Презентация на тему Теория электролитической диссоциации. Кислотно-основные равновесия в водных растворах

о сильных и слабых электролитах.
Сформировать знания о кислотно-основном равновесии

в водных растворах

2.Диссоциация кислот, солей, оснований в водных растворах.
3.Химические реакции

между электролитами. Ионные уравнения.
4.Уравнение диссоциации воды. Константа автопротолиза воды. Понятие о водородном показателе рН. Характеристика степени кислотности растворов по значению рН и концентрации ионов водорода.
5.Расчет рН и рОН растворов сильных кислот и сильных оснований.
 

теории Аррениуса сводится к следующим трем положениям:
1.Электролиты при растворении

в воде распадаются (диссоциируют) на ионы. Ио́н (др.-греч. ἰόν — идущее) — одноатомная или многоатомная электрически заряженная частица.
2.Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду и называются катионами; отрицательно заряженные - к аноду, они называются анионами.
3. Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация). Общая запись этих двух процессов:
КА <=> К+ + А-,
где КА – электролит, К+ - катион, А- - анион.

– электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются

гидроксид-ионы.
Диссоциация сильного основания (щелочи) :
КОН → К+ + ОН-
Диссоциация слабого основания:
NH4OH↔ NH4+ + OH-

металлов и анионы кислотных остатков.
Диссоциация средней соли :

KСl → K+ + Сl-.
Диссоциация кислой соли: NaHCO3 → Na+ + HCO3-
Диссоциация основной соли: BaOHCI → BaOH + + CI-

Диссоциация кислот, солей, оснований в водных растворах.

- α альфа).
Степень диссоциации – это отношение числа распавшихся

на ионы молекул NΙ к общему числу растворенных молекул N:
NΙ
α= -------- (в долях единицы или в процентах)
N
Если α =1 или 100%, электролит полностью распадается на ионы.
Если α = 0, диссоциация отсутствует.
Если α = 0,5 или 50%, то это означает, что из каждых 100 молекул данного электролита 50 находятся в состоянии диссоциации.
Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные и слабые электролиты

В растворах сильных электролитов молекулы отсутствуют. К сильным электролитам

относятся:
1) почти все соли;
2) многие минеральные кислоты: H2S04, HN03, HCl, НСIO4, HBr, HI, HMn04;
3) основания щелочных металлов, например: NaOH и КОН, а также Ва(ОН)2, Са(ОН)2.

Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют лишь частично. В растворе имеется большое количество недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов процесс обратимый.
К слабым электролитам относятся:
1) некоторые минеральные кислоты: H2C03, H2S, HN02, H2Si03.
2) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH4OH;
3) вода.
Кислоты Н3РО4, H2S03 и HF являются кислотами средней силы.

Сильные и слабые электролиты

являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а

уравнения этих реакций - ионными уравнениями.

Химические реакции между электролитами. Ионные уравнения.

правилами:
1. Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые

кислоты, основания и соли) не диссоциируют.
2.В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов.
3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.
4. Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.

Химические реакции между электролитами. Ионные уравнения.

2AgNO3 = 2AgCl + Mg(NO3)2
2. Определяют растворимость каждого

из веществ с помощью таблицы растворимости.
3. Записывают уравнения диссоциации растворимых в воде исходных веществ и продуктов реакции:
MgCl2 = Mg2+ + 2Cl-
AgNO3 =Ag+ + NO3-
Mg(NO3)2 =Mg2+ + 2NO3-
4.Записывают полное ионное уравнение реакции
Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- = 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-
5. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:
Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- = 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-
Ag+ + Cl- = AgCl↓

Порядок составления ионных уравнений реакции

газ.
3. Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O) .


Условия

необратимости реакций ионного обмена

электролит, при 250С в 1 л воды диссоциирует

только 10-7 моль воды. Наличие в растворе Н+ и OН- нужно учитывать при анализе.
[Н+] + [OН-] =10-7 моль/л.

Уравнение диссоциации воды. Константа автопротолиза воды. Понятие о водородном показателе рН.

[Н+] и уменьшится концентрация ионов [OН-]. При добавлении к

воде щелочи – наоборот, увеличится концентрация ионов [OН-], уменьшится концентрация ионов [Н+]. Таким образом, в кислых растворах [Н+] ˃ 10-7 моль/л, а в щелочном растворе [Н+] ˂ 10-7 моль/л, а в нейтральных растворах, где [Н+] = [OН-], концентрация тех и других ионов равна 10-7 моль/л.

Уравнение диссоциации воды. Константа автопротолиза воды. Понятие о водородном показателе рН.

выражать через отрицательные логарифмы и обозначать соответственно рН и

рОН.
Величину рН называют водородным показателем, рОН – гидроксильным:
рН = - Ig [Н+] ; рОН = - Ig [OН-]
рН + рОН = 14

Уравнение диссоциации воды. Константа автопротолиза воды. Понятие о водородном показателе рН.

молекулы жидкости к другой и образования в результате равного

числа катионов и анионов.
Автопротолиз воды – обратимый процесс образования равного числа катионов оксония Н3О+ и гидроксид-анионов ОН- из незаряженных молекул воды Н2О за счет передачи протона Н+ от одной молекулы к другой:
2Н2О = Н3О+ + ОН-

Автопротолиз воды

В кислой среде [Н+] ˃ 10-7 моль/л, рН˂7

В щелочной среде [Н+] ˂ 10-7 моль/л, рН ˃7.
В нейтральной среде [Н+] + [OН-] =10-7 моль/л, рН=7

Характеристика степени кислотности растворов по значению рН и концентрации ионов водорода.

сильных оснований.