Презентация на тему Теория электролитической диссоциации.

Описание презентации по отдельным слайдам:

• 

  1 слайд

  Теория электролитической диссоциации. Протолитическая теория кислот и оснований.
  
  Специальность: «Лабораторная
  диагностика»
  Дисциплина: «Химия»
  Преподаватель: Шакурова Н.С.
  
  2010 г.
  ГАОУ СПО «Казанский медицинский колледж»
  Электронный дидактический материал информационного типа на тему:
  

• 

  2 слайд

  Содержание ЭДМ
  Введение.
  Требования ГОС.
  Цели занятия.
  Электролиты. Неэлектролиты
  С.Аррениус-основоположник теории электролитической диссоциации
  Основные положения электролитической диссоциации
  Гидратация ионов
  Механизм электролитической диссоциации.
  Степень диссоциации (ионизации)
  Сильные и слабые электролиты
  Факторы, влияющие на диссоциацию
  Константа диссоциации (ионизации)
  

• 

  3 слайд

  Содержание ЭДМ
  13. Диссоциация кислот
  14. Диссоциация оснований
  15. Диссоциация амфотерных гидроксидов
  16. Диссоциация солей
  17.Электролитическая диссоциация комплексных и двойных солей
  18. Протонная теория кислот и оснований
  19. Диссоциация воды. рН
  20. Реакции обмена в водных растворах электролитов
  21. Ионные реакции и уравнения
  22. Термины и определения
  23. Литература.
  

• 

  4 слайд

  Введение
  Электронный дидактический материал на тему: «Теория электролитической диссоциации. Протолитическая теория кислот и оснований» предназначен для проведения контроля знаний, практических умений и навыков, самостоятельной работы студентов медицинских училищ и колледжей СМОУ РТ и РФ.
  Рекомендации по работе с ЭДМ:
  1. Ознакомьтесь с требованиями ГОС по данной теме
  2. Изучите информационный материал занятия.
  3. Выучите термины и определения.
  4. Выполните задания для закрепления знаний по учебнику Ерохин Ю.М. Сборник задач и упражнений - стр.-55 вопросы 1-12; упр.1-14.
  

• 

  5 слайд

  Требования ГОС
  к уровню подготовки специалистов в области химии для специальности «Лабораторная диагностика»
  После изучения темы
  «Теория электролитической диссоциации.
  Протолитическая теория кислот и оснований».
  студент должен ЗНАТЬ:
  основные положения теории электролитической диссоциации;
  понятия: электролитическая диссоциация, сильный и слабый электролит, степень и константа диссоциации, кислота и основания Бренстеда;
  роль электролитов в процессах жизнедеятельности организма.
  
  

• 

  6 слайд

  Цели занятия
  Учебная: добиться прочного усвоения системы знаний, формирование практических умений и навыков.
  Развивающая: формирование навыков самообразования, самореализации личности и развитие речи, мышления, памяти.
  Воспитательная: привитие умений и навыков учебной работы и коллективного труда. Формирование у студентов целостного миропонимания и современного научного мировоззрения.
  

• 

  7 слайд

  Электролиты.
  Неэлектролиты
  Водные растворы солей, кислот и оснований проводят электрический ток. Аналогично ведут себя расплавы солей и щелочей. В то же время водные растворы и расплавы многих органических веществ, например сахарозы, глюкозы, ацетона, этилового спирта и других, не проводят электрический ток.
  

• 

  8 слайд

  Электролиты.
  Неэлектролиты
  По способности проводить электрический ток в водном растворе или в расплаве все вещества можно разделить на электролиты и неэлектролиты.
  Электролитами называют вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток.
  

• 

  9 слайд

  Электролиты.
  Неэлектролиты
  К электролитам относятся соли, кислоты и основания. В молекулах этих веществ имеются ионные или ковалентные сильно полярные химические связи.
  
