Презентация на тему: Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена

Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена
1/27
Средняя оценка: 4.7/5 (всего оценок: 10)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (1106 Кб)
1

Первый слайд презентации: Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена

Изображение слайда
2

Слайд 2

Электролиты – вещества, которые в растворе или расплаве распадаются на заряженные частицы – ионы. Процесс распада электролитов на ионы в водных растворах и расплавах называется электролитической диссоциацией. Электролиты

Изображение слайда
3

Слайд 3

Ионные кристаллы (истинные электролиты) Ион-дипольное взаимодействие Е(гидратации ) > Е(решетки) NaCl + ( n+m ) H 2 O → Na + · n H 2 O + Cl - · m H 2 O NaCl → Na + + Cl -

Изображение слайда
4

Слайд 4

Полярные молекулярные вещества (потенциальные электролиты) Диполь-дипольное взаимодействие Е(гидратации ) > Е(связи) Н Cl + ( n + m ) H 2 O → Н + · n H 2 O + Cl - · m H 2 O Н Cl + H 2 O → Н 3 О + + Cl -

Изображение слайда
5

Слайд 5

Для молекулярных электролитов Степень диссоциации (ионизации): Сильные электролиты: 1) соли; 2) щелочи – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH,   Ba ( OH ) 2, Ca ( OH ) 2, Sr ( OH ) 2 ; 3) кислоты (α = 1) – H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI,   HClO 4, H М nO 4 ;

Изображение слайда
6

Слайд 6

Изображение слайда
7

Слайд 7

Кислоты – электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только ионы Н + HCl → H + + Cl – H 2 SO 4 → H + + HSO 4 − (I ступень ) HSO 4 − H + + SO 4 2- (II ступень )

Изображение слайда
8

Слайд 8

Основания – электролиты, которые при диссоциации в качестве анионов образуют только OH − NaOH → Na + + OH − NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH − Mg ( OH ) 2 ( MgOH ) + + OH − ( I ступень) ( MgOH ) + Mg 2+ + OH − ( II ступень)

Изображение слайда
9

Слайд 9

Амфотерные гидроксиды ( амфолиты ) – электролиты, которые могут диссоциировать как по кислотному, так и по основнóму типу Be (OH) 2 ↔ Be 2 + + 2OH − (основный тип) Be (OH) 2 + 2H 2 O 2H + + [ Be (OH) 4 ] 2- (кислотный тип)

Изображение слайда
10

Слайд 10

Ступенчато диссоциируют кислые, оснóвные и комплексные соли: КНСО 3 → К + + НСО 3 − НСО 3 − Н + + СО 3 2 − ( CuOH )NO 3 → С u(OH) + + NO 3 − ( CuOH ) + Cu 2+ + OH − Na 2 [Zn(OH) 4 ] → 2 Na + + [Zn(OH) 4 ] 2− [Zn(OH) 4 ] 2− Zn 2+ + 4 OH −

Изображение слайда
11

Слайд 11

Средние, двойные и смешанные соли диссоциируют в одну стадию ! CaCl 2 → Ca 2+ + 2Cl − Al 2 (SO 4 ) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2– К Fe(SO 4 ) 2 → К + + Fe 3+ + SO 4 2-

Изображение слайда
12

Слайд 12

Диссоциация воды H 2 O ↔ H + + OH − [H + ]·[OH − ] = K W – константа автопротолиза K W = 10 -14 при 25 0 С следовательно, [H + ]=[OH − ] =10 -7 Водородный показатель (рН) – десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода, взятый со знаком «минус» рН = – lg [H + ]

Изображение слайда
13

Слайд 13

При [H + ]=[OH − ] =10 -7, рН = – lg10 -7 =7 – нейтральная среда при [H + ] > 10 -7, рН < 7 – среда кислая при [H + ] < 10 -7, рН > 7 – среда щелочная

Изображение слайда
14

Слайд 14

Окраска лакмуса:

Изображение слайда
15

Слайд 15

Реакции ионного обмена В виде ионов записываются только сильные и растворимые в воде электролиты Реакции ионного обмена всегда протекают в сторону связывания ионов. Ионы связываются с образованием газа; осадка; слабого электролита.

