Диссоциация
<<  Соли с точки зрения теории диссоциации Теория электролитической диссоциации  >>
Основные положения теории электролитической диссоциации
Основные положения теории электролитической диссоциации
Механизм ЭД:
Механизм ЭД:
Теория электролитической диссоциации
Теория электролитической диссоциации
I-е положение ТЭД
I-е положение ТЭД
I-е положение ТЭД
I-е положение ТЭД
3 –е положение Упрощённо процесс диссоциации изображают с помощью
3 –е положение Упрощённо процесс диссоциации изображают с помощью
3 –е положение Упрощённо процесс диссоциации изображают с помощью
3 –е положение Упрощённо процесс диссоциации изображают с помощью
До
До
До
До
До
До
До
До
До
До
До
До
До
До
До
До
До
До
Картинки из презентации «Теория электролитической диссоциации» к уроку химии на тему «Диссоциация»

Автор: 1. 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.pptx» со всеми картинками в zip-архиве размером 1576 КБ.

Теория электролитической диссоциации

содержание презентации «Теория электролитической диссоциации.pptx»
Сл Текст Сл Текст
1Теория электролитической диссоциации. 31№1 Неэлектролиты – №2 Механизм диссоциации
2Основные положения теории электролитов с ков. пол. связью ? №3
электролитической диссоциации. Классификация электролитов…
3Основные положения теории 32Проверочная работа. II Вариант. I
электролитической диссоциации. Вариант. №4 Диссоциация – №5 Выпишите
4Механизм ЭД: Вещества с ионной связью: электролиты: Ca(NO3)2, H3PO4, O2, NaHSO4,
Ориентация диполей воды ? гидратация ? CuO, CO2. №4 Диссоциация – 5 Выпишите не
диссоциация. Вещества с ковалентной электролиты: Ca(NO3)2, H3PO4, O2, NaHSO4,
связью: Ориентация диполей воды CuO, CO2.
?гидратация? ионизация? диссоциация. 33Проверь себя. I Вариант. II Вариант.
5Механизм диссоциации электролитов с №1 Электролиты - вещества, водные растворы
ионной связью. или расплавы которых проводят
6Механизм диссоциации электролитов с электрических ток №2 Вещества с ионной
полярной связью. связью: Ориентация диполей воды ?
7 гидратация ? диссоциация. №1 Не
8Положение ТЭД. 1. Все простые электролиты - Вещества, водные растворы
вещества, все оксиды и н/р кислоты, или расплавы которых проводят
основания и соли. 2. Процесс распада электрических ток №2 Вещества с
электролита на ионы называется ковалентной связью: Ориентация диполей
электролитической диссоциацией (ЭД). 3. воды ?гидратация? ионизация? диссоциация.
Причиной диссоциации электролита является 34Проверь себя. I Вариант. II Вариант.
его взаимодействие с молекулами воды №3 Степень диссоциации зависит от:1) от
(гидратация). природы растворяемого вещества 2)от
9Основные положения ТЭД. концентрации раствора, или разбавлении ?
10I-е положение ТЭД. Современное 3)от температуры, при t степень дисс. №3
содержание ТЭД можно свести к пяти Сильные и слабые электролиты: А) Сильные –
основным положениям. I-е положение: Все степень диссоциации стремится к 1 ? 1:
вещества по их способности проводить (H2SO4, HCl, HNO3, HClO4, HClO3, HBr, HI и
электрический ток в растворах делятся на др.) Б)слабые ? 0 (вода, слабые кислоты).
электролиты и неэлектролиты. 35Проверь себя. I Вариант. II Вариант.
11II – е положение ТЭД. В растворе №4 Диссоциация – распад электролита на
электролиты распадаются (диссоциируют) на ионы №5 Ca(NO3)2, H3PO4, NaHSO4. №4
положительные и отрицательные ионы. Диссоциация – распад электролита на ионы
Диссоциация – распад электролита на ионы. №5 O2, CuO, CO2.
Причиной диссоциации электролита является 36Реакции, протекающие между ионами
его взаимодействие с молекулами воды называются ионными. Ионные уравнения.
(гидратация). 37Условия течения реакций обмена между
12Типы ионов. По заряду: катионы электролитами до конца: 1) образование
(положительные) и анионы (отрицательные); малорастворимых веществ (осадки ?) 2)
По отношению к воде: Гидратированные и образование газообразных или летучих
