Реферат на тему:
Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.
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 с сольватирующей способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя — его диэлектрическая проницаемость (Схема электролитической диссоциации).
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.
Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. 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.
Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс . Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита KA выражается уравнением типа:
Константа диссоциации Kd определяется активностями катионов , анионов
и недиссоциированных молекул
следующим образом:
Значение Kd зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации (α) может быть рассчитана при любой концентрации электролита с помощью соотношения:
где — средний коэффициент активности электролита.
Классическая теория электролитической диссоциации применима лишь к разбавленным растворам слабых электролитов. Сильные электролиты в разбавленных растворах диссоциированы практически полностью, поэтому представления о равновесии между ионами и недиссоциированными молекулами лишено смысла. Согласно представлениям, выдвинутым в 20—30-х гг. 20 в. В. К. Семенченко (СССР), Н. Бьеррумом (Дания), Р. М. Фуоссом (США) и др., в растворах сильных электролитов при средних и высоких концентрациях образуются ионные пары и более сложные агрегаты. Современные спектроскопические данные показывают, что ионная пара состоит из двух ионов противоположного знака, находящихся в контакте («контактная ионная пара») или разделённых одной или несколькими молекулами растворителя («разделённая ионная пара»). Ионные пары электрически нейтральны и не принимают участия в переносе электричества. В сравнительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между отдельными сольватированными ионами и ионными парами может быть приближённо охарактеризовано, аналогично классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или обратной величиной — константой ассоциации). Это позволяет использовать вышеприведённое уравнение для расчёта соответствующей степени диссоциации, исходя из экспериментальных данных.
В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно вычислить теоретически, исходя из представлений о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде — растворителе.
wreferat.baza-referat.ru
Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблукови 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.
Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс .
Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.
Основные положения ТЭД (Теории электролитической диссоциации):
Молекулы распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (простые и сложные).
Под действием электрического тока катионы (положительно заряженные ионы движутся к катоду(-), а анионы (отрицательно заряженные ионы) к аноду(+)
Степень диссоциации зависит от природы вещества и растворителя, концентрации, температуры.
Если степень диссоциации зависит от природы вещества, то можно судить, что существует разграничение между определёнными группами веществ.
Большая степень диссоциации присуща сильным электролитам (большинству оснований, солям, многим кислотам). Стоит учесть, что распад на ионы – обратимая реакция. Так же стоит сказать, что в данной теме не будут разобраны примеры диссоциации двойных и основных солей, их диссоциация описана в теме “соли”. Примеры сильных электролитов: NaOH, K2SO4, HClO4 Уравнения диссоциации: NaOH⇄Na++OH-
K2SO4⇄2K++SO42-
HClO4⇄H++ClO4-
Количественной характеристикой силы электролитов является степень диссоциации (α) – отношение молярной концентрации продиссоциировавшего электролита к его общей молярной концентрации в растворе.
Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах. Интервал значений – от 0 до 100%.
α = 0% относится к неэлектролитам (диссоциация отсутствует)
0% <α < 100% относится к слабым электролитам (диссоциация неполная) α = 100% относится к сильным электролитам (полная диссоциация)
Так же стоит помнить про количество ступеней диссоциации, например: Диссоциация раствора h3SO4
h3 SO4⇄H++HSO4-
HSO4-⇄H++SO42-
У каждой ступени диссоциации своя степень диссоциации. Например, диссоциация солей CuCl2, HgCl2: CuCl2⇄Cu2++2Cl- диссоциация протекает полностью
А в случае с хлоридом ртути диссоциация идёт неполностью и то не до конца.
HgCl2⇄HgCl++Cl-
Возвращаясь же к раствору серной кислоты, стоит сказать, что степень диссоциации обеих ступеней разбавленной кислоты гораздо больше, чем у концентрированной. При диссоциации концентрированного раствора очень много молекул вещества и большая концентрация гидроанионов HSO4-.
У многоосновных кислот и многокислотных оснований диссоциация идёт в несколько ступеней (в зависимости от основности).
Перечислим сильные и слабые кислоты и приступим к уравнениям ионного обмена: Сильные кислоты ( HCl, HBr, HI, HClO3, HBrO3, HIO3, HClO4, h3SO4, h3SeO4,HNO3, HMnO4, h3Cr2O7)
Слабые кислоты (HF, h3S, h3Se, HClO, HBrO, h3SeO3, HNO2,h4PO4, h5SiO4, HCN, h3CO3, Ch4COOH)
Химические реакции в растворах и расплавах электролитов протекают с участием ионов. В таких реакциях степени окисления элементов не изменяются, и сами реакции называются реакциями ионного обмена.
Реакции ионного обмена будут протекать до конца (необратимо) , если образуются малорастворимые или практически нерастворимые вещества (они выпадают в осадок), летучие вещества (выделяются в виде газов) или слабые электролиты (например, вода).
Реакции ионного обмена принято писать в три стадии: 1. Молекулярное уравнение 2. Полное ионное уравнение 3. Сокращенное ионное уравнение При написании обязательно указывать осадки и газы, а так же руководствоваться таблицей растворимости.
Реакции, где все реагенты и продукты получились растворимые в воде, не протекают.
Несколько примеров: Na2 CO3+h3SO4→Na2 SO4+CO2↑+h3O
2Na++CO32-+2H++SO42-→2Na++SO42-+CO2↑+h3O
CO32-+2H+→CO2↑+h3O
Сокращённое ионное уравнение получается с помощью вычёркивания одинаковых ионов из обеих частей полного ионного уравнения.
Если реакция ионного обмена идёт между двумя солями с образованием осадка, то следует брать два хорошо растворимых реагента. То есть, реакция ионного обмена пойдёт если растворимость реагентов будет выше, чем у одного из продуктов.
Ba(NO3 )2+Na2 SO4→BaSO4↓+2NaNO3
Иногда при написании реакций ионного обмена пропускают полное ионное уравнение и сразу пишут сокращенное.
Ba2++SO42-→BaSO4↓
Для получения осадка малорастворимого вещества всегда надо выбирать хорошо растворимые реагенты в их концентрированных растворах. Например: 2KF+FeCl2→FeF2↓+2KCl
Fe2++2F-→FeF2↓
Данные правила подбора реагентов для осаждения продуктов справедливы только для солей.
Примеры реакций с выпадением осадков: 1.Ba(OH)2+h3 SO4→BaSO4↓+2h3O
Ba2++SO42-→BaSO4↓
2. AgNO3+KI→AgI↓+KNO3
Ag++I-→AgI↓
3.h3S+Pb(NO3)2→PbS↓+2HNO3
h3S+Pb2+→PbS↓+2H+
4. 2KOH+FeSO4→Fe(OH)2↓+K2 SO4
Fe2++2OH-→Fe(OH)2↓
Примеры реакций с выделением газов: 1.CaCO3+2HNO3→Ca(NO3 )2+CO2↑+h3O
CaCO3+2H+→Ca2++CO2↑+h3O
2. 2Nh5Cl+Ca(OH)2→2Nh4↑+CaCl2+2h3O
Nh5++OH-→Nh4↑+h3O
3. ZnS+2HCl→h3 S↑+ZnCl2
ZnS+2H+→h3S↑+Zn2+
Примеры реакций с образованием слабых электролитов: 1.Mg(Ch4COO)2+h3SO4→MgSO4+2Ch4COOH
Ch4COO-+H+→Ch4COOH
2. HI+NaOH→NaI+h3O
H++OH-→h3O
Рассмотрим применение изученного материала на конкретных заданиях, встречающихся на экзаменах:№1.Среди веществ: NaCl, Na2S, Na2SO4 – в реакцию с раствором Cu(NO3)2 вступает(-ют)
1) толькоNa2S
2) NaCl и Na2S
3) Na2Sи Na2SO4
4) NaCl и Na2SO4
Под словом “вступают” подразумевается “протекает реакция”, а как было сказано выше, реакция протекает если образовалось нерастворимое или малорастворимое вещество, выделился газ или образовался слабый электролит (вода).
Разберём варианты по очереди. 1) Cu(NO3 )2+Na2S→CuS↓+2NaNO3 образовался осадок. 2)NaCl+Cu(NO3 )2↛CuCl2+2NaNO3 все продукты являются хорошо растворимыми электролитами, это не газы, следовательно, реакция не протекает.
Протекает только реакция с Na2S с образованием осадка
3)С Na2S так же будет образование осадка как и в первых двух примерах. Na2 SO4+Cu(NO3 )2↛CuSO4+2NaNO3
Все продукты являются хорошо растворимыми электролитами, это не газы, следовательно, реакция не протекает.
4) С Na2SO4 реакция не протекает как в прошлом варианте ответа NaCl+Cu(NO3 )2↛CuCl2+2NaNO3
Все продукты являются хорошо растворимыми электролитами, это не газы, следовательно, реакция не протекает.
Следовательно, подходит 1 вариант ответа.
№2. Газ выделяется при взаимодействии
1) MgCl2и Ba(NO3)2
2) Na2CO3и CaCl2
3) Nh5ClиNaOH
4) CuSO4 и KOH
Слово “газ” в таких заданиях обозначает именно газы и легколетучие соединения.
В заданиях в качестве таких соединений обычно встречаются Nh4·h3O, h3CO3 (в нормальных условиях проведения реакции разлагается на CO2и h3O, принято не писать полную формулу угольной кислоты, а сразу расписывать на газ и воду), h3S.
Из представленных веществ выше мы не сможем получить h3S, потому что отсутствует сульфид-ион во всех веществах. Так же не сможем получить углекислый газ, ибо для его получения из соли нужно добавить кислоту, а в паре с карбонатом натрия находится другая соль. Мы можем получить газ в 3 варианте ответа. Nh5Cl+NaOH→Nh4↑+NaCl+h3O
Выделился газ с резким запахом.
Следовательно, подходит 3 вариант ответа.
№3.В реакцию с соляной кислотой вступает
1) нитрат серебра
2) нитрат бария
3) серебро
4) оксид кремния
Среди реагентов есть два электролита, чтобы прошла реакция, нужно, чтоб выделился осадок. С оксидом кремния соляная кислота не прореагирует, а серебро не вытеснит водород из соляной кислоты. Ba(NO3 )2+2HCl→BaCl2+2HNO3 реакция не будет протекать, так как все продукты – растворимые электролиты AgNO3+HCl→AgCl↓+NaNO3
Выпадет белый творожистый осадок нитрата серебра Следовательно, подходит 1 вариант ответа.
Следующий пример задания, в отличие от первых трёх, взят из КИМа ЕГЭ 2017. Первые три взяты из КИМа ОГЭ 2017
№4.
Установите соответствие между формулами веществ и реагентом, с помощью которого можно различить их водные растворы: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой. ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВ РЕАГЕНТ А) HNO3 и h3O 1) CaCO3 Б)KClи NaOH 2) KOH
В)NaClи BaCl2 3) HCl
Г) AlCl3и MgCl2 4) KNO3
5) CuSO4
Чтобы выполнить это задание, следует сначала понять, что под каждой буквой указаны два вещества, которые находятся в одном растворе и нужно подобрать вещество так, чтоб хотя бы одно из них вступило в качественную реакцию с веществом-реагентом, который дан под цифрой.
К раствору азотной кислоты добавим карбонат кальция, углекислый газ станет признаком реакции: 2HNO3+CaCO3→Ca(NO3 )2+CO2↑+h3O Ещё, по логике, карбонат кальция не растворяется в воде, значит, во всех остальных растворах тоже не растворится, следовательно, к признакам реакции можно добавить растворение карбоната кальция, помимо выделения газа.
Раствор под буквой Б можно было бы различить с помощью соляной кислоты под цифрой 3, но только в случае, если было бы разрешено воспользоваться индикатором (фенолфталеин), который бы обесцветился после реакции, ибо произойдёт нейтрализация щёлочи.
Поэтому, можем различитьв растворе OH-ион только при помощи 5 раствора (CuSO4) 2NaOH+CuSO4→Cu(OH)2↓+Na2 SO4
Образовались кристаллики голубого цвета на две раствора.
Раствор под буквой В можем различить так же с помощью реактива под номером 5, ибо сульфат-ионы, соединяясь с барием сразу выпадут в белый кристаллический осадок, который не растворим в избытке даже самых сильных кислот. BaCl2+CuSO4→CuCl2+BaSO4↓
Раствор под буквой Г нетрудно различить с помощью любой щелочи, т.к основания магния и алюминия при протекании реакции сразу выпадут в осадок. Щелочь представлена под цифрой 2
AlCl3+3KOH→Al(OH)3↓+3KCl
MgCl2+2KOH→Mg(OH)2↓+2KCl
Автор статьи: Симкин Егор Андреевич
Редактор: Харламова Галина Николаевна
www.teslalab.ru
Министерство оброзования и науки РК Западно-Казахстанский аграрно-технический
университет им. Жангир-хана
Кафедра : «Химии и химических технологий»
Реферат
на тему:
« Электролитическая диссоциация»
Выполнила : Руденко Д.С студент гр.ТМО-12
Проверила : Калиева П.Т
Уральск 2011
Электролитическая диссоциация
Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.
Содержание:
1 Диссоциация в растворах
2 Диссоциация при плавлении
3 Классическая теория электролитической диссоциации
4 Сильные электролиты
Диссоциация в растворах
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 с сольватирующей способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя — его диэлектрическая проницаемость (Схема электролитической диссоциации).
Диссоциация при плавлении
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.
Классическая теория электролитической диссоциации
Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. 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.
Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными
молекулами и ионами описывается законом действующих масс . Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита KA выражается уравнением типа:
Константа диссоциации Kd определяется активностями катионов анионов и недиссоциированных молекул следующим образом:
Значение Kd зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации (α) может быть рассчитана при любой концентрации электролита с помощью соотношения:
где — средний коэффициент активности электролита.
Сильные электролиты
Классическая теория электролитической диссоциации применима лишь к разбавленным растворам слабых электролитов. Сильные электролиты в разбавленных растворах диссоциированы практически полностью, поэтому представления о равновесии между ионами и недиссоциированными молекулами лишено смысла. Согласно представлениям, выдвинутым в 20—30-х гг. 20 в. В. К. Семенченко (СССР), Н. Бьеррумом (Дания), Р. М. Фуоссом (США) и др., в растворах сильных электролитов при средних и высоких концентрациях образуются ионные пары и более сложные агрегаты. Современные спектроскопические данные показывают, что ионная пара состоит из двух ионов противоположного знака, находящихся в контакте («контактная ионная пара») или разделённых одной или несколькими молекулами растворителя («разделённая ионная пара»). Ионные пары электрически нейтральны и не принимают участия в переносе электричества. В сравнительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между отдельными сольватированными ионами и ионными парами может быть приближённо охарактеризовано, аналогично классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или обратной величиной — константой ассоциации). Это позволяет использовать вышеприведённое уравнение для расчёта соответствующей степени диссоциации, исходя из экспериментальных данных.
В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно вычислить теоретически, исходя из представлений о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде — растворителе.
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. ЭЛЕКТРОЛИТЫ
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. ЭЛЕКТРОЛИТЫ. Дождливый день. На остановке троллейбуса люди складывают зонтики и заходят в салон. Вот один из них поставил ногу на ступеньку и тут же отпрянул: «Ой, током бьет!» Как же ток добрался до пассажира?
Еще на заре изучения электрических явлений ученые заметили, что ток могут проводить не только металлы, но и растворы. Но не всякие. Так, водные растворы поваренной соли и других солей, растворы сильных кислот и щелочей хорошо проводят ток. Растворы уксусной кислоты, углекислого и сернистого газа проводят его намного хуже. А вот растворы спирта, сахара и большинства других органических соединений вовсе не проводят электрический ток. Английский физик Майкл Фарадей еще в 30-е годы XIX века, изучая закономерности прохождения электрического тока через растворы, ввел термины «электролит», «электролиз», «ион», «катион», «анион». Электролит – вещество, раствор которого проводит электрический ток. Происходит это в результате движения в растворе заряженных частиц – ионов. Спустя много лет и в другой стране был придуман забавный стишок, позволяющий запомнить заряд ионов:
Для двух ребят подарков груз
ИОН взвалил себе на спину:
Для КАТИ ОН несет свой плюс,
Для АНИ ОН несет свой минус.
Причина появления в растворах заряженных частиц была совершенно непонятной. Само название «электролит» (от греч. lysis – разрушение, растворение) предполагало, что ионы появляются в растворе при пропускании через него электрического тока.
Изучение растворов методами физической химии, например, с помощью измерения oсмотического давления и криоскопии (см. также МОЛЕКУЛЯРНОЙ МАССЫ ОПРЕДЕЛЕНИЕ), показало, что растворах электролитов число частиц больше, чем дают расчеты, основанные на концентрации растворенного вещества. Получалось, например, что в разбавленных растворах поваренной соли число частиц вдвое больше, чем вычисленное по формуле NaCl, в растворах CaCl2 – втрое больше и т.д. Это можно было бы объяснить, предположив, что указанные соединения при растворении в воде распадаются на несколько частей – как говорят химики, претерпевают диссоциацию (от латинского dissociatio – разъединение, разделение).
Явления диссоциации химикам были известны; например, при нагревании хлорида аммония: он возгоняется с одновременной диссоциацией на две молекулы: Nh5Cl ® Nh4+ HCl. Но распад при нагревании было объяснить намного легче: энергия, необходимая для диссоциации, черпается за счет тепловой энергии. А вот откуда берется энергия при растворении соли в воде при комнатной температуре, никто объяснить не мог (температура раствора часто почти не меняется). Более того, при растворении некоторых солей в воде раствор сильно нагревается! Непонятно было также, как и на что может распадаться в растворе поваренная соль – ведь не на натрий же и хлор!
В 1887 году шведский физико-химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы – ионы, которые могут передвигаться к электродам – отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду. Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации (дословный перевод – расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются только переносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит через раствор ток или нет.
Теория Аррениуса, с одной стороны, объясняла, почему растворы электролитов проводят ток, с другой стороны – объясняла увеличение числа частиц в растворе. Например, в растворе сульфат алюминия Al2(SO4)3 распадается сразу на пять ионов: два катиона алюминия Al3+ и три сульфат-аниона SO42–. За создание теории электролитической диссоциации Аррениус в 1903 году был удостоен Нобелевской премии по химии.
По степени диссоциации на ионы электролиты стали относить к сильным (полный распад на ионы) и к слабым (на ионы распадается только часть растворенного вещества). К сильным электролитам относятся щелочи, многие кислоты (серная, азотная, соляная), большинство солей. К слабым электролитам относятся уксусная СН3СООН, азотистая HNO2, сероводородная h3S, угольная Н2СО3, сернистая h3SO3, большинство органических кислот. Воду также можно отнести к слабым электролитам, так как лишь очень небольшая часть ее молекул находится в растворах в виде катионов Н+ и анионов ОН–. Фосфорная кислота Н3РО4 – электролит средней силы. Тело человека также содержит растворы электролитов и проводит электрический ток. Прохождение через тело тока силой всего 0,1 ампера может быть смертельным.
Многие ученые – современники Аррениуса, вначале не приняли его теорию. У многих из них то время еще не было четкого понимания, чем ионы отличаются от нейтральных атомов. Им казалось невероятным, как, например, хлорид натрия в воде может существовать в виде отдельных ионов натрия и хлора: как известно, натрий бурно реагирует с водой, а раствор хлора имеет желто-зеленый цвет и ядовит. В результате диссертация Аррениуса получила ряд отрицательных отзывов. К числу самых непримиримых противников Аррениуса принадлежал и Д.И.Менделеев, создавший «химическую» теорию растворов, в отличие от «физической» теории Аррениуса. Менделеев считал, что в растворах происходят по сути химические взаимодействия между растворенным веществом и растворителем, тогда как теория Аррениуса представляла водные растворы как механическую смесь ионов и воды. В 1889 году Менделеев опубликовал Заметку о диссоциации растворенных веществ, в которой ставился под сомнение сам факт распада на ионы в растворах электролитов. «Сохраняя все то, что приобретено в отношении к пониманию растворов, – писал Менделеев, – мне кажется, можно оставить в стороне гипотезу об особом виде диссоциации – на ионы, совершающейся с электролитами при образовании слабых растворов».
Хотя Менделеев, критикуя Аррениуса, во многом был не прав, в его рассуждениях была значительная доля истины. Как это часто бывает в науке, в ожесточенном споре между приверженцами физической и химической теории правыми оказались обе стороны. Очень сильное химическое взаимодействие между ионами и молекулами растворителя дает ту энергию, которая необходима для разрушения кристаллической решетки или молекул электролитов. В случае водных растворов эта энергия называется энергией гидратации (hydor по-гречески вода) и она может достигать очень больших значений; так, энергия гидратации катионов Na+ почти вдвое больше, чем энергия разрыва связи в молекуле Cl2. Чтобы разъединить катионы и анионы в кристаллах электролитов, тоже требуется затратить немало энергии (она называется энергией кристаллической решетки). В результате если суммарная энергия гидратации катионов и анионов при образовании раствора больше энергии кристаллической решетки (или энергии связи между атомами в таких электролитах, как HCl, h3SO4), растворение будет сопровождаться нагреванием, а если меньше – охлаждением раствора. Именно поэтому при растворении в воде таких веществ как LiCl, безводный CaCl2 и многих других раствор нагревается, а при растворении KCl, KNO3, Nh5NO3 и некоторых других – охлаждается. Охлаждение может быть таким сильным, что стакан, в котором готовят раствор, покрывается снаружи росой и может даже примерзнуть к мокрой подставке!
turboreferat.ru
После установления законов электролиза М. Фарадея стала медленно укрепляться идея, что многие вещества в растворе диссоциированы на ионы. Различные гипотезы о существовании ионов высказывали Гротгус (1806 г.), Клаузиус (1857 г.), И. В. Гитторф (1866–1869 гг.) и другие ученые. Однако все они не дали настоящего решения этой проблемы, ограничившись лишь качественной стороной. Заслуга правильной постановки проблемы происхождения и поведения ионов в растворах электролитов принадлежит С. Аррениусу. Он высказал предположение, что электролитическая диссоциация вызывается растворителем, например водой, в момент растворения соли или кислоты. При этом частицы растворенного вещества распадаются не на обычные атомы, а на атомы, несущие электрический заряд. Таким образом ионы Фарадея – это атомы (или группы атомов), несущие положительный или отрицательный электрический заряд. Идеи С. Аррениуса на родине были встречены очень холодно, а диссертацию ученого едва не отклонили. Однако за пределами Швеции его работа была встречена с живым интересом. Особенно хорошее впечатление его труды произвели на В. Оствальда, и он предложил шведскому ученому место в своей лаборатории в Риге. Необходимо отметить, что на протяжении многих лет В. Оствальд поддерживал Аррениуса и стимулировал его активность в плане продолжения работ в области физической химии.
В 1887 г. С. Аррениус познакомился с работой Вант-Гоффа «Химическое равновесие в системах газов и разведенных растворов», которая оказала огромное влияние на формирование окончательной редакции учения об электролитической диссоциации (ионизации). Основное положения этой теории, а именно признание существования в растворах «свободных ионов», несущих определенные электрические заряды, Аррениус разработал только после прочтения статьи голландского ученого. С. Аррениус осознал, что аномальное возрастание осмотического давления в растворах электролитов вызвано распадом их частиц на ионы. При этом каждый из образовавшихся ионов оказывает с точки зрения осмотического давления точно такое же действие, что и недиссоциированная частица.
Принятие этой гипотезы позволило Аррениусу дать окончательную формулировку теории электролитической диссоциации (ионизации) :
1. При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации — процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.).
2. Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).
3. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).
4. Степень электролитической диссоциации (a) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N).
Сразу же после опубликования теории электролитической диссоциации возникла острая и продолжительная полемика. К числу противников теории прежде всего принадлежала группа российских ученых, в которую входили Д. И. Менделеев, Д. П. Коновалов, Н. Н. Бекетов и другие. С. Аррениус решительно защищал свою точку зрения, особенно энергично возражая против утверждения Менделеева о существовании в растворах промежуточных соединений (сольватов или гидратов). Такие не всегда обоснованные действия шведского ученого, отчасти можно объяснить тем, что с самого начала своей научной деятельности он приобрел влиятельных сторонников, к числу которых следует отнести Вант-Гоффа и В. Оствальда.
Необходимо признать, что не все российские ученые высказывались критически в отношении теории электролитической диссоциации. Среди активных сторонников и защитников этой теории в России следует назвать прежде всего В. А. Кистяковского и И. А. Каблукова. Практически одновременно В. А. Кистяковский и И. А. Каблуков высказали идею о гидратации ионов в растворах электролитов. В этом можно увидеть стремление русских ученых объединить представления гидратной теории растворов Д. И. Менделеева с учением об электролитической диссоциации (ионизации).[4]
Каблуков и Кистяковский доказали, что процесс растворения является физико-химическим, что дало возможность объяснить поведение растворенных веществ в растворе и их свойства.
В отличие от гипотезы ионизации С. Аррениуса, не учитывающей взаимодействие растворенного вещества с растворителем, в их теории к объяснению электролитической диссоциации привлекается химическая теория растворов Д.И. Менделеева.[5]
Основные научные работы И. А. Каблукова относятся к электрохимии неводных растворов. В 1889-1891 гг., изучая электрическую проводимость электролитов в органических растворителях, он установил аномальную проводимость неводных растворов электролитов и увеличение ее при добавлении воды к спиртовым растворам. На основании этих наблюдениях высказал предположение о наличии химического взаимодействия между растворителем и растворяемым веществом. В 1889-1891 гг., независимо от В. А. Кистяковского ввел представление о сольватации ионов. Указанные работы составили предмет докторской диссертации И.А.Каблукова - "Современные теории растворов (Вант-Гоффа и Аррениуса) в связи с учениями о химическом равновесии", которую он защитил в 1891 г. Эти работы положили начало сближению физической и химической теорий растворов.[6]
studfiles.net
Свободными носителями заряда в металлах, которые могут создавать электрический ток, являются электроны. Электронную проводимость имеет также вакуум, где свободные носители заряда получаются вследствие какого-нибудь вида эмиссии, например термоэлектронной. Какова же природа проводимости электролитов?
Проводники, при прохождении тока в которых не происходят никакие химические преобразования, называются проводниками первого рода.
Проводники первого рода — это металлы, вакуумные приборы, полупроводники с электронной проводимостью.
Проводники второго рода — вещества, при прохождении тока в которых происходят химические преобразования.
Проводники второго рода — это электролиты, ионные полупроводники. Свободными носителями зарядов в электролитах, образующих ток, являются положительно и отрицательно заряженные ионы.
Ионы в электролитах получаются вследствие явления электролитической диссоциации — распад на ионы молекул электролитов при растворении их в полярном растворителе (молекулы таких растворителей — полярные), например в воде.
Электролиты — химические вещества или их системы, прохождение электрического тока в которых обусловлено передвижением ионов. Электролиты бывают твердые (йодистое серебро — Agj), жидкие (растворы солей, кислот, щелочей в воде и неводных растворителях) и расплавленные (NaOH — гидроксид натрия, MgCl2 — хлорид магния и др.).
 |
| Рис. 7.14. Диссоциация молекулы |
Рассмотрим распад молекулы NaCl при растворении в воде. Молекула соли является полярной, она состоит из положительно заряженного иона натрия и отрицательно заряженного иона хлора (рис. 7.14). Эту молекулу как будто облепляют также полярные молекулы растворителя.
Электролитическая диссоциация. Взаимодействие между молекулами растворимого вещества и растворителя значительно ослабляет взаимодействие между ионами растворимого вещества, и молекула может распасться на ионы.
Часть ионов снова объединяется в молекулы, что называется молизацией, или рекомбинацией ионов в растворе. При определенной температуре в растворе устанавливается равновесие между количеством диссоциированных и количеством рекомбинированных молекул; количество ионов в растворе остается постоянным. С повышением температуры количество диссоциированных молекул в растворе возрастает. Материал с сайта http://worldofschool.ru
 |
| Рис. 7.15. Сольватация |
При невысоких температурах ионы бывают окружены молекулами растворителя (рис. 7.15). Это явление называется сольватацией, а полученные системы — сольватами. Если растворитель — вода, то явление называется гидратацией. С повышением температуры размеры сольватов уменьшаются, и сольватная оболочка может исчезать полностью.
Сольватация (от лат. solvo — растворяю) — взаимодействие между частицами (ионами, молекулами) растворителя и растворенного вещества.
Следует заметить, что явления диссоциации и молизации, сольватации происходят в электролитах независимо от того, есть в них электрический ток или его нет.
На этой странице материал по темам: 
Вопросы по этому материалу: worldofschool.ru
Теория электролитической диссоциации
Концентрация растворов.
Способы выражения концентрации растворов.
Существуют различные способы выражения состава раствора. Наиболее часто используют массовую долю растворённого вещества, молярную и нормальную концентрацию.
Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m :
w(B)= m(B) / m
Массовую долю растворённого вещества w(B) обычно выражают в долях единицы или в процентах. Например, массовая доля растворённого вещества - CaCl2 в воде равна 0,06 или 6%. Это означает,что в растворе хлорида кальция массой 100 г содержится хлорид кальция массой 6 г и вода массой 94 г.
Пример.
Сколько грамм сульфата натрия и воды нужно для приготовления 300 г 5% раствора?
Решение.
m(Na2SO4) = w(Na2SO4) / 100 = (5 • 300) / 100 = 15 г
где w(Na2SO4) - массовая доля в %,
m - масса раствора в г
m(h3O) = 300 г - 15 г = 285 г.
Таким образом, для приготовления 300 г 5% раствора сульфата натрия надо взять 15 г Na2SO4 и 285 г воды.
Молярная концентрация C(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.
C(B) = n(B) / V = m(B) / (M(B) • V),
где М(B) - молярная масса растворенного вещества г/моль.
Молярная концентрация измеряется в моль/л и обозначается "M". Например, 2 M NaOH - двухмолярный раствор гидроксида натрия. Один литр такого раствора содержит 2 моль вещества или 80 г (M(NaOH) = 40 г/моль).
Пример.
Какую массу хромата калия K2CrO4 нужно взять для приготовления 1,2 л 0,1 М раствора?
Решение.
M(K2CrO4) = C(K2CrO4) • V • M(K2CrO4) = 0,1 моль/л • 1,2 л • 194 г/моль 23,3 г.
Таким образом, для приготовления 1,2 л 0,1 М раствора нужно взять 23,3 гK2CrO4 и растворить в воде, а объём довести до 1,2 литра.
Концентрацию раствора можно выразить количеством молей растворённого вещества в 1000 г растворителя. Такое выражение концентрации называют молярностью раствора.
Нормальность раствора обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора.
Грамм - эквивалентом вещества называется количество граммов вещества, численно равное его эквиваленту. Для сложных веществ - это количество вещества, соответствующее прямо или косвенно при химических превращениях 1 грамму водорода или 8 граммам кислорода.
Эоснования = Моснования / число замещаемых в реакции гидроксильных групп
Экислоты = Мкислоты / число замещаемых в реакции атомов водорода
Эсоли = Мсоли / произведение числа катионов на его заряд
Пример.
Вычислите значение грамм-эквивалента (г-экв.) серной кислоты, гидроксида кальция и сульфата алюминия.
Э h3SO4 = М h3SO4 / 2 = 98 / 2 = 49 г
Э Ca(OH)2 = М Ca(OH)2 / 2 = 74 / 2 = 37 г
Э Al2(SO4)3 = М Al2(SO4)3 / (2 • 3) = 342 / 2= 57 г
Величины нормальности обозначают буквой "Н". Например, децинормальный раствор серной кислоты обозначают "0,1 Н раствор h3SO4". Так как нормальность может быть определена только для данной реакции, то в разных реакциях величина нормальности одного и того же раствора может оказаться неодинаковой. Так, одномолярный раствор h3SO4 будет однонормальным, когда он предназначается для реакции со щёлочью с образованием гидросульфата NaHSO4, и двухнормальным в реакции с образованием Na2SO4.
Пример.
Рассчитайте молярность и нормальность 70%-ного раствора h3SO4 ( = 1,615 г/мл).
Решение.
Для вычисления молярности и нормальности надо знать число граммов h3SO4 в 1 л раствора. 70% -ный раствор h3SO4 содержит 70 г h3SO4 в 100 г раствора. Это весовое количество раствора занимает объём
V = 100 / 1,615 = 61,92 мл
Следовательно, в 1 л раствора содержится 70 • 1000 / 61,92 = 1130,49 г h3SO4
Отсюда молярность данного раствора равна: 1130,49 / М (h3SO4) =1130,49 / 98 =11,53 M
Нормальность этого раствора (считая, что кислота используется в реакции в качестве двухосновной) равна 1130,49 / 49 =23,06 H
Пересчет концентраций растворов из одних единиц в другие.
При пересчете процентной концентрации в молярную и наоборот, необходимо помнить, что процентная концентрация рассчитывается на определенную массу раствора, а молярная и нормальная - на объем, поэтому для пересчета необходимо знать плотность раствора. Если мы обозначим: с - процентная концентрация; M - молярная концентрация; N - нормальная концентрация; э - эквивалентная масса, - плотность раствора; m - мольная масса, то формулы для пересчета из процентной концентрации будут следующими:
M = (c • p • 10) / m
N = (c • p • 10) / э
Этими же формулами можно воспользоваться, если нужно пересчитать нормальную или молярную концентрацию на процентную.
Пример.
Какова молярная и нормальная концентрация 12%-ного раствора серной кислоты, плотность которого р = 1,08 г/см3?
Решение.
Мольная масса серной кислоты равна 98. Следовательно,
m(h3SO4) = 98 и э(h3SO4) = 98 : 2 = 49.
Подставляя необходимые значения в формулы, получим:
а) Молярная концентрация 12% раствора серной кислоты равна
M = (12 • 1,08 • 10) / 98 = 1,32 M
б) Нормальная концентрация 12% раствора серной кислоты равна
N = (12 • 1,08 • 10) / 49 = 2,64 H.
Иногда в лабораторной практике приходится пересчитывать молярную концентрацию в нормальную и наоборот. Если эквивалентная масса вещества равна мольной массе (Например, для HCl, KCl, KOH), то нормальная концентрация равна молярной концентрации. Так, 1 н. раствор соляной кислоты будет одновременно 1 M раствором. Однако для большинства соединений эквивалентная масса не равна мольной и, следовательно, нормальная концентрация растворов этих веществ не равна молярной концентрации.
Для пересчета из одной концентрации в другую можно использовать формулы:
M = (N • Э) / m
N = (M • m) / Э
Пример.
Нормальная концентрация 1 М раствора серной кислоты
N = (1 • 98) / 49 = 2 H.
Пример.
Молярная концентрация 0,5 н. Na2CO3
M = (0,5 • 53) / 106 = 0,25 M.
Упаривание, разбавление, концентрирование, смешивание растворов.
Имеется mг исходного раствора с массовой долей растворенного вещества w1 и плотностью 1.
Упаривание раствора.
В результате упаривания исходного раствора его масса уменьшилась на m г. Определить массовую долю раствора после упаривания w2
Решение.
Исходя из определения массовой доли, получим выражения для w1 и w2 (w2 > w1):
w1 = m1 / m
(где m1 - масса растворенного вещества в исходном растворе)
m1 = w1 • m
w2 = m1 / (m - m) = (w1 • m) / (m - m)
Пример.
Упарили 60 г 5%-ного раствора сульфата меди до 50 г. Определите массовую долю соли в полученном растворе.
m = 60 г; m = 60 - 50 = 10 г; w1 = 5% (или 0,05)
w2 = (0,05 • 60) / (60 - 10) = 3 / 50 = 0,06 (или 6%-ный)
Концентрирование раствора.
Какую массу вещества (X г) надо дополнительно растворить в исходном растворе, чтобы приготовить раствор с массовой долей растворенного вещества w2?
Решение.
Исходя из определения массовой доли, составим выражение для w1 и w2:
w1 = m1 / m2,
(где m1 - масса вещества в исходном растворе).
m1 = w1 • m
w2 = (m1+x) / (m + x) = (w1 • m + x) / (m+x)
Решая полученное уравнение относительно х получаем:
w2 • m + w2 • x = w1 • m + x
w2 • m - w1 • m = x - w1 • x
(w2 - w1) • m = (1 - w2) • x
x = ((w2 - w1) • m) / (1 - w2)
Пример.
Сколько граммов хлористого калия надо растворить в 90 г 8%-ного раствора этой соли, чтобы полученный раствор стал 10%-ным?
m = 90 г
w1 = 8% (или 0,08), w2 = 10% (или 0,1)
x = ((0,1 - 0,08) • 90) / (1 - 0,1) = (0,02 • 90) / 0,9 = 2 г
Смешивание растворов с разными концентрациями.
Смешали m1 граммов раствора №1 c массовой долей вещества w1 и m2 граммов раствора №2 c массовой долей вещества w2. Образовался раствор (№3) с массовой долей растворенного вещества w3. Как относятся друг к другу массы исходных растворов?
Решение.
Пусть w1 > w2, тогда w1 > w3 > w2. Масса растворенного вещества в растворе №1 составляет w1 • m1, в растворе №2 - w2 • m2. Масса образовавшегося раствора (№3) - (m1 - m2). Сумма масс растворенного вещества в растворах №1 и №2 равна массе этого вещества в образовавшемся растворе (№3):
w1 • m1 + w2 • m2 = w3 • (m1 + m2)
w1 • m1 + w2 • m2 = w3 • m1 + w3 • m2
w1 • m1 - w3 • m1 = w3 • m2 - w2 • m2
(w1- w3) • m1 = (w3- w2) • m2
m1 / m2 = (w3 - w2 ) / (w1- w3)
Таким образом, массы смешиваемых растворов m1 и m2 обратно пропорциональны разностям массовых долей w1 и w2 смешиваемых растворов и массовой доли смеси w3. (Правило смешивания).
Для облегчения использования правила смешивания применяют правило креста :
m1 / m2 = (w3 - w2) / (w1 - w3)
Для этого по диагонали из большего значения концентрации вычитают меньшую, получают (w1 - w3), w1 > w3 и (w3 - w2), w3 > w2. Затем составляют отношение масс исходных растворов m1 / m2 и вычисляют.
Пример.
Определите массы исходных растворов с массовыми долями гидроксида натрия 5% и 40%, если при их смешивании образовался раствор массой 210 г с массовой долей гидроксида натрия 10%.
5 / 30 = m1 / (210 - m1)
1/6 = m1 / (210 - m1)
210 - m1 = 6m1
7m1 = 210
m1 =30 г; m2 = 210 - m1 = 210 - 30 = 180 г
Разбавление раствора.
Исходя из определения массовой доли, получим выражения для значений массовых долей растворенного вещества в исходном растворе №1 (w1) и полученном растворе №2 (w2):
w1 = m1 / (1 • V1) откуда V1= m1 /( w1 • 1)
w2 = m2 / (2 • V2)
m2 = w2 • 2 • V2
Раствор №2 получают, разбавляя раствор №1, поэтому m1 = m2. В формулу для V1 следует подставить выражение для m2. Тогда
V1= (w2 • 2 • V2) / (w1 • 1)
m2 = w2 • 2 • V2
или
w1 • 1 • V1 = w2 • 2 • V2m1(раствор) m2(раствор)
m1(раствор) / m2(раствор) = w2 / w1
При одном и том же количестве растворенного вещества массы растворов и их массовые доли обратно пропорциональны друг другу.
Пример.
Определите массу 3%-ного раствора пероксида водорода, который можно получить разбавлением водой 50 г его 3%-ного раствора.
m1(раствор) / m2(раствор) = w2 / w1
50 / x = 3 / 30
3x = 50 • 30 = 1500
x = 500 г
Последнюю задачу можно также решить, используя "правило креста":
3 / 27 = 50 / x
x = 450 г воды
450 г + 50 г = 500 г
Список литературы
Для подготовки данной работы были использованы материалы с сайта http://schoolchemistry.by.ru/
topref.ru
Слайд 1
ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ Выполнила: ученица 11б класса МОУ «СОШ № 1 р.п. Новые Бурасы» Белослюдцева Инга Учитель: Задорова Ольга ВладимировнаСлайд 2
их растворы или расплавы ПРОВОДЯТ электрический ток их растворы или расплавы НЕ ПРОВОДЯТ электрический ток Вид химической связи Ионная или ковалентная сильно полярная Ковалентная неполярная или мало полярная Все вещества по отношению к электрическому току можно разделить на
Слайд 3
C оли Na 2 SO 4 , KCl, Ca(NO 3 ) 2 Кислоты HCl, H 3 PO 4 H 2 SO 4 Щёлочи KOH, NaOH Ba(OH) 2 Газы O 2 , N 2 Органические вещества Метан CH 4 Сахар C 12 H 22 O 11 Оксиды NO, Na 2 O CaO ПРИМЕРЫ:
Слайд 4
Процесс появления гидратированных ионов в водном растворе называется электролитической диссоциацией (С. Аррениус, 1887 г.) . процесс растворения электролитов сопровождается образованием заряженных частиц, способных проводить электрический ток. С. А. Аррениус. Гипотеза Сванте Аррениуса
Слайд 5
Современная теория электролитической диссоциации (ТЭД)
Слайд 6
Все вещества по их способности проводить электрический ток в растворах или расплавах делятся на электролиты и неэлектролиты . Первое положение ТЭД
Слайд 7
В растворах электролиты диссоциируют ( распадаются) на положительные и отрицательные ионы. Процесс распада электролита на ионы в растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией. Второе положение ТЭД
Слайд 8
Молекула воды является диполем Электронная формула воды – Н : О : Н : : + -- O H H 104,5 0 Пространственное строение Структурная формула Н →О Н Роль молекул растворителя в процессе электролитической диссоциации
Слайд 9
1.Ориентация молекул воды. 2.Гидратация. 3. Разрыв ионной связи. 4.Перемещение гидратированных ионов в раствор. Этапы диссоциации веществ с ионной связью
Слайд 10
Ориентация молекул воды. Гидратация. Перемещение гидратиро- ванных ионов в раствор. Диссоциация веществ с ионной связью
Слайд 11
Ориентация. Гидратация. Ионизация. Диссоциация. Диссоциация веществ с полярной связью
Слайд 12
Ориентация. Гидратация. Ионизация. Диссоциация. Диссоциация веществ с полярной связью
Слайд 13
Ориентация. Гидратация. Ионизация. Диссоциация . Диссоциация веществ с полярной связью
Слайд 14
Причиной диссоциации электролита является его взаимодействие с молекулами воды, т.е. его гидратация Третье положение ТЭД
Слайд 15
HCl+mH 2 O H + (H 2 O) x +Cl - (H 2 O) y HCl H + +Cl - NaCl+mH 2 O Na + (H 2 O) x +Cl - (H 2 O) y NaCl Na + +Cl -
Слайд 16
С точки зрения ТЭД, кислотами называются электролиты, которые в водном растворе диссоциируют на ионы водорода и ионы кислотных остатков. Одноосновные HClO 4 , HNO 3 , HCl, HBr Двухосновные H 2 SO 4 , H 2 CO 3 , H 2 S, H 2 SiO 3 Трёхосновные H 3 PO 4 , H 3 BO 3 Четырёхосновные H 4 P 2 O 7 , H 4 SiO 4 Основность кислот
Слайд 17
HCl = H + + Cl - HNO 3 = H + + NO 3 - HClO 4 = H + + ClO 4 - Кислоты – это электролиты, которые диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Диссоциация кислот
Слайд 18
Na 2 SO 4 = 2Na + + SO 4 2- AlCl 3 = Al 3+ + 3Cl - Fe 2 (SO 4 ) 3 = 2Fe 3+ + 3SO 4 2- С точки зрения ТЭД, средними солями называются электролиты, которые в водном растворе диссоциируют на ионы металла и ионы кислотного остатка.. Диссоциация солей
Слайд 19
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Каждая последующая степень протекает хуже предыдущей. Сильный электролит H 2 SO 4 H + + HSO 4 - 1 HSO 4 - H + + SO 4 2 - 2 1 2 H 2 SO 4 2 H + + SO 4 2 - Электролит средней силы H 2 SO 3 H + + HSO 3 - 1 HSO 3 - H + + SO 3 2- 2 1 >> 2 H 2 SO 3 H + + HSO 3 -
Слайд 20
С точки зрения ТЭД, основаниями называются электролиты, которые в водном растворе диссоциируют на ионы металла и гидроксид ионы . Однокислотные NaOH, KOH, NH 4 OH Двухкислотные Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 , Fe(OH) 2 Трёхкислотные Fe(OH) 3 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 , Кислотность оснований
Слайд 21
NaOH = Na + + OH - Ba(OH) 2 = BaOH + + OH - → Ba 2+ + 2OH - KOH = K + + OH - Основания – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и анионы гидроксогрупп Диссоциация оснований
Слайд 22
Соли – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла или аммония NH 4 + и анионы кислотных остатков. NaCl = Na + + Cl - KNO 3 = K + + NO 3 - Al 2 (SO 4 ) 3 = 2Al 3+ + 3SO 4 2- Диссоциация солей
Слайд 23
Классификация солей средние кислые основные Образованы катионами металла и анионами кислотного остатка Кроме металла и кислотного остатка содержат водород Кроме металла и кислотного остатка содержат гидроксогруппу
Слайд 24
С точки зрения ТЭД, кислыми солями называются электролиты, которые в водном растворе диссоциируют на ионы металла , ионы кислотного остатка и образуют ионы водорода . NaHSO 4 Na + + HSO 4 - 1 HSO 4 - H + + SO 4 2 - 2 1 2 NaHSO 4 Na + + HSO 4 -
Слайд 25
Под действием тока положительные ионы движутся к катоду и называются катионы , а отрицательные – к аноду и называются анионы . Четвёртое положение ТЭД
Слайд 26
С точки зрения ТЭД, основными солями называются электролиты, которые в водном растворе диссоциируют на ионы металла , ионы кислотного остатка и образуют гидроксид ионы. Ba(OH)Cl = BaOH + + Cl - 1 BaOH - Ba 2+ + OH - 2 1 2
Слайд 27
Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы Сильные электролиты > 30% Электролиты средней силы 3% 30% Слабые электролиты
Слайд 28
График зависимости степени электролитической диссоциации от температуры График зависимости степени электролитической диссоциации от концентрации 100% 0 моль / л 100% 0 100 0
Слайд 29
Сильные электролиты > 30% Средние водорастворимые соли NaCl, K 2 SO 4 , Ba(NO 3 ) 2 итд; Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов : LiOH – CsOH, Ca(OH) 2 – Ba(OH) 2 ,; Минеральные кислоты : H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 , HBrO 3 , HJO 3 , HCl, HBr, HJ
Слайд 30
Электролиты средней силы 3% 30% H 3 PO 3 , H 3 PO 4 , H 4 P 2 O 7 , H 2 SO 3 , HF, HClO 2 , Fe(OH) 2 ,
Слайд 31
Слабые электролиты
Слайд 32
Свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации. Шестое положение ТЭД
Слайд 33
Реакции в растворах электролитов протекают до конца если: Образуется или растворяется осадок; Выделяется газ; Образуется малодиссоциирующее вещество (например Н 2 О) Условия протекания реакции ионного обмена
Слайд 34
Образование осадка
Слайд 35
Образование осадка
Слайд 36
Выделение осадка
Слайд 37
Образование H 2 O
Слайд 38
Образование Н 2 О
Слайд 39
Образование осадка
Слайд 40
Образование осадка
Слайд 41
Образование осадка
Слайд 42
Выделение газа
Слайд 43
Выделение газа
Слайд 44
Выделение газа
Слайд 45
Спасибо за внимание!
nsportal.ru
