснований позволяют ...
Протонная теория кислот и оснований Согласно протонной теории кислоты подразд...
Протонная теория кислот и оснований анионные кислоты, представляющие собой от...
Протонная теория кислот и оснований 2)	анионные основания, представляющие соб...
Протонная теория кислот и оснований Растворители типа воды, жидкого аммиака, ...
Протонная теория кислот и оснований В реакции Н2О + НС1 Н3О+ + Сl- молекула в...
Протонная теория кислот и оснований Процесс диссоциации (ионизации) вещества ...
Протонная теория кислот и оснований Если сродство к протону у растворителя бо...
Протонная теория кислот и оснований Согласно протонной теории, отдавая протон...
Кислотно - основное равновесие Протон в растворах не существует в свободном в...
Кислотно - основное равновесие Для краткости обратимый процесс кислотно-основ...
Кислотно - основное равновесие Реакция I типа СН3СООН + Н2О СН3СОО-+ Н3О+, пр...
Кислотно - основное равновесие Реакция II типа NН4++ Н2О NH3 + H3O+, протекаю...
Кислотно - основное равновесие Будучи амфолитом в других кислотно-основных ра...
Кислотно - основное равновесие Протолитические кислотно-основные равновесия I...
Кислотно - основное равновесие Теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не п...
Диссоциация воды. рН Вода как слабый электролит в незначительной степени дисс...
Диссоциация воды. рН Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ион...
Диссоциация воды. рН Из постоянства произведения [Н+]и [ОН-] следует, что при...
Диссоциация воды. рН Концентрацию водородных ионов принято выражать через вод...
Диссоциация воды. рН С помощью рН реакция растворов характеризуется так: нейт...
Диссоциация воды. рН Существуют различные методы измерения рН. Качественно ре...
Реакции обмена в водных растворах электролитов Многие химические реакции про...
Реакции обмена в водных растворах электролитов Реакции между водными раствора...
Реакции обмена в водных растворах электролитов Ионы одного электролита связыв...
Ионные реакции и уравнения При составлении ионных уравнений реакций следует р...
Ионные реакции и уравнения Сильные растворимые электролиты, как полностью дис...
Термины и определения Гидратация- взаимодействие веществ с водой, характериз...
Термины и определения Диссоциация электролитическая(ионизация)-распад электро...
Термины и определения Сольватация - взаимодействие частиц (молекул и ионов). ...
Литература 1. Л.М. Пустовалова, И.Е. Никанорова. Общая химия – Ростов-на-Дону...
Литература 4. Барковский Е.В. Аналитическая химия: учеб. пособие- Мн.: высш. ...
1 из 94

Описание презентации по отдельным слайдам:

№ слайда 1 ГАОУ СПО «Казанский медицинский колледж» Теория электролитической диссоциации. П
Описание слайда:

ГАОУ СПО «Казанский медицинский колледж» Теория электролитической диссоциации. Протолитическая теория кислот и оснований. Специальность: «Лабораторная диагностика» Дисциплина: «Химия» Преподаватель: Шакурова Н.С. 2010 г. Электронный дидактический материал информационного типа на тему:

№ слайда 2 Содержание ЭДМ Введение. Требования ГОС. Цели занятия. Электролиты. Неэлектролит
Описание слайда:

Содержание ЭДМ Введение. Требования ГОС. Цели занятия. Электролиты. Неэлектролиты С.Аррениус-основоположник теории электролитической диссоциации Основные положения электролитической диссоциации Гидратация ионов Механизм электролитической диссоциации. Степень диссоциации (ионизации) Сильные и слабые электролиты Факторы, влияющие на диссоциацию Константа диссоциации (ионизации)

№ слайда 3 Содержание ЭДМ 13. Диссоциация кислот 14. Диссоциация оснований 15. Диссоциация
Описание слайда:

Содержание ЭДМ 13. Диссоциация кислот 14. Диссоциация оснований 15. Диссоциация амфотерных гидроксидов 16. Диссоциация солей 17.Электролитическая диссоциация комплексных и двойных солей 18. Протонная теория кислот и оснований 19. Диссоциация воды. рН 20. Реакции обмена в водных растворах электролитов 21. Ионные реакции и уравнения 22. Термины и определения 23. Литература.

№ слайда 4 Введение Электронный дидактический материал на тему: «Теория электролитической д
Описание слайда:

Введение Электронный дидактический материал на тему: «Теория электролитической диссоциации. Протолитическая теория кислот и оснований» предназначен для проведения контроля знаний, практических умений и навыков, самостоятельной работы студентов медицинских училищ и колледжей СМОУ РТ и РФ. Рекомендации по работе с ЭДМ: 1. Ознакомьтесь с требованиями ГОС по данной теме 2. Изучите информационный материал занятия. 3. Выучите термины и определения. 4. Выполните задания для закрепления знаний по учебнику Ерохин Ю.М. Сборник задач и упражнений - стр.-55 вопросы 1-12; упр.1-14.

№ слайда 5 Требования ГОС к уровню подготовки специалистов в области химии для специальност
Описание слайда:

Требования ГОС к уровню подготовки специалистов в области химии для специальности «Лабораторная диагностика» После изучения темы «Теория электролитической диссоциации. Протолитическая теория кислот и оснований». студент должен ЗНАТЬ: основные положения теории электролитической диссоциации; понятия: электролитическая диссоциация, сильный и слабый электролит, степень и константа диссоциации, кислота и основания Бренстеда; роль электролитов в процессах жизнедеятельности организма.

