Презентация на тему Соли в свете теории электролитической диссоциации

Соли в свете теории электролитической диссоциации * Руководитель: Власов А.П.Автор: Кукушкин В.Н. * Электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении. ПОЛОЖЕНИЯ ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ При растворении в воде электролиты диссоциируют на ионы: положительные – катионы, отрицательные – анионы.Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: катионы движутся к катоду, анионы – к аноду. (анод и катод – электроды).Диссоциация – обратимый процесс: параллельно процессу распада электролита на ионы протекает процесс соединения ионов в молекулы – ассоциация. * ВЕЩЕСТВА Электролиты – вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток, т.к. диссоциируют на ионы. (Относят соли, щёлочи и кислоты. Вещества с ионной или ковалентной сильнополярной химической связью).Неэлектролиты - вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, т.к. не диссоциируют на ионы. (Относят простые вещества, оксиды, большинство органических соединений. Вещества с неполярной или малополярной химической связью). * Аррениус Сванте Август (19 февраля 1859 г. – 2 октября 1927 г.) * Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы. Диссоциация на ионы в растворах происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер. Наряду со способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя — его диэлектрическая проницаемость. Под действием высоких температур ионы кристаллической решётки начинают совершать колебания, кинетическая энергия повышается, и наступит такой момент (при температуре плавления вещества), когда она превысит энергию взаимодействия ионов. Результатом этого является распад вещества на ионы. * Основания - электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. KOH → K+ + OH – Ba(OH)2 → Ba2+ +2OH – Основания, растворимые в воде называются щелочами. Их немно­го. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, Rа(ОН)2, а также NН4ОН. Большинство оснований в воде малораство­римо.Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NН4ОН - однокислотное основание, Са(ОН)2 - двухкислотное, Fе(ОН)3 - трехкислотное и т.д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. * NaOH Соли - называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония ( NH+4) и анионы кислотных остатковCa(NO3)2 → Ca2+ + 2NO3-NH4NO3 → NH4+ + NO3-Кислые же и основные соли диссоци­ируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. H2SO4 → H+ + HSO4-HSO4- → H+ + SO42- * Кислоты - электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода.В зависимости от степени диссоциации кислоты делятся на сильные и слабые.К сильным относят HCIO4, HCIO3, HNO3, H2SO4, HCI, HBr, HI и др..Слабые – HCIO2, HCIO, HNO2, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H3PO4, H2S, CH3COOH и др..Кислотность кислот определяется числом атомов водорода. Одноосновные - HCIO4, HCIO3, HNO3, HCI, HBr, HI, CH3COOH. Многоосновные - H2SO4, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H3PO4, H2S.Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. * HClO3 H2S COOCH2C6H5 Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы:1. Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCIO4, HCIO3, HNO3, H2SO4, HCI, HBr, HI ).2. Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (HCIO2, HCIO, HNO2, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H3PO4, H2S, CH3COOH , такие как HF), основания p-, d-, и f- элементов.Между этими двумя группами чёткой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита,а в другом — слабого. * Спасибо за внимание! *