PPt4Web Хостинг презентаций

Главная / Химия / Электролитическая диссоциация веществ
X Код для использования на сайте:

Скопируйте этот код и вставьте его на свой сайт

X

Чтобы скачать данную презентацию, порекомендуйте, пожалуйста, её своим друзьям в любой соц. сети.

После чего скачивание начнётся автоматически!

Кнопки:

Презентация на тему: Электролитическая диссоциация веществ


Скачать эту презентацию

Презентация на тему: Электролитическая диссоциация веществ


Скачать эту презентацию



№ слайда 1 Электролитическая диссоциация веществ 1.Электролиты и неэлектролиты; 2.Электроли
Описание слайда:

Электролитическая диссоциация веществ 1.Электролиты и неэлектролиты; 2.Электролитическая диссоциация; 3.Причины диссоциации веществ; 4.Уравнения диссоциации; 5.Диссоциация кислот, оснований и солей; 6.Степень диссоциации и сила электролитов; 7.Ионные реакции.

№ слайда 2 Электролиты и неэлектролиты Все вещества по электрической проводимости подраздел
Описание слайда:

Электролиты и неэлектролиты Все вещества по электрической проводимости подразделяются на электролиты и неэлектролиты. Электролитами называют вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К ним относится большинство неорганических веществ, например, кислоты, основания, соли, оксиды металлов. Для электролитов характерны ионные или ковалентные полярные связи. Неэлектролитами называются вещества, которые не проводят электрический ток ни в растворах, ни в расплавах. Сюда относится большинство органических веществ (спирт, ацетон, бензин, сахар, масло и другие) и некоторые неорганические вещества (дистиллированная вода, углекислый газ, кислород). Для неэлектролитов характерны ковалентные неполярные или малополярные химические связи.

№ слайда 3 ещё раз повторим:
Описание слайда:

ещё раз повторим:

№ слайда 4 Электролитическая диссоциация Процесс распада электролитов на заряженные частицы
Описание слайда:

Электролитическая диссоциация Процесс распада электролитов на заряженные частицы ─ ионы называют электролитической диссоциацией («dissociation» ─ разобщение). Основные положения теории электролитической диссоциации сформулированы в 1887 году шведским учёным Сванте Аррениусом. Большой вклад в развитие этого учения внесли русские учёные И.А.Каблуков, В.А.Кистяковский, Д.И.Менделеев.

№ слайда 5 Причины диссоциации веществ Диссоциация протекает или в водных растворах, или пр
Описание слайда:

Причины диссоциации веществ Диссоциация протекает или в водных растворах, или при расплавлении электролита. В первом случае причиной диссоциации является особое свойство воды ─ высокая диэлектрическая проницаемость: молекулы H2O в 81 раз ослабляют химические связи между ионами, поэтому кристалл легко распадается на ионы. Каждый ион окружается «рубашкой» из молекул воды (гидратируется), которая не позволяет ионам вновь соединиться между собой. При плавлении электролитов усиливаются колебательные движения ионов, в результате чего ионная кристаллическая решётка разрушается, а положительные (катионы) и отрицательные ионы (анионы) становятся свободными.

№ слайда 6 Уравнения диссоциации Уравнение, отражающее обратимый процесс (↔) диссоциации да
Описание слайда:

Уравнения диссоциации Уравнение, отражающее обратимый процесс (↔) диссоциации данного вещества, называется уравнением диссоциации. В растворе или расплаве преимущественно находятся ионы (→). При испарении воды или охлаждении расплава вновь образуются кристаллы или молекулы(←): KOH K+ + OH─ HCl H+ + Cl─ K2SO4 2K+ + SO42─ Fe2(SO4)3 2Fe3+ + 3SO42─ При написании уравнений диссоциации следите, чтобы сумма положительных и отрицательных зарядов в правой части уравнения была равна 0.

№ слайда 7 Диссоциация кислот Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образ
Описание слайда:

Диссоциация кислот Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы только Н+, например: HNO3 H+ + NO3 ─ H2SO4 H+ + HSO4 ─ 2 H+ + SO42 ─ H3PO4 H+ + H2PO4─ 2 H+ + HPO42 ─ 3H+ + PO4 3─ Одноосновные кислоты диссоциируют в одну стадию, а многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Двухосновные и трёхосновные кислоты наряду с нормальными (средними) солями образуют кислые соли, например: KHSO4 ─ гидросульфат калия, KH2PO4 ─ дигидрофосфат калия , K2HPO4 ─ гидрофосфат калия и другие. Кислоты окрашивают все индикаторы в красный цвет разных оттенков.