№ слайда 6 Цели занятия Учебная: добиться прочного усвоения системы знаний, формирование пр
Описание слайда:

Цели занятия Учебная: добиться прочного усвоения системы знаний, формирование практических умений и навыков. Развивающая: формирование навыков самообразования, самореализации личности и развитие речи, мышления, памяти. Воспитательная: привитие умений и навыков учебной работы и коллективного труда. Формирование у студентов целостного миропонимания и современного научного мировоззрения.

№ слайда 7 Электролиты. Неэлектролиты Водные растворы солей, кислот и оснований проводят эл
Описание слайда:

Электролиты. Неэлектролиты Водные растворы солей, кислот и оснований проводят электрический ток. Аналогично ведут себя расплавы солей и щелочей. В то же время водные растворы и расплавы многих органических веществ, например сахарозы, глюкозы, ацетона, этилового спирта и других, не проводят электрический ток.

№ слайда 8 Электролиты. Неэлектролиты По способности проводить электрический ток в водном р
Описание слайда:

Электролиты. Неэлектролиты По способности проводить электрический ток в водном растворе или в расплаве все вещества можно разделить на электролиты и неэлектролиты. Электролитами называют вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

№ слайда 9 Электролиты. Неэлектролиты К электролитам относятся соли, кислоты и основания. В
Описание слайда:

Электролиты. Неэлектролиты К электролитам относятся соли, кислоты и основания. В молекулах этих веществ имеются ионные или ковалентные сильно полярные химические связи.

№ слайда 10 Электролиты. Неэлектролиты Неэлектролитами называют вещества, водные растворы ил
Описание слайда:

Электролиты. Неэлектролиты Неэлектролитами называют вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся, например, кислород, водород, многие органические вещества. В молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.

№ слайда 11 С.Аррениус-основоположник теории электролитической диссоциации В 1887г. Шведский
Описание слайда:

С.Аррениус-основоположник теории электролитической диссоциации В 1887г. Шведский учёный С.Аррениус для объяснения особенностей водных растворов веществ предложил теорию электролитической диссоциации. В дальнейшем эта теория была развита многими учёными, в том числе И.А. Каблуковым и В.А. Кистяковским. Сванте Аррениус

№ слайда 12 Основные положения электролитической диссоциации 1.Молекулы электролитов при рас
Описание слайда:

Основные положения электролитической диссоциации 1.Молекулы электролитов при растворении в воде или расплавлении распадаются на ионы. Процесс распада молекул электролитов на ионы в водном растворе или в расплаве называется электролитической диссоциацией или ионизацией.

№ слайда 13 Основные положения электролитической диссоциации Ионы — это атомы или группы ато
Описание слайда:

Основные положения электролитической диссоциации Ионы — это атомы или группы атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд. Ионы могут быть простые (Na+, Mg2+ , S2-, Cl- ): сложные (SO32-, NH4+, SO42-, PO43-).

№ слайда 14 Основные положения электролитической диссоциации 2.	В растворе или расплаве элек
Описание слайда:

Основные положения электролитической диссоциации 2. В растворе или расплаве электролитов ионы движутся хаотически. При пропускании через раствор или расплав электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы движутся к положительно заряженному электроду (аноду).

№ слайда 15 Основные положения электролитической диссоциации Положительные ионы называются к
Описание слайда:

Основные положения электролитической диссоциации Положительные ионы называются катионами, отрицательные ионы-анионами. К катионам относятся ион водорода Н+, ион аммония NH4+, ионы металлов Na+, K+, Fe2+,Fe3+, Al3+, катионы основных солей CuOH+, A1(OH)2+, FeOH2+ К анионам относятся гидроксид-ион ОН-, ионы кислотных остатков I-, Вr-, Сl-, NO3-, SO32-, Сr2О7 ; кислых солей НСО3-, Н2РО4-, Н2РО4-

№ слайда 16 Основные положения электролитической диссоциации Диссоциация многих электролитов
Описание слайда:

Основные положения электролитической диссоциации Диссоциация многих электролитов —процесс обратимый. Это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы (ионизация или диссоциация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация или моляризация).

№ слайда 17 Основные положения электролитической диссоциации Диссоциацию молекул электролито
Описание слайда:

Основные положения электролитической диссоциации Диссоциацию молекул электролитов выражают уравнениями, в которых ставят знак обратимости ( ). В левой части уравнения электролитической диссоциации записывают формулу молекулы электролита, а в правой — формулы образующихся ионов.

№ слайда 18 Основные положения электролитической диссоциации Уравнение диссоциации азотистой
Описание слайда:

Основные положения электролитической диссоциации Уравнение диссоциации азотистой кислоты HNO2 записывается таким образом: ионизация (диссоциация) НNO2 H+ + NO2- моляризация (ассоциация) Общая сумма зарядов катионов равна общей сумме зарядов анионов, так как растворы и расплавы нейтральны.

№ слайда 19 Гидратация ионов Электролитическая диссоциация в растворе происходит за счет сло
Описание слайда:

Гидратация ионов Электролитическая диссоциация в растворе происходит за счет сложного физико-химического взаимодействия молекул растворителя с электролитом.

№ слайда 20 Гидратация ионов Согласно химической теории растворов Д.И. Менделеева, при раств
Описание слайда:

Гидратация ионов Согласно химической теории растворов Д.И. Менделеева, при растворении веществ в воде происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с молекулами воды.

№ слайда 21 Гидратация ионов В результате взаимодействия растворенного вещества с молекулами
Описание слайда:

Гидратация ионов В результате взаимодействия растворенного вещества с молекулами воды образуются химические соединения -гидраты. И.А. Каблуков развил это положение Д.И. Менделеева, впервые высказав мысль о возможной гидратации не только молекул, но и ионов, которые особенно склонны к гидратации. Соединяясь с молекулами воды, ионы становятся гидратированными и более устойчивыми.

№ слайда 22 Механизм электролитической диссоциации. 	I. Диссоциация электролитов с ионной св
Описание слайда:

Механизм электролитической диссоциации. I. Диссоциация электролитов с ионной связью. При растворении в воде ионных соединений, например, хлорида натрия, его ионы, находящиеся в узлах кристаллической решетки, взаимодействуют с диполями воды. При этом положительные полюсы молекул воды притягиваются к отрицательным хлорид-ионам С1-, отрицательные полюсы - к положительным ионам натрия Na+.

№ слайда 23 Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения, ко
Описание слайда:

Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения, которые оказываются прочнее межионных связей в кристалле. В результате связь между ионами в кристалле ослабляется, кристаллическая решетка ионного соединения разрушается, и ионы в гидратированном виде переходят в раствор NaCl Na+ + Cl- Механизм электролитической диссоциации.

№ слайда 24 При растворении в воде веществ НС1 происходит ориентация диполей воды и возникаю
Описание слайда:

При растворении в воде веществ НС1 происходит ориентация диполей воды и возникают междипольные связи. В результате такого диполь-дипольного взаимодействия изменяется характер химической связи в молекуле НС1. Механизм электролитической диссоциации Диссоциации электролитов с полярной ковалентной связью.

№ слайда 25 Связь в молекуле электролита становится более полярной, а затем превращается в и
Описание слайда:

Связь в молекуле электролита становится более полярной, а затем превращается в ионную. Эта связь легко разрывается с образованием гидратированных ионов, которые переходят в раствор. Главной причиной диссоциации молекул электролитов на ионы в водных растворах является гидратация ионов. Механизм электролитической диссоциации

№ слайда 26 Степень диссоциации (ионизации) В водных растворах некоторые электролиты полност
Описание слайда:

Степень диссоциации (ионизации) В водных растворах некоторые электролиты полностью распадаются на ионы. Другие электролиты распадаются на ионы частично. Большая часть их молекул остается в растворе в недиссоциированном виде. В растворах таких электролитов одновременно присутствуют ионы и недиссоциированные молекулы растворенного вещества.

№ слайда 27 Степень диссоциации (ионизации) Для количественной характеристики соотношения ди
Описание слайда:

Степень диссоциации (ионизации) Для количественной характеристики соотношения диссоциированных и недиссоциированных молекул электролита используют понятие «степень электролитической диссоциации». Степень диссоциации обозначают буквой «α» и часто выражают в процентах, реже в долях единицы.

№ слайда 28 Степень диссоциации (ионизации) Степень электролитической диссоциации равна отно
Описание слайда:

Степень диссоциации (ионизации) Степень электролитической диссоциации равна отношению числа молекул, которые распались на ионы, к общему числу растворенных молекул электролита: где n - число молекул, распавшихся на ионы; N - общее число растворенных молекул.

№ слайда 29 Степень диссоциации (ионизации) Степень диссоциации зависит от природы растворит
Описание слайда:

Степень диссоциации (ионизации) Степень диссоциации зависит от природы растворителя и природы растворенного вещества. Одно и то же вещество в одних растворителях может вести себя как электролит, в других — как неэлектролит.

№ слайда 30 Степень диссоциации (ионизации) Молекулы серной кислоты H2SO4 хорошо диссоциирую
Описание слайда:

Степень диссоциации (ионизации) Молекулы серной кислоты H2SO4 хорошо диссоциируют в воде, слабее в этаноле и совсем не диссоциируют в бензоле. Это объясняется тем, что вода является одним из наиболее полярных растворителей, этанол — слабополярный, а бензол — неполярный растворитель.

№ слайда 31 Сильные электролиты — это такие электролиты, для которых степень диссоциации в в
Описание слайда:

Сильные электролиты — это такие электролиты, для которых степень диссоциации в водных растворах равна 1 (100%). К сильным электролитам относятся: 1. Практически все соли; 2. Кислоты - НС1О4, НС1О3, HNO3, H2SO4, HMnO4, H2Cr2О7, HI, HBr, НС1, H2CrО4; 3. Щелочи- LiOH, NaOH, KOH, CsOH, RbOH, Ca(OH)2 ,Sr(OH)2, Ba(OH)2. Сильные и слабые электролиты

№ слайда 32 Слабые электролиты — это такие электролиты, для которых степень диссоциации в во
Описание слайда:

Слабые электролиты — это такие электролиты, для которых степень диссоциации в водных растворах меньше 1 (100%). Сильные и слабые электролиты

№ слайда 33 К слабым электролитам относятся: 1. Слабые кислоты - НС1О2, НС1О, HNO2, H2CO3, H
Описание слайда:

К слабым электролитам относятся: 1. Слабые кислоты - НС1О2, НС1О, HNO2, H2CO3, H2SiО3, H3PO4, HF, H3BO3; CH3COOH, H3S, HCN 2. Слабые малорастворимые в воде основания и амфотерные гидроксиды: Fe(OH)2 Fe(OH)3 Cu(OH)2 Pb(OH)2, A1(OH)3, Cr(OH)3; 3. Вода Н2О. 4. NH4 OH. Сильные и слабые электролиты

№ слайда 34 Принадлежность вещества к сильным и слабым электролитам нельзя связывать с его р
Описание слайда:

Принадлежность вещества к сильным и слабым электролитам нельзя связывать с его растворимостью. Например, хлорид серебра AgCl имеет очень низкую растворимость в воде, однако вся растворившаяся соль находится в растворе в виде ионов Ag+ и С1-, поэтому AgCl относят к числу сильных электролитов. Сильные и слабые электролиты

№ слайда 35 Газ аммиак NH3 очень хорошо растворяется в воде, но только часть молекул NH3 вза
Описание слайда:

Газ аммиак NH3 очень хорошо растворяется в воде, но только часть молекул NH3 взаимодействуют с водой с образованием ионов NH4+ и ОН-. Значит гидроксид аммония является слабым электролитом. Сильные и слабые электролиты

№ слайда 36 Степень ионизации электролита зависит от его концентрации в растворе. Разбавлени
Описание слайда:

Степень ионизации электролита зависит от его концентрации в растворе. Разбавление раствора ведет к повышению степени диссоциации электролита, потому что с уменьшением его концентрации уменьшается вероятность встречи ионов в растворе. Повышение концентрации электролита в растворе понижает степень его ионизации. Факторы, влияющие на диссоциацию

№ слайда 37 Степень ионизации зависит и от изменения температуры раствора электролита. При п
Описание слайда:

Степень ионизации зависит и от изменения температуры раствора электролита. При повышении температуры степень диссоциации электролита увеличивается. Факторы, влияющие на диссоциацию

№ слайда 38 С повышением температуры энергия молекул увеличивается, химическая связь в них о
Описание слайда:

С повышением температуры энергия молекул увеличивается, химическая связь в них ослабляется, что облегчает процесс диссоциации электролитов, то есть их распад на ионы. И наоборот, понижение температуры уменьшает степень ионизации электролита. Факторы, влияющие на диссоциацию

№ слайда 39 На степень диссоциации влияет добавление одноименных ионов к раствору слабого эл
Описание слайда:

На степень диссоциации влияет добавление одноименных ионов к раствору слабого электролита. Например, если к раствору уксусной кислоты СН3СО-ОН прилить раствор ацетата натрия CH3COONa, то равновесие обратимого процесса диссоциации уксусной кислоты СН3СООН СН3СОО- + Н+ согласно принципу Ле-Шателье смещается влево. Поэтому степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается. Факторы, влияющие на диссоциацию

№ слайда 40 Константа диссоциации (ионизации) Для количественной характеристики слабых элект
Описание слайда:

Константа диссоциации (ионизации) Для количественной характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации (К). Любая обратимая реакция характеризуется константой равновесия. В случае диссоциации константу равновесия называют константой диссоциации (Кд) или константой ионизации.

№ слайда 41 Константа диссоциации (ионизации) Для слабого электролита общей формулы: AnBm An
Описание слайда:

Константа диссоциации (ионизации) Для слабого электролита общей формулы: AnBm AnBm пАm+ + mBn- согласно закону действия масс, в состоянии равновесия, константа диссоциации равна: Кд=[Аm+]n ∙ [Bn-]m [AnBm]

№ слайда 42 Константа диссоциации (ионизации) Величина константы ионизации характеризует спо
Описание слайда:

Константа диссоциации (ионизации) Величина константы ионизации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в его растворе, тем сильнее электролит. Например: Кд(СН3СООН)=[СН3СОО-] ∙ [Н+] = 2∙10-5; [СН3СООН] Кд(HCN)= [Н+] ∙ [CN-] = 7∙10-10 при25°С. [HCN]

№ слайда 43 Константа диссоциации (ионизации) Из значений констант диссоциации этих кислот в
Описание слайда:

Константа диссоциации (ионизации) Из значений констант диссоциации этих кислот видно, что уксусная кислота приблизительно в 30 000 раз сильнее диссоциирует, чем циановодородная кислота. Константа диссоциации не зависит от концентрации раствора.

№ слайда 44 Константа диссоциации (ионизации) Для любой концентрации раствора электролита ве
Описание слайда:

Константа диссоциации (ионизации) Для любой концентрации раствора электролита величина константы ионизации постоянна, но изменяется с изменением температуры. Понятие константы диссоциации для сильных электролитов не имеет смысла, так как в водных растворах они полностью диссоциируют на ионы.

№ слайда 45 Диссоциация кислот Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют т
Описание слайда:

Диссоциация кислот Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов — катионы водорода Н+. Например: H2SO4 = 2Н++ SO42- Слабые многоосновные кислоты (H2SO3, Н2СО3, H2S, Н3РО4) диссоциируют ступенчато и характеризуются несколькими константами диссоциации.

