Теория електролитической диссоциации


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

Выполнила: ученица 11б класса МОУ «СОШ № 1 р.п. Новые Бурасы» Учитель: Задорова Ольга Владимировна их растворы или расплавы ПРОВОДЯТ электрический ток их растворы или расплавы НЕ ПРОВОДЯТ электрический ток Вид химической связи Ионная или ковалентнаясильно полярная Ковалентная неполярнаяили мало полярная CолиNa2SO4 ,KCl, Ca(NO3)2 КислотыHCl, H3PO4H2SO4 ЩёлочиKOH, NaOHBa(OH)2 ГазыO2,N2 Органические веществаМетан CH4Сахар C12H22O11 ОксидыNO, Na2OCaO Процесс появления гидратированных ионов в водном растворе называется электролитической диссоциацией (С. Аррениус, 1887 г.) . процесс растворения электролитов сопровождается образованием заряженных частиц, способных проводить электрический ток. С. А. Аррениус. Все вещества по их способности проводить электрический ток в растворах или расплавах делятся на электролиты и неэлектролиты. В растворах электролиты диссоциируют ( распадаются) на положительные и отрицательные ионы.    Процесс распада электролита на ионы в растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией. Молекула воды является диполем Электронная формула воды – Н : О : Н : : + -- O H H 104,50 Пространственное строение Структурная формула Н→О Н 1.Ориентация молекул воды.2.Гидратация.3. Разрыв ионной связи.4.Перемещение гидратированных ионов в раствор. Ориентация молекул воды.Гидратация.Перемещение гидратиро-ванных ионов в раствор. Ориентация.Гидратация.Ионизация.Диссоциация. Ориентация.Гидратация.Ионизация.Диссоциация. Ориентация.Гидратация.Ионизация.Диссоциация. Причиной диссоциации электролита является его взаимодействие с молекулами воды, т.е. его гидратация HCl+mH2OH+(H2O)x+Cl-(H2O)yHClH++Cl- NaCl+mH2ONa+(H2O)x+Cl-(H2O)yNaClNa++Cl- С точки зрения ТЭД, кислотами называются электролиты, которые в водном растворе диссоциируют на ионы водорода и ионы кислотных остатков. ОдноосновныеHClO4, HNO3,HCl, HBr ДвухосновныеH2SO4, H2CO3,H2S, H2SiO3 ТрёхосновныеH3PO4, H3BO3 ЧетырёхосновныеH4P2O7, H4SiO4 HCl = H+ + Cl- HNO3 = H+ + NO3- HClO4 = H+ + ClO4- Кислоты – это электролиты, которые диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Na2SO4 = 2Na+ + SO42- AlCl3 = Al3+ + 3Cl- Fe2(SO4)3 = 2Fe3+ + 3SO42- С точки зрения ТЭД, средними солями называются электролиты, которые в водном растворе диссоциируют на ионы металла и ионы кислотного остатка.. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Каждая последующая степень протекает хуже предыдущей. Сильный электролитH2SO4H++ HSO4-1HSO4 - H++ SO42-21 2H2SO42H++ SO42- Электролит средней силыH2SO3H++ HSO3-1HSO3 - H++ SO32-21>> 2H2SO3H++ HSO3- С точки зрения ТЭД, основаниями называются электролиты, которые в водном растворе диссоциируют на ионы металла и гидроксид ионы . ОднокислотныеNaOH, KOH,NH4OH ДвухкислотныеCa(OH)2, Ba(OH)2,Fe(OH)2 ТрёхкислотныеFe(OH)3, Al(OH)3, Cr(OH)3, NaOH = Na+ + OH-Ba(OH)2 = BaOH+ + OH- → Ba2+ + 2OH-KOH = K+ + OH- Основания – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и анионы гидроксогрупп Соли – это электролиты, которыедиссоциируют на катионы металла или аммония NH4+ и анионы кислотных остатков. NaCl = Na+ + Cl- KNO3 = K+ + NO3- Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42- Классификация солей средние кислые основные Образованы катионами металла и анионами кислотного остатка Кроме металла и кислотного остатка содержат водород Кроме металла и кислотного остатка содержат гидроксогруппу С точки зрения ТЭД, кислыми солями называются электролиты, которые в водном растворе диссоциируют на ионы металла , ионы кислотного остатка и образуют ионы водорода . NaHSO4Na++ HSO4-1HSO4 - H++ SO42-21 2NaHSO4Na++ HSO4- Под действием тока положительные ионы движутся к катоду и называются катионы, а отрицательные – к аноду и называются анионы. С точки зрения ТЭД, основными солями называются электролиты, которые в водном растворе диссоциируют на ионы металла , ионы кислотного остатка и образуют гидроксид ионы. Ba(OH)Cl = BaOH+ + Cl- 1BaOH-  Ba2+ + OH- 21 2 Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы Сильные электролиты > 30% Электролиты средней силы3%    30% Слабые электролиты  < 3% График зависимости степени электролитической диссоциации от температуры График зависимости степени электролитической диссоциации от концентрации  100% 0 моль / л  100% 0 1000 Сильные электролиты > 30% Средние водорастворимые соли NaCl, K2SO4, Ba(NO3)2 итд;Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH – CsOH, Ca(OH)2 – Ba(OH)2,;Минеральные кислоты: H2SO4, HNO3, HClO3, HClO4, HBrO3, HJO3, HCl, HBr, HJ Электролиты средней силы3%    30% H3PO3, H3PO4, H4P2O7, H2SO3, HF, HClO2, Fe(OH)2, Слабые электролиты  < 3% Органические кислоты: HCOOH, CH3COOH, C2H5COOHМинеральные кислоты: HNO2, HClO, H2CO3, H2SiO3, H3BO3, H3PO3, H2SГидроксиды малоактивных металлов: Cu(OH)2 , Fe(OH)3 , Al(OH)3 , Cr (OH)3 ,Гидроксид аммония:NH4OH Свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации. Реакции в растворах электролитов протекают до конца если:Образуется или растворяется осадок;Выделяется газ;Образуется малодиссоциирующее вещество (например Н2О) Условия протекания реакции ионного обмена Образование осадка Образование H2O ОбразованиеН2О

Приложенные файлы


Добавить комментарий