№ слайда 8 Диссоциация оснований Основаниями называют электролиты, которые при диссоциации
Описание слайда:

Диссоциация оснований Основаниями называют электролиты, которые при диссоциации образуют анионы только OH─ : NaOH Na+ + OH ─ Ca(OH)2 CaOH+ + OH ─ Ca2+ + 2 OH ─ Ba(OH)2 BaOH+ + OH ─ Ba2+ + 2 OH ─ Однокислотные основания диссоциируют в одну стадию, а многокислотные ─ ступенчато. Многокислотные основания наряду с нормальными (средними) солями образуют основные соли, например: Ca(OH)Cl ─ гидроксохлорид кальция; Al(OH)2Cl ─ дигидроксохлорид алюминия. Основания (щёлочи) окрашивают бесцветный фенолфталеин в малиновый цвет, а лакмус и универсальный индикатор ─ в синий.

№ слайда 9 Диссоциация солей Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют
Описание слайда:

Диссоциация солей Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла (или аммония NH4+) и анионы кислотного остатка: K3PO4 3K+ + PO43─ Al2(SO4)3 2Al3+ + 3SO4 2─ NH4NO3 NH4+ + NO3─ Кислые соли могут при диссоциации образовать кроме названных ионов ещё и катионы водорода H+ : NaHSO4 Na+ + HSO4─ Na+ + H+ + SO42─

№ слайда 10 Степень диссоциации и сила электролитов Сила электролитов определяется их степен
Описание слайда:

Степень диссоциации и сила электролитов Сила электролитов определяется их степенью диссоциации ─ α (альфа). Степень диссоциации это отношение числа диссоциированных молекул к общему числу молекул, находящихся в растворе: α = n/N где n – число диссоциированных молекул, N - общее число молекул в растворе. Сильные электролиты имеют α от 30% до 100% например, серная кислота H2SO4( α = 58% ). Слабые электролиты имеют α от 0% до 2% например, угольная H2CO3( α = 0,17% ) и сероводородная H2S( α = 0,07% ) кислоты.

№ слайда 11 Степень диссоциации и сила электролитов Итак, не все электролиты в одинаковой ст
Описание слайда:

Степень диссоциации и сила электролитов Итак, не все электролиты в одинаковой степени распадаются на ионы. Растворимые соли в водных растворах диссоциируют полностью, то есть являются сильными электролитами. К сильным электролитам относятся также щёлочи и некоторые кислоты ─ соляная, серная, азотная, хлорная. Вещества лучше диссоциируют в разбавленных растворах, а с повышением концентрации раствора степень диссоциации понижается

№ слайда 12 Реакции ионного обмена Реакции обмена между растворами или расплавами электролит
Описание слайда:

Реакции ионного обмена Реакции обмена между растворами или расплавами электролитов называют ионообменными или ионными реакциями. Протекание таких реакций обнаруживается легко, если в результате образовался осадок (↓), выделился газ (↑) или получилась практически не диссоциирующая вода H2O. В таком случае говорят, что реакция протекает до конца. Уравнения ионных реакций записывают подробно в 3 видах ─ молекулярном, полном ионном и сокращённом ионном.

№ слайда 13 Реакции ионного обмена С образованием осадка ( при написании уравнений используе
Описание слайда:

Реакции ионного обмена С образованием осадка ( при написании уравнений используем «Таблицу растворимости» ): 1) NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3 Na+ + Cl─ + Ag+ + NO3 ─ → AgCl↓ + Na+ + NO3 Cl─ + Ag+ → AgCl↓ (белый творожистый, синеет на свету) 2) BaCl2 + K2SO4 → BaSO4 ↓ + 2KCl Ba2+ + 2Cl─ + 2K+ + SO42─ → BaSO4 ↓ + 2K+ + 2Cl─ Ba2+ + SO42─ → BaSO4 ↓ (белый, не растворяется в кислотах) 3) CuSO4 + 2KOH → Cu(OH)2 ↓ + K2SO4 Cu2+ + SO42─ + 2K+ + 2OH─ → Cu(OH)2 ↓ + 2K+ + SO42─ Cu2+ + 2OH─ → Cu(OH)2 ↓ (бирюзовый, постепенно чернеет)

№ слайда 14 Реакции ионного обмена С выделением газа: 1) K2CO3 + 2HCl → 2KCl + H2CO3 < H2O +
Описание слайда:

Реакции ионного обмена С выделением газа: 1) K2CO3 + 2HCl → 2KCl + H2CO3 < H2O + CO2↑ 2K+ + CO32─ + 2H+ + 2Cl─ → 2K+ + 2Cl─ + H2O + CO2↑ CO32─ + 2H+ → H2O + CO2↑ 2) NH4Cl + NaOH → NaCl + NH4OH < NH3↑ + H2O NH4+ + Cl─ + Na+ + OH ─ → Na+ + Cl ─ + NH4OH < NH3↑ + H2O NH4+ + OH ─ → NH3↑ + H2O 3) 2KCl(крист.) + H2SO4(конц.) → K2SO4 + 2HCl↑ 2K+ + 2Cl ─ + 2H+ + SO42─ → 2K+ + SO42─ + 2HCl↑ 2Cl ─ + 2H+ → 2HCl↑ Cl ─ + H+ → HCl↑