негидратированные ( в безводных средах) По веществ (?) 3) образование
составу: простые и сложные. малодиссоциирующих веществ - слабых
133 –е положение Упрощённо процесс электролитов (например, воды Н2О).
диссоциации изображают с помощью уравнений 38Молекулярное уравнение: agno3 + hcl ?
реакций, диссоциация процесс обратимый: agcl? + HNO3 полное ионное уравнение: ag+
NaCl = Na+ + Cl- HCl = H+ + Cl-. + NO3- + H+ + cl- ? agcl? + H+ + NO3-
144 – е положение. Не все электролиты сокращенное ионное уравнение: ag+ + cl- ?
диссоциируют с одинаковой степенью Степень agcl? 1. Реакции с образованием
ЭД - ? -, показывающее какая часть молекул малорастворимых веществ, выпадающих в
распалась на ионы число молекул осадок.
распавшихся на ионы ? = общее число 39Также: 1) AgNO3 + HCL=HNO3 + AgCL Ag+
молекул. + NO3- +H+ +CL- = H+ NO3- +AgCL Ag+ + CL-
15Степень диссоциации зависит от: 1) от =AgCL 2)CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4
природы растворяемого вещества 2)от Cu2+ + SO42- + 2Na+ + 2OH- = Cu(OH)2- +
концентрации раствора, или разбавлении ? 2Na+ + +SO42- Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2-.
3)от температуры, при t степень дисс. 40До. После.
16Сильные и слабые электролиты. А) 41Молекулярное уравнение: na2co3 + 2hcl
Сильные – степень диссоциации стремится к ? 2nacl + CO2? + H2O полное ионное
1 ? 1: (H2SO4, HCl, HNO3, HClO4, HClO3, уравнение: 2na+ + CO32- + 2H+ + 2cl- ?
HBr, HI и др.) Б)слабые ? 0 (вода, слабые 2na+ + 2cl- + CO2? + H2O сокращенное
кислоты). ионное уравнение: CO32- + 2H+ ? CO2? +
175 – е положение. Химические свойства H2O. 2. Реакции, протекающие с
растворов электролитов определяются образованием газообразных или летучих
свойствами тех ионов, которые образуются веществ.
при помощи диссоциации. 42До. После.
18Константа диссоциации (Кд ) 43Молекулярное уравнение: naoh + hcl ?
характеризует способность слабого nacl + H2O полное ионное уравнение: na+ +
электролита диссоциировать на ионы. Чем OH- + H+ + cl- ? na+ + cl- + H2O
> Кд, тем легче электролит распадается сокращенное ионное уравнение: OH- + H+ ?
на ионы. Кд (H2O) = 1,8 · 10-16 А)кислая H2O. 3. Реакции, идущие с образованием
среда [ H + ] Б) щелочная среда [OH - ] В) малодиссоциирующих веществ – слабых
нейтральная среда [ H + ] = [OH - ]. электролитов.
19Лакмус. Индикаторы. Нейтральная среда 44До. После.
рН = 7. Кислая среда рН < 7. Щелочная 45Кислоты в свете ТЭД.
среда рН > 7. Метилоранж. Изменение 46Классификация кислот. 1. по основности
цвета индикаторов в различных средах. А)одноосновные HCL, HNO3 Б)двухосновные
Фенолфталеин. Диссоциация воды. Водородный H2S, H2SiO3 В) трёхосновные H3PO4.
показатель. 472. по составу кислотного остатка
20Основные классы неорганических А)бескислородные Б)кислородосодержащие 3.
соединений в свете ТЭД. по стабильности А)устойчивые
21Кислоты. Б)неустойчивые 4. по степени диссоциации
22Кислоты – электролиты, которые при А)сильные Б)слабые.
диссоциации образуют только один вид 48Типичные реакции кислот (химические
катионов – катионы водорода Н+. Уравнение свойства). А) Диссоциация(изменяет окраску
электролитической диссоциации сильных индикаторов) Кислота катион H+ и анион
кислот: HCl ? H+ + Cl- H2SO4 ? 2H+ + SO42- кисл. Остатка HCL H+ + CL-.
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют 49Б) с основаниями Кислота + основ. Соль
ступенчато. H2CO3 ? H+ + HCO3- К1 > K2 + вода В) с оксидами металлов Кислота +
HCO3- ? H+ + CO32-. оксид металла соль + вода Г) с металлами
23Основания. (в соотв. С рядом активн. Ме) Кислота +
24Основания - электролиты, которые при металл соль + вода Металлы, стоящие в
диссоциации образуют только один вид электрохимическом ряду до водорода
анионов - гидроксид-ионы ОН-. Уравнение вытесняют его из растра кислоты. Реакция