№ слайда 46 Диссоциация кислот Число ступеней диссоциации равно основности слабой кислоты. Н
Описание слайда:

Диссоциация кислот Число ступеней диссоциации равно основности слабой кислоты. На первой ступени диссоциации сероводородной кислоты: H2S Н+ + HS-, К΄д=[Н+] ∙ [HS-] = 6,0 ∙10-8 [H2S]

№ слайда 47 Диссоциация кислот На второй ступени диссоциации от сложного гидросульфид-иона H
Описание слайда:

Диссоциация кислот На второй ступени диссоциации от сложного гидросульфид-иона HS- отщепляется катион водорода Н+по уравнению: HS- Н+ + S2-, К΄΄д(HS-)= [Н+] ∙ [S2-] = 1,0 ∙10-14. [HS-]

№ слайда 48 Диссоциация кислот К΄΄д(HS-)=[Н+] ∙ [S2-] = 1,0 ∙10-14 [HS-] Сравнение величин К
Описание слайда:

Диссоциация кислот К΄΄д(HS-)=[Н+] ∙ [S2-] = 1,0 ∙10-14 [HS-] Сравнение величин К΄д и К˝д показывает, что диссоциация по второй ступени протекает в значительно меньшей степени, чем по первой.

№ слайда 49 Диссоциация оснований Основания — это электролиты, которые при диссоциации образ
Описание слайда:

Диссоциация оснований Основания — это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов — гидроксид-ионы ОН-. Например: NaOH = Na++ OH-

№ слайда 50 Диссоциация оснований Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато и
Описание слайда:

Диссоциация оснований Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато и характеризуются несколькими константами диссоциации. Число ступеней диссоциации равно кислотности слабого основания. Рb(ОН)2 РbОН2++ОН- д=[РbОН+] ∙ [ОН-] =9,6 ∙10-4(tо=25оС ) [Рb(ОН)2 ]

№ слайда 51 Диссоциация оснований На второй ступени диссоциации происходит отщепление гидрок
Описание слайда:

Диссоциация оснований На второй ступени диссоциации происходит отщепление гидроксид-иона от сложного катиона РbОН+ Рb(ОН)2 РbОН2++ОН-

№ слайда 52 Диссоциация амфотерных гидроксидов Амфотерные гидроксиды могут реагировать и с к
Описание слайда:

Диссоциация амфотерных гидроксидов Амфотерные гидроксиды могут реагировать и с кислотами, и с основаниями, то есть имеют двойственные свойства. Двойственный характер амфотерных гидроксидов объясняет теория электролитической диссоциации.

№ слайда 53 Диссоциация амфотерных гидроксидов Амфотерные гидроксиды — это слабые электролит
Описание слайда:

Диссоциация амфотерных гидроксидов Амфотерные гидроксиды — это слабые электролиты, которые при диссоциации образуют одновременно катионы водорода Н+ и гидроксид-анионы ОН-, т. е. диссоциируют по типу кислоты и по типу основания. 2Н++ZnO22- H2ZnO2 Zn(OH)2 Zn2++2ОН - диссоциация в растворе диссоциация по типу кислоты Zn(OH)2 по типу основания (осадок)

№ слайда 54 Диссоциация солей Нормальные соли — сильные электролиты, образующие при диссоциа
Описание слайда:

Диссоциация солей Нормальные соли — сильные электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка. Например: Al2(SO4)3 2А13+ + 3SО42-

№ слайда 55 Диссоциация солей Кислые соли — сильные электролиты, диссоциирующие на катион ме
Описание слайда:

Диссоциация солей Кислые соли — сильные электролиты, диссоциирующие на катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток. Например: NaHCO3 Na+ + НСО3- (α = 1) Гидрокарбонат-ион в незначительной степени диссоциирует по уравнению: НСО3- Н+ + СО3- (α < 1)

№ слайда 56 Диссоциация солей В водных растворах кислых солей содержатся следующие ионы: кат
Описание слайда:

Диссоциация солей В водных растворах кислых солей содержатся следующие ионы: катионы металла Меn+, катионы водорода Н+, сложные анионы, содержащие атомы водорода и анионы кислотного остатка Ах-.

№ слайда 57 Диссоциация солей Основные соли — электролиты, которые при диссоциации образуют
Описание слайда:

Диссоциация солей Основные соли — электролиты, которые при диссоциации образуют анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из атомов металла и гидроксогрупп ОН-. Fe(OH)2Cl Fe(OH)2+ + Cl- (α = 1) Fe(OH)2+ FeOH2+ + ОH- (α < 1) Fe(OH)2+ Fe3+ + OH- (α < 1)

№ слайда 58 Основные соли, как и кислые соли, сначала диссоциируют как сильные электролиты.
Описание слайда:

Основные соли, как и кислые соли, сначала диссоциируют как сильные электролиты. Незначительно диссоциируют сложные ионы. В водных растворах основных солей находятся ионы: катионы металла Меn+, сложные катимы, содержащие гидроксогруппы, анионы кислотного остатка Асх- и анионы гидроксогрупп ОН-. Диссоциация солей

№ слайда 59 Электролитическая диссоциация комплексных и двойных солей Электролитическая дисс
Описание слайда:

Электролитическая диссоциация комплексных и двойных солей Электролитическая диссоциация комплексных солей в водных растворах происходит по двум ступеням. I ступень: диссоциация на комплексный и простой ионы с сохранением внутренней сферы комплекса. II ступень: диссоциация внутренней сферы, приводящая к разрушению комплекса.

№ слайда 60 Электролитическая диссоциация комплексных и двойных солей Диссоциация по первой
Описание слайда:

Электролитическая диссоциация комплексных и двойных солей Диссоциация по первой ступени происходит по типу диссоциации сильных электролитов, а диссоциация комплексного иона — по типу диссоциации слабых электролитов. Например: [Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3)2]++C1- (сильный электролит) [Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH30 (слабый электролит)

№ слайда 61 Электролитическая диссоциация комплексных и двойных солей Двойные соли могут сущ
Описание слайда:

Электролитическая диссоциация комплексных и двойных солей Двойные соли могут существовать только в твердом виде, так как в водном растворе они диссоциируют на катионы двух металлов (или аммония) и анионы кислотного остатка: KA1(SO4)2 = К+ + А13+ + 2SO4 2- NH4Fe(SO4)2 = NH4+ + Fe3+ + 2SO4 2-

№ слайда 62 Протонная теория кислот и оснований В 1923 г. И. Бренстед и Т. Лоури разработали
Описание слайда:

Протонная теория кислот и оснований В 1923 г. И. Бренстед и Т. Лоури разработали протонную теорию кислот и оснований. Кислотой называют всякое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны отдавать протон, т. е. быть донором протонов; основанием называют всякое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны, т.е. быть акцептором протонов.

№ слайда 63 Протонная теория кислот и оснований Определения кислот и оснований позволяют вкл
Описание слайда:

Протонная теория кислот и оснований Определения кислот и оснований позволяют включать в их число не только молекулы, но и ионы. Например, карбонат-ион согласно протонной теории является основанием, так как в водном растворе он присоединяет протон: CO32- + Н+ НСО3-

№ слайда 64 Протонная теория кислот и оснований Согласно протонной теории кислоты подразделя
Описание слайда:

Протонная теория кислот и оснований Согласно протонной теории кислоты подразделяют на три типа: нейтральные кислоты, например НС1, Н2SО4 Н3РО4 H2SO4 Н+ + HSO4- 2) катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH4+ Н3О+: NH4+ NH3 + Н+

№ слайда 65 Протонная теория кислот и оснований анионные кислоты, представляющие собой отриц
Описание слайда:

Протонная теория кислот и оснований анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например HSO4-, Н2РО4-, Н2РО2- H2SO4- Н+ + SO42- Подобного типа классификация имеется и для оснований: 1) нейтральные основания, например HCl, NH3, Н2О, С2Н5ОН NH3 + Н+ NH4+

№ слайда 66 Протонная теория кислот и оснований 2)	анионные основания, представляющие собой
Описание слайда:

Протонная теория кислот и оснований 2) анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например: С1-, СН3СОО-, ОН-: СН3СОО- + Н+ СН3СООН катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например H2N—NH3+.

№ слайда 67 Протонная теория кислот и оснований Растворители типа воды, жидкого аммиака, а т
Описание слайда:

Протонная теория кислот и оснований Растворители типа воды, жидкого аммиака, а также анионы многоосновных кислот, которые могут быть и донорами и акцепторами протонов, являются амфолитами. Например, в реакции Н2О + NH3 ОН- + NH4+ молекула воды отдает протон и является кислотой.

№ слайда 68 Протонная теория кислот и оснований В реакции Н2О + НС1 Н3О+ + Сl- молекула воды
Описание слайда:

Протонная теория кислот и оснований В реакции Н2О + НС1 Н3О+ + Сl- молекула воды присоединяет протон и является основанием. Таким образом вода — типичный амфолит.

№ слайда 69 Протонная теория кислот и оснований Процесс диссоциации (ионизации) вещества про
Описание слайда:

Протонная теория кислот и оснований Процесс диссоциации (ионизации) вещества происходит в контакте с растворителем. При этом растворитель выполняет функцию кислоты или функцию основания. Например, при растворении аммиака вода — кислота NH3 + Н2О NH4+ + ОН- При растворении водородфторида вода — основание HF + Н2О F- + Н3О+

№ слайда 70 Протонная теория кислот и оснований Если сродство к протону у растворителя больш
Описание слайда:

Протонная теория кислот и оснований Если сродство к протону у растворителя больше, чем у растворенного вещества, то растворитель выступает как основание (сродство к протону Н2О больше сродства к протону HF), а если оно меньше — как кислота (сродство к протону Н2О меньше сродства к протону NH3).

№ слайда 71 Протонная теория кислот и оснований Согласно протонной теории, отдавая протон, к
Описание слайда:

Протонная теория кислот и оснований Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте: I.(кислота)1 (сопряженное основание)1 + Н+ т. е. каждой кислоте соответствует сопряженное основание. Наоборот, основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту: II.(основание)2 + Н+ (сопряженное основание)2

№ слайда 72 Кислотно - основное равновесие Протон в растворах не существует в свободном виде
Описание слайда:

Кислотно - основное равновесие Протон в растворах не существует в свободном виде, кислота может отдать протон только основанию, которой приняв протон, становится кислотой. Поэтому, согласно протонной теории имеет место кислотно-основное (КО) равновесие, обусловленное переносом протона (сумма процессов I и II по Гессу): III.(кислота)1+ (основание)2 (кислота)2 + (основание)1

№ слайда 73 Кислотно - основное равновесие Для краткости обратимый процесс кислотно-основног
Описание слайда:

Кислотно - основное равновесие Для краткости обратимый процесс кислотно-основного взаимодействия называют КО-равновесием. Реакции нейтрализации, ионизации, гидролиза с точки зрения протонной теории являются частными случаями КО-равновесий.

