при растворении в воде распадаются на ионы.
Электролиты при растворении
диссоциируют на ионы не полностью.Диссоциация обратимый процесс
Разделы презентаций
- Разное
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
ТЕОРИИ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ
Содержание
- 1. ТЕОРИИ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ
- 2. Теория электролитической диссоциации Аррениуса – 1880 г.Основные
- 3. 1. Кислота – вещество, дающее в растворе
- 4. Слайд 4
- 5. Слайд 5
- 6. 3. СН3СООН СН3СОО- + Н+В
- 7. Недостатки теории Аррениуса:а) не объясняла причину диссоциации
- 8. Электронная теория ЛьюисаЭлектронная теория ЛьюисаКислота − акцептор
- 9. Протолитическая теория Бренстеда и ЛоуриКислота – молекула
- 10. Типы протолитических реакций1.Реакции ионизации
- 11. Автопротолиз воды.
- 12. Сильнокислотная средаСлабокислотная средаНейтральная средаСлабощелочная средаСильнощелочная средаВодородный показательpH
- 13. 3. Реакции нейтрализации HCl +
- 14. Виды кислотности (щелочности) АК (активная кислотность) −
- 15. Скачать презентанцию
Теория электролитической диссоциации Аррениуса – 1880 г.Основные положения теории АррениусаЭлектролиты при растворении в воде распадаются на ионы. Электролиты при растворении диссоциируют на ионы не полностью.Диссоциация обратимый процесс
Слайды и текст этой презентации
Слайд 2Теория электролитической диссоциации Аррениуса – 1880 г.
Основные положения теории Аррениуса
Электролиты
при растворении в воде распадаются на ионы.
диссоциируют на ионы не полностью.Диссоциация обратимый процесс
Слайд 3
1. Кислота – вещество, дающее в растворе ионы водорода.
HCl
H+ + Cl-
Основание – вещество, дающее в растворе ион ОН-KOH K+ + OH-
2.Степень электролитической диссоциации – α
где n – число молекул, распавшихся на ионы
N – общее число, растворенных молекул
Сильные электролиты - α > 30 %
Слабые электролиты - α < 3 %
Электролиты средней силы - 3% < α < 30 %
Слайд 7Недостатки теории Аррениуса:
а) не объясняла причину диссоциации электролитов на ионы;
б)
роль растворителя при диссоциации не рассматривалась;
в) неверные оказались определения понятий
кислоты и основания;г) не работает для неводных сред;
д) применима только к растворам слабых электролитов.
Слайд 8Электронная теория Льюиса
Электронная теория Льюиса
Кислота − акцептор электронной пары.
Основание −
донор электронной пары.
В↑↓ + А ↔ В↑↓А
Гилберт Ньютон Льюис
(1875-1946)
Слайд 9Протолитическая теория Бренстеда и Лоури
Кислота – молекула или ион, способные
отдавать
протон
(кислота – донор протона).Основание–молекула или ион, способные присоединять протон
(основание – акцептор протона).
сопряженная
кислота
основание
кислота
сопряженное
основание
кислота
сопряженное
основание
Сопряженная кислотно-основная пара
Сопряженная кислотно-основная пара
Слайд 10Типы протолитических реакций
1.Реакции ионизации Н2CО3 +
H2O ↔ НCО3- + H3O+
Константа кислотности (Ка) и
константа основности (Кb) основание
кислота
сопряженная
кислота
сопряженное
основание
Н+
Слайд 11
Автопротолиз воды.
H2O +
H2O H3O+ +
OH-[H3O+] = [OH-] = 10-7;
[H3O+] > [OH-]; [H3O+] > 10-7;
[H3O+] < [OH-]; [H3O+] < 10-7;
кислота
основание
сопряженное
основание
сопряженная
кислота
Н+
Слайд 12
Сильнокислотная среда
Слабокислотная среда
Нейтральная среда
Слабощелочная среда
Сильнощелочная среда
Водородный показатель
pH - отрицательный десятичный
логарифм концентрации ионов водорода.
pH = −lg[H+]
pH + pOH = 14
![Сильнокислотная средаСлабокислотная средаНейтральная средаСлабощелочная средаСильнощелочная средаВодородный показательpH - отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода.pH = −lg[H+]pH +](/img/thumbs/d7bf12f9fe05ab13ca8659d1858d8ced-800x.jpg "ТЕОРИИ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ Сильнокислотная средаСлабокислотная средаНейтральная средаСлабощелочная средаСильнощелочная средаВодородный показательpH - отрицательный десятичный логарифм")
Слайд 13
3. Реакции нейтрализации HCl + OH-
Cl- + H2O
4.
Реакции гидролизагидролиз
по катиону –
гидролиз
по аниону -
кислота
основание
сопряженное
основание
сопряженная
кислота
Н+
кислота
основание
сопряженное
основание
сопряженная
кислота
Н+
кислота
сопряженное
основание
Слайд 14Виды кислотности (щелочности)
АК (активная кислотность) − молярная концентрация эквивалентов
свободных ионов Н+ в растворе.
АК = 10-pH АЩ =
10-pOHПК (потенциальная кислотность) - молярная концентрация эквивалентов недиссоциированных молекул кислоты.
ПК = ТК – АК ПЩ = ТЩ - АЩ
ТК (титруемая кислотность) − молярная концентрация эквивалентов всех кислот в растворе, определяемых титрованием.
ТК = С(1/z щелочи)∙(Vщелочи)/Vпробы
ТЩ = С(1/z кислоты)∙(Vкислоты)/Vпробы
