Электролиты и неэлектролиты Истинные растворы молекулярныеионно-молекулярные ионные Неэлектролиты: в растворе присутствуют молекулы растворённого вещества и частицы растворителя. растворы неэлектролитов замерзают при более низких, и кипят при более высоких температурах по сравнению с чистым растворителем. сахара, формальдегид, мочевина Вещества, растворы которых не проводят электрический ток.

Электролиты: Растворы электролитов ведут себя так, будто частиц в единице объёма больше, чем для раствора неэлектролита. предрасположены к диссоциации: это вещества с ковалентной полярной или ионной связью Вещества, растворы которых проводят электрический ток e-14ce-df a9393b16/index.htm

Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации Степень электролитической диссоциации (α) – это соотношение числа моль электролита, распавшегося на ионы, к общему числу моль электролита в растворе. Сильные, α стремится к 1Слабые, α значительно меньше 1 Почти все соли, в том числе и органических кислот Органические кислоты НСООН, С 6 Н 5 СООН Некоторые неорганические кислоты: HNO 3, HCl, HBr, HI, HClO 4, HMnO 4, H 2 SO 4 Многие неорганические кислоты: H 2 S, H 2 CO 3, HNO 2, HCN, H 3 BO 3,HСlO, HСlO 2 Щёлочи: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, Tl(OH) 2 Гидрат аммиака NH 3 х H 2 O Вода

Степень электролитической диссоциации зависит от: природы электролита и растворителя. температуры. collection.edu.ru/dlrstore/2a dbe-4d a63ac15868a4/index.htmhttp://files.school- collection.edu.ru/dlrstore/2a dbe-4d a63ac15868a4/index.htm от концентрации электролита в растворе f80a-c28045f5ebe5/index.htm f80a-c28045f5ebe5/index.htm константа диссоциации слабого электролита Определяется природой вещества и температурой раствора

Ионное произведение воды. Водородный показатель. Н 2 О Н + + ОН - К (д) н 2 о = [H + ] [OH - ] при температуре 25 о равная [H + ] = [OH - ] = – среда нейтральная [H + ] >[OH - ] > – среда кислотная [H + ] < [OH - ] < – среда щелочная. рН –отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода. рН = -lg [H + ] [H + ] моль /л рН средаСильно- кислая Слабо- кислая Слабо- щелочная Сильно- щелочная

Таблица изменения окраски индикаторов в различных средах Среда / ИндикаторЛакмусМетилоранжФенолфталеин Кислая средаКрасныйРозовыйБесцветный Нейтральная средаФиолетовыйОранжевыйБесцветный Щелочная средаСинийЖелтыйМалиновый ВеществоpH Желудочный сок1,02,0 Лимонный сок2,0±0,3 Пищевой уксус2,4 Кока-кола3,0±0,3 Яблочный сок3,0 Кофе5,0 Чай5,5 Кожа здорового человека5,5 Кислотный дождь< 5,6 Слюна 6,356,85 Молоко6,6-6,9 Чистая вода7,0

Свойства растворов электролитов определяются наличием тех частиц, которые образуются при их диссоциации. a88ae3c786bc/index.htm Н+Н+ ОН - Cu 2+ NaCl 2 NaCl

Гидролиз. Обменное взаимодействие солей с водой 5df0c766c663/index.htm 1. Гидролизу не подвергаются соли, образованные катионами и анионами сильных электролитов 2. Гидролизу подвергаются растворимые соли, в состав которых входит анион слабого электролита, и гидролиз идёт по аниону. c286c2e5013b/index.htm

4. Если в состав соли входят катион и анион слабых электролитов, то идёт необратимый гидролиз. 3. Гидролизу подвергаются растворимые соли, в состав которых входит катион слабого электролита, и гидролиз идёт по катиону. ce4b65aec87b/index.htm 88f54b7503fb/index.htm Гидролиз усиливается при повышении температуры, увеличении концентрации b1fb593e2f1/index.htm CH 3 COO – + NH H 2 O CH 3 COOH + NH 4 OH. Al 2 S H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.

Алгоритм составления уравнения гидролиза соли: 1. составить уравнение диссоциации соли, определить ион слабого электролита. 2. составить уравнение его взаимодействия с водой 3. сделать вывод о среде электролита 4. составить уравнение в молекулярном и ионном виде 1) Na 2 SiO 3 2Na + +SiO 3 2- NaOH – сильное основание H 2 SiO 3 – слабая кислота Гидролиз идёт по аниону SiO ) SiO НОН = Н SiO ОН –. 3) Среда щелочная 4) Na 2 SiO 3 + НОН = NaНSiO NaОН. 2Na + + SiO НОН = 2Na + + НSiO ОН –.

Гидролиз – взаимодействие соли и воды с образованием слабого электролита и изменением реакции среды. Гидролиз – обратимый процесс. Возможен гидролиз по катиону и аниону. Реакция среды зависит от соотношения константы диссоциации электролитов, образовавших соль. Гидролиз необратим в том случае, если хоть один из продуктов гидролиза уходит из сферы реакции. Он сразу идёт по катиону и аниону.

Гидролиз органических веществ – обратимый процесс, возможно наступление химического равновесия, условия его смещения по принципу Ле Шателье

Кисло́ты сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток. Основания сложные вещества, которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы (- OH). Основания электролиты, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов металла или иона аммония и анионов ОН. Кислоты - электролиты, которые в водном растворе диссоциируют на ионы водорода и ионы кислотных остатков.

Кислота - частица (молекула или ион), выступающую в роли донора протона. Основание частица, служащая акцептором протона H 2 S H + + HS - кислота основание И. Брёнстед и Т. Лоури. Протолитическая теория Г. Льюис основание - частица, содержащая неподелённую электронную пару: аммиак и амины, вода, спирты, галогены основание - частица, содержащая неподелённую электронную пару: аммиак и амины, вода, спирты, галогены кислота – частица с вакантной орбиталью: ионы водорода, ионы металлов (Ag +, Fe 3+ ), оксиды некоторых неметаллов (например, SO 3, SiO 2