Электролитическая диссоциация. (Лекция 14)

Август 2, 2022

Главная
Химия
Электролитическая диссоциация. (Лекция 14)

Содержание

2. Электролиты и неэлектролиты Соли Кислоты Щелочи Простые вещества-неметаллы Органические водорастворимые вещества (кроме кислот, аминов, солей)
3. Две теории растворов «Растворы – химические соединения, определяе-мые силами, действующи-ми между растворителем и растворенным веществом» Д.И.Менделеев
4. Две теории растворов С.Аррениус «Электролиты в растворах состоят частично из диссоциированных молекул, число которых растет при
5. Физико-химическая теория растворов И.А.Каблуков Ионизация = диссоциация + гидратация Гидратированные ионы (прототип Рассеянного с Бассейной) В.А.Кистяковский
6. Энергетика диссоциации Na+(газ) + OH–(газ) + + H2O (частично неупорядоч.) NaOH(тв.) + H2O(ж.) Na+(р-р) + OH–(р-р)
7. Кислоты, основания, соли Кислота: катионы при диссоциации – только H+ Основание: анионы при диссоциации – только
8. Амфотерные гидроксиды X(OH)n [X(OH)n-1]+ +OH– [XO(OH)n-1]– +H+ Диссоциация по основному типу Диссоциация по кислотному типу От
9. Сильные электролиты Диссоциируют полностью или почти полностью
10. Степень диссоциации H+ F- H F H F H F H F H F H F
11. От чего зависит α? Природа растворителя (полярность и др.) – Н2О > C2H5OH > (C2H5)O >
12. Закон разбавления Оствальда К.В.Оствальд Только для очень разбавленных растворов слабых электролитов! α ~ 1/√CKtAn С →
13. Константа диссоциации HAn ⇄ H+ + An– – константа диссоциации Для многоосновных кислот – ступенчатая диссоциация
14. Вывод закона разбавления HAn ⇄ H+ + An– С0 СHAn 0 0 ΔC –x x x
16. Скачать презентацию

Слайд 2

Электролиты и неэлектролиты
Соли
Кислоты
Щелочи
Простые вещества-неметаллы
Органические водорастворимые вещества (кроме кислот, аминов, солей)

Слайд 3

Две теории растворов
«Растворы – химические соединения, определяе-мые силами, действующи-ми между растворителем

и растворенным веществом»

Д.И.Менделеев

Химическая теория

«Рассуждение о соединении спирта с водой», 1861

Слайд 4

Две теории растворов
С.Аррениус
«Электролиты в растворах состоят частично из диссоциированных молекул, число

которых растет при разбавлении раствора;
Образующиеся при диссоциации молекул ионы определяют специфические физические и химические свойства растворов электролитов;
В бесконечно разбавленных растворах молекулы существуют только в виде ионов;
Вещество в растворе тем более активно, чем больше оно диссоциировано на ионы».

Теория электролитической диссоциации

Слайд 5

Физико-химическая теория растворов
И.А.Каблуков
Ионизация =
диссоциация + гидратация
Гидратированные ионы
(прототип Рассеянного с Бассейной)
В.А.Кистяковский
Ионизация
“…лопа колбнула,

и кусочек глаза попал в стекло”.

Слайд 6

Энергетика диссоциации
Na+(газ) + OH–(газ) +
+ H2O (частично неупорядоч.)
NaOH(тв.) + H2O(ж.)
Na+(р-р) +

OH–(р-р) + H2O(ж)

K+(р-р) + Cl–(р-р) + H2O(ж)

KCl(тв.) + H2O(ж.)

Na+(газ) + OH–(газ) + + H2O (ж.)

K+(газ) + Cl–(газ) +
+ H2O (ж.)

K+(газ) + Cl–(газ) +
+ H2O (частично неупорядоч.)

Слайд 7

Кислоты, основания, соли
Кислота: катионы при диссоциации – только H+
Основание: анионы при

диссоциации – только OH–
Соль: любые другие катионы и анионы

H2SO4 = 2H+ + SO42– – кислота,
НО!
KHSO4 = K+ + H+ +SO42– – соль
Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH– – основание
НО!
Ca(OH)Cl = (CaOH)+ + Cl– – соль
Ca(OH)Cl = Ca2+ + OH– + Cl– – соль

Слайд 8

Амфотерные гидроксиды
X(OH)n
[X(OH)n-1]+ +OH–
[XO(OH)n-1]– +H+
Диссоциация по основному типу
Диссоциация по кислотному типу
От чего

зависит?

X–O–H

Какая из связей полярнее?

Слайд 9

Сильные электролиты
Диссоциируют полностью или почти полностью

Слайд 10

Степень диссоциации
H+
F-
H
F
H
F
H
F
H
F
H
F
H
F
H
F
H
F
H
F
H
F
H+
H+
F-
F-
Для сильных α = 1, для слабых α < 1

Слайд 11

От чего зависит α?
Природа растворителя (полярность и др.)
– Н2О > C2H5OH

> (C2H5)O > C6H6
HCl в безводном эфире не реагирует с Na!
2. Природа электролита
– Ионная связь – сильные электролиты
– Ковалентная полярная – сильные и слабые
– Ковалентная неполярная – неэлектролиты
3. Концентрация
– Для слабых электролитов – С↑ ⇒ α↓
4. Присутствие одноименных ионов
– α↓ – принцип Ле Шателье
5. Температура
– Обычно ΔНдисс > 0 ⇒ с ростом температуры α↑

Слайд 12

Закон разбавления Оствальда
К.В.Оствальд
Только для очень разбавленных растворов слабых электролитов!
α ~ 1/√CKtAn
С

→ 0 ⇒ α → 1

HCl – при разбавлении в 10 раз [H+] падает в 10 раз
CH3COOH – при разбавлении в 10 раз [H+] падает только в ~ 3,1 раза!

В очень разбавленных растворах
даже слабые электролиты диссоциируют почти полностью!

Слайд 13

Константа диссоциации
HAn ⇄ H+ + An–
– константа диссоциации
Для многоосновных кислот –

ступенчатая диссоциация

H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4–

Чем дальше, тем слабее!

H2PO4– ⇄ H+ + HPO42–

HPO42– ⇄ H+ + PO43–

Слайд 14

Вывод закона разбавления
HAn ⇄ H+ + An–
С0 СHAn 0 0
ΔC

–x x x
Сравн СHAn – x x x

Т.к. , то:

Электролитическая диссоциация. (Лекция 14)

Содержание

Электролиты и неэлектролитыСолиКислотыЩелочиПростые вещества-неметаллыОрганические водорастворимые вещества (кроме кислот, аминов, солей)

Две теории растворов«Растворы – химические соединения, определяе-мые силами, действующи-ми между растворителем

Две теории растворовС.Аррениус«Электролиты в растворах состоят частично из диссоциированных молекул, число

Энергетика диссоциацииNa+(газ) + OH–(газ) ++ H2O (частично неупорядоч.)NaOH(тв.) + H2O(ж.)Na+(р-р) +

Кислоты, основания, солиКислота: катионы при диссоциации – только H+Основание: анионы при

Амфотерные гидроксидыX(OH)n[X(OH)n-1]+ +OH–[XO(OH)n-1]– +H+Диссоциация по основному типуДиссоциация по кислотному типуОт чего

Сильные электролитыДиссоциируют полностью или почти полностью

Степень диссоциацииH+F-HFHFHFHFHFHFHFHFHFHFH+H+F-F-Для сильных α = 1, для слабых α < 1

От чего зависит α?Природа растворителя (полярность и др.) – Н2О > C2H5OH

Закон разбавления ОствальдаК.В.ОствальдТолько для очень разбавленных растворов слабых электролитов!α ~ 1/√CKtAnС

Константа диссоциацииHAn ⇄ H+ + An–– константа диссоциацииДля многоосновных кислот –

Вывод закона разбавления HAn ⇄ H+ + An–С0 СHAn 0 0ΔC

Похожие презентации