Презентация Свойства растворов электролитов онлайн

Содержание слайда:

Содержание слайда: Содержание Электролитическая диссоциация Коллигативные свойства растворов электролитов Сильные и слабые электролиты Состояние сильных электролитов в растворе Диссоциация слабых электролитов. Константа диссоциации Активность ионов Теории кислот и оснований

Содержание слайда: Электролитическая диссоциация Электролиты - вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток Причиной электропроводности растворов электролитов является наличие ионов, образующихся в результате диссоциации Электролитическая диссоциация – процесс самопроизвольного распада растворенного вещества на ионы (положительные – катионы и отрицательные – анионы)

Содержание слайда: Степень диссоциации Степень диссоциации ( ) – отношение количества вещества, распавшегося на ионы, к общему количеству растворенного вещества Степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах Степень диссоциации зависит от природы растворенного вещества и растворителя, от температуры и концентрации раствора наибольшей степенью диссоциации характеризуются вещества с ионной связью степень диссоциации растворенного вещества тем выше, чем больше полярность молекул растворителя степень диссоциации увеличивается при повышении температуры, при понижении концентрации раствора

Содержание слайда: Схема диссоциации NaCl NaCl + nH2O = Na+(H2O)x + Cl¯(H2O)n-x

Содержание слайда: Схема диссоциации полярной молекулы HCl + nH2O = H+(H2O)x + Cl¯(H2O)n-x полярная молекула гидратированные ионы

Содержание слайда: Коллигативные свойства растворов электролитов Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором Понижение температуры кристаллизации раствора Повышение температуры кипения раствора Осмотическое давление раствора i - изотонический коэффициент

Содержание слайда: Изотонический коэффициент (i) равен отношению числа находящихся в растворе частиц (недиссоциированных молекул и ионов) к общему числу молекул растворенного вещества Связь изотонического коэффициента со степенью диссоциации Обозначим C – общее число растворенных молекул электролита αC – число молекул, распавшихся на ионы (C – αC) – число молекул, не распавшихся на ионы n – число ионов, образующихся при диссоциации nαC – число ионов в растворе

Содержание слайда: Сильные электролиты Условно – степень диссоциации которых в 0,1М растворе > 30% Большинство солей Многие неорганические кислоты: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HMnO4, HClO4 и другие Основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2

Содержание слайда: Слабые электролиты Некоторые неорганические и большинство органических кислот: H2CO3, H2SiO3, HNO2, H3PO4, H2SO3, H2S, HF, HCN, CH3COOH и другие Основания (кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов) и амфотерные гидроксиды Помимо перечисленных, свойства слабых электролитов проявляют также некоторые соли, например, HgCl2, Fe(NCS)3

Содержание слайда: Состояние сильных электролитов в водном растворе Практически полностью диссоциированы на ионы Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42- HNO3 = H+ + NO3- Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH- Взаимодействие ионов в растворе (образование так называемой ионной атмосферы из ионов противоположного заряда, гидратной оболочки из полярных молекул воды) Изменение свойств раствора в том же направлении, как при уменьшении степени диссоциации Степень диссоциации можно назвать кажущейся, значения α менее 100 % Меньше концентрация слабее взаимодействие ионов α 100% раствора

Содержание слайда: Диссоциация слабых электролитов. Константа диссоциации В растворах слабых электролитов – равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами: AB A+ + B- Константа равновесия – константа диссоциации (ионизации) Константа диссоциации зависит не зависит от природы растворенного от концентрации раствора вещества и растворителя, от температуры Значения К слабых электролитов при 298 К – в справочных таблицах Слабее электролит меньше значение К

Содержание слайда: Закон разбавления Оствальда – взаимосвязь между константой и степенью диссоциации слабого электролита AB A+ + B- Если С – молярная концентрация раствора слабого электролита АВ αС – концентрация молекул, распавшихся на ионы – равновесная концентрация недиссоциированных молекул – равновесные концентрации ионов математическое выражение закона разбавления Оствальда Если α увеличивается с уменьшением концентрации раствора

Содержание слайда: Диссоциация слабых кислот Кислоты диссоциируют с образованием ионов водорода CH3COOH H+ + CH3COO- Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Число ступеней диссоциации равно основности кислоты I ступень: H2S H+ + HS- II ступень: HS- H+ + S2- S2- средние соли: K2S; BaS HS- кислые соли: KHS; Ba(HS)2

Содержание слайда: Диссоциация слабых оснований Основания диссоциируют с образованием ионов ОH- Слабые основания, содержащие несколько ионов ОH-, диссоциируют по ступеням I ступень: Fe(OH)2 FeOH+ + OH- II ступень: FeOH+ Fe2+ + OH- Fe2+ средние соли: FeCl2, FeSO4 FeOH+ основные соли: FeOHCl, (FeOH)2SO4

Содержание слайда: Активность ионов При описании свойств реальных растворов используют закономерности, применимые к идеальным и бесконечно разбавленным растворам, заменяя входящие в них концентрации компонентов (С) активностями (а) а = С  ‑ коэффициент активности Коэффициент активности формально учитывает все виды взаимодействий частиц в данном растворе Значение  уменьшается с увеличением концентрации Для предельно разбавленных растворов  = 1, т. е. а = С CH3COOH H+ + CH3COO-

Содержание слайда: Протонная теория кислот и оснований Предложена Д.Бренстедом Кислота – любая водородсодержащая частица (молекула или ион), способная быть донором протонов, основание – любая частица, способная быть акцептором протонов При взаимодействии кислота отдает протон, основание – принимает основание + протон кислота сопряженные Реакция нейтрализации кислота1 + основание2 кислота2 + основание1 HF + NH3 NH4+ + F- кислота1 основание2 кислота2 основание1 HF и F- – сопряженные кислота и основание NH3 и NH4+ –сопряженные основание и кислота

Содержание слайда: Протолиз и протолитические равновесия Протолиз – процесс передачи протона от кислоты к основанию Протолитическое или кислотно-основное равновесие – ионно-молекулярное равновесие, устанавливающееся после передачи протона Протолиты – кислоты и основания, соответственно теряющие и приобретающие протоны Протонное сродство – энергия, которая выделяется при присоединении протона к молекуле или иону. Характеризует кислотно-основные свойства Основание – частица с бóльшим значением протонного сродства, кислота – частица с меньшим значением протонного сродства

Содержание слайда: Кислотно-основные свойства воды Свойства кислоты H2O + NH3 NH4+ + OH- кислота1 oснование2 кислота2 основание1 Свойства основания HF + H2O H3O+ + F- кислота1 снование2 кислота2 основание1 Основные свойства ослабевают (протонное сродство уменьшается) в ряду NH3 – H2O – HF

Содержание слайда: Электронная теория кислот и оснований Кислота – акцептор, основание – донор электронов Кислота может не содержать атома водорода, такие кислоты называют апротонными Амфотерные соединения проявляют свойства как донора, так и акцептора электронов Взаимодействие кислоты и основания приводит к образованию ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму кислота основание

Содержание слайда: Заключение Электролиты (соли, кислоты и основания) при растворении подвергаются полной или частичной диссоциации. В первом случае их называют сильными электролитами, во втором – слабыми Количественные характеристики процесса диссоциации – степень и константа диссоциации Математические выражения коллигативных свойств растворов включают поправочный множитель – изотонический коэффициент При описании свойств реальных растворов принято заменять концентрации компонентов активностями Кислотно-основные свойства веществ рассматривают с различных позиций: теории электролитической диссоциации, протонной и электронной теорий

Содержание слайда: Рекомендуемая литература Никольский А.Б., Суворов А.В. Химия. - СПб: Химиздат, 2001 Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 1994 Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия. - М.: Химия, 2000 Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 2007 Неорганическая химия. В 3 т. Т. 1: Физико-химические основы неорганической химии. Под ред. Ю. Д. Третьякова. - М.: Академия, 2004 Гаршин А.П. Неорганическая химия в схемах, рисунках, таблицах, формулах, химических реакциях. - СПб.: Лань, 2000