  

• 

  10 слайд

  Неэлектролитами называют вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.
  К неэлектролитам относятся, например, кислород, водород, многие органические вещества.
  В молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.
  Электролиты.
  Неэлектролиты
  

• 

  11 слайд

  В 1887г. Шведский учёный
  С.Аррениус для объяснения
  особенностей водных растворов
  веществ предложил теорию
  электролитической диссоциации.
  В дальнейшем эта теория была
  развита многими учёными, в том
  числе И.А. Каблуковым и
  В.А. Кистяковским.
  Сванте Аррениус
  С.Аррениус-основоположник теории электролитической диссоциации
  

• 

  12 слайд

  Основные положения электролитической диссоциации
  1.Молекулы электролитов при растворении в воде или расплавлении распадаются на ионы.
  Процесс распада молекул электролитов на ионы в водном растворе или в расплаве называется электролитической диссоциацией или ионизацией.
  

• 

  13 слайд

  Основные положения электролитической диссоциации
  Ионы — это атомы или группы атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд.
  Ионы могут быть
  простые (Na+, Mg2+ , S2-, Cl- ):
  сложные (SO32-, NH4+, SO42-, PO43-).
  

• 

  14 слайд

  Основные положения электролитической диссоциации
  2.В растворе или расплаве электролитов ионы движутся хаотически. При пропускании через раствор или расплав электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы движутся к положительно заряженному электроду (аноду).
  

• 

  15 слайд

  Основные положения электролитической диссоциации
  Положительные ионы называются катионами, отрицательные ионы-анионами.
  К катионам относятся ион водорода Н+, ион аммония NH4+, ионы металлов Na+, K+, Fe2+,Fe3+, Al3+, катионы основных солей CuOH+, A1(OH)2+, FeOH2+
  К анионам относятся гидроксид-ион ОН-, ионы кислотных остатков I-, Вr-, Сl-, NO3-, SO32-, Сr2О7 ;
  кислых солей НСО3-, Н2РО4-, Н2РО4-
  

• 

  16 слайд

  Диссоциация многих электролитов —процесс обратимый.
  Это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы (ионизация или диссоциация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация или моляризация).
  Основные положения электролитической диссоциации
  

• 

  17 слайд

  Основные положения электролитической диссоциации
  Диссоциацию молекул электролитов выражают уравнениями, в которых ставят знак обратимости ( ). В левой части уравнения электролитической диссоциации записывают формулу молекулы электролита, а
  в правой — формулы образующихся ионов.
  

• 

  18 слайд

  Основные положения электролитической диссоциации
  Уравнение диссоциации азотистой кислоты HNO2 записывается таким образом:
  ионизация (диссоциация)
  НNO2 H+ + NO2-
  моляризация (ассоциация)
  Общая сумма зарядов катионов равна общей сумме зарядов анионов, так как растворы и расплавы нейтральны.
  

• 

  19 слайд

  Гидратация ионов
  Электролитическая диссоциация в растворе происходит за счет сложного физико-химического взаимодействия молекул растворителя с электролитом.
  

• 

  20 слайд

  Гидратация ионов
  Согласно химической теории растворов Д.И. Менделеева, при растворении веществ в воде происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с молекулами воды.
  

• 

  21 слайд

  Гидратация ионов
  В результате взаимодействия растворенного вещества с молекулами воды образуются химические соединения -гидраты.
  И.А. Каблуков развил это положение
  Д.И. Менделеева, впервые высказав мысль о возможной гидратации не только молекул, но и ионов, которые особенно склонны к гидратации.
  Соединяясь с молекулами воды, ионы становятся гидратированными и более устойчивыми.
  

• 

  22 слайд

  Механизм электролитической диссоциации.
  I. Диссоциация электролитов с ионной связью.
  При растворении в воде ионных соединений, например, хлорида натрия, его ионы, находящиеся в узлах кристаллической решетки, взаимодействуют с диполями воды. При этом положительные полюсы молекул воды
  притягиваются к отрицательным хлорид-ионам С1-, отрицательные полюсы - к положительным ионам натрия Na+.
  

• 

  23 слайд

  Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения, которые оказываются прочнее межионных связей в кристалле. В результате связь между ионами в кристалле ослабляется, кристаллическая решетка ионного соединения разрушается, и ионы в
  гидратированном виде переходят в раствор NaCl Na+ + Cl-
  Механизм электролитической диссоциации.
  

