Презентация по теме "Электролитическая диссоциация"

Слайд #1

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

Слайд #2

Теория электролитической диссоциации
В первой половине 19 в. Майкл Фарадей ввел
понятие об электролитах и неэлектролитах
Электролитами он назвал вещества, водные
растворы которых проводят электрический ток.
Неэлектролитами он назвал вещества, водные
растворы которых не проводят электрический
ток.

Слайд #3

ВЕЩЕСТВА

Ковалентная
сильно полярная,
ионная
неэлектролиты

электролиты

Кислоты,
щелочи,
соли
Большинство органических веществ, многие газы
Ковалентная неполярная,
малополярная

Слайд #4

Электролиты

Слайд #5

НЕЭлектролиты

Слайд #6

Для объяснения свойств водных растворов электролитов шведский ученый Серванте Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются на свободные ионы.
Этот процесс был назван электролитической диссоциацией.

Слайд #7

Но эта теория не ответила на вопросы: почему одни вещества являются электролитами, а другие нет? Какую роль в образовании ионов играет растворитель?
Представления о диссоциации электролитов получили развитие в работах русских химиков
И.А. Каблукова и
В.А Кистяковского.

Слайд #8

Они применили к объяснению процесса электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д.И. Менделеева, который доказал экспериментально, что при растворении электролитов происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой , которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. Эти ионы связаны с молекулами воды т.е. являются гидратированными.

Слайд #9

Вода - хороший растворитель, т.к. молекулы воды полярны.


Вода - слабый амфотерный электролит.


Н2О + Н2О Н3О + + ОН -
ион гидроксония

Н2О Н+ + ОН

«Капля воды и камень точит»

104,50

Слайд #10

Основные положения Теории электролитической диссоциации

Слайд #11

ПЕРВое положение:

При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные ионы.

Ионы бывают:
Простыми: Na+ Ca2+ Al3+ Cl- S2-
Сложными: NH4+ NO3- SO42- PO43-

Слайд #12

ВТОРое положение:

Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидратация, т.е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем. Ионы, которые образуются при диссоциации, будут гидратированными, и их свойства будут отличаться от свойств негидратированных ионов, т. е. не связанных с молекулами воды.

Слайд #13

Слайд #14

ТРЕТЬЕ положение:

Гидратированные ионы в растворе находятся в постоянном хаотическом движении. Если в этот раствор поместить противоположно заряженные электроды, то положительные ионы начинают двигаться к катоду- их назвали катионами, а отрицательные будут двигаться к аноду- их назвали анионами.

Слайд #15

Электропроводность раствора можно установить с помощью прибора, изображенного на рисунке.
Два металлических или угольных электрода помещают в раствор и соединяют с источником тока.
Если раствор проводит электрический ток,
то цепь замыкается, о чем свидетельствует
показание вольтметра в цепи или загорание
лампочки.

Слайд #16

ЧЕТВЕРТОЕ положение:

Электролитическая диссоциация –процесс обратимый для слабых электролитов. Процесс ассоциации – обратный процесс диссоциации.

Слайд #17

Пятое положение:

Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы. По этому значению электролиты делятся на сильные и слабые.
Сильные:
сильные кислоты, щелочи и растворимые соли.
Слабые:
нерастворимые основания, слабые кислоты, нерастворимые соли, оксиды и газы.

Слайд #18

шестое положение:

Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Слайд #19

Диссоциация кислот
HNO3 → H++NO3- H+
Многоосновные кислоты
H2SO4 → H+ + HSO4-
II. HSO4- → H++ SO42-

кислоты – это сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов отщепляются только ионы водорода.

Слайд #20

Диссоциация ОСНОВАНИЙ
КОН → К+ + ОН- ОН-
Многоосновные основания
Ва(ОН)2 → ВаОН+ + ОН-
ВаОН+ → Ва2+ + ОН-
основания – это сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах в качестве анионов отщепляются только гидроксид-ионы

Слайд #21

Диссоциация Солей
ZnSO4 → Zn2+ + SO42-
 Al2(SO4)3 → 2Al3++3SO42-
 NaCl → Na + + Cl -
соли – это сложные вещества, которые в водных растворах
диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного
остатка.

