1 / 19

Теории растворов

Теории растворов. Физическая теория. Химическая теория. Современная теория растворов. NaCl + (n+m) H 2 O Na + . n H 2 O + Cl – mH 2 O гидратированные ионы. Модель. Теория электролитической диссоциации. Сванте Август Аррениус

hyun-chong
Télécharger la présentation

Теории растворов

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript


  1. Теории растворов

  2. Физическая теория Химическая теория Современная теория растворов NaCl + (n+m) H2O Na+. n H2O + Cl– mH2O гидратированные ионы Модель

  3. Теория электролитической диссоциации Сванте Август Аррениус (1859-1927) Иван Алексеевич Каблуков (1857-1942) Дмитрий Иванович Менделеев (1834-1907)

  4. Электролиты – вещества растворы которых обладают ионной проводимостью Неэлектролиты – вещества растворы которых не обладают ионной проводимостью (оксиды, большинство органических веществ: углеводороды, углеводы, спирты, альдегиды и др.) (кислоты, основания, соли – вещества с ионной или сильно полярной химической связью)

  5. Сильные электролиты: Все соли (кроме HgCl2, Fe(SCN)3) Щелочи Кислоты: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4, KMnO4 Слабые электролиты: Нерастворимые основания Гидрат аммиака (NH3.H2O) Вода Органические кислоты Неорганические кислоты: H2S, H2SO3, H2CO3, HF Опыт

  6. Сильные электролиты (1) Слабые электролиты (0) Степень диссоциации – показывает какая доля молекул находится в растворе в виде ионов = Nдиссоциированных / Nобщих • Степень диссоциации зависит: • Природы вещества • Концентрации электролита • Температуры раствора

  7. Д иссоциация сильных электролитов идет необратимо HNO3 → H+ + NO3– KOH → K+ + OH– Диссоциация слабых электролитов – обратимый процесс HNO2 ↔ H+ + NO2– NH4OH ↔ NH4+ + OH –

  8. Диссоциация кислот Сильная кислота H2SO4 → H+ +НSO4 – 1 ступень НSO4 – → H+ + SO42- 2 ступень Суммарно: H2SO4 → 2H+ + SO42- Слабая кислота Н3РО4 ↔ Н+ + Н2РО4 – Н2РО4 – ↔ Н+ + НРО4 2– НРО4 2– ↔ Н+ + РО4 3–

  9. Диссоциация оснований KOH → K+ + OH– Са(ОН)2 → СаОН+ + ОН – СаОН+→ Са2+ + ОН – Са(ОН)2 → Са2+ + 2ОН – NH4OH ↔ NH4+ + OH –

  10. Диссоциация солей Основные соли CaOHCl → CaOH+ + Cl – СаОН+→ Са2+ + ОН – CaOHCl → Ca2+ + OH – + Cl – Средние соли Al2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42 – Ca(NO3)2 → Ca2+ + 2NO3 – AgCl → Ag+ + Cl – Кислые соли Na2HPO4 → 2Na2+ + HPO42 – НРО4 2– ↔ Н+ + РО4 3–

  11. С точки зрения теории электролитической диссоциации Кислоты – сложные вещества, при диссоциации которых в качестве катионов образуются катионы водорода, а в качестве анионов – анионы кислотных остатков. Средние соли – сложные вещества, в которых в качестве катионов образуеются катионы металла, а в качестве анионов – анионы кислотных остатков. Основания – сложные вещества, при диссоциации которых в качество катионов образуеются катионы металла, а в качестве анионов гидроксид-анионы.

  12. Недостатки теории электролитической диссоциации • Применима только для водных растворов • Не могла объяснить кислотно-основные свойства некоторых веществ: NH3, CH3NH2 – основные свойства

  13. Протолитическая (протонная) теория растворов (И. Бренстед 1923 г.) • В основе всех кислотно-основные реакций лежат переходы протонов. • Вещества, которые при кислотно-основном взаимодействии отдают протоны называются кислотами • Вещества, которые при кислотно-основном взаимодействии присоединяют протоны называются основаниями Бренстед Йоханнес Николаус (1879-1947)

  14. NH3 + HCl → NH4Cl основание кислота С6Н5ОН + NaOH → C6H5ONa + H2O кислота основание CH3NH2 + H2O → CH3NH3OH основание кислота

  15. Недостатки протонной теории растворов Существование веществ, проявляющих свойства кислот и неимеющих в своем составе протонов MgO + SO3 → MgSO4 Na2O + CO2→ Na2CO3

  16. Электронная теория кислот и оснований (Г.Льюис 1923 г.) • При кислотно-основных реакциях происходит по дорно-акцепторное взаимодействие • Основания – реагенты, которые выступают донорами электронных пар • Кислоты – реагенты, которые являются акцепторами электронных пар Льюис Гильберг Ньютон (1875-1946)

  17. Кислота Льюиса

  18. Задания к теме «Теории растворов» • Напишите уравнения электроитической диссоциации следующих веществ, если это возможно: угольная кислота, гидроксид бария, азотная кислота, сульфат кальция, гидрокарбонат натрия, гидроксонитрат бария. • В 10 л раствора содержится 6 моль уксусной кислоты. Определите концентрацию ионов водорда (моль/л), если степень диссоциации уксусной кислоты равна 5%. • Определите степень диссоциации фтороводордной кислоты, если при растворении 3,8 г фтороводорода в 1 л раствора обнаружено 0,013 моль – ионов водорода. Дополнительно: В 1 л воды растворили 196 г серной кислоты. Степень диссоциации кислоты в полученном растворе по первой ступени равна 92%, а по второй ступени – 56%. Сколько молекул серной кислоты, катионов водорода, гидросульфат- и сульфат-анионов будет содерждаться в полученном растворе.

  19. КОНЕЦ

More Related