Электролитическая диссоциация - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Электролитическая диссоциация, слайд №10

Электролитическая диссоциация, слайд №11

Электролитическая диссоциация, слайд №12

Электролитическая диссоциация, слайд №13

Электролитическая диссоциация, слайд №14

Электролитическая диссоциация, слайд №15

Электролитическая диссоциация, слайд №16

Электролитическая диссоциация, слайд №17

Электролитическая диссоциация, слайд №18

Электролитическая диссоциация, слайд №19

Электролитическая диссоциация, слайд №20

Электролитическая диссоциация, слайд №21

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Электролитическая диссоциация. Доклад-сообщение содержит 21 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:

Тема 9. Электролитическая диссоциация 9.1. Природа электролитической диссоциации

Слайд 2

Описание слайда:

Слайд 3

Описание слайда:

Количественные характеристики процесса диссоциации Степень диссоциации, α – доля молекул, распавшихся на ионы Константа диссоциации Кд – константа равновесия процесса диссоциации

Слайд 4

Описание слайда:

Классификация электролитов

Слайд 5

Описание слайда:

9.2. Факторы, влияющие на процесс диссоциации 1. Влияние концентрации электролита С понижением концентрации степень диссоциации увеличивается. Для слабых электролитов: C – исходная концентрация кислоты, α – степень диссоциации CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ С-αС αС αС - равновесные концентрации

Слайд 6

Описание слайда:

Для сильных электролитов NaClкр → Na+(водн)+Cl- (водн) Активностью а называется та условная концентрация, в соответствии с которой ион ведет себя в растворе. a – активность ионов в растворе f – коэффициент активности (f≤1) CM – молярная концентрация раствора I – ионная сила раствора Ci – концентрация i-го иона в растворе Zi – заряд i-го иона в растворе

Слайд 7

Описание слайда:

2. Влияние температуры на процесс диссоциации Процесс диссоциации – эндотермический. Поэтому с повышением температуры степень диссоциации возрастает 3. Влияние природы растворителя на процесс диссоциации Чем выше дипольный момент у молекул растворителя, тем легче идет в нем процесс диссоциации растворенного вещества.

Слайд 8

Описание слайда:

4. Влияние природы вещества на процесс его диссоциации Чем выше полярность связи, тем легче вещество диссоциирует по этой связи. По Аррениусу природа химического вещества определяется характером его диссоциации. Кислоты по Аррениусу – это водородсодержащие соединения, дающие в водном растворе ионы водорода (гидроксония) Силу кислоты можно определить по константе кислотности Ка: HAn ⇄ H+ +An- Чем выше Ka, тем сильнее кислота

Слайд 9

Описание слайда:

Сила бескислородных кислот зависит от радиуса аниона, а у анионов с близкими радиусами - от величины электроотрица-тельности кислотообразующего элемента. С увеличением радиуса иона длина связи H-An увеличивается, и энергия связи уменьшается → сила кислоты возрастает. Поэтому в пределах одной подгруппы с увеличением заряда ядра атома кислотообразующего элемента сила кислоты увеличивается: HI – сильная кислота, HF – средняя. В пределах одного периода с увеличением заряда ядра атома кислотообразующего элемента увеличивается электроотрицательность атома кислотообразующего элемента. Разность электроотрицательностей между атомами кислотообразующего элемента и водорода увеличивается, возрастает полярность связи, а с ней – и сила кислоты: H2S – слабая кислота, HCl – сильная.

Слайд 10

Описание слайда:

Сила кислородсодержащих кислот, формула которых имеет общий вид ЭОm(OH)n, зависит от природы кислотообразующего элемента и от величин m и n. Ввиду большой электроотрицательности атома кислорода, он оттягивает электроны от связей О-Н и способность диссоциации кислоты по этой связи возрастает. Поэтому с увеличением числа атомов кислорода, не связанных с атомами водорода (m), и с уменьшением числа групп ОН- (n) сила кислоты возрастает. Сила кислоты увеличивается по мере увеличения степени окисления кислотообразующего элемента.

Слайд 11

Описание слайда:

Основания по Аррениусу – это гидроксилсо-держащие соединения, дающие в водном растворе ионы гидроксила Силу основания можно определить по константе основности Кв: KtOH ⇄ Kt+ +OH- Чем выше Kb, тем сильнее основание К сильным электролитам относятся все основания щелочных металлов С увеличением радиуса иона длина связи Kt-O увеличивается, и энергия связи уменьшается → сила основания возрастает. Поэтому в пределах одной подгруппы с увеличением заряда ядра атома металла сила его основания увеличивается: Ra(OH)2 – сильное основание, Mg(OH)2 – среднее. В пределах одного периода с увеличением заряда ядра атома металла увеличивается его электроотрицатель-ность. Разность электроотрицательностей между атомами металла и кислорода уменьшается, уменьшается и полярность связи, а с ней – и сила основания: NaOH – сильное основание, Mg(OH)2 – среднее, Al(OH)3 - слабое.

Слайд 12

Описание слайда:

Представление о теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури Кислота – это вещество, стремящееся отдать протоны (донор протонов), а основание – это вещество, стремящееся присоединить протоны (акцептор протонов) HCl ⇄ Cl- + H+ HCN ⇄ CN- + H+ HCl и HCN – кислоты Сl- и CN- - сопряженные им основания

Слайд 13

Описание слайда:

Представление о теории кислот и оснований Льюиса Кислота – это акцептор пары электронов, имеющий подходящую свободную орбиталь, а основание – это донор электронов, имеющий неподеленную пару электронов H+ - кислота NH3 - основание

Слайд 14

Описание слайда:

9.3. Ступенчатая диссоциация электролитов Диссоциация кислот Максимальное число ионов водорода, образующихся при диссоциации из одной молекулы кислоты называется ее основностью. HCl – одноосновная кислота, H2SO4 - двухосновная H3PO4 – трехосновная. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем константа диссоциации по каждой последующей ступени примерно в 105 раз меньше, чем по предыдущей.

Слайд 15

Описание слайда:

Слайд 16

Описание слайда:

Диссоциация оснований Максимальное число ионов гидроксила, образующихся при диссоциации из одной основания называется его кислотностью. NaOH – однокислотное основание, Mg(OH)2 - двухкислотное Fe(OH)3 – трехкислотное. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато, причем константа диссоциации по каждой последующей ступени примерно в 105 раз меньше, чем по предыдущей. I ступень: Mg(OH)2 ⇄ Mg(OH)++OH- II ступень: Mg(OH)+ ⇄ Mg++OH- Способностью оснований многозарядных ионов к ступенчатой диссоциации объясняется их склонность к образованию основных солей (CuOH)2CO3

Слайд 17

Описание слайда:

Диссоциация солей Средние соли диссоциируют полностью, в одну ступень: Al2(SO4)3 ⇄ 2Al3+ +3SO42- Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато, легко – по 1-ой ступени и очень незначительно – по последующим: I ступень: NaHCO3 ⇄ Na+ + HCO3- II ступень: HCO3- ⇄ H++CO32- I ступень: (CuOH)2CO3 ⇄ 2CuOH- + CO32- II ступень: CuOH+ ⇄ Cu2+ + OH-