ПрезентацияХимияГрибанов9Д

1.

Презентация по химии на
тему «Гидролиз» и
«Электролитическая
диссоциация»
Грибанова Данил 9 Д класс
МБОУ «Лицей 122»

2.

Понятие гидролиза
Гидролиз - обменная реакция взаимодействия веществ с водой, которая приводит к их разложению. Гидролиз – это взаимодействие молекул воды с ионами растворённого вещества.
В растворах таких солей, как хлорид натрия, нитрат кальция, сульфат калия и др., лакмус не изменяет окраску и остаётся фиолетовым. Однако в растворах хлорида алюминия или
нитрата цинка лакмус краснеет, а в растворах карбоната натрия или фосфата калия становится синим.
Среды растворов
Изменение окраски лакмуса (а также других индикаторов, например, фенолфталеина или метилоранжа) в растворах некоторых солей свидетельствует о том, что происходит их
взаимодействие с водой. Выделяют три среды: кислую, нейтральную и щелочную. Здесь всё зависит от концентрации ионов водорода.
1
Кислая среда
2
Нейтральная среда
3
Щелочная среда
Если ионов водорода больше, чем гидроксид-ионов,
Если ионов водорода и гидроксид-ионов примерно
Если ионов водорода меньше, чем гидроксид-
то среда кислая.
одинаковое число, то среда нейтральная.
ионов, то среда щелочная.
Концентрацию ионов водорода отражает такая величина, как pH. Ещё её называют водородным показателем. Она обратно пропорциональна концентрации водорода. То есть, чем
больше ионов водорода, тем меньше значение pH.
Роль гидролиза в биологических процессах
Полимеры (белки, жиры и полисахариды) во время переваривания пищи благодаря гидролизу превращаются в мономеры (аминокислоты, глюкозу и т.д.). То есть без гидролиза
пища почти не может усваиваться.
Многие лекарства, попадая в наш организм, подвергаются гидролизу. Значит, без гидролиза лекарства бы усваивались хуже.

3.

Электролитическая диссоциация
Как известно, электрический ток — это направленное движение свободных электронов или ионов, т. е. заряженных частиц. В
растворах электролитов, проводящих ток, за это отвечают свободные ионы.
В 1882 году шведский химик С. Аррениус при изучении свойств растворов электролитов обратил внимание, что они
содержат больше частиц, чем было в сухом веществе. Например, в растворе хлорида натрия 2 моля частиц, а NaCl в сухом
виде содержит лишь 1 моль. Это позволило ученому сделать вывод, что при растворении таких веществ в воде в них
появляются свободные ионы. Так были заложены основы теории электролитической диссоциации (ТЭД) — в химии она
стала одним из важнейших открытий.
Электролитическая диссоциация — это процесс, в ходе которого молекулы электролитов взаимодействуют с водой или
другим растворителем и распадаются на ионы. Она может иметь обратимый или необратимый характер. Обратный процесс
называется моляризацией. Благодаря диссоциации растворы электролитов обретают способность проводить ток. Сванте
Аррениус не смог объяснить, почему разные вещества сильно отличаются по электропроводности, но это сделал Д. И.
Менделеев. Он подробно описал процесс распада электролита на ионы, который объясняется его взаимодействием с
молекулами воды (или другого растворителя).

4.

Схема и Механизм электролитической диссоциации
Схема электролитической диссоциации: KA ⇄ K+ (катион) + A- (анион).
Уравнение диссоциации на примере хлорида натрия: NaCl ⇄ Na+ + Cl-.
Механизм электролитической диссоциации
При контакте с водой или другими растворителями диссоциации подвержены все вещества с ионной связью. Также распадаться на ионы могут вещества с
ковалентной полярной связью, которая под действием воды переходит в ионную, а после разрушается.
Механизм диссоциации электролитов удобно рассматривать на примере хлорида натрия NaCl. Его кристаллическая решетка образована катионами натрия
Na+ и анионами хлора Cl-, которые удерживаются вместе благодаря ионной связи. При растворении в воде каждый кристалл хлорида натрия окружают ее
молекулы. Молекулы воды — это диполи. На одном конце они несут атомы водорода с частичным положительным зарядом, а на другом — атомы
кислорода с частичным отрицательным. Соответственно, атомы кислорода притягиваются к катионам натрия, а атомы водорода — к анионам хлора. Эта
сила электростатического притяжения ослабляет и в итоге разрывает ионную связь между натрием и хлором. Вещество диссоциирует на ионы.
После распада хлорида натрия образовавшиеся ионы Na+ и Cl- окружают молекулы воды, создавая гидратную оболочку. Ионы с такой оболочкой
называют гидратированными. Если вместо воды был использован другой растворитель — например, этанол, его молекулы создают сольватную оболочку.
В этом случае ионы называются сольватированными.

5.

Электролиты и неэлектролиты
Хотя электролитическая диссоциация происходит независимо от действия электротока,
между этими явлениями есть связь. Чем выше способность вещества распадаться на
ионы при взаимодействии с растворителем, тем лучше оно проводит электроток. По
такому критерию известный физико-химик М. Фарадей выделил электролиты и
неэлектролиты.
Электролиты
Это вещества, которые после диссоциации на ионы в растворах и расплавах
проводят электроток. Обычно в их молекулах ионные или полярные ковалентные
связи.
Неэлектролиты
Это вещества, которые не распадаются на ионы в растворах и расплавах, а значит,
не обладают проводимостью в растворенном виде. Для них характерны
ковалентные неполярные или слабополярные связи.

6.

Степень диссоциации
В зависимости от того, сколько молекул диссоциировало на ионы,
вещество может быть сильным или слабым электролитом. Этот
показатель называется степенью диссоциации, его измеряют от 0 до 1
либо в процентах.
Степень диссоциации — это отношение количества распавшихся на
ионы молей вещества к исходному количеству молей.
Если в растворе на ионы распадаются все 100% электролита, α=1.

7.

Классификация электролитов по силе
По силе электролиты делятся на следующие группы:
Слабые
Средние
Сильные
α < 30%
30% < α < 70%
α > 70%
Важно! Молекулы сильных электролитов необратимо распадаются на ионы, поэтому в уравнениях нужно ставить
знак =. Реакции со слабыми электролитами обратимы, поэтому ставится знак ⇄.

8.

Как диссоциируют разные группы веществ:
Диссоциация кислот
Диссоциация кислот Приводит к образованию катионов водорода H+ и отрицательно заряженных кислотных остатков:
HCl = H+ + Cl-
H2SO4 = 2H+ + SO42-
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
AlOHCl2 = AlOH2+ + 2Cl-
AlOH2+ ⇄ Al3+ + OH-
HNO2 ⇄ H+ + NO2-

9.

Диссоциация оснований и солей
Диссоциация оснований
Происходит с образованием гидроксильных групп OH- и положительно заряженных ионов металла. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью, а слабые —
ступенчато и обратимо.
Сильные основания:
Слабые основания:
NaOH = Na+ + OH-
Cu(ON)2 ⇄ CuOH+ + OHCuOH+ ⇄ Cu2+ + OH-
Диссоциация солей
Ведет к образованию катионов металлов (или катиона аммония) и отрицательно заряженных кислотных остатков.
Средние соли
Кислые соли
Основные соли
В растворах полностью распадаются в одну ступень.
Распадаются ступенчато. На первом этапе
Также диссоциируют в две ступени. На первой
Na3PO4 = 3Na + PO43-
отделяются катионы металла, а на втором —
отделяются кислотные остатки, а за ними —
катионы водорода. KHSO4 = K+ + HSO4- HSO4- ⇄
гидроксильные группы OH-. MgOHBr = MgOH+ +
H+ + SO42-
Br- MgOH+ ⇄ Mg2+ + OH-

10.

Ключевые моменты
При взаимодействии с водой или другими растворителями в
электролитах разрывается химическая связь между частицами и они
распадаются на ионы — происходит электролитическая диссоциация.
Под действием электротока положительно заряженные ионы
(катионы) перемещаются к отрицательно заряженному электроду
(катоду), отрицательно заряженные ионы (анионы) — к положительно
заряженному (аноду). Раствор электролита обладает проводимостью.
Степень диссоциации зависит от типа электролита и от внешних
условий. Для сильных электролитов она необратима, для слабых — это
обратимая реакция.
Химические свойства электролитов соответствуют свойствам ионов,
которые образовались при диссоциации.