- Главная
- Разное
- Образование
- Спорт
- Естествознание
- Природоведение
- Религиоведение
- Французский язык
- Черчение
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Математика
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, фоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
Презентация, доклад по химии на тему: Теория электролитическй диссоциации
Содержание
- 1. Презентация по химии на тему: Теория электролитическй диссоциации
- 2. Слайд 2
- 3. Все вещества по отношению к элект- рическому
- 4. CолиNa2SO4 ,KCl, Ca(NO3)2КислотыHCl, H3PO4H2SO4ЩёлочиKOH, NaOHBa(OH)2ГазыO2,N2Органические веществаМетан CH4Сахар C12H22O11ОксидыNO, Na2OCaOПРИМЕРЫ:
- 5. Процесс появления гидратированных ионов в
- 6. Слайд 6
- 7. Все вещества по их способности проводить электрический
- 8. В растворах электролиты диссоциируют ( распадаются) на
- 9. Причиной диссоциации электролита является его взаимодействие с молекулами воды, т.е. его гидратация
- 10. HCl+mH2O⮀H+(H2O)x+Cl-(H2O)yHCl⮀H++Cl-NaCl+mH2O⮀Na+(H2O)x+Cl-(H2O)yNaCl⮀Na++Cl-
- 11. Под действием тока положительные ионы движутся к
- 12. Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионыКЛАССИФИКАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
- 13. - степень электролитической диссоциацииn – число молекул,
- 14. Сильные электролитыα > 30%Средние водорастворимые соли NaCl,
- 15. Электролиты средней силы3% ≤ α ≤ 30%
- 16. Слабые электролиты α < 3% Органические кислоты:
- 17. Свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.
- 18. Классы неоргани-ческих веществ с точки зрения ТЭД
- 19. С точки
- 20. HCl = H+ + Cl-HNO3 = H+
- 21. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Каждая последующая степень
- 22. С точки
- 23. NaOH = Na+ + OH-Ba(OH)2 = BaOH+
- 24. Соли – это
- 25. Классификация солейсредниекислыеосновныеОбразованы катионами металла и анионами кислотного
- 26. Na2SO4 = 2Na+ + SO42- AlCl3 =
- 27. С точки
- 28. С
- 29. Реакции в растворах электролитов протекают до конца
- 30. Образование осадка
- 31. Образование H2O
- 32. Выделение газа
Слайд 3
Все вещества по отношению к элект-
рическому току можно разделить на :
их
их растворы
или расплавы
НЕ ПРОВОДЯТ электрический ток
Вид химической связи
Ионная или ковалентная
сильно полярная
Ковалентная неполярная
или мало полярная
Слайд 4Cоли
Na2SO4 ,
KCl, Ca(NO3)2
Кислоты
HCl, H3PO4
H2SO4
Щёлочи
KOH, NaOH
Ba(OH)2
Газы
O2,
N2
Органические вещества
Метан CH4
Сахар
Оксиды
NO, Na2O
CaO
ПРИМЕРЫ:
Слайд 5 Процесс появления гидратированных ионов в водном растворе называется электролитической
Слайд 7Все вещества по их способности проводить электрический ток в растворах или
Слайд 8В растворах электролиты диссоциируют ( распадаются) на положительные и отрицательные ионы.
Слайд 9
Причиной диссоциации электролита является его взаимодействие с
Слайд 11
Под действием тока положительные ионы движутся к катоду и называются катионы,
Слайд 13- степень электролитической диссоциации
n – число молекул, которые распались на
N – общее число молекул элемента в растворе
СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ
Слайд 14
Сильные электролиты
α > 30%
Средние водорастворимые соли NaCl, K2SO4, Ba(NO3)2 и т
Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH – CsOH, Ca(OH)2 – Ba(OH)2,;
Минеральные кислоты: H2SO4, HNO3, HClO3, HClO4, HBrO3, HJO3, HCl, HBr, HJ
Слайд 16
Слабые электролиты
α < 3%
Органические кислоты: HCOOH, CH3COOH, C2H5COOH
Минеральные кислоты:
Гидроксиды малоактивных металлов: Cu(OH)2 , Fe(OH)3 , Al(OH)3 , Cr (OH)3 ,
Гидроксид аммония: NH4OH
Слайд 17Свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при
Слайд 19 С точки зрения ТЭД,
Слайд 20HCl = H+ + Cl-
HNO3 = H+ + NO3-
HClO4 = H+
Кислоты – это электролиты, которые диссоциируют на катионы водорода и
анионы кислотного остатка.
Слайд 21Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Каждая последующая степень протекает хуже предыдущей.
Сильный электролит
H2SO4⮀H++
HSO4 - ⮀H++ SO42-α2
α1≈ α2
H2SO4⮀2H++ SO42-
Электролит средней силы
H2SO3⮀H++ HSO3-α1
HSO3 - ⮀H++ SO32-α2
α1>> α2
H2SO3⮀H++ HSO3-
Слайд 22 С точки зрения ТЭД,
Однокислотные
NaOH, KOH,
NH4OH
Двухкислотные
Ca(OH)2, Ba(OH)2,
Fe(OH)2
Трёхкислотные
Fe(OH)3, Al(OH)3, Cr(OH)3,
Слайд 23NaOH = Na+ + OH-
Ba(OH)2 = BaOH+ + OH- → Ba2+
KOH = K+ + OH-
Основания – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и анионы гидроксогрупп
Слайд 24 Соли – это электролиты, которые диссоциируют на
NaCl = Na+ + Cl-
KNO3 = K+ + NO3-
Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42-
Слайд 25
Классификация солей
средние
кислые
основные
Образованы катионами
металла и анионами
кислотного остатка
Кроме металла
и кислотного
остатка содержат
водород
Кроме металла
и кислотного
остатка содержат гидроксогруппу
Слайд 26Na2SO4 = 2Na+ + SO42-
AlCl3 = Al3+ + 3Cl-
Fe2(SO4)3 =
С точки зрения ТЭД, средними солями называются электролиты, которые в водном растворе диссоциируют на ионы металла и ионы кислотного остатка..
Слайд 27 С точки зрения ТЭД,
NaHSO4⮀Na++ HSO4-α1
HSO4 - ⮀H++ SO42-α2
α1≈ α2
NaHSO4⮀Na++ H + + SO4-
Слайд 28 С точки зрения
Ba(OH)Cl = BaOH+ + Cl- α1
BaOH- ⮀ Ba2+ + OH- α2
α1≈ α2
Слайд 29Реакции в растворах электролитов протекают до конца если:
Образуется или растворяется осадок;
Выделяется
Образуется малодиссоциирующее вещество (например Н2О)
Условия протекания реакции ионного обмена
