Что такое findslide.org?

FindSlide.org - это сайт презентаций, докладов, шаблонов в формате PowerPoint.

Обратная связь

Презентация на тему Растворы электролитов

Содержание

2. Растворы электролитовЭлектролиты – вещества с ионной проводимостью.Это
3. II закон Рауля∆Tкип =iEm∆Tзам=iKmЗакон Вант-Гоффа∆Pосм=icRT
4. i – поправочный коэффициент изотонический i –
5. Теория электролитической диссоциации АррениусаРаспад молекул электролитов на
6. Количественная характеристика процесса диссоциации выражается степенью электролитической диссоциации – α.
7. Современная теория электролитической диссоциации: Гидратация─ +─ +─ +─ +─ +─ +─ +─ +─+2) Ионизация
8. 3) Диссоциация─ +─ +─ +─ +─ +─
9. Способность гидратироваться зависит:- от природы ионов от
10. По степени диссоциации:Сильные электролиты – α >
11. Растворы слабых электролитовЧем больше Кд тем сильнее диссоциирует электролит.NH4OH = NH4+ + OH-
12. Закон разбавления Освальдаα
13. Растворы сильных электролитовNaCl i≈2NaCl → Na+ +
14. 1907 Льюис → активность (а) → эффективная
15. Коэффициент активности зависит от ионной силы раствора
16. (H2PO4)- ↔ H+ + (HPO4)2-(HPO4)2- ↔ H+ + PO43-K1 > K2 > K3
17. Ионное произведение воды.pH – растворов. Н2О ↔
18. Нейтральный раствор[H+] = 10-7 г-ион/л [OH-] =
19. В нейтральной среде:[H+] = 10-7-Lg[10-7] = 7
20. Пример 1:[OH-] = 10-11pH = ?[H+][OH-] =
21. Скачать презентацию
22. Похожие презентации

Растворы электролитовЭлектролиты – вещества с ионной проводимостью.Это растворы солей, кислоты, оснований, расплавы солей.I – закон Рауля для электролитов:

Главная
Химия
Растворы электролитов

Растворы электролитовЭлектролиты – вещества с ионной проводимостью.Это растворы солей, кислоты, оснований, расплавы

II закон Рауля∆Tкип =iEm∆Tзам=iKmЗакон Вант-Гоффа∆Pосм=icRT

i – поправочный коэффициент изотонический i – зависит от: природы раствора концентрации

Теория электролитической диссоциации АррениусаРаспад молекул электролитов на ионы в среде растворителя под

Количественная характеристика процесса диссоциации выражается степенью электролитической диссоциации – α.

Современная теория электролитической диссоциации: Гидратация─ +─ +─ +─ +─ +─ +─ +─ +─+2) Ионизация

3) Диссоциация─ +─ +─ +─ +─ +─ +─ +─ +─+─ +─ +─

Способность гидратироваться зависит:- от природы ионов от заряда иона от размера иона

По степени диссоциации:Сильные электролиты – α > 50% все соли, неорганические кислоты,

Растворы слабых электролитовЧем больше Кд тем сильнее диссоциирует электролит.NH4OH = NH4+ + OH-

Растворы сильных электролитовNaCl i≈2NaCl → Na+ + Cl-от наличия одноимённых ионов СН3COOH

1907 Льюис → активность (а) → эффективная концентрация ионов.а = f·c;

Коэффициент активности зависит от ионной силы раствора (J).А – коэффициент пропор., зависит

(H2PO4)- ↔ H+ + (HPO4)2-(HPO4)2- ↔ H+ + PO43-K1 > K2 > K3

Ионное произведение воды.pH – растворов. Н2О ↔ H+ + ОН-Kводы = [H+][OH-]

Нейтральный раствор[H+] = 10-7 г-ион/л [OH-] = 10-7 г-ион/лКислый раствор[H+] > 10-7

В нейтральной среде:[H+] = 10-7-Lg[10-7] = 7 → pH = 7 В

Пример 1:[OH-] = 10-11pH = ?[H+][OH-] = 10-14x⋅10-11 = 10-14[H+] = 10-3

Пример 2:pH = 2[OH-] = ?[H+] = 10-210-2 ⋅x = 10-14[OH-] = 10-12 г-ион/л

Слайды презентации

Слайд 2 Растворы электролитов

Электролиты – вещества с ионной проводимостью.
Это растворы

солей, кислоты, оснований, расплавы солей.

I – закон Рауля для

электролитов:

Слайд 3 II закон Рауля

∆Tкип =iEm
∆Tзам=iKm

Закон Вант-Гоффа

∆Pосм=icRT

Слайд 4 i – поправочный коэффициент изотонический
i – зависит

i – поправочный коэффициент изотонический i – зависит от: природы раствора

от:
природы раствора
концентрации раствора
i>1 для растворов солей,

кислот и оснований

Слайд 5 Теория электролитической диссоциации Аррениуса

Распад молекул электролитов на ионы

Теория электролитической диссоциации АррениусаРаспад молекул электролитов на ионы в среде растворителя

в среде растворителя под действием молекул растворителя.
NaCl →
Количество частиц

при диссоциации увеличивается.

Cl-

Na+

Слайд 6 Количественная характеристика процесса диссоциации выражается степенью электролитической диссоциации

– α.

Слайд 7 Современная теория электролитической диссоциации:

Гидратация
─ +
─ +
─ +
─

+
─ +
─ +
─ +
─ +
─
+
2) Ионизация

Слайд 8 3) Диссоциация
─ +
─ +
─ +
─ +
─ +
─ +
─

+
─ +
─
+
─ +
─ +
─ +
─ +
─ +
─ +
─ +
─

H+ + H2O = H3O+
HCl + H2O = H3O+ + Cl-

Слайд 9 Способность гидратироваться зависит:
- от природы ионов
от заряда

Способность гидратироваться зависит:- от природы ионов от заряда иона от размера

иона
от размера иона
от строения электронной оболочки
Al3+ >

Cr3+ > Zn2+ > Na+
Энтальпия гидратации ионов:
∆Hгид.соли = ∆H+гид+ ∆Н-гид
∆S>0 Гидратация сопровождается значительным разрушением структуры
∆S<0 если структура растворителя упорядочивается

Слайд 10 По степени диссоциации:
Сильные электролиты – α > 50%

По степени диссоциации:Сильные электролиты – α > 50% все соли, неорганические

все соли, неорганические кислоты, гидроксиды щёлочных и щелочноземельных металлов:

HCl, H2SO4, HNO3
Слабые электролиты – α < 50% Н2S, H2SiO3, H2CO3, CH3COOH, гидрооксиды d – элементов (нерастворимые вещества), NH4OH.

Слайд 11 Растворы слабых электролитов
Чем больше Кд тем сильнее диссоциирует

электролит.

NH4OH = NH4+ + OH-

Слайд 12 Закон разбавления Освальда

α

С – разбавлением раствора

степень диссоциации увеличивается.

с – молярная концентрация электролита
сα – концентрация каждого из ионов
с(1-α) – концентрация недиссоциирующих частиц.

Слайд 13 Растворы сильных электролитов

NaCl i≈2
NaCl → Na+ + Cl-
от

Растворы сильных электролитовNaCl i≈2NaCl → Na+ + Cl-от наличия одноимённых ионов

наличия одноимённых ионов
СН3COOH ↔ H+ + CH3COO-

СН3COONa → CH3COO- + Na+

- от температуры, увеличение t° вызывает ассоциацию ионов.

Слайд 14 1907 Льюис → активность (а) → эффективная концентрация

ионов.

а = f·c; f = 1 a

= c
Активность отражает:
Неполную диссоциацию молекул
Взаимное притяжение разноименных ионов
Влияние гидратации ионов
Взаимодействия между молекулами растворителя.