• 

  24 слайд

  При растворении в воде веществ НС1 происходит ориентация диполей воды и возникают междипольные связи.
  В результате такого диполь-дипольного взаимодействия изменяется характер химической связи в молекуле НС1.
  Механизм электролитической диссоциации
  Диссоциации электролитов с полярной ковалентной связью.
  

• 

  25 слайд

  Связь в молекуле электролита становится более полярной, а затем превращается в ионную. Эта связь легко разрывается с образованием гидратированных ионов, которые переходят в раствор.
  Главной причиной диссоциации молекул электролитов на ионы в водных растворах является гидратация ионов.
  
  Механизм электролитической диссоциации
  

• 

  26 слайд

  Степень диссоциации
  (ионизации)
  В водных растворах некоторые электролиты полностью распадаются на ионы.
  Другие электролиты распадаются на ионы частично. Большая часть их молекул остается в растворе в недиссоциированном виде.
  В растворах таких электролитов одновременно присутствуют ионы и недиссоциированные молекулы растворенного вещества.
  

• 

  27 слайд

  Степень диссоциации
  (ионизации)
  Для количественной характеристики соотношения диссоциированных и недиссоциированных молекул электролита используют понятие
  «степень электролитической диссоциации».
  Степень диссоциации обозначают буквой «α» и часто выражают в процентах, реже в долях единицы.
  
  

• 

  28 слайд

  Степень диссоциации
  (ионизации)
  Степень электролитической диссоциации равна отношению числа молекул, которые распались на ионы, к общему числу растворенных молекул электролита:
  
  
  где n - число молекул, распавшихся на ионы;
  N - общее число растворенных молекул.
  

• 

  29 слайд

  Степень диссоциации
  (ионизации)
  Степень диссоциации зависит от природы растворителя и природы растворенного вещества.
  Одно и то же вещество в одних растворителях может вести себя как электролит, в других — как неэлектролит.
  

• 

  30 слайд

  Степень диссоциации
  (ионизации)
  Молекулы серной кислоты H2SO4 хорошо диссоциируют в воде, слабее в этаноле и совсем не диссоциируют в бензоле.
  Это объясняется тем, что вода является одним из наиболее полярных растворителей, этанол — слабополярный, а бензол — неполярный растворитель.
  

• 

  31 слайд

  Сильные электролиты — это такие электролиты, для которых степень диссоциации в водных растворах равна 1 (100%).
  К сильным электролитам относятся:
  1. Практически все соли;
  2. Кислоты - НС1О4, НС1О3, HNO3, H2SO4, HMnO4, H2Cr2О7, HI, HBr, НС1, H2CrО4;
  3. Щелочи- LiOH, NaOH, KOH, CsOH, RbOH, Ca(OH)2 ,Sr(OH)2, Ba(OH)2.
  Сильные и слабые электролиты
  

• 

  32 слайд

  Слабые электролиты — это такие электролиты, для которых степень диссоциации в водных растворах меньше
  1 (100%).
  Сильные и слабые электролиты
  

• 

  33 слайд

  К слабым электролитам относятся:
  1. Слабые кислоты - НС1О2, НС1О, HNO2, H2CO3, H2SiО3, H3PO4, HF, H3BO3; CH3COOH, H3S, HCN
  2. Слабые малорастворимые в воде основания и амфотерные гидроксиды: Fe(OH)2 Fe(OH)3 Cu(OH)2 Pb(OH)2, A1(OH)3, Cr(OH)3;
  3. Вода Н2О.
  4. NH4 OH.
  Сильные и слабые электролиты
  

• 

  34 слайд

  Принадлежность вещества к сильным и слабым электролитам нельзя связывать с его растворимостью. Например, хлорид серебра AgCl имеет очень низкую растворимость в воде, однако вся растворившаяся соль находится в растворе в виде ионов Ag+ и С1-, поэтому AgCl относят к числу сильных электролитов.
  Сильные и слабые электролиты
  

• 

  35 слайд

  Газ аммиак NH3 очень хорошо растворяется в воде, но только часть молекул NH3 взаимодействуют с водой с образованием ионов NH4+ и ОН-. Значит гидроксид аммония является слабым электролитом.
  