№ слайда 15 Реакции ионного обмена С образованием воды (нейтрализация): 1) NaOH + HNO3 → NaN
Описание слайда:

Реакции ионного обмена С образованием воды (нейтрализация): 1) NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O Na+ + OH─ + H+ + NO3─ → Na+ + NO3─ + H2O OH─ + H+ → H2O 2) H3PO4 + 3KOH → K3PO4 + 3H2O 3H+ + PO43─ + 3K+ + 3OH─ → 3K+ +PO43─ + 3H2O 3H+ + 3OH─ → 3H2O H+ + OH─ → H2O

№ слайда 16 Гидролиз солей Ионные реакции между некоторыми солями и водой, протекающие с обр
Описание слайда:

Гидролиз солей Ионные реакции между некоторыми солями и водой, протекающие с образованием новых ионов, называются гидролизом солей («водным разрушением»). Известны следующие случаи взаимодействий между солью и водой: 1) Вода и соль сильного основания и сильной кислоты не образуют новых ионов ─ KCl, Na2SO4, Ba(NO3)2 и другие, ─ гидролиза нет.

№ слайда 17 Гидролиз солей 2) Вода и соль сильного основания, но слабой кислоты образуют нед
Описание слайда:

Гидролиз солей 2) Вода и соль сильного основания, но слабой кислоты образуют недиссоциирующие ионы слабой кислоты, а в растворе накапливаются гидроксид-анионы OH─, определяющие щелочную среду раствора: K2CO3 2K+ + CO32─ + HOH H+ + OH─ H+ + CO32─ → H CO3─ ---------------------------------------------------------------------------- K2CO3 + HOH → H CO3─ + 2K+ + OH─ В растворах карбонатов, силикатов и сульфидов щелочных и щелочноземельных металлов индикаторы показывают присутствие щёлочи (фенолфталеин становится малиновым, а лакмус синеет).

№ слайда 18 Гидролиз солей 3) Вода и соль слабого основания, но сильной кислоты образуют нед
Описание слайда:

Гидролиз солей 3) Вода и соль слабого основания, но сильной кислоты образуют недиссоциирующие ионы слабого основания, а в растворе накапливаются катионы водороды, H+ определяющие кислотную среду раствора: FeSO4 Fe2+ + SO42─ HOH H+ + OH─ Fe2+ + OH─ → Fe OH+ ------------------------------------------------------------------------- FeSO4 + HOH → Fe OH+ + SO42─ + H+ В растворах солей тяжёлых металлов (железа, свинца, меди, цинка, ртути и других) с сильными кислотами индикаторы окрашиваются в красный цвет, то есть свидетельствуют о кислотной среде.

№ слайда 19 Гидролиз солей 4) Соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами нео
Описание слайда:

Гидролиз солей 4) Соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами необратимо разрушаются водой, иными словами происходит их полный гидролиз с образованием новых недиссоциирующих веществ. К числу таких солей относится сульфид железа (+3) Fe2S3: Fe2S3 2Fe3+ + 3S2─ + 6HOH 6H+ + 6OH─ 2Fe3+ + 6OH─ → 2Fe(OH)3↓ 6H+ + 3S2─ → 3H2S↑ ---------------------------------------------------------------------------- Fe2S3 + 6HOH → 2Fe(OH)3↓ + 3H2S↑

№ слайда 20 Выводы по теме: Электролиты ─ это вещества, которые при растворении в воде или р
Описание слайда:

Выводы по теме: Электролиты ─ это вещества, которые при растворении в воде или расплавлении распадаются на ионы, их растворы и расплавы проводят электрический ток. Ионы ─ это атомы или группы атомов, обладающие положительным (катионы) или отрицательным (анионы) электрическим зарядом. Распад электролитов на ионы называют электролитической диссоциацией и записывают в виде уравнений диссоциации.

№ слайда 21 Выводы по теме: Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют
Описание слайда:

Выводы по теме: Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы только Н+. Основаниями называют электролиты, которые при диссоциации образуют анионы только OH─ (гидроксид-анионы). Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов и анионы кислотных остатков. Химические реакции между электролитами называются ионными, они протекают до конца в 3 случаях: если выпадает осадок, если выделяется газ, если образуется вода.

№ слайда 22 Выводы по теме: Вода является очень слабым электролитом, вступая в химическую ре
Описание слайда:

Выводы по теме: Вода является очень слабым электролитом, вступая в химическую реакцию с некоторыми солями, она вызывает их разрушение ─ гидролиз, с образованием кислотной или щелочной среды, а иногда необратимое разрушение (полный гидролиз). Гидролиз солей необходимо учитывать при хранении различных солей, особенно их растворов, при изготовлении водных растворов лекарств, при использовании питательных растворов удобрений в сельском хозяйстве, в химических лабораториях и так далее.

Скачать эту презентацию


Презентации по предмету
Презентации из категории
Лучшее на fresher.ru