диссоциации сильных оснований (щелочей) идёт, если образуется растворимая соль.
NaOH ? Na+ + OH- Ba(OH)2 ? Ba2+ + 2OH- Исключение HNO3 реагирует с Ме особым
Слабые многокислотные основания образом (Н не выделяется).
диссоциируют ступенчато. Fe(OH)2 ? FeOH+ + 50Взаимодействие кислот с солями (если
OH- К1 > K2 FeOH+ ? Fe2+ + OH-. образуется осадок или газ). Кислота + соль
25Амфотерные гидроксиды – это слабые кислота + соль ( ) Кислота + соль кислота
электролиты, которые при диссоциации ( ) + соль Кислота + соль соль + газ +
образуют одновременно катионы водорода Н+ вода H2SO4 + Ba(NO3)2 HCL + K2CO3.
и гидроксид-анионы ОН- , т.е. диссоциируют 51Основания в свете ТЭД. Me(OH)n Men+ +
по типу кислоты и по типу основания. nOH Классификация.
Уравнение электролитической диссоциации 521. По кислотности. А) однокислотные
Zn(OH)2 (без учета ступенчатого характера) KOH, LiOH Б) двухкислотные Ca(OH)2,
2H+ + ZnO22- ? H2ZnO2 = Zn(OH)2 ? Zn2+ + Cu(OH)2 В) трёхкислотные AL(OH)3 , Fe(OH)3
2OH- по типу кислоты по типу основания. 2. По отношению к воде А) растворимые KOH,
26Соли. Ca(OH)2 Б)нерастворимые Fe(OH)3, Cu(OH)2.
27K2CO3 ? 2K+ + CO32- Al2(SO4)3 ? 2Al3+ 533. По степени диссоциации. А) сильные
+ 3SO42-. Средние (нормальные) соли – ? 1 KOH, NaOH, Ba(OH)2 Б)слалые ? 0 NH3 *
сильные электролиты, образующие при H2O (NH4OH).
диссоциации катионы металла и анионы 54Химические св-ва. А)диссоциация
кислотного остатка. (изменяет окраску индикатора) Щёлочь
28Nahco3 ? na+ + HCO3- (? = 1) НСО3- ? катион Ме + анион ОН NaOH Na+ + OH- Б) С
Н+ + СО32- (? << 1). Кислые соли – кислотами Осн + кислота соль + вода
сильные электролиты, диссоциирующие на Ca(OH)2 + 2HCL = CaCL2 + 2H2O.
катион металла и сложный анион, в состав 55В) с кислотными оксидами (с оксидами
которого входят атомы водорода и кислотный не Ме) Щёлочь + кисл. оксид. = соль + вода
остаток. 2NAOH + CO2 = NA2CO3 + H2O Г) с РАС-МИ
29Fe(OH)Cl ? Fe(OH)+ + Cl- (? = 1) СОЛЕЙ (только щёлочи и если обр. Или )
Fe(OH)+ ? Fe2+ + OH- (? <<1). Щёлочь + соль= н. осн. + н. соль 2KOH +
Основные соли – электролиты, которые при CuSO4 = K2SO4 + Cu(OH)2.
диссоциации образуют анионы кислотного 56Д) с нерастворимыми основаниями,
остатка и сложные катионы, состоящие из разлагающимися при нагревании Ме(ОН)п =МеО
атомов металла и гидроксогрупп ОН-. + H2О.
30Проверь свои знания. Ионы. Заряженные 57Соли в свете ТЭД. Классификация.
частицы. 2. Положительно заряженные ионы. 581. Средние соли: NA2CO3, K3PO4 NA2CO3
2. Катионы. 3. Отрицательно заряженные 2NA+ + CO32- 2. Кислые соли: NАСО3,
ионы. 3. Анионы. 4. Вещества, растворы и Са(HСО3)2 NAHCO3 NA+ + HCO3- 3. Основные
расплавы которых проводят электрический соли Cu(OH)2CO3, ALOHCL2 ALOHCL2 ALOH2+ +
ток. 4. Электролиты. 5. Вещества растворы 2CL-.
и расплавы которых не проводят 59Типичные реакции солей (хим. св-ва).
электрический ток. 5. Неэлектролиты. 6. А) С кислотами (если обр. осадок или газ)
Электролиты, в растворах которых все Соль + кислота н. соль + н. кислота AgNO3
молекулы распались на ионы. 6. Сильные + HCL AgCL + HNO3.
электролиты. 7. Слабые электролиты. 7. 60Б) С солями (если обр. осадок) Соль1 +
Вещества частично диссоциирующие на ионы. Соль2 Соль3 + Соль4 Ba(NO3)2 + CuSO4
8. Электролитическая диссоциация. 8. Cu(NO3)2 + BaSO4 В) С основаниями (если
Процесс распада электролитов на ионы при обр ос. или газ) Соль + щёлочь н. осн. +
растворении в воде или расплавлении. н.соль Zn(NO3)2 + KOH= Г) С Металлами Соль
31Проверочная работа. II Вариант. I + металл = соль + металл Каждый
Вариант. №1 Электролиты – №2 Механизм впередистоящий металл вытесняет
диссоциации электролитов с ионной связью ? последующий из рас - ра соли.
№3 От чего зависит степень диссоциации ?
Теория электролитической диссоциации.pptx
http://900igr.net/kartinka/khimija/teorija-elektroliticheskoj-dissotsiatsii-252190.html
cсылка на страницу

