Растворы электролитов - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Растворы электролитов. Доклад-сообщение содержит 19 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 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. Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.

Слайд 2

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Основные положения: Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na+, Mg2+, Аl3+ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО3-, SO42-, РО4З- и т.д.). 2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами. 3. Диссоциация - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

Слайд 3

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Прибор для определения электрической проводимости растворов

Слайд 4

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Электролиты - проводники второго рода. В растворе или расплаве они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток. Очевидно, чем больше ионов в растворе, тем лучше он проводит электрический ток. Чистая вода электрический ток проводит очень плохо. Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами. К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли, к неэлектролитам - большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи. Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется элекролитической диссоциацией.

Слайд 5

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы: 1) почти все соли; 2) многие минеральные кислоты, например Н2SO4, HNO3, НСl, HBr, HI, НМnО4, НСlО3, НСlО4; 3) основания щелочных и щелочноземельных металлов. Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы: 1) почти все органические кислоты; 2) некоторые минеральные кислоты, например H2СО3, Н2S, НNO2, HClO, H2SiO3; 3) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH4OH, который можно изображать как гидрат аммиака NH3∙H2O. 4) вода. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

Слайд 6

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Для количественной оценки процесса электролитической диссоциации используется понятие степени электролитической диссоциации. Степень электролитической диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул: Степень электролитической диссоциации зависит: от природы растворителя, природы растворяемого вещества, температуры и концентрации раствора

Слайд 7

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Слайд 8

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Механизм электролитической диссоциации При растворении веществ с ионной связью диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. При этом образуются гидратированные ионы, т.е. ионы, химически связанные с молекулами воды.

Слайд 9

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества ориентируются диполи воды. В результате этого взаимодействия связующее электронное облако (электронная пара) полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную и затем легко образуются гидратированные ионы . Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной. Таким образом, электролитами являются соединения с ионной или полярной связью - соли, кислоты и основания. И диссоциировать на ионы они могут в полярных растворителях.

Слайд 10

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Экспериментальные исследования показали: величина константы диссоциации сильного электролита зависит от концентрации (т.е. к растворам сильных электролитов неприменим закон действующих масс) никакими методами не удалось обнаружить в растворах сильных электролитов непродиссоциировавшие молекулы Вывод: - сильные электролиты в растворах любых концентраций полностью диссоциируют на ионы - закономерности, полученные для слабых электролитов, не могут применяться к сильным электролитам без соответствующих поправок.

Слайд 11

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Качественная теория сильных электролитов была разработана П.Дебаем и Г.Хюккелем (1923). Для сильных электролитов, полностью диссоциирующих на ионы, даже при малых концентрациях растворов энергия электростатического взаимодействия между ионами достаточно велика, и пренебречь этим взаимодействием нельзя.

Слайд 12

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Слайд 13

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ В растворе сильного электролита возникает подобие пространственной структуры, что ограничивает свободу перемещения ионов и приводит к изменению свойств раствора в том же направлении, как действовало бы уменьшение степени диссоциации. Поэтому, определяя степень диссоциации раствора сильного электролита, получают кажущуюся степень диссоциации, т.е. величину α с поправкой на межионное взаимодействие. Чем выше концентрация раствора, тем сильнее взаимодействие ионов, тем меньше и кажущаяся степень диссоциации сильного электролита.

Слайд 14

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Количественные расчеты характеристик растворов сильных электролитов осуществляют с помощью понятий активности электролита аэ и активностей катионов и анионов а+ и а- соответственно, которые равны произведению коэффициента активности f на концентрацию: Для бинарного электролита средняя активность электролита связана с активностями ионов соотношением: подобным же образом связан средний коэффициент активности с ионными:

Слайд 15

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Дебаем и Хюккелем был разработан метод расчета среднего коэффициента активности сильного электролита. Для бинарного электролита уравнение имеет следующий вид: где z – заряд иона, для которого рассчитывается коэффициент активности, I – ионная сила раствора (учитывает молярную концентрацию и заряд всех имеющихся в растворе ионов)

Слайд 16

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Ионная сила раствора равна полусумме концентраций всех ионов, умноженных на квадрат их заряда: Теория Дебая – Хюккеля применима только при концентрациях, не превышающих 0,05 моль/л. Для более концентрированных растворов сильных электролитов количественной теории не существует.

Слайд 17

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Коллигативные свойства разбавленных растворов электролитов Законы Рауля не выполняются для растворов электролитов (даже бесконечно разбавленных). Для учета этих отклонений Вант-Гофф внес в эти уравнения для растворов электролитов поправку – изотонический коэффициент: изотонический коэффициент показывает, во сколько раз общее число молекул и ионов в растворе больше числа молекул до диссоциации

Слайд 18

Описание слайда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Изотонический коэффициент для растворов электролитов всегда больше единицы, причем с разбавлением раствора i возрастает и стремится к некоторому целочисленному значению. Обобщая экспериментальные данные, Вант-Гофф пришел к выводу, что растворы электролитов всегда ведут себя так, будто они содержат больше частиц растворенного вещества, чем следует из аналитической концентрации: повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания и осмотическое давление для них всегда больше, чем вычисленные.