  Сильные и слабые электролиты
  

• 

  36 слайд

  Степень ионизации электролита зависит от его концентрации в растворе. Разбавление раствора ведет к повышению степени диссоциации электролита, потому что с уменьшением его концентрации уменьшается вероятность встречи ионов в растворе.
  Повышение концентрации электролита в растворе понижает степень его ионизации.
  Факторы, влияющие на диссоциацию
  

• 

  37 слайд

  Степень ионизации зависит и от изменения температуры раствора электролита.
  При повышении температуры степень диссоциации электролита увеличивается.
  Факторы, влияющие на диссоциацию
  

• 

  38 слайд

  С повышением температуры энергия молекул увеличивается, химическая связь в них ослабляется, что облегчает процесс диссоциации электролитов, то есть их распад на ионы.
  И наоборот, понижение температуры уменьшает степень ионизации электролита.
  Факторы, влияющие на диссоциацию
  

• 

  39 слайд

  На степень диссоциации влияет добавление одноименных ионов к раствору слабого электролита.
  Например, если к раствору уксусной кислоты СН3СО-ОН прилить раствор ацетата натрия CH3COONa, то равновесие обратимого процесса диссоциации уксусной кислоты
  СН3СООН СН3СОО- + Н+ согласно принципу Ле-Шателье смещается влево. Поэтому степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается.
  Факторы, влияющие на диссоциацию
  

• 

  40 слайд

  Константа диссоциации (ионизации)
  Для количественной характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации (К). Любая обратимая реакция характеризуется константой равновесия.
  В случае диссоциации константу равновесия называют константой диссоциации (Кд) или константой ионизации.
  

• 

  41 слайд

  Для слабого электролита общей формулы: AnBm
  AnBm пАm+ + mBn-
  согласно закону действия масс, в состоянии равновесия, константа диссоциации равна:
  Кд=[Аm+]n ∙ [Bn-]m
  [AnBm]
  Константа диссоциации (ионизации)
  

• 

  42 слайд

  Величина константы ионизации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в его растворе, тем сильнее электролит. Например:
  Кд(СН3СООН)=[СН3СОО-] ∙ [Н+] = 2∙10-5;
  [СН3СООН]
  Кд(HCN)= [Н+] ∙ [CN-] = 7∙10-10 при25°С.
  [HCN]
  Константа диссоциации (ионизации)
  

• 

  43 слайд

  Из значений констант диссоциации этих кислот видно, что уксусная кислота приблизительно в 30 000 раз сильнее диссоциирует, чем циановодородная кислота.
  Константа диссоциации не зависит от концентрации раствора.
  Константа диссоциации (ионизации)
  

• 

  44 слайд

  Для любой концентрации раствора электролита величина константы ионизации постоянна, но изменяется с изменением температуры.
  Понятие константы диссоциации для сильных электролитов не имеет смысла, так как в водных растворах они полностью диссоциируют на ионы.
  Константа диссоциации (ионизации)
  

• 

  45 слайд

  Диссоциация кислот
  Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов — катионы водорода Н+.
  Например: H2SO4 = 2Н++ SO42-
  Слабые многоосновные кислоты
  (H2SO3, Н2СО3, H2S, Н3РО4) диссоциируют ступенчато и характеризуются несколькими константами диссоциации.
  

• 

  46 слайд

  Число ступеней диссоциации равно основности слабой кислоты.
  На первой ступени диссоциации сероводородной кислоты:
  H2S Н+ + HS-,
  К΄д=[Н+] ∙ [HS-] = 6,0 ∙10-8
  [H2S]
  
  Диссоциация кислот
  

• 

  47 слайд

  На второй ступени диссоциации от сложного гидросульфид-иона HS- отщепляется катион водорода Н+по уравнению:
  HS- Н+ + S2-,
  К΄΄д(HS-)= [Н+] ∙ [S2-] = 1,0 ∙10-14.
  [HS-]
  Диссоциация кислот
  

• 

  48 слайд

  Диссоциация кислот
  
  
  К΄΄д(HS-)=[Н+] ∙ [S2-] = 1,0 ∙10-14
  [HS-]
  Сравнение величин К΄д и К˝д показывает, что диссоциация по второй ступени протекает в значительно меньшей степени, чем по первой.
  

