Основания, кислоты, соли в свете ТЭД

Сентябрь 9, 2022

Главная
Химия
Основания, кислоты, соли в свете ТЭД

Содержание

2. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ процесс распада электролита на ионы
3. Теория электролитической диссоциации ( С. Аррениус, 1887 г.) – вещества-электролиты в растворах распадаются на ионы. Вещества-электролиты,
4. ЭЛЕКТРОЛИТЫ И НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ Сильные электролиты – при растворении полностью распадаются на ионы (растворимые соли, сильные кислоты,
5. СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ В растворах слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами Степень диссоциации
6. КОНСТАНТА ДИССОЦИАЦИИ Константа диссоциации – показывает отношение концентрации ионов к концентрации недиссоциированных молекул Константа диссоциации зависит
7. ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЭД Электролиты при растворении гидратируются и распадаются на ионы (катионы+ и анионы-). Под действием
8. ОСНОВАНИЯ В СВЕТЕ ТЭД Основаниями называются вещества, в которых атомы металла связаны с гидроксильными группами Me(ОН)n
9. ВИДЫ ОСНОВАНИЙ 1. Щелочи - растворимые в воде основания (гидроксиды металлов I и II групп). Кристаллические
10. КИСЛОТНОСТЬ ОСНОВАНИЙ Кислотность основания определяется числом гидроксильных групп (равно количеству молекул кислоты, необходимой для нейтрализации). NН4ОН
11. СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ОСНОВАНИЯ
12. КИСЛОТЫ В СВЕТЕ ТЭД Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько
13. ВИДЫ КИСЛОТ Безкислородные кислоты: HCl, HBr, HF, H2S и др. (образуют сильные неметаллы VI и VII
14. ОСНОВНОСТЬ КИСЛОТ Основность кислот определяется количеством ионов водорода Н+, равно количеству молекул простого основания необходимого для
15. СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ КИСЛОТЫ
16. СОЛИ В СВЕТЕ ТЭД Соли – это сложные вещества, образованные атомами металлов и кислотных остатков МеnАс.
17. ВИДЫ СОЛЕЙ Средние соли – все атомы кислорода замещены металлом. KCl, FeSO4, Na3PO4 Кислые соли –
18. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ Водородный показатель – характеризует концентрацию свободных ионов водорода в воде или водном растворе: pH
19. ШКАЛА PH И ИНДИКАТОРЫ
21. КИСЛОТНО-ЩЕЛОЧНОЙ БАЛАНС И РН КРОВИ
22. Проверьте свой кислотно-щелочной баланс с помощью pH тест-полосок С помощью pH тест-полосок можно легко, быстро и
24. ЭЛЕКТРОЛИЗ Электролиз – окислительно-восстановительные реакции, которые протекают на электродах при прохождении электрического тока через расплав или
25. ЭЛЕКТРОЛИЗЕР
26. ЭЛЕКТРОЛИЗ ХЛОРИДА НАТРИЯ
27. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДЫ Видеотека: Электролиз воды
28. ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРА СУЛЬФАТА МЕДИ Видеотека: Электролиз сульфата меди
30. Скачать презентацию

Слайд 2

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
процесс распада электролита на ионы

Слайд 3

Теория электролитической диссоциации ( С. Аррениус, 1887 г.) – вещества-электролиты в

растворах распадаются на ионы.
Вещества-электролиты, которые проводят электрический ток

Слайд 4

ЭЛЕКТРОЛИТЫ И НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ
Сильные электролиты – при растворении полностью распадаются на ионы

(растворимые соли, сильные кислоты, щелочи)
Слабые электролиты – незначительно диссоциируют на ионы (слабые кислоты, нерастворимые основания и гидроксид амония NH4OH, малорастворимые соли)
Неэлектролиты – не распадаются на ионы (простые вещества, нерастворимые оксиды, большинство органических веществ)

Слайд 5

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ
В растворах слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами

и ионами
Степень диссоциации – отношение количества вещества распавшегося на ионы (nd) к общему количеству растворенного вещества (nr).
α= n/ N

Слайд 6

КОНСТАНТА ДИССОЦИАЦИИ
Константа диссоциации – показывает отношение концентрации ионов к концентрации недиссоциированных

молекул
Константа диссоциации зависит от:
Природы (силы)электролита
Температуры
Концентрации
Видеотека:
Электролиты
Влияние температуры на диссоциацию
Влияние концентрации на диссоциацию

Слайд 7

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЭД
Электролиты при растворении гидратируются и распадаются на ионы (катионы+

и анионы-).
Под действием электрического тока катионы+ движутся к катоду(-), анионы- движутся к аноду(+).
Диссоциация это обратимый процесс: наряду с распадом вещества на ионы идет процесс обратной ассоциации в молекулы и кристаллы.

Слайд 8

ОСНОВАНИЯ В СВЕТЕ ТЭД
Основаниями называются вещества, в которых атомы металла связаны

с гидроксильными группами Me(ОН)n
Основания - электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.
KOH K+ + OH—
NH4OH NH+4 + OH—

Слайд 9

ВИДЫ ОСНОВАНИЙ
1. Щелочи - растворимые в воде основания (гидроксиды металлов I

и II групп). Кристаллические вещества, устойчивы к разложению.
2. Нерастворимые и малорастворимые основания (большинство оснований ,гидроксиды металлов побочных подгрупп: Cu(OH)2, Fe(OH) 3 и др. Твердые вещества, легко разлагаются на оксид и воду:
Cu(OH)2 CuO + H2 О

Слайд 10

КИСЛОТНОСТЬ ОСНОВАНИЙ
Кислотность основания определяется числом гидроксильных групп (равно количеству молекул кислоты, необходимой

для нейтрализации).
NН4ОН — однокислотное основание,
Са(ОН)2 — двухкислотное,
Fе(ОН)3 — трехкислотное (многокислотное)
Двух и многокислотные основания
диссоциируют ступенчато:
Ca(ОН)2 Са(ОН)+ + OH— (первая ступень)
Ca(OH)+ Ca2++OH— (вторая ступень)
Константа диссоциации второй и третьей ступени значительно ниже первой.

Слайд 11

СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ОСНОВАНИЯ

Слайд 12

КИСЛОТЫ В СВЕТЕ ТЭД
Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого

имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток Hn(Ac).
Кислота - электролит, при диссоциации которого в качестве катионов образуются только катионы водорода (Н+).
HCl Н+ + Cl—
H2SO4 Н+ + НSО—4

Слайд 13

ВИДЫ КИСЛОТ
Безкислородные кислоты: HCl, HBr, HF, H2S и др. (образуют сильные

неметаллы VI и VII гр.). Представляют растворы газов в воде.
Кислородсодержащие кислоты : H2SO4 ; H2СO3; H3PO4. – Как правило жидкости.

Слайд 14

ОСНОВНОСТЬ КИСЛОТ
Основность кислот определяется количеством ионов водорода Н+, равно количеству молекул

простого основания необходимого для нейтрализации.
Диссоциация многоосновной кислоты
протекает ступенчато.
Константа диссоциации второй и третьей ступени значительно ниже чем первой.
Н3РО4   Н+ + Н2РО—4 - первая ступень
Н2РО—4   Н+ + НРO2-4 - вторая ступень
НРО2-4   Н+ PОЗ—4 - третья ступень

Слайд 15

СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ КИСЛОТЫ

Слайд 16

СОЛИ В СВЕТЕ ТЭД
Соли – это сложные вещества, образованные атомами металлов и кислотных остатков

МеnАс.
Соли - электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов, а также катион аммония ( NH+4) и анионы кислотных остатков.
(NH4)2SO4 2NH+4 + SO2-4
Na3PO4 3Na+ + PO3-4

Слайд 17

ВИДЫ СОЛЕЙ
Средние соли – все атомы кислорода замещены металлом. KCl, FeSO4,

Na3PO4
Кислые соли – содержат Н+ диссоциируют ступенчато:
KHSO4 K+ + HSO—4
HSO—4 H++SO2-4
Основные соли – содержат гидроксильную группу ОН—, диссоциируют ступенчато:
Mg(OH)Cl Mg(OH)++Cl—
Mg(OH)+ Mg2++OH—

Слайд 18

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
Водородный показатель – характеризует концентрацию свободных ионов водорода в воде

или водном растворе: pH = -log[H+].
Диссоциация воды (очень незначительно):
Н2O Н+ + ОН—
[H+] = [ОН—] = 10 —7 моль/л.
pH = - lg [H+] = 7 - нейтральная среда
При добавлении кислоты:
Н2O + HCl = Н2O + H+ + Cl—
0 ≤ рН <7 – кислая среда
При добавлении основания:
Н2O + КОН = Н2O + К+ + ОН—
7< рН ≤14 – щелочная среда

Слайд 19

ШКАЛА PH И ИНДИКАТОРЫ

Слайд 20

Слайд 21

КИСЛОТНО-ЩЕЛОЧНОЙ БАЛАНС И РН КРОВИ

Слайд 22

Проверьте свой кислотно-щелочной баланс с помощью pH тест-полосок С помощью pH тест-полосок

можно легко, быстро и точно определить уровень pH, не выходя из дома. Если уровень pH мочи колеблется в пределах 6,0-6,4 утром и 6,4-7,0 вечером, то ваш организм функционирует нормально. Если в слюне отметка уровня pH остается между 6,4-6,8 в течение всего дня – это также свидетельствует о здоровье ва-шего организма. Наиболее оптимальный уровень pH слюны и мочи слегка кислый, в пределах 6,4-6,5. Лучшее время для определения уровня pH – за 1 час до еды или спустя 2 часа после еды. Регулярно проверяйте уровень вашего pH.

Слайд 23

Слайд 24

ЭЛЕКТРОЛИЗ
Электролиз – окислительно-восстановительные реакции, которые протекают на электродах при прохождении электрического

тока через расплав или раствор электролита.
Электрический ток – самый сильный окислитель и восстановитель!
В процессе электролиза восстанавливаются даже ионы щелочных металлов и окисляются ионы галогенов и кислорода.

Слайд 25

ЭЛЕКТРОЛИЗЕР

Слайд 26

ЭЛЕКТРОЛИЗ ХЛОРИДА НАТРИЯ

Слайд 27

ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДЫ
Видеотека: Электролиз воды

Слайд 28

Основания, кислоты, соли в свете ТЭД

Содержание

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯпроцесс распада электролита на ионы

Теория электролитической диссоциации ( С. Аррениус, 1887 г.) – вещества-электролиты в

ЭЛЕКТРОЛИТЫ И НЕЭЛЕКТРОЛИТЫСильные электролиты – при растворении полностью распадаются на ионы

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИВ растворах слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами

КОНСТАНТА ДИССОЦИАЦИИКонстанта диссоциации – показывает отношение концентрации ионов к концентрации недиссоциированных

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЭДЭлектролиты при растворении гидратируются и распадаются на ионы (катионы+

ОСНОВАНИЯ В СВЕТЕ ТЭДОснованиями называются вещества, в которых атомы металла связаны

ВИДЫ ОСНОВАНИЙ1. Щелочи - растворимые в воде основания (гидроксиды металлов I

КИСЛОТНОСТЬ ОСНОВАНИЙКислотность основания определяется числом гидроксильных групп (равно количеству молекул кислоты, необходимой

СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ОСНОВАНИЯ

КИСЛОТЫ В СВЕТЕ ТЭДКислота – это сложное вещество, в молекуле которого

ВИДЫ КИСЛОТБезкислородные кислоты: HCl, HBr, HF, H2S и др. (образуют сильные

ОСНОВНОСТЬ КИСЛОТОсновность кислот определяется количеством ионов водорода Н+, равно количеству молекул