№ слайда 74 Кислотно - основное равновесие Реакция I типа СН3СООН + Н2О СН3СОО-+ Н3О+, проте
Описание слайда:

Кислотно - основное равновесие Реакция I типа СН3СООН + Н2О СН3СОО-+ Н3О+, протекающая в прямом направлении, представляет ионизацию уксусной кислоты, в обратном же направлении — нейтрализацию какого-либо ацетата, например, натрий ацетата сильной кислотой.

№ слайда 75 Кислотно - основное равновесие Реакция II типа NН4++ Н2О NH3 + H3O+, протекающая
Описание слайда:

Кислотно - основное равновесие Реакция II типа NН4++ Н2О NH3 + H3O+, протекающая в прямом направлении, показывает гидролиз какой-либо соли аммония, а в обратном направлении — нейтрализацию аммиака сильной кислотой. В этих кислотно-основных равновесиях вода играет роль основания.

№ слайда 76 Кислотно - основное равновесие Будучи амфолитом в других кислотно-основных равно
Описание слайда:

Кислотно - основное равновесие Будучи амфолитом в других кислотно-основных равновесиях, она может выполнять и роль кислоты, например: Н2О + СН3СОО- СН3СООН + ОН- Здесь прямая реакция кислотно-основного равновесия представляет гидролиз ацетата, а обратная — реакцию нейтрализации уксусной кислоты сильным основанием.

№ слайда 77 Кислотно - основное равновесие Протолитические кислотно-основные равновесия III
Описание слайда:

Кислотно - основное равновесие Протолитические кислотно-основные равновесия III типа могут иметь место не только в воде, но и в других растворителях, например, в жидком аммиаке: СН3СООН + NН3 СН3СОО- + NH4+ в безводном HF: С2Н5ОН + HF С2Н5ОН2+ + F-

№ слайда 78 Кислотно - основное равновесие Теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не прим
Описание слайда:

Кислотно - основное равновесие Теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, проявлявшим функцию кислоты, но не содержащих водорода, например, галогенидам бора, алюминия, кремния, олова. Поэтому более общей является электронная теория кислот и оснований Льюиса.

№ слайда 79 Диссоциация воды. рН Вода как слабый электролит в незначительной степени диссоци
Описание слайда:

Диссоциация воды. рН Вода как слабый электролит в незначительной степени диссоциирует на ионы Н+ и ОН-, которые находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами Н2О -Н+ + ОН-. Опытом установлено, что в 1 л воды при комнатной температуре (22°С) диссоциации подвергаются лишь 10-7 моль и при этом образуется 10-7 моль/л ионов Н+ и10-7 моль/л ионов ОН-.

№ слайда 80 Диссоциация воды. рН Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов
Описание слайда:

Диссоциация воды. рН Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в воде называется ионным произведением воды (обозначается Кв). При определенной температуре Кв — величина постоянная. Численное значение его при температуре 22°С равно 10-14: Кв = [Н+][ОН-] = 10-7 ∙ 10-7 = 10-14

№ слайда 81 Диссоциация воды. рН Из постоянства произведения [Н+]и [ОН-] следует, что при ув
Описание слайда:

Диссоциация воды. рН Из постоянства произведения [Н+]и [ОН-] следует, что при увеличении концентрации одного из ионов воды соответственно уменьшается концентрация другого иона. Это позволяет вычислять концентрацию Н+-ионов, если известна концентрация гидроксид-ионов ОН-, и наоборот. Если в водном растворе [Н+]= 10-3 моль/л, то [ОН-] определяется так:

№ слайда 82 Диссоциация воды. рН Концентрацию водородных ионов принято выражать через водоро
Описание слайда:

Диссоциация воды. рН Концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель и обозначать символом рН . Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов: рН = -lg[H+] где [Н+] концентрация ионов водорода, моль/л.

№ слайда 83 Диссоциация воды. рН С помощью рН реакция растворов характеризуется так: нейтрал
Описание слайда:

Диссоциация воды. рН С помощью рН реакция растворов характеризуется так: нейтральная рН =7, кислая рН < 7, щелочная рН > 7. Чем меньше рН, тем больше концентрация ионов Н+ т. е. выше кислотность среды; и наоборот, чем больше рН, тем меньше концентрация ионов Н+, т. е. выше щелочность среды.

№ слайда 84 Диссоциация воды. рН Существуют различные методы измерения рН. Качественно реакц
Описание слайда:

Диссоциация воды. рН Существуют различные методы измерения рН. Качественно реакцию среды и рН водных растворов определяют с помощью индикаторов. Индикаторами называются вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды раствора, т. е. рН раствора. На практике применяют индикаторы лакмус, метиловый оранжевый (метилоранж) и фенолфталеин.

№ слайда 85 Реакции обмена в водных растворах электролитов Многие химические реакции протек
Описание слайда:

Реакции обмена в водных растворах электролитов Многие химические реакции протекают в водных растворах. Если в этих реакциях участвуют электролиты, то следует учитывать, что они находятся в водном растворе в диссоциированном состоянии, т. е. или только в виде ионов (сильные электролиты) и частично в виде молекул (слабые электролиты).

