Презентация, доклад по химии на тему Теория электролитической диссоциации

писать уравнения диссоциации сильных электролитов : оснований, кислот и средних солей.
Познакомиться с понятием степень диссоциации.
Попрактиковаться в применении таблицы растворимости.

истинные растворы.

3. Вещество можно выделить из его раствора выпариванием.
Это указывает на физическую природу растворения (Аррениус).

4.Растворение веществ сопровождается выделением или поглощением тепла. Это указывает на химическую природу растворения (Менделеев).

2. Истинные растворы – однородные системы
переменного состава, содержащие частицы
растворенного вещества, частицы растворителя и
продукты взаимодействия этих частиц.

5. Современная теория растворов рассматривает растворение как физико-химический процесс.

ток. Вне раствора
или расплава электролит не проводит электрический
ток!

Неэлектролиты - вещества, которые в растворе или
расплаве не проводят электрический ток.

Что мы узнали из опыта?

Электролиты по электропроводности своих растворов делят на сильные и слабые.

заряд

∂-

∂+

+

-

→ Н3О+

Н3О+- ион гидроксония

атомами разных неметаллов в молекуле полярная ковалентная: электронная плотность сдвинута к более электроотрицательному атому. У атомов имеются частичые заряды: ∂+ и ∂-.
К этим зарядам притягиваются противоположными зарядами диполи воды, чем еще более поляризуют электронную плотность молекулы.

ковалентная связь превращается в результате воздействия диполей воды в ионную связь, и молекула диссоциирует на ионы. Ионы гидратированы, т.е. связаны с молекулами воды не только физическим, но и химическим взаимодействием, например:

Н3О+- ион гидроксония

Н+ + Н2О → Н3О+

– неметалл): NaCl → Na+ + Cl-или сильно поляризованная ковалентная связь (Н – Сl, H – O и т.п.):
HCl → H+ + Cl- или HCl + Н2О → Н3О++ Cl-

2. Диссоциация происходит всегда в месте наиболее поляризованной связи:

H2SO4 → 2H+ + SO42-

S2-), так и из нескольких атомов, связанных между собой ковалентной связью :
NO3-, SO42-, PO43- и др. Ион в растворе гидратирован.

H2SO4 → 2H+ + SO42-

∂+

∂+

∂-

∂-

SO42-

H+

H+

при диссоциации которых в качестве
анионов образуются только гидроксид-анионы ОН-, -
основания (или щелочи).

Ва(ОН)2 → Ва 2+ + 2ОН-

Электролиты, при диссоциации которых в качестве
катионов образуются только катионы водорода Н+,
- кислоты. Анион называют кислотным остатком.

HNO3 → 2H+ + NO3-

Электролиты, диссоциирующие в водном растворе на катионы металлов и анионы кислотного остатка, - средние соли.

Ва(NО3)2 → Ва 2+ + 2NО3-

Н+( Н3О+). Чем больше концентрация ионов водорода в растворе кислоты, тем более выражены кислотные свойства.

Сила галогеноводородных кислот растет с увеличением радиуса аниона.

Т.о., чем легче диссоциирует молекула кислоты, тем кислота сильнее.

больше атомов кислорода в кислородосодержащей кислоте, тем она сильнее.

НСl
HClO
HClO2
HClO3
HClO4

C
и
л
а

р
а
с
т
е
т

+ I-

йодид магния

MgI2

→ Mg2+ +2I-

гидроксид стронция

Sr(OH)2

→ Sr2+ +2OH-

сульфат стронция

SrSO4

→ Sr2+ +SO42-

карбонат калия

К2СO3

→ 2К+ + СO32-

cульфат железа (III)

Fe2(SO4)3

→ 2Fe3+ + 3SO42-

это раствор ионов.

Сильными электролитами являются все растворимые
соли и основания(см. ТР), а также сильные кислоты:
HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4 и др.

Сила электролита характеризуется степенью электролитической диссоциации (α). α – это отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы (nрасп), к количеству вещества растворенного электролита (nобщ).

α = nрасп/nобщ

α сильного электролита = 1

H3РO4 → H+ + H2РO4-

Суммарное уравнение:

H3РO4 → 3H+ + РO43-

H2РO4- → H+ + HРO42-

HРO42-→ H+ + РO43-

Степень диссоциации каждой последующей ступени меньше предыдущей. Многоосновные кислоты способны образовывать кислые соли.

КH2РO4 → К+ + H2РO4-

Кислую соль можно рассматривать как производное многоосновной кислоты, у которой не все атомы водорода замещены на атомы металла или другие катионы.

К3РO4 → 3К+ + РO43-

Гидрофосфат калия К2НРO4 → 2К+ + HРO42-

Средняя соль фосфат калия:

кислоты и соли (кислые, средние и основные).

2. Сила электролита характеризуется степенью электролитической диссоциации.

3. Щелочи, растворимые соли, серная, соляная, азотная и хлорная кислоты – сильные электролиты.

солей аммония).

2-2. Напишите уравнения диссоциации следующих веществ:
нитрата калия, карбоната калия, хлорида магния, гидроксида бария, иодоводородной кислоты;
сульфата магния, бромоводородной кислоты, хлорида кальция, гидроксида калия, сульфата алюминия.
2-3. Подберите по три примера веществ, при диссоциации которых в растворе будет присутствовать ион:
а)OH-, б)SO42-, в) NO3-,г) PO43-
2-10. Из данного перечня выберите сильные электролиты: ортофосфорная кислота, фосфат натрия, нитрат серебра, серная кислота, хлорная кислота, иодоводородная кислота.