• 

  49 слайд

  Диссоциация оснований
  Основания — это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов — гидроксид-ионы ОН-.
  Например:
  NaOH = Na++ OH-
  

• 

  50 слайд

  Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато и характеризуются несколькими константами диссоциации.
  Число ступеней диссоциации равно кислотности слабого основания.
  Рb(ОН)2 РbОН2++ОН-
  д=[РbОН+] ∙ [ОН-] =9,6 ∙10-4(tо=25оС )
  [Рb(ОН)2 ]
  Диссоциация оснований
  

• 

  51 слайд

  На второй ступени диссоциации происходит отщепление гидроксид-иона от сложного катиона РbОН+
  Рb(ОН)2 РbОН2++ОН-
  
  Диссоциация оснований
  

• 

  52 слайд

  Амфотерные гидроксиды могут реагировать и с кислотами, и с основаниями, то есть имеют двойственные свойства.
  Двойственный характер амфотерных гидроксидов объясняет теория электролитической диссоциации.
  
  Диссоциация амфотерных гидроксидов
  

• 

  53 слайд

  Амфотерные гидроксиды — это слабые электролиты, которые при диссоциации образуют одновременно катионы водорода Н+ и гидроксид-анионы ОН-, т. е. диссоциируют по типу кислоты и по типу основания.
  2Н++ZnO22- H2ZnO2 Zn(OH)2 Zn2++2ОН -
  диссоциация в растворе диссоциация
  по типу кислоты Zn(OH)2 по типу основания
  (осадок)
  Диссоциация амфотерных гидроксидов
  

• 

  54 слайд

  Диссоциация солей
  Нормальные соли — сильные электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка.
  Например:
  Al2(SO4)3 2А13+ + 3SО42-
  

• 

  55 слайд

  Диссоциация солей
  Кислые соли — сильные электролиты, диссоциирующие на катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток.
  Например:
  NaHCO3 Na+ + НСО3- (α = 1)
  Гидрокарбонат-ион в незначительной степени диссоциирует по уравнению:
  НСО3- Н+ + СО3- (α < 1)
  

• 

  56 слайд

  Диссоциация солей
  В водных растворах кислых солей содержатся следующие ионы:
  катионы металла Меn+,
  катионы водорода Н+,
  сложные анионы,
  содержащие атомы водорода и анионы кислотного остатка Ах-.
  

• 

  57 слайд

  Диссоциация солей
  Основные соли — электролиты, которые при диссоциации образуют анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из атомов металла и гидроксогрупп ОН-.
  Fe(OH)2Cl Fe(OH)2+ + Cl- (α = 1)
  Fe(OH)2+ FeOH2+ + ОH- (α < 1)
  Fe(OH)2+ Fe3+ + OH- (α < 1)
  

• 

  58 слайд

  Основные соли, как и кислые соли, сначала диссоциируют как сильные электролиты. Незначительно диссоциируют сложные ионы.
  В водных растворах основных солей находятся ионы: катионы металла Меn+, сложные катимы, содержащие гидроксогруппы, анионы кислотного остатка Асх- и анионы гидроксогрупп ОН-.
  Диссоциация солей
  

• 

  59 слайд

  Электролитическая диссоциация комплексных и двойных солей
  Электролитическая диссоциация комплексных солей в водных растворах происходит по двум ступеням.
  Iступень: диссоциация на комплексный и простой ионы с сохранением внутренней сферы комплекса.
  IIступень: диссоциация внутренней сферы, приводящая к разрушению комплекса.
  

• 

  60 слайд

  Диссоциация по первой ступени происходит по типу диссоциации сильных электролитов, а диссоциация комплексного иона — по типу диссоциации слабых электролитов.
  Например:
  [Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3)2]++C1-
  (сильный электролит)
  [Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH30
  (слабый электролит)
  Электролитическая диссоциация комплексных и двойных солей
  

• 

  61 слайд

  Двойные соли могут существовать только в твердом виде, так как в водном растворе они диссоциируют на катионы двух металлов (или аммония) и анионы кислотного остатка:
  KA1(SO4)2 = К+ + А13+ + 2SO4 2-
  NH4Fe(SO4)2 = NH4+ + Fe3+ + 2SO4 2-
  Электролитическая диссоциация комплексных и двойных солей
  

• 

  62 слайд

  Протонная теория кислот и оснований
  В 1923 г. И. Бренстед и Т. Лоури разработали протонную теорию кислот и оснований.
  Кислотой называют всякое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны отдавать протон, т. е. быть донором протонов;
  основанием называют всякое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны, т.е. быть акцептором протонов.
  

• 

  63 слайд

  Протонная теория кислот и оснований
  Определения кислот и оснований позволяют включать в их число не только молекулы, но и ионы.
  Например, карбонат-ион согласно протонной теории является основанием, так как в водном растворе он присоединяет протон:
  CO32- + Н+ НСО3-
  

• 

  64 слайд

  Протонная теория кислот и оснований
  Согласно протонной теории кислоты подразделяют на три типа:
  нейтральные кислоты, например
  НС1, Н2SО4 Н3РО4
  H2SO4 Н+ + HSO4-
  2)катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH4+ Н3О+:
  NH4+ NH3 + Н+
  

• 

  65 слайд

  Протонная теория кислот и оснований
  анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например HSO4-, Н2РО4-, Н2РО2-
  H2SO4- Н+ + SO42-
  Подобного типа классификация имеется и для оснований:
  1)нейтральные основания, например HCl, NH3, Н2О, С2Н5ОН
  NH3 + Н+ NH4+
  

• 

  66 слайд

  Протонная теория кислот и оснований
  2)анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например: С1-, СН3СОО-, ОН-:
  СН3СОО- + Н+ СН3СООН
  катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например
  H2N—NH3+.
  
  

• 

  67 слайд

  Протонная теория кислот и оснований
  Растворители типа воды, жидкого аммиака, а также анионы многоосновных кислот, которые могут быть и донорами и акцепторами протонов, являются амфолитами.
  Например, в реакции
  Н2О + NH3 ОН- + NH4+
  молекула воды отдает протон и является кислотой.
  

• 

  68 слайд

  Протонная теория кислот и оснований
  В реакции
  Н2О + НС1 Н3О+ + Сl-
  молекула воды присоединяет протон и является основанием.
  Таким образом вода — типичный амфолит.
  
  

• 

  69 слайд

  Протонная теория кислот и оснований
  Процесс диссоциации (ионизации) вещества происходит в контакте с растворителем. При этом растворитель выполняет функцию кислоты или функцию основания. Например, при растворении аммиака вода — кислота
  NH3 + Н2О NH4+ + ОН-
  При растворении водородфторида вода — основание HF + Н2О F- + Н3О+
  

• 

  70 слайд

  Протонная теория кислот и оснований
  Если сродство к протону у растворителя больше, чем у растворенного вещества, то растворитель выступает как основание (сродство к протону Н2О больше сродства к протону HF), а если оно меньше — как кислота (сродство к протону Н2О меньше сродства к протону NH3).
  

• 

  71 слайд

  Протонная теория кислот и оснований
  Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте:
  I.(кислота)1 (сопряженное основание)1 + Н+
  т. е. каждой кислоте соответствует сопряженное основание. Наоборот, основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту:
  II.(основание)2 + Н+ (сопряженное основание)2
  

• 

  72 слайд

  Кислотно - основное равновесие
  Протон в растворах не существует в свободном виде, кислота может отдать протон только основанию, которой приняв протон, становится кислотой. Поэтому, согласно протонной теории имеет место кислотно-основное (КО) равновесие, обусловленное переносом протона (сумма процессов I и II по Гессу):
  III.(кислота)1+ (основание)2 (кислота)2 + (основание)1
  

• 

  73 слайд

  Кислотно - основное равновесие
  Для краткости обратимый процесс кислотно-основного взаимодействия называют КО-равновесием.
  Реакции нейтрализации, ионизации, гидролиза с точки зрения протонной теории являются частными случаями
  КО-равновесий.
  

• 

  74 слайд

  Кислотно - основное равновесие
  Реакция I типа
  СН3СООН + Н2О СН3СОО-+ Н3О+, протекающая в прямом направлении, представляет ионизацию уксусной кислоты, в обратном же направлении — нейтрализацию какого-либо ацетата, например, натрий ацетата сильной кислотой.
  

• 

  75 слайд

  Кислотно - основное равновесие
  Реакция II типа
  NН4++ Н2О NH3 + H3O+, протекающая в прямом направлении, показывает гидролиз какой-либо соли аммония, а в обратном направлении — нейтрализацию аммиака сильной кислотой. В этих кислотно-основных равновесиях вода играет роль основания.
  

• 

  76 слайд

  Кислотно - основное равновесие
  Будучи амфолитом в других кислотно-основных равновесиях, она может выполнять и роль кислоты, например:
  Н2О + СН3СОО- СН3СООН + ОН-
  Здесь прямая реакция кислотно-основного равновесия представляет гидролиз ацетата, а обратная — реакцию нейтрализации уксусной кислоты сильным основанием.
  

• 

  77 слайд

  Кислотно - основное равновесие
  Протолитические кислотно-основные равновесия III типа могут иметь место не только в воде, но и в других растворителях, например, в жидком аммиаке:
  СН3СООН + NН3 СН3СОО- + NH4+
  в безводном HF:
  С2Н5ОН + HF С2Н5ОН2+ + F-
  

• 

  78 слайд

  Кислотно - основное равновесие
  Теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, проявлявшим функцию кислоты, но не содержащих водорода, например, галогенидам бора, алюминия, кремния, олова.
  Поэтому более общей является электронная теория кислот и оснований Льюиса.
  

• 

  79 слайд

  Диссоциация
  воды. рН
  Вода как слабый электролит в незначительной степени диссоциирует на ионы Н+ и ОН-, которые находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами
  Н2О -Н+ + ОН-.
  Опытом установлено, что в 1 л воды при комнатной температуре (22°С) диссоциации подвергаются лишь 10-7 моль и при этом образуется 10-7 моль/л ионов Н+ и10-7 моль/л ионов ОН-.
  

• 

  80 слайд

  Диссоциация
  воды. рН
  Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в воде называется ионным произведением воды (обозначается Кв).
  При определенной температуре Кв — величина постоянная.
  Численное значение его при температуре 22°С равно 10-14:
  Кв = [Н+][ОН-] = 10-7 ∙ 10-7 = 10-14
  

• 

  81 слайд

  Диссоциация
  воды. рН
  Из постоянства произведения [Н+]и [ОН-] следует, что при увеличении концентрации одного из ионов воды соответственно уменьшается концентрация другого иона.
  Это позволяет вычислять концентрацию
  Н+-ионов, если известна концентрация гидроксид-ионов ОН-, и наоборот.
  Если в водном растворе [Н+]= 10-3 моль/л, то [ОН-] определяется так:
  

• 

  82 слайд

  Диссоциация
  воды. рН
  Концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель и обозначать символом рН .
  Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов:
  рН = -lg[H+]
  где [Н+] концентрация ионов водорода, моль/л.
  

• 

  83 слайд

  Диссоциация
  воды. рН
  С помощью рН реакция растворов характеризуется так: нейтральная рН =7, кислая рН < 7, щелочная рН > 7.
  Чем меньше рН, тем больше концентрация ионов Н+ т. е. выше кислотность среды; и наоборот, чем больше рН, тем меньше концентрация ионов Н+, т. е. выше щелочность среды.
  