Слайд #22

Современные представления

Под электролитической диссоциацией понимают процесс распада электролитов на ионы под действием молекул воды, неводного раствора или при расплавлении.
При расплавлении энергия, подводимая к кристаллам (например NACl) усиливают колебания ионов в узлах кристаллической решетки, в результате чего связи между ионами разрушаются и появляются свободные ионы.
Электролитическую диссоциацию вызывают и неводные полярные растворители (например, жидкий аммиак, жидкий диоксид серы).
Органические электролиты- это, например, растворы солей лития в смешанных органических растворителях. 

Слайд #23

Сила электролитов


Электролитическая диссоциация зависит от
природы веществ-электролитов.

Слайд #24

+
+
+
+
+
+
+
+
+
CH3COOH
(уксусная кислота)
HCl

Слайд #25

Сильные электролиты
Сильные электролиты- электролиты, которые почти полностью распадаются на ионы
К ним относятся:
А) все растворимые соли
Б) все щелочи
В) сильные неорганические кислоты

Уравнения диссоциации этих электролитов записываются как необратимый процесс

Слайд #26

Слабые электролиты
Слабые электролиты- электролиты, которые частично диссоциируют на ионы, т.к. в их растворах наряду с диссоциацией происходит и обратный процесс соединения ионов в молекулы, или ассоциация.
Количество ионов по сравнению с количеством нераспавшихся молекул незначительно.

К ним относятся:
А) слабые неорганические кислоты
Б) Гидрат аммония
В) Органические кислоты

Слайд #27

Степень электролитической
диссоциации

Слайд #28

Слайд #29

Степень электролитической диссоциации зависит от:
температуры раствора
Степень электролитической диссоциации растёт при нагревании: поскольку диссоциация- процесс эндотермический, нагревание смещает равновесие вправо, в сторону продуктов диссоциации.
концентрации электролита в растворе
Чем раствор концентрированнее, тем степень электролитической диссоциации меньше . Чем раствор разбавленнее, тем она больше .

Слайд #30

Константа диссоциации
количественная характеристика диссоциации - отношение произведений концентрации ионов, образованных при диссоциации, к концентрации исходных частиц.
Для электролита АВ, который диссоциирует по уравнению АВ↔A-+B+:
K = ([A-][B+]):[AB]

Константа диссоциации не зависит от концентрации веществ и может колебаться в очень широком диапазоне - от 10-16 до 1015.

Слайд #31

Степень и константа диссоциации связаны между собой соотношением, называемым Законом разведения Оствальда:
K = ([A-][B+]):[AB] = C(α2:(1-α))
Для слабых электролитов:
K ≈ α2C
α ≈ √(K/C)
Диссоциация воды и её константа диссоциации:
H2O ↔ H++OH-
K = ([OH-][H+]):[H2O]
Поскольку вода является очень слабым электролитом, то концентрация [H2O] является практически неизменной, поэтому, остаётся постоянной и константа диссоциации воды (ионное произведение воды):
Kω = [OH-][H+] = 10-14(при 25°C)

Слайд #32

Для чистой воды:
[OH-]=[H+] = √10-14 = 10-7 моль/л

На практике пользуются водородным показателем 
pH=-lg[H+]
pH=7 - нейтральная среда;
pH<7 - кислая среда;
pH>7 - щелочная среда.

Слайд #33

Диссоциация кислот и оснований
Константа диссоциации одноосновных кислот (Ka-кислотный тип диссоциации; А--кислотный остаток):
Kа = ([А-][H+]):[HА]
Многоосновные кислоты диссоциируют в несколько стадий, у каждой из которых своя константа диссоциации. Константа диссоциации оснований обозначается Kb.

Слайд #34

Диссоциация малорастворимых веществ

Константа диссоциации малорастворимых веществ называется произведением растворимости (ПР).
AgClтв=Ag++Cl-
K = ([Аg+][Cl-]):[AgClтв]
ПР(AgCl) = [Аg+][Cl-] = const

При наличии в растворе нескольких электролитов они диссоциируют в сторону образования: 1) осадков; 2) газов; 3) слабых электролитов.

Взаимодействие солей с водой с образованием кислой и основной соли называется гидролизом.

Слайд #35

О значении электролитов для живых организмов
Электролиты – составная часть жидкостей и плотных тканей живых организмов.
Ионы Na+,K+,Ca2+,Mg2+,H+ имеют большое значение для физиологических и биохимических процессов;
ионы H+; OH- играют большую роль в работе ферментов, обмене веществ, переваривании пищи и др;
при нарушении водно-солевого обмена в медицине применяется физиологический раствор – 0,85% раствор NaCl;
ионы I - влияют на работу щитовидной железы.

Слайд #36

РЕШАЕМ ЗАДАЧИ