Диссоциация
<<  тема: Теория электролитической диссоциации Обобщающий урок по теме: «Теория электролитической диссоциации»  >>
Теория электролитической диссоциации
Теория электролитической диссоциации
Электролитическая диссоциация (ЭД)
Электролитическая диссоциация (ЭД)
Растворение электролитов протекает в несколько стадий
Растворение электролитов протекает в несколько стадий
Степень электролитической диссоциации
Степень электролитической диссоциации
Степень электролитической диссоциации
Степень электролитической диссоциации
Константа диссоциации
Константа диссоциации
Константа диссоциации
Константа диссоциации
Константа диссоциации
Константа диссоциации
Закон разбавления Оствальда
Закон разбавления Оствальда
Закон разбавления Оствальда
Закон разбавления Оствальда
Закон разбавления Оствальда
Закон разбавления Оствальда
Закон разбавления Оствальда
Закон разбавления Оствальда
В периодах с увеличением заряда ядер элементов радиусы ионов
В периодах с увеличением заряда ядер элементов радиусы ионов
Соли в свете ТЭД
Соли в свете ТЭД
Соли в свете ТЭД
Соли в свете ТЭД
Протонная теория кислот и оснований
Протонная теория кислот и оснований
Протонная теория кислот и оснований
Протонная теория кислот и оснований
Электронная теория кислот и оснований
Электронная теория кислот и оснований
Произведение растворимости
Произведение растворимости
Произведение растворимости
Произведение растворимости
Произведение растворимости
Произведение растворимости
Произведение растворимости
Произведение растворимости
Ионное произведение воды
Ионное произведение воды
Ионное произведение воды
Ионное произведение воды
Ионное произведение воды
Ионное произведение воды
Индикаторы
Индикаторы
Индикаторы
Индикаторы
Индикаторы
Индикаторы
Индикаторы
Индикаторы
Природные индикаторы
Природные индикаторы
Природные индикаторы
Природные индикаторы
Индикаторы
Индикаторы
Индикаторы
Индикаторы
Индикаторы
Индикаторы
рН-метры
рН-метры
рН-метры
рН-метры
рН-метры
рН-метры
Константа гидролиза
Константа гидролиза
Константа гидролиза
Константа гидролиза
Константа гидролиза
Константа гидролиза
Буферные растворы
Буферные растворы
Буферные растворы
Буферные растворы
Буферные растворы
Буферные растворы
Картинки из презентации «Теория электролитической диссоциации» к уроку химии на тему «Диссоциация»

Автор: user. Чтобы познакомиться с картинкой полного размера, нажмите на её эскиз. Чтобы можно было использовать все картинки для урока химии, скачайте бесплатно презентацию «Теория электролитической диссоциации.ppt» со всеми картинками в zip-архиве размером 2207 КБ.

Теория электролитической диссоциации

содержание презентации «Теория электролитической диссоциации.ppt»
Сл Текст Сл Текст
1Теория электролитической диссоциации. 19(исключение составляют Fe(CNS)3, HgCl2,
Основы химии. Лекция 5. Mg(CN)2, и др.) и в водных растворах
2Электролиты и неэлектролиты. 2. Основы полностью распадаются на ионы. Средние
химии. А. Згуро. 10.08.2015. соли диссоциируют в одну ступень, кислые и
3Электролитическая диссоциация (ЭД). основные соли диссоциируют ступенчато: 19.
Электролитической диссоциацией называется Основы химии. А. Згуро. 10.08.2015.
процесс распада электролитов на ионы в 20Протонная теория кислот и оснований.
водных растворах или расплавах. Теория ЭД Johannes Nicolaus Br?nsted (1879 –1947)
позволила объяснить электропроводность Thomas Martin Lowry (1874 -1936). Теория
растворов и протекание химических реакций применима как к водным, так и неводным
в них. Svante August Arrhenius (1859 растворам Кислота – донором протонов, т.е.
–1927) Автор классической теории соединение, которое может передать протон
электролитической диссоциации (1887 г.). другому соединению. Основание - акцептор
3. Основы химии. А. Згуро. 10.08.2015. протонов, т.е. соединение, которое может
4Основные положения ТЭД. При принять протон от другого соединения.
растворении электролитов в воде или Кислоты и основания существуют только как
расплавлении электролиты распадаются сопряженные пары: основание + протон ?
(диссоциируют) на положительно заряженные кислота кислота ? основание + протон H?SO?
ионы (катионы) и отрицательно заряженные ? H? + HSO?? кислота основание Протон не
ионы (анионы). Электрическая проводимость существует в растворе в свободном виде, в
растворов электролитов прямо воде он образует катион гидроксония. 20.
пропорциональна общей концентрации ионов в Основы химии. А. Згуро. 10.08.2015.
растворе. Возможность и степень распада 21Протонная теория кислот и оснований.
растворенного вещества на ионы Реакция между основанием и кислотой:
определяется природой растворенного Кислота1+ Основание2 ? Кислота2 +
вещества и растворителя. Распад Основание1 HF + NH3 ? NH?? + F? кислота1
электролитов на ионы происходит в полярных основание2 кислота 2 основание1 Одно и то
растворителях (вода, этанол, уксусная же вещество в зависимости от партнёра
кислота, аммиака и другие). Вода относится может быть или кислотой, или основанием:
к наиболее сильным полярным растворителям NH3 + H2O ? NH4+ + OH- основание2 кислота1
(мерой этого воздействия является кислота 2 основание1 HF + H2O ? H?O? + F-
относительная диэлектрическая кислота1 основание2 кислота 2 основание1
проницаемость растворителя, значение Слабость этой теории в том, что она не
которой для воды равно ? = 81). включает в себя не содержащие водорода
Электролитической диссоциации в воде вещества, проявляющие кислотные свойства,
подвержены ионные и молекулярные так называемые апротонные кислоты. 21.
соединения с полярным типом связи. 4. Основы химии. А. Згуро. 10.08.2015.
Основы химии. А. Згуро. 10.08.2015. 22Электронная теория кислот и оснований.
5Растворение электролитов протекает в Gilbert Newton Lewis (1875 –1946). Кислота
несколько стадий. 5. Основы химии. А. — вещество, принимающее электронные пары,
Згуро. 10.08.2015. Вещества с полярной т.е. акцептор электронных пар. В теории
ковалентной связью: Сольватация вещества – Льюиса кислотой могут быть как молекула,
образование сольватированных молекул так и катион, обладающие низкой по энергии
AB·xH?O Ионизация молекул - поляризация свободной орбиталью. Основание – вещество,
полярных молекул (например, HCl) в силовом отдающее электронную пару, т.е. донор
поле окружающих их диполей растворителя и электронных пар. Взаимодействие основания
вследствие сильного смещения общих и кислоты по Льюису приводит к образованию
электронных пар связь становится ионной ковалентной связи по донорно-акцепторному
Гетеролитическая диссоциация связи с механизму: NH? + BF? ? NH?·BF? Примеры
образованием гидратированных апротонных кислот: BF3, ZnCl2, FeCl3,
(сольватированных) ионов: HCl(г) + FeBr3, AlCl3, SnCl4 и др. 22. Основы
(n+m)H2O ? H+(H2O)n + Cl-(H2O)m. Вещества химии. А. Згуро. 10.08.2015.
с ионной кристаллической решёткой: 23Произведение растворимости. При
Сольватация вещества – ионный кристалл растворении твёрдого электролита в воде
взаимодействует с полярными молекулами устанавливается равновесие: Растворение
растворителя, что способствует ослаблению прекращается, когда получается насыщенный
связей в кристалле Переход ионов в раствор раствор Константа равновесия произведение
с образованием гидратированных растворимости В насыщенном растворе
(сольватированных) ионов: NaCl + (n+m)H2O сильного малорастворимого электролита
? Na+(H2O)n+ Cl-(H2O)m Количество молекул произведение концентраций его ионов в
в сольватной оболочке меняется в степенях, равных стехиометрическим
зависимости от природы иона, температуры и коэффициентам при данных ионах (при данной
концентрации раствора. Рис. Этапы температуре), есть величина постоянная,
электролитической ионизации полярных называемая произведением растворимости.
молекул (а) и ионных кристаллов (б): 1 - 23. Основы химии. А. Згуро. 10.08.2015.
сольватация; 2 - ионизация; 3 - 24Произведение растворимости.
диссоциация. Произведение растворимости зависит: от
6В результате диссоциации увеличивается природы растворённого вещества от природы
количество всех частиц (концентрация растворителя от температуры Произведение
частиц) NaCl ? Na? + Cl? 1 моль NaCl ? 1 растворимости характеризует растворимость
моль ионов Na? + 1 моль ионов Cl? 1 моль электролита в его насыщенном растворе при
NaCl ? 2 моль ионов 6,02·10?? частиц данной температуре. Чем меньше ПР, тем
(молекул) ? 2· 6,02·10?? частиц (ионов) хуже вещество растворяется. Вещество.
Поэтому в растворах электролитов Ca(OH)2. Mg(OH)2. Fe(OH)2. Пр. 5,5·10-6.
наблюдаются отклонения от законов 5,0·10-12. 4,8·10-16. 24. Основы химии. А.
идеальных растворов. 6. Основы химии. А. Згуро. 10.08.2015.
Згуро. 10.08.2015. 25Произведение растворимости. Зная ПР,
7Степень электролитической диссоциации. можно решать вопросы, связанные с
Степень диссоциации (?) - это отношение образованием или растворением осадков при
числа распавшихся на ионы молекул (Nдис.) химических реакциях. Если в раствор
к общему числу молекул растворенного труднорастворимого электролита ввести
вещества (Nобщ.) Степень диссоциации одноимённые ионы, то его растворимость
выражают в долях единицы или в процентах. уменьшается, и выпадает осадок. Связывание
Поскольку общее число молекул вещества в одного из ионов способствует растворению
растворе пропорционально количеству его электролита. 25. Основы химии. А. Згуро.
вещества и его молярной концентрации, то 10.08.2015.
можно записать: 7. Основы химии. А. Згуро. 26Ионное произведение воды. Вода
10.08.2015. является очень слабым амфотерным
8Сила электролитов. Сила электролита электролитом: 2H?O ? H?O? + OH? Константа
зависит от растворителя: одно и то же диссоциации воды равна: В воде и
вещество может быть сильным электролитом в разбавленных водных растворах электролитов
одном растворителе и слабым электролитом в молярная концентрация воды практически
другом растворителе. Например, LiCl и NaI постоянна и равна где 1000 - масса 1 л
при растворении в воде – сильные воды, г; 18 - молярная масса воды, г/моль
электролиты, при растворении в уксусной Поэтому можно считать постоянным
кислоте и ацетоне – слабые электролиты. произведение KВ·[H2O] = [H+]·[OH-] =
Степень диссоциации зависит от разбавления 1,8·10-16·55,6 = 1·10-14 (моль/л)
раствора. В очень разбавленных растворах Произведение равновесных концентраций
все электролиты, в т.ч. и слабые, ионов водорода и гидроксид-ионов в воде и
распадаются полностью (? = 100%). 8. разбавленных водных растворах (при
Основы химии. А. Згуро. 10.08.2015. постоянной температуре) есть величина
9Степень электролитической диссоциации постоянная - ионное произведение воды
зависит от: природы электролита и (KВ). KВ = [H+]·[OH-] = 1·10-14 при 25 °
растворителя; концентрации раствора С. 26. Основы химии. А. Згуро. 10.08.2015.
(возрастает при увеличении разбавления 27Ионное произведение воды. T, °С. 0.
раствора, т.е. при уменьшении 18. 25. 30. 50. 60. Kв·1014. 0,1139.
концентрации) температуры (увеличение 0,5702. 1,0008. 1,469. 5,474. 9,614. При
кинетической энергии растворенных частиц увеличении температуры KВ значительно
способствует распаду молекул на ионы, что возрастает: Следовательно, в чистой воде
приводит к возрастанию степени диссоциации при 25 ° С [H+] = [OH-] = 1·10-7 моль/л
при нагревании растворов). C (CH?COOH), Если задано значение [H+], то легко
моль/л. 0,2. 0,1. 0,05. 0,01. 0,005. определить и [OH-], и наоборот: В кислых
0,001. ?, %, при 25 °С. ?, %, при 25 °С. растворах преобладает концентрация ионов
0,05. 1,4. 1,9. 4,2. 6,0. 12,4. Слабый H+: [H+] > [OH-], т.е. [H+] > 1·10-7
электролит. Слабый электролит. Слабый и [OH-] < 1·10-7 моль/л В щелочных
электролит. Электролит средней силы. растворах преобладает концентрация ионов
Электролит средней силы. Электролит [OH ]: [OH-] > [H+], т.е. [OH-]
средней силы. 9. Основы химии. А. Згуро. >1·10-7 и [H+] < 1·10-7 моль/л. 27.
10.08.2015. Основы химии. А. Згуро. 10.08.2015.
10Диссоциация кислот, оснований, солей. 28Водородный показатель рН. Для удобства
Диссоциация сильных электролитов – вместо значений [H+] используют водородный
необратимый процесс Диссоциация слабых показатель pH. Водордный показатель есть
электролитов -обратимый процесс отрицательный десятичный логарифм
Диссоциация кислот протекает ступенчато числового значения молярной концентрации
Диссоциация оснований протекает ступенчато ионов водорода: pH = -lg[H+] По аналогии
Диссоциация солей протекает в одну ступень используют гидроксильный показатель (pOH):
Диссоциация воды (ион гидроксония). 10. pOH = -lg[OH-] Поскольку KВ = [H+]·[OH-] =
Основы химии. А. Згуро. 10.08.2015. const при T = const, то pH + pOH = -lg KВ
11Константа диссоциации. Диссоциация = f(T). При 25 °С pH + pOH = -lg 1·10-14 =
слабого бинарного электролита : на 14 или pH = 14 - pOH Величина pH
основании закона действия масс справедливо используется как мера кислотности,
соотношение: Константу равновесия в данном нейтральности или щёлочности водных
случае называют константой диссоциации. растворов: в кислой среде pH < 7, в
Константа диссоциации характеризует нейтральной среде pH = 7, в щелочной среде
способность электролита диссоциировать на pH > 7. 28. Основы химии. А. Згуро.
ионы. Чем больше константа диссоциации, 10.08.2015.
тем легче электролит диссоциирует на ионы, 29Индикаторы. Для качественного
и чем меньше величина Kд , тем слабее определения реакции раствора применяют
диссоциирует электролит в данном кислотно-основные индикаторы. Индикаторы –
растворителе. Константа диссоциации вещества, меняющие окраску в зависимости
зависит от природы диссоциирующего от концентрации ионов водорода и
вещества и растворителя, температуры и не гидроксид-ионов В качестве таких
зависит от концентрации раствора. Примеры: индикаторов служат органические кислоты
уксусная кислота, фосфорная кислота. 11. HInd и основания IndOH, молекулы и ионы
Основы химии. А. Згуро. 10.08.2015. которых имеют разную окраску. Лакмус –
12Смещение ионного равновесия. Если в слабая кислота красный синий в кислой
растворе слабой кислоты или слабого среде в щелочной среде Метиловый оранжевый
основания увеличить концентрацию – слабое основание жёлтый красный в
одноименного иона введением щелочной среде в кислой среде. 29. Основы
соответствующей соли, то наблюдается химии. А. Згуро. 10.08.2015.
резкое изменение степени диссоциации 30Индикаторы. Изменение окраски
слабого электролита. Рассмотрим, например, индикатора происходит при определённых
как изменится степень диссоциации уксусной значениях рН, называемых интервалом
кислоты (CH3COOH) при введении в раствор индикатора. Обычно стараются подобрать
ацетата натрия (введение одноименных ионов индикатор с узким интервалом перехода (не
CH3COO-). Таким образом, в результате более двух единиц pH). Индикатор.
введения в 1 л 0,01 М раствора CH3COOH Индикатор. Цвет индикатора в различных
0,01 моль CH3COONa концентрация ионов растворах. Цвет индикатора в различных
водорода уменьшилась в 23 раза Вывод: растворах. Цвет индикатора в различных
увеличение концентрации одного из ионов растворах. Кислый р-р. Нейтральный р-р.
смещает равновесие в сторону образования Щелочной р-р. Метиловый оранжевый. красный
недиссоциированных молекул. наоборот, рН < 3,1. Оранжевый 3,1 < ph <
уменьшение концентрации одного из ионов 4,4. желтый рН > 4,4. Лакмус. красный
(связывание иона) ведёт к дальнейшему рН < 5. Фиолетовый 5 < ph < 8.
распаду электролита на ионы. C (CH?COOH), синий рН > 8. Фенолфталеин. бесцветный
моль/л. 0,01. 0,01. C (CH?COOH), моль/л. рН < 5. Бледно-малиновый 8,0 < ph
-. 0,01. C (Н?), моль/л. 4,32·10?? < 9,8. малиновый рН > 9,8. 30.
1,86·10?? 12. Основы химии. А. Згуро. Основы химии. А. Згуро. 10.08.2015.
10.08.2015. 31Природные индикаторы. Гортензия
13Закон разбавления Оствальда. Константа (Hydrangea) на щелочных почвах. Гортензия
диссоциации Kд связана со степенью (Hydrangea) на кислых почвах. 31. Основы
диссоциации ? простой зависимостью. где - химии. А. Згуро. 10.08.2015.
исходная концентрация электролита Для 32Индикаторы. Универсальный индикатор –
слабых электролитов ??0 и (1 - ? ) ? 1. смесь нескольких кислотно-основных
Следовательно, Данная зависимость является индикаторов с разными областями перехода.
математическим выражением закона 32. Основы химии. А. Згуро. 10.08.2015.
разбавления Оствальда (1888 г.): степень 33рН-метры. Наиболее точным методом
диссоциации слабого электролита определения pH является
увеличивается при разбавлении раствора потенциометрический, основанный на
обратно пропорционально корню квадратному измерении зависимости потенциала электрода
из его молярной концентрации. 13. Основы от концентрации ионов водорода в
химии. А. Згуро. 10.08.2015. исследуемом растворе. рН-метры. 33. Основы
14Теории кислот и оснований. Кислоты и химии. А. Згуро. 10.08.2015.
основания в свете теории электролитической 34Реакции ионного обмена. Необходимым
диссоциации (теория Аррениуса) Протонная условием протекания обменных реакций в
теория кислот и оснований (теория растворах электролитов является удаление
Брёнстеда и Лоури) Электронная теория из раствора тех или иных ионов. Реакции в
кислот и оснований (теория Льюиса). 14. водных растворах электролитов идут до
Основы химии. А. Згуро. 10.08.2015. конца, если образуется малорастворимое
15Кислоты и основания в свете ТЭД. вещество (осадок) газ малодиссоциирующее
Применима только к водным растворам!!! вещество (слабый электролит, например,
Кислота (по Аррениусу) – электролит, вода) Реакции обмена в растворах
который диссоциирует в водном растворе с электролитов записывают в виде трех
образованием катиона водорода и аниона уравнений: молекулярного, полного
кислотного остатка: кислота ? катион ионно-молекулярного и сокращенного
водорода + анион кислотного остатка HAn ? ионно-молекулярного. Для составления этих
H?+ An? NB! Свойства кислот определяет ион уравнений необходимо знать характер
водорода H? Основание (по Аррениусу) - электролитической диссоциации участников
электролит, который диссоциирует в водном реакции. Малодиссоциирующие и
растворе с образованием гидроксид-иона и малорастворимые вещества записывают в
катиона металла основание ? гидроксид-ион молекулярном виде. Реакции, в которых
+ катион металла MeOH ? Me? + OH? NB! слабые электролиты или малорастворимые
Свойства оснований определяет вещества входят в состав только продуктов
гидроксид-ион OH? 15. Основы химии. А. реакции, протекают, как правило,
Згуро. 10.08.2015. необратимо, т.е. до конца. 34. Основы
16Амфотерные электролиты. Амфотерные химии. А. Згуро. 10.08.2015.
электролиты (амфолиты) – это электролиты, 35Гидролиз солей. Гидролиз солей – это
которые могут диссоциировать и как взаимодействие солей с водой В результате
кислоты, и как основания H? + RO? ? ROH ? гидролиза соли в растворе появляется
R? + OH? В расплаве 2H? + ZnO??? ? Zn(OH)? некоторое избыточное количество ионов Н?
? Zn?? + 2OH? В растворе 2H? + [Zn(OH)?]?? или ОН? Соль – продукт взаимодействия
? Zn(OH)? + 2H?O ? Zn??·2H?O + 2OH? основания и кислоты основание + кислота =
Амфотерные электролиты: Zn(OH)?, Al(OH)?, соль + вода. 35. Основы химии. А. Згуро.
Cr(OH)?, Pb(OH)?, Sn(OH)?, Be(OH)? и др. 10.08.2015.
H?O ? H? + OH? 2H?O ? H?O? + OH? 16. 36Гидролиз солей. Соль, образованная
Основы химии. А. Згуро. 10.08.2015. сильным основанием и слабой кислотой,
17Амфотерные электролиты. Диссоциация гидролизуется по аниону, реакция среды
кислородсодержащих гидроксидов зависит от щелочная Соль, образованная слабым
сравнительной прочности и полярности основанием и сильной кислотой,
связей Э-О и О-Н. Чем менее прочна или гидролизуется по катиону, реакция среды
более полярна связь, тем легче происходит кислая Соль, образованная сильным
электролитическая ионизация по этой связи основанием и сильной кислотой, гидролизу
в водных растворах. Таким образом, не подвергается, реакция среды нейтральная
диссоциация гидроксидов может протекать по Соль, образованная слабым основанием и
двум направлениям: Э ------ О ------ Н 1) слабой кислотой, гидролизу подвергается,
ЭОН ? ОН- + Э+ (по типу основания) 2) ЭОН реакция среды зависит от константы
? Н+ + ЭО- (по типу кислоты) Чем больше диссоциации кислоты и основания Гидролиз
степень окисления и меньше радиус соли, образованной слабым основанием и
центрального иона (Э), тем менее полярна слабой кислотой, может протекать
связь Э-О и выше ее прочность сравнительно необратимо, т.е. сопровождаться полным
со связью О-Н. В данном случае диссоциация разложением соли Гидролиз кислых солей
идет по типу кислоты, т.е. с отщеплением слабых кислот. 36. Основы химии. А. Згуро.
иона водорода. И наоборот, чем меньше 10.08.2015.
степень окисления и больше радиус 37Степень гидролиза. Степень гидролиза ?
центрального иона, тем более полярна связь – показатель глубины протекания гидролиза
Э-О и меньше ее прочность, чем связи О-Н. На степень гидролиза влияют: природа соли
В этом случае диссоциация идет, (от неё зависит константа гидролиза)
преимущественно, по типу основания, т.е. с концентрация раствора (чем меньше
отщеплением гидроксид-ионов. Если концентрация, тем сильнее гидролиз)
полярности связей Э-О и О-Н близки, то температура (чем выше температура, тем
диссоциация гидроксида ЭОН может протекать сильнее гидролиз) рН среды (в кислой среде
как по типу основания, так и по типу гидролиз солей, образованных сильной
кислоты, т.е. гидроксид является кислотой и слабым основанием, уменьшается;
амфотерным. 17. Основы химии. А. Згуро. в щелочной среде гидролиз солей,
10.08.2015. образованных сильным основанием и слабой
18В периодах с увеличением заряда ядер кислотой, уменьшается). 37. Основы химии.
элементов радиусы ионов уменьшаются, а А. Згуро. 10.08.2015.
максимальная степень окисления элементов 38Константа гидролиза. Константа
возрастает от +1 до +7. В связи с этим гидролиза Кг характеризует способность
уменьшается полярность и увеличивается соли подвергаться гидролизу: чем больше
прочность связи Э-О, т.е. основные константа гидролиза, тем сильнее протекает
свойства гидроксидов ослабевают, а гидролиз (при одинаковых температурах и
кислотные возрастают: NaOH - Mg(OH)2 - концентрациях). Для соли, образованной
Al(OH)3 - H2SiO3 - H3PO4 - H2SO4 - HClO4 слабой кислотой и сильным основанием, т.е.
NaOH - сильное основание, Al(OH)3 - чем слабее кислота, тем сильнее гидролиз
амфолит, H2SiO3 - слабая кислота, HClO4 - Для соли, образованной сильной кислотой и
сильная кислота. В А группах с увеличением слабым основанием, т.е. чем слабее
заряда ядер элементов радиусы ионов основание, тем сильнее гидролиз Для соли,
увеличиваются, а максимальная степень образованной слабой кислотой и слабым
окисления постоянна. В связи с этим основанием, т.е. константа гидролиза
увеличивается полярность и уменьшается зависит от константы диссоциации как
прочность связи Э-О, т.е. сверху вниз кислоты, так и основания. 38. Основы
основные свойства увеличиваются, а химии. А. Згуро. 10.08.2015.
кислотные убывают. Гидроксиды элементов 39Буферные растворы. Это смеси слабых
IIА группы: Be(OH)2 - амфолит, Mg(OH)2 - кислот с солями тех же кислот, или смеси
основание средней силы, Ba(OH)2 - сильное слабых оснований с солями тех же оснований
основание. Если элемент образует Примеры буферных систем: буферная система
гидроксиды в различных степенях окисления, крови буферная система плазмы Буферные
то в соединениях элементов с низшими растворы – растворы с определённой
степенями окисления более выражены концентрацией водородных ионов, содержащие
основные свойства, а в соединениях с сопряжённую кислотно-основную пару и
высшими степенями окисления преобладают обеспечивающие устойчивость величины их рН
кислотные свойства, например: 18. Основы при изменении состава среды Эталонные
химии. А. Згуро. 10.08.2015. буферные растворы со стандартным значением
19Соли в свете ТЭД. Соли - это рН Буферная ёмкость – предел, до которого
электролиты, диссоциирующие в водном буферные растворы сохраняют своё буферное
растворе на катион металла и анион действие. 39. Основы химии. А. Згуро.
кислотного остатка. Соли, как правило, 10.08.2015.
являются сильными электролитами
Теория электролитической диссоциации.ppt
http://900igr.net/kartinka/khimija/teorija-elektroliticheskoj-dissotsiatsii-104994.html
cсылка на страницу

Теория электролитической диссоциации

другие презентации на тему «Теория электролитической диссоциации»

«Электролитическая диссоциация» - Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Встряхнуть обе пробирки и опустить в растворы гвозди. Основания диссоциируют на ионы металла и гидроксид-ионы + - Na OH = Na + OH +2 - Ca(OH)2 = Ca + 2OH. Механизм диссоциации веществ. Лабораторный опыт 3 В две пробирки насыпать обезвоженный сульфат меди.

«Теория организации» - Сформировались два крыла российской общественной мысли: отечественное (А. Григорьев. Первоосновой такой организации является блок «человек — труд». Марчу). Возрастает роль “встроенных институтов” и общественных организаций. Модель организационного потенциала. М. Чернышевский) и эмигрантское (А. Герцен.

«Теория множеств» - Сколько учащихся умеют кататься и на коньках и на лыжах? Диаграммы Эйлера-Венна. Обозначается А?В. Например, отрезок [а, b] не является подмножеством полуинтервала (а, b], т.к. а?[а, b], но а?(а, b]. Если множества А и В не содержат одинаковых элементов, т.е. не пересекаются (А?В=?), то m(А?В) = m(A) + m(B) (1).

«Экономическая теория» - Отсутствие приемственности в получении ренты. Схема разрушения административного барьера. Сговор экономических субъектов. Потери потребителей от монополии. Индекс восприятия коррупции. Получение ренты. Обнаружение возможности получения ренты. Методы борьбы с административными барьерами. Административные барьеры в экономике.

«Теория вероятности» - Б.П.Гнеденко ( 1912-1995 ). Русский период в развитии теории вероятностей. Решение задачи кавалера де Мере. Вклад в развитие теории вероятностей. А начиналось все весьма своеобразно… Случай имеет свои законы ! Разработал свою аксиоматику теории вероятностей. Именно такие закономерности изучаются в специальном разделе математики – Теории вероятностей.

«Теории мотивации» - Удовлетворенность или неудовлетворенность. Ожидание 1 Реально ли? Поведение. Содержательные теории мотивации. Процессные теории. Ценность результатов носит индивидуальный характер. Теория Х-У » Дугласа МакГрегора (1960). Вознаграждение. Пирамида потребностей Маслоу Теория потребностей МакКлелланда. Сила мотивации.

Диссоциация

10 презентаций о диссоциации
Урок

Химия

65 тем
Картинки
900igr.net > Презентации по химии > Диссоциация > Теория электролитической диссоциации