Растворы электролитов - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Растворы электролитов. Доклад-сообщение содержит 13 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Электролиты – это вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Основание теории образования растворов электролитов положил С.Аррениус. Главным положением этой теории является утверждение о том, что в растворах электролитов происходит процесс распада вещества на ионы, который называется электролитической диссоциацией. Поскольку электролитическая диссоциация является равновесным процессом, АК↔ А– + К+ то для описывающей её схемы можно написать выражение константы равновесия, называемой в этом случае константой электролитической диссоциации Кд = Электролиты при растворении могут диссоциировать на ионы полностью или частично. Для характеристики полноты диссоциации электролита Аррениус ввел понятие степени диссоциации (α) –отношение числа молекул электролита, распавшихся в растворе на ионы (n), к первоначальному числу его молекул в растворе (N). Степень диссоциации электролита в растворе зависит от его природы, концентрации, природы растворителя, температуры и присутствия посторонних электролитов. По способности к диссоциации Аррениус предложил следующую градацию «силы» электролитов А) слабые электролиты (α < 5%): органические кислоты , водный раствор аммиака, вода Б) средние электролиты (5% < α < 30%): Н3РО4,Н2SO3 В) сильные электролиты (α > 30%): НСl, HNO3, H2SO4, NaOH, Ba(OH)2 и растворимые соли NaNO3, KBr

Слайд 2

Описание слайда:

Если в 1 л раствора растворено С молей электролита и степень диссоциации равна , значит продиссоциировало С молей электролита и образовалось каждого иона по С молей. В недиссоциированном состоянии остается Если в 1 л раствора растворено С молей электролита и степень диссоциации равна , значит продиссоциировало С молей электролита и образовалось каждого иона по С молей. В недиссоциированном состоянии остается (С - С) молей КА. Тогда константа диссоциации будет равна: Кд = Данное уравнение выражает закон разведения Оствальда. Анализ этого выражения показывает, что с уменьшением концентрации электролита степень диссоциации раствора электролита возрастает и наоборот Для очень слабых электролитов (при 

Слайд 3

Описание слайда:

Слайд 4

Описание слайда:

Слайд 5

Описание слайда:

Ионная сила раствора (I) –величина, характеризующая интенсивность электростатического поля всех ионов в растворе Ионная сила раствора (I) –величина, характеризующая интенсивность электростатического поля всех ионов в растворе Равна полусумме произведений молярной концентрации каждого иона на квадрат его заряда: I = Σ (Cizi2) где I –ионная сила раствора, ci–молярная концентрация того или иного иона в растворе, zi–заряд иона. Пример: Рассчитаем ионную силу раствора, содержащего одновременно 0,01 моль ВаСl2 и 0,1 моль NaNO3 : I = (С(Ва2+)∙22 + 2С(Сl– ) ∙ 12 + С(Na+ ) ∙ 12 + С(NO3 – ) ∙ 12 ) Считая, что ВаСl2 и NaNO3 как сильные электролиты диссоциированы в растворе полностью, можно находим значение I: I = (0,01 ∙ 22 + 0,02 ∙ 12 + 0,1 ∙ 12 + 0,1 ∙ 12 ) = 0,13 С увеличением ионной силы растворов коэффициенты активности ионов уменьшаются. Однако в достаточно разбавленных растворах с одинаковой ионной силой у равнозарядных ионов они имеют близкие значения.