• 

  84 слайд

  Диссоциация
  воды. рН
  Существуют различные методы измерения рН. Качественно реакцию среды и рН водных растворов определяют с помощью индикаторов.
  Индикаторами называются вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды раствора, т. е. рН раствора.
  На практике применяют индикаторы лакмус, метиловый оранжевый (метилоранж) и фенолфталеин.
  
  

• 

  85 слайд

  Реакции обмена в водных растворах электролитов
  Многие химические реакции протекают в водных растворах. Если в этих реакциях участвуют электролиты, то следует учитывать, что они находятся в водном растворе в диссоциированном состоянии, т. е. или только в виде ионов (сильные электролиты) и частично в виде молекул (слабые электролиты).
  

• 

  86 слайд

  Реакции обмена в водных растворах электролитов
  Реакции между водными растворами электролитов — это реакции, в которых участвуют ионы. Поэтому такие реакции называются ионными реакциями.
  Эти реакции возможны только в том случае, если между ионами происходит химическое
  взаимодействие.
  

• 

  87 слайд

  Реакции обмена в водных растворах электролитов
  Ионы одного электролита связываются с ионами другого электролита с образованием:
  а)нерастворимого вещества;
  б)газообразного вещества;
  в)малодиссоциирующего вещества
  (слабый электролит).
  г)комплексного соединения.
  

• 

  88 слайд

  Ионные реакции и уравнения
  При составлении ионных уравнений реакций следует руководствоваться тем, что вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные изображаются в молекулярной форме.
  

• 

  89 слайд

  Ионные реакции и уравнения
  Сильные растворимые электролиты, как полностью диссоциированные, пишутся в виде ионов. Например:
  AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
  Ag+ + NО3- + H+ + Cl- = AgCl↓ + H+ + NO3-
  Ag++ Cl- = AgCl↓
  Na2CO3+H2SO4=Na2SO4+CO2↑+H2O
  2Na++CO32-+2H++SO42-=2Na++SO42-+CO2↑+H2O
  CO32-+2H+= CO2↑+H2O
  

• 

  90 слайд

  Термины и определения
  Гидратация- взаимодействие веществ с водой, характеризующееся тем, что молекула воды присоединяется к исходной частице полностью.
  
  Гидраты- соединения, образовавшиеся в процессе присоединения воды к молекулам, атомам или ионам.
  
  Диполь-дипольное взаимодействие-взаимодействие между противоположно заряженными концами двух полярных связей или двух полярных молекул.
  

• 

  91 слайд

  Термины и определения
  Диссоциация электролитическая(ионизация)-распад электролитов растворах или расплавах на составляющие их ионы.
  
  Ионизация-процесс образования ионов из нейтральных частиц атомов, радикалов, молекул.
  
  Ионы- электрически заряженные атомы ( простые атомы) или группы атомов(комплексные или многоатомные ионы).
  

• 

  92 слайд

  Термины и определения
  Сольватация - взаимодействие частиц (молекул и ионов).
  
  Электроды- твердые фазы, характеризующиеся электрической проводимостью и находящиеся в контакте с электролитом.
  
  Электролит- вещество, водный раствор или расплав которого проводит электрический ток.
  

• 

  93 слайд

  Литература
  1. Л.М. Пустовалова, И.Е. Никанорова.
  Общая химия – Ростов-на-Дону: Феникс, 2005г.
  
  2. Ершов, В. А.
  Общая химия. Биофизическая химия: учеб. для вузов-3-е изд.-М.: высш. шк., 2002.
  
  3. Бабков А.В.
  Химия: учебник для студ. сред.мед. учеб. заведений.-М.: издательский центр «Академия», 2003г.
  

• 

  94 слайд

  Литература
  4. Барковский Е.В.
  Аналитическая химия: учеб. пособие- Мн.: высш. шк., 2004г.
  5. Глинка Н.Л.
  Общая химия. Учебное пособие.-Интеграл-пресс.-2008г.
  6. Хаускофт К., Констебл Э.
  Современный курс общей химии. В 2-х т. пер. с англ. М: Мир, 2002г.
  7. Слесарев В.И.
  Химия: Основы химии живого: Учебник для вузов. – 3-е изд., испр. – СПб: Химиздат, 2005.