Презентация, доклад по химии на тему ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ (9 класс)

в воде или расплавлении.

ионы: положительные – катионы, отрицательные – анионы.
Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: катионы движутся к катоду, анионы – к аноду. (анод и катод – электроды).
Диссоциация – обратимый процесс: параллельно процессу распада электролита на ионы протекает процесс соединения ионов в молекулы – ассоциация.

ток, т.к. диссоциируют на ионы. (Относят соли, щёлочи и кислоты. Вещества с ионной или ковалентной сильнополярной химической связью).

Неэлектролиты - вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, т.к. не диссоциируют на ионы. (Относят простые вещества, оксиды, большинство органических соединений. Вещества с неполярной или малополярной химической связью).

г.)

Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году.
Русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.

растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер. Наряду со способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя — его диэлектрическая проницаемость.


Под действием высоких температур ионы кристаллической решётки начинают совершать колебания, кинетическая энергия повышается, и наступит такой момент (при температуре плавления вещества), когда она превысит энергию взаимодействия ионов. Результатом этого является распад вещества на ионы.

гидроксид-ионы.
KOH → K+ + OH –
Ba(OH)2 → Ba2+ +2OH –
Основания, растворимые в воде называются щелочами. Их немно­го. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, Rа(ОН)2, а также NН4ОН. Большинство оснований в воде малораство­римо.


Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NН4ОН - однокислотное основание, Са(ОН)2 - двухкислотное, Fе(ОН)3 - трехкислотное и т.д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато

также катион аммония ( NH+4) и анионы кислотных остатков
Ca(NO3)2 → Ca2+ + 2NO3-
NH4NO3 → NH4+ + NO3- Кислые же и основные соли диссоци­ируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. H2SO4 → H+ + HSO4-
HSO4- → H+ + SO42-

ионы водорода. В зависимости от степени диссоциации кислоты делятся на сильные и слабые. К сильным относят HCIO4, HCIO3, HNO3, H2SO4, HCI, HBr, HI и др.. Слабые – HCIO2, HCIO, HNO2, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H3PO4, H2S, CH3COOH и др.. Кислотность кислот определяется числом атомов водорода. Одноосновные - HCIO4, HCIO3, HNO3, HCI, HBr, HI, CH3COOH. Многоосновные - H2SO4, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H3PO4, H2S. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

— электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты
(сильные кислоты, такие как: HCIO4, HCIO3, HNO3, H2SO4, HCI, HBr, HI ).

2. Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (HCIO2, HCIO, HNO2, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H3PO4, H2S, CH3COOH , такие как HF), основания p-, d-, и f- элементов.

Между этими двумя группами чёткой границы нет,
одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита,
а в другом — слабого.