Добавить материал и получить бесплатное свидетельство о публикации в СМИ
Эл. №ФС77-60625 от 20.01.2015
Свидетельство о публикации

Автоматическая выдача свидетельства о публикации в официальном СМИ сразу после добавления материала на сайт - Бесплатно

Добавить свой материал

За каждый опубликованный материал Вы получите бесплатное свидетельство о публикации от проекта «Инфоурок»

(Свидетельство о регистрации СМИ: Эл №ФС77-60625 от 20.01.2015)

Инфоурок / Химия / Презентации / Презентация по аналитической химии "Электролитическая диссоциация"
ВНИМАНИЮ ВСЕХ УЧИТЕЛЕЙ: согласно Федеральному закону № 313-ФЗ все педагоги должны пройти обучение навыкам оказания первой помощи.

Дистанционный курс "Оказание первой помощи детям и взрослым" от проекта "Инфоурок" даёт Вам возможность привести свои знания в соответствие с требованиями закона и получить удостоверение о повышении квалификации установленного образца (180 часов). Начало обучения новой группы: 28 июня.

Подать заявку на курс
  • Химия

Презентация по аналитической химии "Электролитическая диссоциация"

библиотека
материалов
Электролитическая диссоциация Электролитическая диссоциация Сильные и слабые...
неэлектролиты вещества электролиты не проводят эл. ток  частицы раств. в-ва...
Количественно ионизация электролита в растворе характеризуется степенью дисс...
Слабые и сильные электролиты слабые средней силы сильные 0    3 % 3 %  ...
Частицы в растворах взаимодействуют друг с другом. Если эти взаимодействия о...
Термодинамические уравнения (в частности константа равновесия является термо...
Чтобы использовать для реальных систем общие термодинамические уравнения, ам...
Активность ионов в растворе - это величина, подстановка которой вместо общей...
При с = 0 величина а = с, так что f = 1, т.е. для предельно разбавленных рас...
Коэффициенты активности зависят от заряда иона и ионной силы раствора, котор...
Связь коэффициента активности с ионной силой описывается следующим уравнение...
Из этих уравнений следует, что если ионная сила раствора постоянна, то для в...
Рассмотрим электролит, молекулы которого XY распадаются в растворе на два ио...
Если электролит сильный (α = 1), концентрация каждого из ионов просто равна...
К физическому смыслу произведения αС можно прийти и другим путем. Допустим,...
Напомним, что в выражении для степени диссоциации α величина n0 отражает кол...
Итак, мы приходим к тому же выводу: чтобы получить концентрацию любого из ио...
Концентрация недиссоциированных молекул [HCN] в равновесии должна быть меньш...
Это не что иное, как математическая формулировка закона разбавления Оствальд...
Полезность закона разбавления не исчерпывается определением констант диссоци...
ЗАДАЧА. Сколько воды надо прибавить к 300 миллилитрам 0,2 М раствора уксусно...
Подсказка к задаче . Эта задача проще, чем может показаться на первый взгляд...
22 1

Подайте заявку сейчас на любой интересующий Вас курс переподготовки, чтобы получить диплом со скидкой 50% уже осенью 2017 года.


Выберите специальность, которую Вы хотите получить:

Обучение проходит дистанционно на сайте проекта "Инфоурок".
По итогам обучения слушателям выдаются печатные дипломы установленного образца.

ПЕРЕЙТИ В КАТАЛОГ КУРСОВ

Описание презентации по отдельным слайдам:

№ слайда 1 Электролитическая диссоциация Электролитическая диссоциация Сильные и слабые
Описание слайда:

Электролитическая диссоциация Электролитическая диссоциация Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации, константа диссоциации Закон разбавления Оствальда

№ слайда 2 неэлектролиты вещества электролиты не проводят эл. ток  частицы раств. в-ва
Описание слайда:

неэлектролиты вещества электролиты не проводят эл. ток  частицы раств. в-ва = = МОЛЕКУЛЫ оксиды, орг. вещества проводят эл. Ток  частицы раств. в-ва = = ИОНЫ + МОЛЕКУЛЫ соли, кислоты, основания Электролиты - вещества, способные распадаться на ионы в растворе

№ слайда 3 Количественно ионизация электролита в растворе характеризуется степенью дисс
Описание слайда:

Количественно ионизация электролита в растворе характеризуется степенью диссоциации (а), равной отношению продиссоциировавших молекул к исходному числу молекул. Степень диссоциации численно выражается либо в долях единицы, либо в процентах. По способности к диссоциации электролиты разделяют на сильные и слабые Степень диссоциации

№ слайда 4 Слабые и сильные электролиты слабые средней силы сильные 0    3 % 3 %  
Описание слайда:

Слабые и сильные электролиты слабые средней силы сильные 0    3 % 3 %    30 % 30 %    100 % 1. H2O 2. Кислоты H2CO3, H2S, HCN, HNO3 CH3COOH 3. Основания NH4OH 4. Некоторые соли 1. Кислоты H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HJ, HClO4 2. Основания LiOH, NaOH … Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 3. Все соли

№ слайда 5 Частицы в растворах взаимодействуют друг с другом. Если эти взаимодействия о
Описание слайда:

Частицы в растворах взаимодействуют друг с другом. Если эти взаимодействия отсутствуют, растворы считаются идеальными. Строго говоря, идеальных растворов не существует и представляют собой теоретическую абстракцию. Однако если концентрация раствора электролита стремится к нулю, расстояния между частицами увеличиваются, а энергия их взаимодействия - уменьшается. Поэтому свойства бесконечно разбавленных растворов приближаются по свойствам к идеальным. Состояние сильных электролитов в растворе

№ слайда 6 Термодинамические уравнения (в частности константа равновесия является термо
Описание слайда:

Термодинамические уравнения (в частности константа равновесия является термодинамической характеристикой реакции) для идеальных растворов, в которых фигурируют концентрации, непригодны для описания свойств реальных растворов, так как каждый реальный раствор к тому же имеет свою собственную специфику. Состояние сильных электролитов в растворе

№ слайда 7 Чтобы использовать для реальных систем общие термодинамические уравнения, ам
Описание слайда:

Чтобы использовать для реальных систем общие термодинамические уравнения, американский физико - химик Льюис предложил в 1907 г метод активностей, согласно которому в эти уравнения вместо концентраций вводят некие числа так, чтобы результаты, полученные после решения этих уравнений, совпадали с экспериментальными данными. Такие числа называют «активностью». Состояние сильных электролитов в растворе

№ слайда 8 Активность ионов в растворе - это величина, подстановка которой вместо общей
Описание слайда:

Активность ионов в растворе - это величина, подстановка которой вместо общей концентрации в термодинамические уравнения для идеальных растворов, дает соответствующие опыту значения рассчитываемых величин для реальных растворов. Активность а связана с общей концентрацией с формальным соотношением: а = с · f, где f - коэффициент активности. Состояние сильных электролитов в растворе

№ слайда 9 При с = 0 величина а = с, так что f = 1, т.е. для предельно разбавленных рас
Описание слайда:

При с = 0 величина а = с, так что f = 1, т.е. для предельно разбавленных растворов активность по числовой величине совпадает с концентрацией, а коэффициент активности равен 1. Чем больше коэффициент активности отличается от 1, тем сильнее свойства реального раствора отличаются от идеального. Константа равновесия, выраженная через активность, называется истинной термодинамической константой равновесия. Состояние сильных электролитов в растворе

№ слайда 10 Коэффициенты активности зависят от заряда иона и ионной силы раствора, котор
Описание слайда:

Коэффициенты активности зависят от заряда иона и ионной силы раствора, которая равна полусумме произведений концентрации каждого иона на квадрат его зарядового числа I = 0,5 ΣCiZi2, где I - ионная сила раствора, Ci - молярная концентрация всех ионов, Zi - зарядовое число ионов. Ионная сила раствора

№ слайда 11 Связь коэффициента активности с ионной силой описывается следующим уравнение
Описание слайда:

Связь коэффициента активности с ионной силой описывается следующим уравнением: lgfi = -A zi2√I, где fi - коэффициент активности i -го иона; zi - заряд этого иона; I - ионная сила раствора; А - коэффициент, зависящий от температуры и природы растворителя. Для водных растворов при 250 С величина А = 0,512, поэтому можем записать: lgfi = — 0,512 A zi2√I. Это уравнение соответствует первому приближению Дебая-Хюккеля и справедливо для значений I, не превышающих 0,01 моль/л. Ионная сила раствора

№ слайда 12 Из этих уравнений следует, что если ионная сила раствора постоянна, то для в
Описание слайда:

Из этих уравнений следует, что если ионная сила раствора постоянна, то для всех ионов, имеющих одинаковый по абсолютной величине заряд, коэффициент активности один и тот же. В этом заключается правило ионной силы Льюиса и Рендалла. В аналитике часто пользуются активностями, т.к. ионная сила оказывает влияние и на увеличение силы кислот и оснований и на растворимость малорастворимых электролитов. Ионная сила раствора

№ слайда 13 Рассмотрим электролит, молекулы которого XY распадаются в растворе на два ио
Описание слайда:

Рассмотрим электролит, молекулы которого XY распадаются в растворе на два иона – катион и анион. Фактически, степень диссоциации α представляет собой долю распавшихся молекул. Если общую концентрацию электролита (С) умножить на эту долю, то получим концентрацию любого из ионов. Иными словами, αС = [X+] моль/л, и αC = [Y–] моль/л. Закон разбавления Оствальда

№ слайда 14 Если электролит сильный (α = 1), концентрация каждого из ионов просто равна
Описание слайда:

Если электролит сильный (α = 1), концентрация каждого из ионов просто равна исходной концентрации электролита. Например, в 1 литре 0,1М раствора NaCl содержится 0,1 моль ионов Na+ и 0,1 моль ионов Cl– Закон разбавления Оствальда

№ слайда 15 К физическому смыслу произведения αС можно прийти и другим путем. Допустим,
Описание слайда:

К физическому смыслу произведения αС можно прийти и другим путем. Допустим, имеется раствор циановодорода HCN (синильной кислоты) с концентрацией С моль/л. В растворе циановодород слабо диссоциирует на ионы: HCN ↔ H+ + CN– Закон разбавления Оствальда

№ слайда 16 Напомним, что в выражении для степени диссоциации α величина n0 отражает кол
Описание слайда:

Напомним, что в выражении для степени диссоциации α величина n0 отражает количество молекул (или молей) HCN, изначально попавших в раствор. Иными словами, n0 = C моль/л. Напомним также, что n1 – это число молекул (или молей) HCN, распавшихся на ионы. Следовательно, n1 = [H+] и n1 = [CN–]. В этом случае: α = Отсюда следует, что [H+] = Cα, [CN–] = Cα. Закон разбавления Оствальда

№ слайда 17 Итак, мы приходим к тому же выводу: чтобы получить концентрацию любого из ио
Описание слайда:

Итак, мы приходим к тому же выводу: чтобы получить концентрацию любого из ионов в растворе, достаточно общую концентрацию вещества С умножить на коэффициент α – степень его диссоциации. Если теперь записать выражение для константы диссоциации HCN, то можно выразить Кд через Сα: Кд = Закон разбавления Оствальда

№ слайда 18 Концентрация недиссоциированных молекул [HCN] в равновесии должна быть меньш
Описание слайда:

Концентрация недиссоциированных молекул [HCN] в равновесии должна быть меньше исходной концентрации С как раз на величину Сα – отсюда выражение (С – Сα) в знаменателе дроби. Если вынести концентрацию С за скобки и сократить, то получим следующее выражение: Кд = Или, в другой записи: Кд = Закон разбавления Оствальда

№ слайда 19 Это не что иное, как математическая формулировка закона разбавления Оствальд
Описание слайда:

Это не что иное, как математическая формулировка закона разбавления Оствальда. Закон Оствальда справедлив для бинарных электролитов, т.е. веществ, молекулы которых в растворе распадаются на два иона – катион и анион. Однако в случае слабых электролитов величина (1 – α) очень мало отличается от единицы. Действительно, если α = 0,01, то (1 – 0,01) = 0,99, т.е. практически 1. Таким образом, для слабых электролитов закон разбавления Оствальда можно записать в более простом виде: Кд = α2 ∙ С Закон разбавления Оствальда

№ слайда 20 Полезность закона разбавления не исчерпывается определением констант диссоци
Описание слайда:

Полезность закона разбавления не исчерпывается определением констант диссоциации. Простой пример его практического использования – вычислим точно степень диссоциации в 0,1М растворе уксусной кислоты, если ее константа диссоциации Кд = 1,8·10–5, электролит слабый (Кд много меньше 1), можно воспользоваться законом Разбавления для слабых электролитов: К = α2С. Отсюда: α = Подставляя в эту формулу численные значения, получим: α = = 1,34 · 10-2 или 1,34% Закон разбавления Оствальда

№ слайда 21 ЗАДАЧА. Сколько воды надо прибавить к 300 миллилитрам 0,2 М раствора уксусно
Описание слайда:

ЗАДАЧА. Сколько воды надо прибавить к 300 миллилитрам 0,2 М раствора уксусной кислоты СН3СООН (Кд = 1,8·10–5), чтобы степень диссоциации кислоты удвоилась? Закрепление

№ слайда 22 Подсказка к задаче . Эта задача проще, чем может показаться на первый взгляд
Описание слайда:

Подсказка к задаче . Эта задача проще, чем может показаться на первый взгляд. Численное значение константы диссоциации кислоты при решении вам не потребуется. В задаче оно приведено для того, чтобы было понятно, что кислота слабая и к ее растворам применим закон разбавления Оствальда в виде: Кд = α2С. По условию задачи степени диссоциации после разбавления и до разбавления соотносятся как α2 = 2α1. Если выразить обе α через закон разбавления, то при дальнейшем решении значения Кд сокращаются. Есть способ решения, в котором значение концентрации раствора 0,2 М тоже не обязательно использовать (напомним, что большая буква «М» означает «моль/л»). Попробуйте найти это решение. Закрепление


Подайте заявку сейчас на любой интересующий Вас курс переподготовки, чтобы получить диплом со скидкой 50% уже осенью 2017 года.


Выберите специальность, которую Вы хотите получить:

Обучение проходит дистанционно на сайте проекта "Инфоурок".
По итогам обучения слушателям выдаются печатные дипломы установленного образца.

ПЕРЕЙТИ В КАТАЛОГ КУРСОВ

Краткое описание документа:

(СЛ 2) Сильные и слабые электролиты

Электролиты - это вещества, способные распадаться на ионы в растворе (упрощенная формулировка, т.к. не охватывает твердые электролиты и расплавы электролитов).

Раствор - это гомогенная смесь двух или нескольких веществ, способная непрерывно изменять свои свойства. Растворы бывают твердые и жидкие, в АХ используются в основном жидкие растворы.

(СЛ 3) В соответствии с теорией электролитической диссоциации шведского ученого Сванте Августа Аррениуса, который за создание этой теории был удостоен в 1902 г Нобелевской премии, электролиты в растворах распадаются на ионы (диссоциируют) вследствие взаимодействия с молекулами растворителя. Количественно ионизация электролита в растворе характеризуется степенью диссоциации (а), равной отношению продиссоциировавших молекул к исходному числу молекул. Степень диссоциации численно выражается либо в долях единицы, либо в процентах. По способности к диссоциации электролиты разделяют на сильные и слабые.

(СЛ 4) Сильные (неассоциированные) электролиты в не слишком концентрированных растворах распадаются на ионы практически полностью. Это - большинство солей, сильные кислоты, сильные основания. Для сильных электролитов их степень диссоциации а =1 (100%).

В концентрированных растворах сильные электролиты частично ассоциированы.

Слабые (ассоциированные) электролиты - диссоциированы лишь частично. Это - слабые кислоты и основания, комплексные соединения (их внутренняя сфера), некоторые соли ртути, например, хлорид и цианид ртути.

Состояние сильных электролитов в растворе

Общая концентрация ионов в растворе определяется молярной концентрацией растворенного электролита с учетом его степени диссоциации и числа ионов, на которые диссоциирует молекула электролита в растворе.

Термин «концентрация» ввел голландский физико- химик Якоб Вант- Гофф - один из основателей теории растворов и первый Нобелевский лауреат по химии (1901).

(СЛ 5) Частицы в растворах взаимодействуют друг с другом. Если эти взаимодействия отсутствуют, растворы считаются идеальными. Строго говоря, идеальных растворов не существует и представляют собой теоретическую абстракцию. Однако если концентрация раствора электролита стремится к нулю, расстояния между частицами увеличиваются, а энергия их взаимодействия - уменьшается. Поэтому свойства бесконечно разбавленных растворов приближаются по свойствам к идеальным.

(СЛ 6) Термодинамические уравнения (в частности константа равновесия является термодинамической характеристикой реакции) для идеальных растворов, в которых фигурируют концентрации, непригодны для описания свойств реальных растворов, так как каждый реальный раствор к тому же имеет свою собственную специфику.

(СЛ 7) Чтобы использовать для реальных систем общие термодинамические уравнения, американский физико - химик Льюис предложил в 1907 г метод активностей, согласно которому в эти уравнения вместо концентраций вводят некие числа так, чтобы результаты, полученные после решения этих уравнений, совпадали с экспериментальными данными. Такие числа называют «активностью».

(СЛ 8) Итак, активность ионов в растворе - это величина, подстановка которой вместо общей концентрации в термодинамические уравнения для идеальных растворов, дает соответствующие опыту значения рассчитываемых величин для реальных растворов.

Активность а связана с общей концентрацией с формальным соотношением: а = с ·f, где f - коэффициент активности.

(СЛ 9) При с = 0 величина а = с, так что f= 1, т.е. для предельно разбавленных растворов активность по числовой величине совпадает с концентрацией, а коэффициент активности равен 1. Чем больше коэффициент активности отличается от 1, тем сильнее свойства реального раствора отличаются от идеального. Константа равновесия, выраженная через активность, называется истинной термодинамической константой равновесия.

Ионная сила раствора

В растворах сильных электролитов все ионы взаимодействуют между собой. Согласно теории Дебая-Хюккеля ион в растворе рассматривается как заряженная частица, окруженная ионной атмосферой преимущественно из противоположно заряженных ионов, а взаимодействие иона с ионной атмосферой носит электростатический характер.

(СЛ 10) Коэффициенты активности зависят от заряда иона и ионной силы раствора, которая равна полусумме произведений концентрации каждого иона на квадрат его зарядового числа I = 0,5 ΣCiZi2, где I - ионная сила раствора, Ci - молярная концентрация всех ионов, Zi - зарядовое число ионов.

(СЛ 11) Связь коэффициента активности с ионной силой описывается следующим уравнением:

lgfi = -Azi2I, где fi - коэффициент активности i -го иона; zi - заряд этого иона; I - ионная сила раствора; А - коэффициент, зависящий от температуры и природы растворителя. Для водных растворов при 250 С величина А = 0,512, поэтому можем записать: lgfi = — 0,512 Azi2I.

Это уравнение соответствует первому приближению Дебая-Хюккеля и справедливо для значений I, не превышающих 0,01 моль/л.

(СЛ 12) Из этих уравнений следует, что если ионная сила раствора постоянна, то для всех ионов, имеющих одинаковый по абсолютной величине заряд, коэффициент активности один и тот же. В этом заключается правило ионной силы Льюиса и Рендалла. В аналитике часто пользуются активностями, т.к. ионная сила оказывает влияние и на увеличение силы кислот и оснований и на растворимость малорастворимых электролитов.

В разбавленных растворах слабых электролитов коэффициенты активности близки к 1 и их свойства определяются действительными концентрациями. Однако и у слабых электролитов в присутствии сильных поведение ионов характеризуется активностями.

Т.о., сильные электролиты в растворах полностью ионизированы, в связи с этим они не подчиняются закону действия масс и не имеют констант ионизации. Между ионами действуют силы электростатического притяжения и отталкивания, мерой которых служит ионная сила раствора. Тормозящее влияние ионной атмосферы приводит к уменьшению подвижности ионов и, следовательно, к уменьшению электропроводности. Поэтому степень диссоциации сильных электролитов с увеличением концентрации уменьшается. Поэтому свойства ионов в растворах сильных электролитов проявляются так, как если бы их было меньше, а вместо концентраций пользуются активностями (эффективной или кажущейся концентрацией).

Зависимость степени диссоциации от концентрации. Закон разбавления Оствальда.

(СЛ 13) Рассмотрим электролит, молекулы которого XY распадаются в растворе на два иона – катион и анион. Фактически, степень диссоциации α представляет собой долю распавшихся молекул. Если общую концентрацию электролита (С) умножить на эту долю, то получим концентрацию любого из ионов. Иными словами, αС = [X+] моль/л, и αC = [Y–] моль/л.

(СЛ 14) Если электролит сильный (α = 1), концентрация каждого из ионов просто равна исходной концентрации электролита. Например, в 1 литре 0,1М раствора NaCl содержится 0,1 моль ионов Na+ и 0,1 моль ионов Cl–.

(СЛ 15)К физическому смыслу произведения αС можно прийти и другим путем. Допустим, имеется раствор циановодорода HCN (синильной кислоты) с концентрацией С моль/л. В растворе циановодород слабо диссоциирует на ионы: HCN H+ + CN–

(СЛ 16) Напомним, что в выражении для степени диссоциации α величина n0 отражает количество молекул (или молей) HCN, изначально попавших в раствор. Иными словами, n0 = C моль/л. Напомним также, что n1 – это число молекул (или молей) HCN, распавшихся на ионы. Следовательно, n1 = [H+] и n1 = [CN–]. В этом случае: α = Отсюда следует, что [H+] = Cα, [CN–] = Cα.

(СЛ 17) Итак, мы приходим к тому же выводу: чтобы получить концентрацию любого из ионов в растворе, достаточно общую концентрацию вещества С умножить на коэффициент α – степень его диссоциации.

Если теперь записать выражение для константы диссоциации HCN, то можно выразить Кд через Сα: Кд =

(СЛ 18) Концентрация недиссоциированных молекул [HCN] в равновесии должна быть меньше исходной концентрации С как раз на величину Сα – отсюда выражение (С – Сα) в знаменателе дроби. Если вынести концентрацию С за скобки и сократить, то получим следующее выражение: Кд =

Или, в другой записи: Кд =

(СЛ 19) Это не что иное, как математическая формулировка закона разбавления Оствальда. Закон Оствальда справедлив для бинарных электролитов, т.е. веществ, молекулы которых в растворе распадаются на два иона – катион и анион. В случае сильных электролитов, когда α близка к 1, знаменатель дроби стремится к нулю, а константа диссоциации Кд – к бесконечности.

Однако в случае слабых электролитов величина (1 – α) очень мало отличается от единицы. Действительно, если α = 0,01, то (1 – 0,01) = 0,99, т.е. практически 1. Таким образом, для слабых электролитов закон разбавления Оствальда можно записать в более простом виде:

Кд =

Константа диссоциации, как и любая константа равновесия, при данной температуре постоянна. Поэтому, если уменьшается концентрация вещества (раствор разбавляют), то для сохранения постоянства константы диссоциации должна возрастать величина α. Посмотрите опыт из Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов: при разбавлении концентрированной уксусной кислоты раствор начинает слабо проводить ток (лампочка слегка накаляется). Это означает, что при разбавлении возрастает степень диссоциации слабого электролита. Наоборот, чем концентрирование раствор, тем меньше степень диссоциации α.

Этот закон, установленный физико-химиком Вильгельмом Оствальдом в 1888 г., позволяет, в частности, с высокой точностью определять константы диссоциации многих веществ (за исключением очень сильных электролитов). Дело в том, что величину α удается опытным путем связать с электропроводностью раствора. Таким образом, зная концентрацию раствора, и выяснив в опыте степень диссоциации электролита, можно вычислить и величину Кд.

(СЛ 20) Полезность закона разбавления не исчерпывается определением констант диссоциации. Приведем простой пример его практического использования – вычислим точно степень диссоциации в 0,1М растворе уксусной кислоты, если ее константа диссоциации Кд = 1,8·10–5. Поскольку электролит слабый (Кд много меньше 1), можно воспользоваться законом разбавления для слабых электролитов: К = α2С. Отсюда: α =

Автор
Дата добавления 05.12.2014
Раздел Химия
Подраздел Презентации
Просмотров571
Номер материала 173585
Получить свидетельство о публикации
Похожие материалы

Включите уведомления прямо сейчас и мы сразу сообщим Вам о важных новостях. Не волнуйтесь, мы будем отправлять только самое главное.
Специальное предложение
Вверх