Теория электролитической диссоциации

другие презентации на тему «Теория электролитической диссоциации»

«Электролитическая диссоциация солей» - NaOH, Ba(OH)2, NH4OH, Al(OH)3. Что такое основание в свете теории электролитической диссоциации? 1. Металл + соль 2. Соль + щелочь 3. Соль + кислота 4. Соль + соль. Задание 3. С какими из перечисленных веществ реагирует раствор гидроксида натрия? Тема урока: «Химические свойства солей в свете теории электролитической диссоциации».

«Теория экологии» - Источник: Damuth J. 1987. Asterionella formosa. Источник : Гильманов Г.Г. 1987. Популяционная экология. 1990, с. 147-148). Чем отличается зрелая наука от незрелой. *Иоганн Энке – директор Берлинской обсерватории. b < 0. Пример зрелой науки - физика. Графическая теория не заменяет строгой математической теории.

«Урок по теории вероятности» - Урок 9. Наибольшее и наименьшее значение. Куда и как исчезли тройки? Урок 12.Рост человека. Точность измерений. Практическая работа с электронными таблицами- 4часа Урок 1. Статистические данные в таблицах. Диаграмма рассеивания. Тема. Случайный эксперимент. Случайные события. Размах. Качество успеваемости.

«Теория организации» - Модель организационного потенциала. М. Чернышевский) и эмигрантское (А. Герцен. Базовые постулаты современных концепций менеджмента. Развитие организационной мысли в России. Концепция создания организации по типу общины. Первоосновой такой организации является блок «человек — труд». Возрастает роль “встроенных институтов” и общественных организаций.

«Экономическая теория» - Большие затраты ресурсов на создании монополии. Теория «поиска ренты». Сговор экономических субъектов. Поиск сообщников (рентополучателей) и лоббирование проекта. Административный барьер. Разработка институционального проекта. Отсутствие приемственности в получении ренты. Формирование альтернативных (конкурентных институтов).

«Теория возникновения жизни» - Опыт Миллера и Юри. Белково-коацерватная теория Опарина. Теория биопоэза. Эксперимент повторялся несколько раз в 1953—1954 годах. Теории возникновения жизни на Земле. Введение. Споры микроорганизмов оседали на изогнутой трубке и не могли проникнуть в питательную среду. Молекулы, окружённые водной оболочкой, объединялись, образуя многомолекулярные комплексы — коацерваты.

Диссоциация

10 презентаций о диссоциации
Урок

Химия

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