№ слайда 86 Реакции обмена в водных растворах электролитов Реакции между водными растворами
Описание слайда:

Реакции обмена в водных растворах электролитов Реакции между водными растворами электролитов — это реакции, в которых участвуют ионы. Поэтому такие реакции называются ионными реакциями. Эти реакции возможны только в том случае, если между ионами происходит химическое взаимодействие.

№ слайда 87 Реакции обмена в водных растворах электролитов Ионы одного электролита связывают
Описание слайда:

Реакции обмена в водных растворах электролитов Ионы одного электролита связываются с ионами другого электролита с образованием: а) нерастворимого вещества; б) газообразного вещества; в) малодиссоциирующего вещества (слабый электролит). г) комплексного соединения.

№ слайда 88 Ионные реакции и уравнения При составлении ионных уравнений реакций следует руко
Описание слайда:

Ионные реакции и уравнения При составлении ионных уравнений реакций следует руководствоваться тем, что вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные изображаются в молекулярной форме.

№ слайда 89 Ионные реакции и уравнения Сильные растворимые электролиты, как полностью диссоц
Описание слайда:

Ионные реакции и уравнения Сильные растворимые электролиты, как полностью диссоциированные, пишутся в виде ионов. Например: AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3 Ag+ + NО3- + H+ + Cl- = AgCl↓ + H+ + NO3- Ag++ Cl- = AgCl↓ Na2CO3+H2SO4=Na2SO4+CO2↑+H2O 2Na++CO32-+2H++SO42-=2Na++SO42-+CO2↑+H2O CO32-+2H+= CO2↑+H2O

№ слайда 90 Термины и определения Гидратация- взаимодействие веществ с водой, характеризующ
Описание слайда:

Термины и определения Гидратация- взаимодействие веществ с водой, характеризующееся тем, что молекула воды присоединяется к исходной частице полностью. Гидраты- соединения, образовавшиеся в процессе присоединения воды к молекулам, атомам или ионам. Диполь-дипольное взаимодействие-взаимодействие между противоположно заряженными концами двух полярных связей или двух полярных молекул.

№ слайда 91 Термины и определения Диссоциация электролитическая(ионизация)-распад электролит
Описание слайда:

Термины и определения Диссоциация электролитическая(ионизация)-распад электролитов растворах или расплавах на составляющие их ионы. Ионизация-процесс образования ионов из нейтральных частиц атомов, радикалов, молекул. Ионы- электрически заряженные атомы ( простые атомы) или группы атомов(комплексные или многоатомные ионы).

№ слайда 92 Термины и определения Сольватация - взаимодействие частиц (молекул и ионов). Эле
Описание слайда:

Термины и определения Сольватация - взаимодействие частиц (молекул и ионов). Электроды- твердые фазы, характеризующиеся электрической проводимостью и находящиеся в контакте с электролитом. Электролит- вещество, водный раствор или расплав которого проводит электрический ток.

№ слайда 93 Литература 1. Л.М. Пустовалова, И.Е. Никанорова. Общая химия – Ростов-на-Дону: Ф
Описание слайда:

Литература 1. Л.М. Пустовалова, И.Е. Никанорова. Общая химия – Ростов-на-Дону: Феникс, 2005г. 2. Ершов, В. А. Общая химия. Биофизическая химия: учеб. для вузов-3-е изд.-М.: высш. шк., 2002. 3. Бабков А.В. Химия: учебник для студ. сред.мед. учеб. заведений.-М.: издательский центр «Академия», 2003г.

№ слайда 94 Литература 4. Барковский Е.В. Аналитическая химия: учеб. пособие- Мн.: высш. шк.
Описание слайда:

Литература 4. Барковский Е.В. Аналитическая химия: учеб. пособие- Мн.: высш. шк., 2004г. 5. Глинка Н.Л. Общая химия. Учебное пособие.-Интеграл-пресс.-2008г. 6. Хаускофт К., Констебл Э. Современный курс общей химии. В 2-х т. пер. с англ. М: Мир, 2002г. 7. Слесарев В.И. Химия: Основы химии живого: Учебник для вузов. – 3-е изд., испр. – СПб: Химиздат, 2005.

Теория электролитической диссоциации
  • Химия
Описание:

Состояниесистемыопределяетсятермодинамическими

параметрамисостояния–температурой,давлением,

концентрацией,объемомит.д.Системахарактеризуется,

крометого,такимисвойствамикаквнутренняяэнергия

U,энтальпияН,энтропияS,энергияГиббсаG.И

изменениевходехимическихреакцийхарактеризуют

энергетикусистемы.Перечисленныесвойствасистемы

зависятоттемпературы,давления,концентрации,поэто-

муониназываютсяфункциями состояния,которыене

зависятотпутипроцессаиопределяютсятолькоко-

нечныминачальнымсостояниямисистемы.

Автор Сагдиева Марина Семеновна
Дата добавления 19.05.2015
Раздел Химия
Подраздел Презентации
Просмотров 1361
Номер материала 59562
Скачать свидетельство о публикации

Оставьте свой комментарий:

Введите символы, которые изображены на картинке:

Получить новый код
* Обязательные для заполнения.


Комментарии:

↓ Показать еще коментарии ↓