Презентация По химии Теоретические основы аналитической химии Химическое равновесие в гомогенной системе

Смотреть слайды в полном размере
Презентация По химии Теоретические основы аналитической химии Химическое равновесие в гомогенной системе


Вашему вниманию предлагается презентация «По химии Теоретические основы аналитической химии Химическое равновесие в гомогенной системе», с которой можно предварительно ознакомиться, просмотреть текст и слайды к ней, а так же, в случае, если она вам подходит - скачать файл для редактирования или печати.

Презентация содержит 19 слайдов и доступна для скачивания в формате ppt. Размер скачиваемого файла: 311.50 KB

Просмотреть и скачать

Pic.1
Теоретические основы аналитической химии Химическое равновесие в гомогенной системе
Теоретические основы аналитической химии Химическое равновесие в гомогенной системе
Pic.2
Скорость химической реакции и химическое равновесие Скоростью химической реакции называется изменени
Скорость химической реакции и химическое равновесие Скоростью химической реакции называется изменение концентрации веществ в ходе реакции в единицу времени: Кинетическое уравнение реакции: V = к∙[A]·[B] – выражение ЗДМ Для обратимой реакции A + B ↔ C + D в соответствии с ЗДМ Тогда в момент равновесия Концентрационная константа равновесия
Pic.3
Основные положения теории растворов электролитов. Процесс электролитической диссоциации изображают х
Основные положения теории растворов электролитов. Процесс электролитической диссоциации изображают химическими уравнениями, например: Степень электролитической диссоциации По способности к диссоциации электролиты разделяют на 3 группы: 1. сильные электролиты (α = 1) 2. слабые электролиты (α < 1) 3. электролиты средней силы. Общая концентрация ионов в растворе сi ci = m∙α∙C Al2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42- (α = 1) c(Al3+) = 2∙1∙0,1 = 0,2 моль/л c(SO42-) = 3∙1∙0,1 = 0,3 моль/л
Pic.4
Константа диссоциации слабого электролита
Константа диссоциации слабого электролита
Pic.5
Закон разбавления Оствальда
Закон разбавления Оствальда
Pic.6
Кислотно-основные равновесия в водных растворах В соответствие с протолитической теорией Бренстеда и
Кислотно-основные равновесия в водных растворах В соответствие с протолитической теорией Бренстеда и Лоури все частицы, способные при ионизации отщеплять протон, называются кислотами, все частицы, способные присоединять протон – основаниями. Кислоты HCN (к) ↔ H+ + CN- (осн) HS- (к) ↔ H+ + S2- (осн) Основания CN- (осн) + H+ ↔ HCN (к) NН3 (осн) + H+ ↔ NH4+ (к) Такие кислоты и основания, находящиеся в кислотно-основном равновесии, называются сопряженными, то есть HCN и CN- - сопряженные кислота и основание, аммиак и ион аммония – сопряженные основание и кислота. Амфолит (амфотерное вещество) НСО3- ↔ Н+ + СО32- НСО3- + Н+ ↔ Н2СО3
Pic.7
Кислотно-основные равновесия в водных растворах Согласно современным представлениям в воде осуществл
Кислотно-основные равновесия в водных растворах Согласно современным представлениям в воде осуществляется протолитическое равновесие – автопротолиз воды: Н2О + Н2О ↔ Н3О+ + ОН- или упрощенно: Н2О ↔ Н+ + ОН- Концентрационная константа диссоциации При температуре 298 K (250С) значение , а молярная концентрация воды в чистой воде Величина KW называется константа автопротолиза воды или ионное произведение воды. При повышении температуры степень ионизации воды увеличивается и значение константы автопротолиза растет.
Pic.8
Кислотно-основные равновесия в водных растворах
Кислотно-основные равновесия в водных растворах
Pic.9
ИПО для некоторых индикаторов
ИПО для некоторых индикаторов
Pic.10
Действие одноименнных ионов Степень диссоциации слабого электролита понижается при введении в раство
Действие одноименнных ионов Степень диссоциации слабого электролита понижается при введении в раствор какого-либо сильного электролита, содержащего одноименный с ним ион. Свойства некоторых растворов сохранять практически постоянную концентрацию ионов водорода при добавлении небольших количеств кислоты, щелочи, а также при разбавлении, называют буферным действием, а растворы, которые обладают таким свойством – буферными растворами. ацетатный буферный раствор – смесь уксусной кислоты и ацетата натрия , аммонийный буферный раствор – смесь аммиака и хлорида аммония.
Pic.11
Буферные растворы Количественной характеристикой способности буферного раствора поддерживать заданну
Буферные растворы Количественной характеристикой способности буферного раствора поддерживать заданную величину pH является буферная емкость, под которой понимают количество молей сильной кислоты или сильного основания, прибавление которого к 1 л буферного раствора изменяет его pH на единицу. Протолитические равновесия в растворах солей (гидролиз солей). Гидролиз солей – это взаимодействие ионов растворенной соли с молекулами воды (ионами Н+ и ОН-, возникающими при диссоциации воды Н2О ↔ Н+ + ОН-), в результате которого образуются малодиссоциированные соединения (слабые кислоты и слабые основания). Реакция гидролиза процесс обратимый и в растворе устанавливается химическое равновесие между продуктами реакции и исходным соединением, которое характеризуется соответствующей константой равновесия – константой гидролиза Kh.
Pic.12
Гидролиз солей Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза h, которая равна отношению
Гидролиз солей Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза h, которая равна отношению числа прогидролизровавшихся частиц nгидр к общему числу исходных ионов nисх и численно выражается в долях единицы или процентах(%): Степень гидролиза увеличивается с уменьшением концентрации гидролизующейся соли (разбавлением) и с ростом температуры (нагревание). Гидролизу в водных растворах подвергаются соли, содержащие катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. 1. Гидролиз солей, содержащих катион сильного основания и анион слабой одноосновной кислоты (МА). Такие соли нацело диссоциируют в водном растворе с образованием катиона сильного основания М+ и аниона слабой кислоты А-: МА → М+ + А- Анион слабой кислоты гидролизуется по уравнению: А- + Н2О ↔ НА + ОН- (pH > 7)
Pic.13
Гидролиз солей
Гидролиз солей
Pic.14
Гидролиз солей 3. Гидролиз солей, содержащих катион слабого однокислотного основания и анион слабой
Гидролиз солей 3. Гидролиз солей, содержащих катион слабого однокислотного основания и анион слабой одноосновной кислоты (ВА). Гидролиз такого типа солей происходит с участием обоих ионов, входящих в состав соли: В+ + А- + Н2О ↔ ВОН + НА NH4CN, NH4ClO, AgNO2, CH3COONH4, C6H5NH3F и др. 4. Гидролиз солей, содержащих катион сильного однокислотного основания и анион слабой многоосновной кислоты (МnА). Соли М2А нацело диссоциируют в водном растворе с образованием катиона сильного основания М+ и аниона слабой двухосновной кислоты А2-, который гидролизуется ступенчато по уравнениям: А2- + Н2О ↔ НА- + ОН- (I ступень) НА- + Н2О ↔ Н2А + ОН- (II ступень) pH > 7
Pic.15
Гидролиз солей
Гидролиз солей
Pic.16
Произведение растворимости Гетерогенная (неоднородная) система – это система, состоящая из нескольки
Произведение растворимости Гетерогенная (неоднородная) система – это система, состоящая из нескольких гомогенных фаз, разделенных между собой поверхностью раздела. Равновесие, устанавливающееся в гетерогенной системе на границе раздела фаз, называется гетерогенным равновесием. Гетерогенная система «осадок – раствор» BaSO4 (т) ↔ Ba2+ + SO42- (р) Концентрация вещества в насыщенном растворе называется растворимостью. Растворимость является количественной характеристикой способности вещества растворяться. Различают молярную и массовую растворимость вещества. Молярная растворимость вещества (S, моль/л) – это количество растворенного вещества, содержащееся в одном литре его насыщенного раствора: Массовая растворимость вещества (Т, г/л) – это масса растворенного вещества, содержащаяся в одном литре его насыщенного раствора:
Pic.17
Произведение растворимости
Произведение растворимости
Pic.18
Произведение растворимости
Произведение растворимости
Pic.19
Произведение растворимости Произведение растворимости является одной из основных характеристик малор
Произведение растворимости Произведение растворимости является одной из основных характеристик малорастворимых электролитов и по значению ПР: 1. можно рассчитать условия осаждения; 2. определить растворимость данного осадка в данных условиях; 3. выяснить какой осадок будет выпадать первым. Из всего сказанного вытекают два следствия: I. а) Если произведение концентрации ионов (ИП) меньше величины произведения растворимости (ПР), то раствор ненасыщен относительно данного труднорастворимого соединения и осадок не образуется; б) если произведение концентрации ионов (ИП) равно произведению растворимости (ПР), то раствор насыщен относительно данного труднорастворимого соединения; в растворе наступает подвижное равновесие и осадок не выпадает; в) Если произведение концентрации ионов (ИП) больше произведения растворимости (ПР), то раствор пересыщен относительно данного труднорастворимого соединения и осадок образуется. Осадок выделяется до тех пор, пока не будет достигнута величина ПР. II. Из двух труднорастворимых соединений в первую очередь выпадет в осадок тот, чье произведение растворимости (ПР) будет наименьшим.


Скачать презентацию

Если вам понравился сайт и размещенные на нем материалы, пожалуйста, не забывайте поделиться этой страничкой в социальных сетях и с друзьями! Спасибо!