Презентация, доклад по химии на тему Теория электролитической диссоциации

диссоциации Механизм электролитической диссоциации
-Электролиты, неэлектролиты Электролиты неэлектролиты
Степень диссоциации. Константа диссоциации Степень диссоциации. Константа диссоциации

катионов и анионов в растворах;
Определять концентрацию недиссоциированных молекул и ионов в растворах.

(или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).
2.      Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).
3.      Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).
4.      Степень электролитической диссоциации (a) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N).
 
a = n / N                     0

гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли.
Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации.
Энергия гидратации, величина которой сравнима с энергией кристаллической решетки, идет на разрушение кристаллической решетки. При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор. 
Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например, HCl), определенным образом ориентируются диполи воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы.

электрическую проводимость растворов.
Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель (H2O), хотя он является основным участником.
 
CaCl2  Ca2+ + 2Cl-
KAl(SO4)2    K+ + Al3+ + 2SO42-
HNO3   H+ + NO3-
Ba(OH)2    Ba2+ + 2OH-
 
Из электронейтральности молекул вытекает, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.
Например, для
Al2(SO4)3 –– 2 • (+3) + 3 • (-2) = +6 - 6 = 0
KCr(SO4)2 –– 1 • (+1) + 3 • (+3) + 2 • (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2).
В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.

с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.
К слабым электролитам относятся:
1)     почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH 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.

 [CuOH]+ + OH- (первая ступень)
[CuOH]+   Cu2+ + OH- (вторая ступень)
H2CO3   + + HCO- (первая ступень)
HCO3-    H+ + CO32- (вторая ступень)
 

Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы.
Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).
 

полно данный электролит диссоциирует на ионы. В растворах сильных электролитов, диссоциацию которых можно считать полной, концентрацию ионов легко определить по концентрации (c) и составу молекулы электролита (стехиометрическим индексам), например:

степенью и константой диссоциации.
Степень диссоциации (a) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N):
 
a = n / N
 
и выражается в долях единицы или в % (a = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).

растворах KBr, NH4OH, Ba(OH)2, H2SO4 и CH3COOH.
Степень диссоциации слабых электролитов a = 0,3.
Объясните полученный ответ

степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H2O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.
Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации a и исходную концентрацию вещества c в растворе.

изд., стер. – М.: Издательский центр «Академия», 2014. – 336 с., (16) л.цв.ил.
Дополнительная литература:
Травень В.Ф. органическая химия. Учебник для вузов. –М.: Академкнига, 2010г.

«Теория электролитической диссоциации»?

Да

Нет