Изображение слайда
16

Слайд 16

Реакция нейтрализации 1) Сильная кислота + щелочь с образованием растворимых солей В a(OH) 2 + 2HNO 3 → Ba(NO 3 ) 2 + 2H 2 O Ba 2+ + 2 ОН − + 2 Н + + 2NO 3 − = Ba 2+ + 2NO 3 − + 2H 2 O (полная ионная форма) OH − + H + → H 2 O

Изображение слайда
17

Слайд 17

2) Сильная кислота + щелочь с образованием нерастворимых солей В a(OH) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2H 2 O В a 2+ + 2 OH − + 2H + + SO 4 2- → BaSO 4 ↓ + 2H 2 O 3 ) Реакции с участием слабого электролита HNO 3 + NH 3 → NH 4 NO 3 H + + NH 3 → NH 4 +

Изображение слайда
18

Слайд 18

H 2 S + 2KOH → K 2 S + 2 H 2 O H 2 S + 2 OH − → S 2 − + 2 H 2 O Al(OH) 3 + KOH → K[Al(OH) 4 ] Al(OH) 3 + OH − → [Al(OH) 4 ] − Реакции нейтрализации протекают всегда, если хотя бы один исходный электролит сильный

Изображение слайда
19

Слайд 19

4 ) H 2 S + 2NH 3 → ( NH 4 ) 2 S H 2 S + 2NH 3 → 2NH 4 + + S 2− Mg ( OH ) 2 + 2 HF → MgF 2 ↓ + 2 H 2 O ионная форма отсутствует Al ( OH ) 3 + H 2 S ≠ – реакция не идет Реакция нейтрализации между двумя слабыми электролитами возможна, если продукт реакции (соль) существует в присутствии воды

Изображение слайда
20

Слайд 20

5) Неполная нейтрализация в избытке кислоты : H 2 S О 4 + KOH → K Н S О 4 + H 2 O 2 H + + S О 4 2− + OH - → Н S О 4 − + H 2 O в избытке основания: Fe(OH) 3 + 2HCl → Fe(OH)Cl 2 + 2 H 2 O Fe(OH) 3 + 2H + → Fe(OH) 2+ + 2 H 2 O

Изображение слайда
21

Слайд 21

Гидролиз солей Не подвергаются гидролизу соли: Образованные только сильными электролитами ( NaCl, KNO 3, RbBr, Cs 2 SO 4, KClO 3 и др.); Нерастворимые; Реакция обмена между ионами соли и молекулами воды

Изображение слайда
22

Слайд 22

1) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой - гидролиз ПО АНИОНУ K 3 PO 4 – соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием. PO 4 3- + НОН ⇄ НРО 4 2- + ОН - K 3 PO 4 + Н 2 О ⇄ К 2 НРО 4 + КОН ОН - - среда щелочная; рН > 7

Изображение слайда
23

Слайд 23

2) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой - гидролиз ПО КАТИОНУ Cu Cl 2 – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой. Cu +2 + НОН ⇄ CuOH + + H + CuCl 2 + H 2 O ⇄ ( CuOH ) Cl + HCl H + - среда кислая; рН < 7

Изображение слайда
24

Слайд 24

3) Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой - гидролиз ПО КАТИОНУ И ПО АНИОНУ Гидролизуются соли – Al 2 S 3,Cr 2 S 3 ( необратимо ) Al 2 S 3 + H 2 O  Al(OH) 3  + H 2 S  NH 4 F, CH 3 COONH 4 (обратимо) NH 4 F + H 2 O ⇄ NH 3 · H 2 O + HF

Изображение слайда
25

Слайд 25

Совместный гидролиз 1) Соли металлов со степенью окисления +3 и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) 2 Al Cl 3 + 3K 2 S + 6H 2 O → 2 Al(OH) 3  + 3 H 2 S ↑ + 6KCl 2 NH 4 Cl + Na 2 SiO 3 → 2 NH 3 ↑ + H 2 SiO 3 ↓ + 2NaCl

Изображение слайда
26

Слайд 26

2) Соли металлов со степенью окисления +2 (кроме кальция, стронция и бария) и растворимые карбонаты - образуется осадок ОСН Ó ВНОГО КАРБОНАТА металла: 2 CuCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O → ( CuOH ) 2 CO 3  + + CO 2 ↑ + 4 NaCl

Изображение слайда
27

Последний слайд презентации: Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена

Гидролиз - эндотермический процесс KF + H 2 O ⇄ HF + KOH – Q Какие факторы усиливают гидролиз? Нагревание Добавление воды Как подавить (ослабить) процесс гидролиза? Раствор делают максимально концентрированным ; Для смещения равновесия влево добавляют один из продуктов гидролиза – кислоту, если идёт гидролиз по катиону или щёлочь, если идёт гидролиз по аниону. Пример : Al +3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H +

Изображение слайда