Теория электролитической диссоциации


Чтобы посмотреть презентацию с оформлением и слайдами, скачайте ее файл и откройте в PowerPoint на своем компьютере.
Текстовое содержимое слайдов:

Лекция № 5Теория электролитической диссоциации. ГБОУ ВПО КрасГМУ им. проф.В.Ф. Войно-Ясенецкого Минздрава РоссииФармацевтический колледж Преподаватель Ростовцева Л.В., 2015 г. План:1. Основные положения теории электролитической диссоциации2. Механизм электролитической диссоциации 3. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты4. Реакции обмена в водных растворах электролитов5. Диссоциация воды. Водородный показатель 1. Основные положения теории электролитической диссоциации Фарадей Майкл22. IX.1791 – 25.VIII. 1867Английский физик и химик. В первой половине 19 в. ввел понятие об электролитах и неэлектролитах. Вещества ЭлектролитыВещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрических ток НеэлектролитыВещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток Тип химической связи ионная, ковалентная сильно полярная Электролиты Соли, кислоты, основания нр.: NaCl, H2SO4, NaOH Неэлектролиты Тип химической связи: ковалентная неполярная , ковалентная малополярная Кислород O2, азот N2, водород H2 многие органические вещества – спирты, глюкоза, сахароза, бензол и др. Сванте Август Аррениус (1859 – 1927 г.г.)Шведский физико-химик. Автор теории электролитической диссоциации (1887 г.) В 1903 г. награжден Нобелевской премией. 1. Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией (или ионизацией) Ионы - это атомы или группы атомов, имеющие заряд Катионы - положительно заряженные ионы Н+, NH4+, Na+, Cu2+ , Al3+ Анионы - отрицательно заряженные ионы ОН- , Cl-, SO42-, PO43- 2. Диссоциация – процесс обратимый. Процесс соединения ионов в молекулы называется ассоциацией (или моляризацией). Диссоциацию молекул электролитов выражают уравнениями, в которых вместо знака равенства ставят знак обратимости (↔).Например, H2SO4 ↔ 2H+ + SO42-Mg(NO3)2 ↔ Mg2+ + 2NO3- 3. Ионы и атомы одних и тех же элементов отличаются друг от друга по строению и свойствам. 4. Ионы вступают во взаимодействие друг с другом – реакции ионного обмена. +3 Li ) ) 2 1 - 1ē Li ) ) 2 0 +3 + 2. Механизм электролитической диссоциации + - Cl- Na+ Na+ Na+ Na+ Na+ Na+ Na+ Cl- Cl- Cl- Cl- Cl- Cl- Cl- Na+ + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - Cl- + - + - + - + - + - + - Na+ + - + - + - + - + - + - Механизм диссоциации электролитов с ионной связью + - Механизм диссоциации электролитов с полярной связью Н+ Cl- + - + - + - + - + - Н+ Cl- + - + - + - + - + - + - + - + - Н+ + - + - + - + - + - + - Cl- + - + - + - + - + - + - + Уравнение электролитической диссоциации сильных кислот:HCl ↔ H+ + Cl-H2SO4 ↔ 2H+ + SO42-Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. H2CO3 ↔ H+ + HCO3- HCO3- ↔ H+ + CO32-К1 > K2 Кислоты – электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы водорода Н+ Уравнение диссоциации сильных оснований (щелочей)NaOH ↔ Na+ + OH-Ba(OH)2 ↔ Ba2+ + 2OH-Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Fe(OH)2 ↔ FeOH+ + OH-FeOH+ ↔ Fe2+ + OH-К1 > K2 Основания - электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов - гидроксид-ионы ОН-. Уравнение электролитической диссоциации гидроксида цинка Zn(OH)2 (без учета её ступенчатого характера)2H+ + ZnO22- ↔ H2ZnO2 = Zn(OH)2 ↔ Zn2+ + 2OH-по типу кислоты по типу основания 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. K2CO3 ↔ 2K+ + CO32-Al2(SO4)3 ↔ 2Al3+ + 3SO42- Средние (нормальные) соли – сильные электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка. NaHCO3 ↔ Na+ + HCO3- (α = 1)НСО3- ↔ Н+ + СО32- (α << 1) Кислые соли – сильные электролиты, диссоциирующие на катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток. Основные соли – электролиты, которые при диссоциации образуют анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из атомов металла и гидроксогрупп ОН- Fe(OH)Cl ↔ Fe(OH)+ + Cl- (α = 1)Fe(OH)+ ↔ Fe2+ + OH- (α <<1) Степень диссоциации (α) зависит от природы растворяемого вещества и растворителя. концентрации раствора. При разбавлении раствора, α ↑ температуры. При ↑ температуры степень диссоциации, как правило, ↑ 3. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты Степень электролитической диссоциации – число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы.α = число молекул, распавшихся на ионы / общее число растворенных молекул Сильные электролиты (α → 1 или 100%)1) соли2) сильные кислоты (H2SO4, HCl, HNO3, HClO4, HClO3, HBr, HI и др.) 3) щелочи (NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 и др.) Слабые электролиты (α → 0)1) вода2) cлабые кислоты (H2S, H2CO3, H2SiO3, HNO2, H3PO4, H2SO3, HCN, HF, CH3COOH и др.)3) нерастворимые в воде основания (Cu(OH)2, Fe(OH)3 и др.)4) гидроксид аммония NH4OH Кд (NH4OH) = 1,8 · 10-5 Кд (H2O) = 1,8 · 10-16 Константа диссоциации (Кд ) характеризует способность слабого электролита диссоциировать на ионы.Чем > Кд, тем легче электролит распадается на ионы. 4. Реакции обмена в водных растворах электролитов Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями. Условия течения реакций обмена между сильными электролитами в водных растворах до конца:1) образование малорастворимых веществ (осадки ↓)2) образование газообразных или летучих веществ (↑)3) образование малодиссоциирующих веществ - слабых электролитов (например, воды Н2О) 1. Реакции с образованием малорастворимых веществ, выпадающих в осадокAgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3 молекулярное уравнение Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl↓ + H+ + NO3- полное ионное уравнение Ag+ + Cl- → AgCl↓ сокращенное ионное уравнение 2. Реакции, протекающие с образованием газообразных или летучих веществNa2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2↑ + H2O молекулярное уравнение2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- → 2Na+ + 2Cl- + CO2↑ + H2O полное ионное CO32- + 2H+ → CO2↑ + H2O сокращенное ионное 3. Реакции, идущие с образованием малодиссоциирующих веществ –слабых электролитовNaOH + HCl → NaCl + H2O молекулярное уравнение Na+ + OH- + H+ + Cl- → Na+ + Cl- + H2O полное ионное уравнениеOH- + H+ → H2O сокращенное ионное уравнение Если исходными веществами реакций обмена являются сильные электролиты, которые при взаимодействии не образуют малорастворимых или малодиссоциирующих веществ, то такие реакции не протекают.Например,2NaCl + Ca(NO3)2 ≠ 2NaNO3 + CaCl2 Обратите внимание! 5. Диссоциация воды. Водородный показатель H2O ↔ H+ + OH-При 250С [Н+] = [ОН-] = 10-7 моль/л.Кн2о = [Н+] · [ОН-] = 10-7 ∙ 10-7 = 10-14 Произведение концентраций ионов водорода Н+ и гидроксид-ионов ОН- называется ионным произведением воды (Кн2о) Если [Н+] = 10-7 моль/л , то рН = - lg 10-7 = 7 среда раствора нейтральная Если [Н+] < 10-7 моль/л, то рН > 7 среда раствора щелочная Если [Н+] > 10-7 моль/л, то рН < 7 среда раствора кислая Водородный показатель рН - это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода Н+ рН = - lg [Н+] Индикаторы Нейтральная средарН = 7 Кислая средарН < 7 Щелочная средарН > 7 лакмус фенолфталеин метилоранж Изменение цвета индикаторов в различных средах Постоянство концентраций ионов водорода Н+ - одна из важных констант внутренней среды живых организмов Контрольные вопросы для закрепления:Лампочка прибора для испытания на электрическую проводимость загорится при погружении электродов в оба вещества:1) ацетон и глюкоза (р-р)2) гидроксид калия (расплав) и этанол 3) серная кислота (р-р) и глицерин (р-р)4) хлорид натрия (р-р) и гидроксид калия (р-р)Сокращенное ионное уравнение реакции: Zn2+ + 2OH- → Zn(OH)2↓ соответствует взаимодействию веществ: 1) ZnSO4 и Fe(OH)32) ZnCl2 и NaOH3) Zn и KOH4) ZnO и H2O3. Как изменится цвет лакмуса, если концентрация ионов водорода в растворе равна 10-12? Рекомендуемая литератураОсновнаяА. В. Бабков, Т. И. Барабанова, В. А. Попков. Общая и неорганическая химия : учеб. для мед. училищ и колледжей, М. : ГЭОТАР-Медиа, 2013. Дополнительная А. В. Жолнин ; ред. В. А. Попков, А. В. Жолнин. Общая химия : учебник, М. : ГЭОТАР-Медиа, 2012. Электронные ресурсы ЭБС КрасГМУ Colibris; ЭБС Консультант студента; ЭБС ibooks; НЭБ elibrary.

Приложенные файлы

  • ppt file5
    Размер файла: 389 kB Загрузок: 2

Добавить комментарий