Презентация на тему "ДИССОЦИАЦИЯ ДИССОЦИАЦИЯ"

Содержание

• 
  Слайд 1
  

  Электролитическая диссоциация 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. веществ Изучаемые вопросы:

• 
  Слайд 2
  

  Все вещества по электрической проводимости подразделяются на электролиты и неэлектролиты. Электролитаминазывают 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. Неэлектролитаминазываются вещества, которые не проводят электрический ток ни в растворах, ни в расплавах. Сюда относится большинство органическихвеществ (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. Электролиты и неэлектролиты

• 
  Слайд 3
  

  ещё раз повторим:

• 
  Слайд 4
  

  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. Электролитическая диссоциация

• 
  Слайд 5
  

  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. Причины диссоциации веществ

• 
  Слайд 6
  

  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. Уравнения диссоциации

• 
  Слайд 7
  

  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 красныйцвет разных оттенков.

• 
  Слайд 8
  

  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. Диссоциация оснований

• 
  Слайд 9
  

  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─ Диссоциация солей

• 
  Слайд 10
  

  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 αот30% до 100% например, серная кислота H2SO4( α = 58% ). Слабые электролиты имеют αот 0% до 2%например, угольная H2CO3( α = 0,17% ) и сероводородная H2S( α = 0,07% ) кислоты. Степень диссоциации и сила электролитов

• 
  Слайд 11
  

  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 Степень диссоциации и сила электролитов

• 
  Слайд 12
  

  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. Реакции ионного обмена

• 
  Слайд 13
  

  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) Реакции ионного обмена

• 
  Слайд 14
  

  С выделением газа: 1) K2CO3 + 2HCl → 2KCl + H2CO3

• 
  Слайд 15
  

  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 Реакции ионного обмена

• 
  Слайд 16
  

  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)2и другие, ─ гидролиза нет. Гидролиз солей

• 
  Слайд 17
  

  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). Гидролиз солей

• 
  Слайд 18
  

  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. Гидролиз солей

• 
  Слайд 19
  

  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↑ Гидролиз солей

• 
  Слайд 20
  

  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 уравненийдиссоциации. Выводы по теме:

• 
  Слайд 21
  

  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. Выводы по теме:

• 
  Слайд 22
  

  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. Выводы по теме: