Презентация на тему ДИССОЦИАЦИЯ ДИССОЦИАЦИЯ

и неэлектролиты.
Электролитами называют 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.
Неэлектролитами называются вещества, которые не проводят электрический ток ни в растворах, ни в расплавах. Сюда относится большинство органических веществ (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

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

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

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

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 красный цвет разных оттенков.

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

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

(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 α от 30% до 100% например, серная кислота H2SO4( α = 58% ).
Слабые электролиты имеют α от 0% до 2% например, угольная H2CO3( α = 0,17% ) и сероводородная H2S( α = 0,07% ) кислоты.

Степень диссоциации и сила электролитов

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

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

«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

+ H2CO3 < H2O + CO2↑
2K+ + CO32─ +

2H+ + 2Cl─ → 2K+ + 2Cl─ + H2O + CO2↑
CO32─ + 2H+ → H2O + CO2↑
2) NH4Cl + NaOH → NaCl + NH4OH < NH3↑ + H2O
NH4+ + Cl─ + Na+ + OH ─ → Na+ + Cl ─ + NH4OH < NH3↑ + H2O
NH4+ + OH ─ → NH3↑ + H2O
3) 2KCl(крист.) + H2SO4(конц.) → K2SO4 + 2HCl↑
2K+ + 2Cl ─ + 2H+ + SO42─ → 2K+ + SO42─ + 2HCl↑
2Cl ─ + 2H+ → 2HCl↑
Cl ─ + H+ → HCl↑

Реакции ионного обмена

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

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)2 и другие, ─ гидролиза нет.

Гидролиз солей

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

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

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

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 уравнений диссоциации.

Выводы по теме:

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: