Диссоциация
<<  Теория электролитической диссоциации тема: Теория электролитической диссоциации  >>
Основные положения теории электролитической диссоциации
Основные положения теории электролитической диссоциации
Сванте Август Аррениус- 1859 – 1927 г.г. Шведский физико-химик
Сванте Август Аррениус- 1859 – 1927 г.г. Шведский физико-химик
+ -
+ -
Картинки из презентации «Теория электролитической диссоциации» к уроку химии на тему «Диссоциация»

Автор: . 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 1142 КБ.

Теория электролитической диссоциации

содержание презентации «Теория электролитической диссоциации.ppt»
Сл Текст Сл Текст
1Теория электролитической диссоциации. 16Основания - электролиты, которые при
2Изучив тему, следует знать: Основные диссоциации образуют только один вид
положения теории электролитической анионов - гидроксид-ионы ОН-. Уравнение
диссоциации. Кислоты, основания и соли с диссоциации сильных оснований (щелочей)
точки зрения ТЭД. Условия течения реакций NaOH ? Na+ + OH- Ba(OH)2 ? Ba2+ + 2OH-
ионного обмена до конца. Теория Слабые многокислотные основания
электролитической диссоциации. диссоциируют ступенчато. Fe(OH)2 ? FeOH+ +
3Изучив тему, следует уметь: Писать OH- К1 > K2 FeOH+ ? Fe2+ + OH-.
уравнения диссоциации кислот, оснований и Кислоты, основания и соли с точки зрения
солей. Определять реакции ионного обмена, ТЭД.
идущие до конца, составлять уравнения 17Амфотерные гидроксиды – это слабые
реакций в молекулярном и ионном виде. электролиты, которые при диссоциации
Теория электролитической диссоциации. образуют одновременно катионы водорода Н+
4Основные положения теории и гидроксид-анионы ОН- , т.е. диссоциируют
электролитической диссоциации. Фарадей по типу кислоты и по типу основания.
Майкл 22. IX.1791 – 25.VIII. 1867 Уравнение электролитической диссоциации
Английский физик и химик. В первой Zn(OH)2 (без учета ступенчатого характера)
половине 19 в. ввел понятие об 2H+ + ZnO22- ? H2ZnO2 = Zn(OH)2 ? Zn2+ +
электролитах и неэлектролитах. 2OH- по типу кислоты по типу основания.
5Электролиты. Тип химической связи: Кислоты, основания и соли с точки зрения
ионная, ковалентная сильно полярная. Соли, ТЭД.
кислоты, основания например: NaCl, H2SO4, 18K2CO3 ? 2K+ + CO32- Al2(SO4)3 ? 2Al3+
NaOH. Основные положения теории + 3SO42-. Средние (нормальные) соли –
электролитической диссоциации. сильные электролиты, образующие при
6Неэлектролиты. Тип химической связи: диссоциации катионы металла и анионы
ковалентная неполярная , ковалентная кислотного остатка. Кислоты, основания и
малополярная. Кислород O2, азот N2, соли с точки зрения ТЭД.
водород H2 многие органические вещества – 19Nahco3 ? na+ + HCO3- (? = 1) НСО3- ?
спирты, глюкоза, сахароза, бензол и др. Н+ + СО32- (? << 1). Кислые соли –
Основные положения теории сильные электролиты, диссоциирующие на
электролитической диссоциации. катион металла и сложный анион, в состав
7Сванте Август Аррениус- 1859 – 1927 которого входят атомы водорода и кислотный
г.г. Шведский физико-химик. Автор теории остаток. Кислоты, основания и соли с точки
электролитической диссоциации (1887 г.) В зрения ТЭД.
1903 г. награжден Нобелевской премией. 20Fe(OH)Cl ? Fe(OH)+ + Cl- (? = 1)
Основные положения теории Fe(OH)+ ? Fe2+ + OH- (? <<1).
электролитической диссоциации. Основные соли – электролиты, которые при
8+ -. Механизм электролитической диссоциации образуют анионы кислотного
диссоциации. Механизм диссоциации остатка и сложные катионы, состоящие из
электролитов с ионной связью. атомов металла и гидроксогрупп ОН-.
9+ -. Механизм электролитической Кислоты, основания и соли с точки зрения
диссоциации. Механизм диссоциации ТЭД.
электролитов с полярной связью. 21Реакции, протекающие между ионами,
10Степень электролитической диссоциации называются ионными реакциями. Условия
– число, показывающее, какая часть молекул течения реакций ионного обмена до конца.
распалась на ионы. ? = число молекул, 22Условия течения реакций обмена между
распавшихся на ионы / общее число сильными электролитами в водных растворах
растворенных молекул. Степень до конца: Образование малорастворимых
электролитической диссоциации. Сильные и веществ (осадки ?). 2) образование
слабые электролиты. газообразных или летучих веществ (?). 3)
11Степень диссоциации (?) зависит от образование малодиссоциирующих веществ -
природы растворяемого вещества и слабых электролитов (например, воды Н2О).
растворителя. концентрации раствора. При Условия течения реакций ионного обмена до
разбавлении раствора, ? ? температуры. При конца.
? температуры степень диссоциации, как 23Реакции с образованием малорастворимых
правило, ? Степень электролитической веществ, выпадающих в осадок молекулярное
диссоциации. Сильные и слабые электролиты. уравнение: AgNO3 + HCl ? AgCl? + HNO3
12Сильные электролиты (? ? 1 или 100%) полное ионное уравнение: Ag+ + NO3- + H+ +
соли 2) сильные кислоты (H2SO4, HCl, HNO3, Cl- ? AgCl? + H+ + NO3- сокращенное ионное
HClO4, HClO3, HBr, HI и др.) 3) щелочи уравнение: Ag+ + Cl- ? AgCl? Условия
(NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 и др.). течения реакций ионного обмена до конца.
Степень электролитической диссоциации. 242. Реакции, протекающие с образованием
Сильные и слабые электролиты. газообразных или летучих веществ
13Слабые электролиты (? ? 0) 1) вода 2) молекулярное уравнение: Na2CO3 + 2HCl ?
cлабые кислоты (H2S, H2CO3, H2SiO3, HNO2, 2NaCl + CO2? + H2O полное ионное
H3PO4, H2SO3, HCN, HF, и др.) 2) уравнение: 2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- ?
нерастворимые в воде основания (Cu(OH)2, 2Na+ + 2Cl- + CO2? + H2O сокращенное
Fe(OH)3 и др.) 3) гидроксид аммония NH4OH. ионное уравнение: CO32- + 2H+ ? CO2? +
Степень электролитической диссоциации. H2O. Условия течения реакций ионного
Сильные и слабые электролиты. обмена до конца.
14Кд (H2O) = 1,8 · 10-16. Кд (NH4OH) = 25Молекулярное уравнение: naoh + hcl ?
1,8 · 10-5. Константа диссоциации (Кд ) nacl + H2O полное ионное уравнение: na+ +
характеризует способность слабого OH- + H+ + cl- ? na+ + cl- + H2O
электролита диссоциировать на ионы. Чем сокращенное ионное уравнение: OH- + H+ ?
> Кд, тем легче электролит распадается H2O. 3. Реакции, идущие с образованием
на ионы. Степень электролитической малодиссоциирующих веществ – слабых
диссоциации. Сильные и слабые электролиты. электролитов. Условия течения реакций
15Кислоты – электролиты, которые при ионного обмена до конца.
диссоциации образуют только один вид 26Обратите внимание! Если исходными
катионов – катионы водорода Н+. Уравнение веществами реакций обмена являются сильные
электролитической диссоциации сильных электролиты, которые при взаимодействии не
кислот: HCl ? H+ + Cl- H2SO4 ? 2H+ + SO42- образуют малорастворимых или
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют малодиссоциирующих веществ, то такие
ступенчато. H2CO3 ? H+ + HCO3- К1 > K2 реакции не протекают. Например, 2NaCl +
HCO3- ? H+ + CO32-. Кислоты, основания и Ca(NO3)2 ? 2NaNO3 + CaCl2.
соли с точки зрения ТЭД.
Теория электролитической диссоциации.ppt
http://900igr.net/kartinka/khimija/teorija-elektroliticheskoj-dissotsiatsii-141299.html
cсылка на страницу

Теория электролитической диссоциации

другие презентации на тему «Теория электролитической диссоциации»

«Теории мотивации» - Потребность властвовать. Потребность. Теория трех потребностей Дэвида МакКлелланда. Теория ожиданий Виктора Врума. Теория мотивации Герцберга. Введение в теории мотивации. Мотивация = Ожидания х Значимость. Процессные теории. Теория справедливости. Ожидание 1 Реально ли? Формула мотивации по Вруму. Потребность в причастности, соучастии.

«Теория электролитической диссоциации» - Все растворимые кислоты, основания (щёлочи) и соли. Процесс распада электролита на ионы называется электролитической диссоциацией (ЭД). Вещества с ковалентной неполярной и слабополярной связью. II-е положение ТЭД. Сванте Аррениус. В растворах электролиты диссоциируют ( распадаются ) на положительные и отрицательные ионы.

«Электролитическая диссоциация» - Демонстрационный эксперимент. Во вторую пробирку налить воды и добавить часть раствора из первой пробирки. Электролитическая диссоциация химических элементов. Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Окраска индикатора не изменится. Кислоты диссоциируют на ионы водорода и кислотного остатка. - HCI = Н+ + CI -2 H2SO4 = 2H+ + SO4.

«Теория игр» - Типичным примером игры со смешанной мотивацией является защита окружающей среды. Осмысленная реакция противника существенно ограничивает поле результатов ЛПР. Игры с осмысленной реакцией противника. Для игр с неоднозначными правилами таких стратегий не существует. В турнире участвовало 15 программ. Разработка управленческих решений Наиболее известные модели теории игр.

«Урок по теории вероятности» - Качество успеваемости. Такое представление материала даёт возможность не ограничиваться рамками урока. Урок 15. Уроки 14- 16 исследовательские уроки. Актуальность темы. Случайные события. Содержание. Урок 6. Круговая диаграмма. Урок 4. Вычисления в таблицах. Монета и игральная кость в теории вероятностей.

«Теория игр» - Пример применения. Основная теорема матричных игр. Основное применение теории игр – – экономика. План лекции. Теорема 2. Пусть и существу-ют . Идея метода – многократное фиктивное разыгрывание игры с заданной матрицей выигрыша. Пусть имеются два числовых множества A и B и функция . Монотонный итеративный алгоритм.

Диссоциация

10 презентаций о диссоциации
Урок

Химия

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