Слайд 6

Описание слайда:

Электропроводность растворов электролитов Различают две основные группы проводников электрического тока: проводники первого рода, электрическая проводимость которых обусловлена электронами (примером могут служить металлы и полупроводники), и проводники второго рода, обладающие ионной проводимостью( пример: растворы электролитов). В отсутствие внешних электрических полей ионы в растворе движутся беспорядочно, при наложении внешнего поля беспорядочность сохраняется , но одно из направлений становится преимущественно (движение к соответствующему электроду). Величина этого движения называется скоростью движения ионов (W [м/c] ) Скорость движения ионов зависит от напряженности электрического поля, т.е. от градиента потенциала. Скорость движения ионов, отнесенная к единице градиента потенциала называется абсолютной скоростью движения. W+ или W- [м2/В∙c] Зависят от природы и зарядов ионов. При 25 ̊ С наибольшую скорость имеют ионы гидроксония Н3О+ Скорости движения катионов и анионов не одинаковы, большая доля электричества переносится более быстрыми ионами. Числа переноса показывают какая доля электричества переносится ионами данного вида. + = 1

Слайд 7

Описание слайда:

Слайд 8

Описание слайда:

Слайд 9

Описание слайда:

Молярная электропроводность как сильных, так и слабых электролитов увеличивается с уменьшением концентрации (т.е. c увеличением разведения раствора V = 1/С), достигая некоторого предельного значения , называемого молярной электропроводностью при бесконечном разведении Молярная электропроводность как сильных, так и слабых электролитов увеличивается с уменьшением концентрации (т.е. c увеличением разведения раствора V = 1/С), достигая некоторого предельного значения , называемого молярной электропроводностью при бесконечном разведении Зависимость молярной Зависимость молярной электропроводности от концентрации. электропроводности от разведения Для слабого электролита такая зависимость молярной электропроводности от концентрации обусловлена в основном увеличением степени диссоциации с разбавлением раствора. В случае сильного электролита с уменьшением концентрации ослабляется взаимодействие ионов между собой, что увеличивает скорость их движения и, следовательно, молярную электропроводность раствора.

Слайд 10

Описание слайда:

Молярную электропроводность раствора связывает с абсолютными скоростями движения катионов и анионов W+ и W– уравнение Аррениуса: Молярную электропроводность раствора связывает с абсолютными скоростями движения катионов и анионов W+ и W– уравнение Аррениуса: F- число Фарадея 96500 Кл подвижность анионов - подвижность катионов Вильгельм Кольрауш показал, что в молярную электропроводность бесконечно разбавленных растворов электролитов каждый из ионов вносит свой независимый вклад, и является суммой молярных электропроводностей катиона и аниона λ+ и λ– (т.н. подвижностей ионов), и сформулировал закон независимости движения ионов: Молярная электропроводность при бесконечном разведении равна сумме электролитических подвижностей катиона и аниона данного электролита.

Слайд 11

Описание слайда:

Закон Кольрауша справедлив и для сильных и для слабых электролитов. С ростом концентрации электролита молярная электропроводность будет зависеть и от степени диссоциации (, в основном для слабых электролитов) и от электрического взаимодействия между ионами (в основном для сильных электролитов). Закон Кольрауша справедлив и для сильных и для слабых электролитов. С ростом концентрации электролита молярная электропроводность будет зависеть и от степени диссоциации (, в основном для слабых электролитов) и от электрического взаимодействия между ионами (в основном для сильных электролитов). Для раствора слабого электролита:  =  Подставляя его в закон разведения Оствальда Кд = α2с / (1- α), получим: Кд = λ·С/ ( – λ). Для раствора же сильного электролита аналогичное соотношение приобретает вид:  = f, где f - коэффициент электрической проводимости, учитывающий межионные взаимодействия.

Слайд 12

Описание слайда:

Практическое применение метода измерения электропроводности Кондуктометрия- метод анализа, снованный на определении электропроводности жидких сред. Измерение степени и константы диссоциации слабых электролитов Измерение концентрации кислот и щелочей кондуктометрическим титрованием ( суть метода заключается в периодическом измерении электропроводности в процессе титрования. На основании полученных экспериментальных данных строят кривую зависимости: например электропроводности от количества щелочи, пошедшей на титрование) Определение растворимости труднорастворимых солей Определение влажности кондуктометрическим методом для измерения влажности зерна или почвы.