Презентация, доклад по химии Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты

химии Пономарева С.А.

В ВОДЕ ИЛИ РАСПЛАВЛЕНИИ.

Диссоциация хлорида натрия: NaCl = Na⁺ + Cl⁻

проводят электрический ток.

катионы водорода (H +).
Например,
HCl -> H + + Cl -
HNO 3 -> H + + NO 3 -
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато :
Н3РО4 ↔ Н+ + Н2РО₄- (первая ступень) – дигидрофосфат- ион
Н2РО-4 ↔ Н+ + НРO₄2- (вторая ступень) – гидрофосфат- ион
НРО2-4 ↔ Н+ + PОЗ-4 (третья ступень) – ортофосфат -ион

только гидроксид-ионы (OH -).
KOH -> K + + OH -;
NH 4OH ↔ NH +4 + OH -
Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
Ba(ОН)2 -> Bа(ОН)+ + OH-(первая ступень)
Ba(OH)+ ↔ Ba2++ OH- (вторая ступень)

аммония (NH+4) и анионы кислотных остатков.
Например, диссоциация средних солей :
(NH4)2SO4 -> 2NH₄++ SO₄2-;
Na3PO 4 -> 3 Na + + PO₄3- 

степень электролитической диссоциации. Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой альфа α). Степень электролитической диссоциации – это отношение числа молекул вещества, распавшегося на ионы, к общему количеству растворенного вещества. α=n/N, где n-число молекул, распавшихся на ионы; N- общее число растворенных молекул

Сильные основания – щёлочи.

α<3%
1. Почти все органические кислоты (CH3COOH- уксусная и др.);
2. Некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);
3. Почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
4. Вода.

сильные

слабые

и неэлектролиты.
Электролиты в растворах и расплавах распадаются на ионы.
Распад электролита на ионы зависит от степени электролитической диссоциации - α