Смеси
<<  Растворы Растворы  >>
Золь
Золь		 Золь
Золь		 В растворе N1 < 1, а давление пара р1 <
В растворе N1 < 1, а давление пара р1 <		 В реальных растворах свойства отклоняются от идеальности в ту или иную
В реальных растворах свойства отклоняются от идеальности в ту или иную		 Кипение и замерзание жидкости
Кипение и замерзание жидкости
ОСМОС
ОСМОС		 ОСМОС
ОСМОС
Величина осм
Величина осм		 Теории Аррениуса противостояла химическая, или гидратная, теория
Теории Аррениуса противостояла химическая, или гидратная, теория		 Теории Аррениуса противостояла химическая, или гидратная, теория
Теории Аррениуса противостояла химическая, или гидратная, теория		 HCl ? H+ + Cl
HCl ? H+ + Cl		 H2O + HCl
H2O + HCl
H2O + HCl
H2O + HCl 		H2O + HCl
H2O + HCl 		5. Константа диссоциации
5. Константа диссоциации
Картинки из презентации «Растворы» к уроку химии на тему «Смеси»

Автор: 1. Чтобы познакомиться с картинкой полного размера, нажмите на её эскиз. Чтобы можно было использовать все картинки для урока химии, скачайте бесплатно презентацию «Растворы.ppt» со всеми картинками в zip-архиве размером 3387 КБ.

Растворы

содержание презентации «Растворы.ppt»
Сл Текст Сл Текст
1Растворы. Дисперсные системы. 21криоскопическая константа; Сm – моляльная
2Общие сведения Все хим. в-ва конц-ция р-ра. K. Е. Вода. 1,86. 0,52.
существуют в природе преимущественно в Бензол. 5,07. 2,60. Где m – масса раст.
составе т. н. дисперных систем, т.е. В-ва в 1000 г р-ля; M – молекулярная масса
многокомпонентных смесей разл. агр. раст. В-ва; m1 – масса р-ля.
состояния, состоящих из сплошной, 22ОСМОС. Осмотическое давление. Закон
непрерывной фазы (дисперсионной среды) и Вант-Гоффа. П/п. Осмос – самопроизвольный
прерывистой дисперсной фазы в виде ч-ц переход растворителя (воды) в раствор
разл. размера, формы и агр. состояния). В через полупроницаемую мембрану. Движущей
природе дисперсные системы чрезвычайно силой осмоса является диффузия и
распространены и многообразны. Например, стремление к выравниванию концентрации
земная атмосфера, природные воды, почва, раствора и растворителя.
грунты, различные изделия и материалы и 23П/п. П/п.
др. относятся к дисперсным системам. 24Величина осм. давления Росм (?) (в
3Классификация дисперсных систем размер кПа) для р-ров определяется по ур-нию
частиц дисперсной фазы, агрегатное Вант-Гоффа Росм (?) = сМRT, где сМ -
состояние частиц д.ф. и д.с.; форма частиц молярная конц-ция раст. в-ва; R –
дисперсной фазы, интенсивность межфазового универсальная газовая постоянная; T –
взаимодействия, наличие абсолютная т-ра р-ра, К; М – молекулярная
структурообразования м. ч-цами д.ф. 1) по масса раст. в-ва, г/моль. Давление Росм
размеру частиц дисп. Фазы. Тип системы. (?), удерживающее избыточный столб
Размер частиц. Название. Состояние жидкости или заставляющее растворитель
системы. ? Молекулярно- и переходить через мембрану, называют
ионно-дисперсные. < 10 ? (10-9 м). осмотическим.
Истинные растворы. Гомогенные. ?? 25Особенности р-ров солей, кислот и
Высокодисперсные. 10 – 1000 ? (10 – 100 оснований Имеются в-ва, р-ры к-рых сильно
нм). Коллоидные растворы. Ультра- и отклоняются от законов Рауля и Вант-Гоффа.
микро-гетерогенные. ??? Грубодисперсные. К ним относятся соли, кислоты и щелочи.
>1000 ? Взвеси. Гетерогенные. Для них осм. давление, понижение давления
42) по агрегатному состоянию д.с. и пара, изм-ние т-р кипения и замерзания
д.ф. Т - твёрдое (кристаллическое), Ж - всегда больше, чем конц-ция р-ра. Чтобы
жидкость, Г - газ. Д. среда - индекс 1, а распространить своё ур-ние на р-ры с
д. фаза – индекс 2. Фазовое состояние "ненормальным" осм. давлением,
системы. Условное обозначение и примеры. Вант-Гофф ввёл поправочный коэффициент i
Условное обозначение и примеры. Условное (изотонический коэффициент), показывающий
обозначение и примеры. Тип дисперсной во сколько раз осм. давление данного р-ра
системы. Газообраз-ное. Г1 – г2 *. Г1 – Ж2 больше "нормального": ? = icМRT.
туман,облака. Г1 – Т2 дым, пыль. Аэрозоли. Коэффициент i определялся для каждого р-ра
Жидкое. Ж1 – Г2 жидкие пены. Ж1 – Ж2 экспериментально, ех, по понижению
эмульсии. Ж1 – Т2 суспензии, взвеси. давления пара, или по понижению т-ры
Лиозоли. Твёрдое. Т1 – Г2 твердые пены. Т1 замерзания, или по повышению т-ры кипения.
– Ж2 жемчуг, опал. Т1 – Т2 сплавы. Растворы электролитов.
Солиозоли. * - В нормальных условиях 262. Теория электролитической
гомогенны, гетерогенность возможна только диссоциации Объяснение впервые было
при очень низких температурах или высоких предложено в 1887 г. С. Аррениусом и легло
давлениях. в основу теории, объясняющей поведение
53) Форма частиц дисперсной фазы (или солей, кислот и оснований в водных
топология) может быть разнообразной. растворах. Водные р-ры солей, кислот и
Наиболее удобный способ классификации оснований обладают еще одной особенностью
связан с делением на а) линейные частицы, - они проводят электрический ток. В-ва,
вытянутые в одном измерении; б) плоские проводящие эл. ток, наз-ся электролитами.
или пластинчатые, имеющие два измерения; и Причиной чрезмерно высокого осм. давления
в) объёмные, когда частицы имеют все три р-ров эл-тов явл-ся, согласно Аррениусу,
пространственные измерения примерно в диссоциация электролитов на ионы (КАТИОНЫ
равной степени. 4) По интенсивности и АНИОНЫ). Процесс эл. диссоциации
межфазового взаимодействия: а) с изображают, пользуясь хим. ур-ниями. ех,
интенсивным межфазовым взаимодействием диссоциация выражается ур-ми: НCl ? Н+ +
(например, когда поверхность твёрдых Cl- или BaCl2 ? Ba2+ + 2Cl- Распад
частиц смачивается жидкой дисперсионной электролитов на ионы объясняет отклонения
средой - лиофильность), и б) с его от законов Вант-Гоффа и Рауля. Итак, соли,
отсутствием (например, когда поверхность кислоты и основания, растворяясь в воде,
твёрдых частиц не смачивается жидкой создают значительно большее осм. давление,
дисперсионной средой – лиофобность). чем эквимолекулярные кол-ва всех остальных
6Золь. Гель. 5) по структурообразованию в-в. Как же объяснить это явление?
(взаим-вию между ч-цами д. Ф.). Электролитическая диссоциация - это
Свободно-дисперсные системы. процесс распада молекул веществ на ионы
Связано-дисперсные системы. Плотная под действием полярных молекул
упорядоченная структура. Рыхлая растворителя, а также при их расплавлении.
неупорядоченная структура. (Раствор). (От 27Теории Аррениуса противостояла
лат. Gelate - замерзать). Текучая. химическая, или гидратная, теория
Нетекучая. Процесс структурообразования растворов Менделеева, в основе к-рой
называют гелеобразованием лежало представление о взаимодействии
(желатинированием, желатинизацией или раст. в-ва с р-лем. Кажущееся противоречие
студнеобразованием). обеих теорий было устранено предположением
7Растворы – это многокомпонентные о гидратации ионов (И. А. Каблуков).
гомогенные (однофазные) системы Развитие этой идеи привело в дальнейшем к
переменного состава. Р-ры бывают жидкими, объединению теорий Аррениуса и Менделеева.
твёрдыми и газовыми. Фазовое состояние 3. Процесс диссоциации. Для диссоциации
раствора определяется фазовым состоянием наиболее типичны два случая. Один из них -
растворителя. Растворитель – это это диссоциация растворяющихся солей, т.
компонент, фазовое состояние к-рого при е. кристаллов с ионной структурой, второй
обр-нии р-ра не изменяется. Растворы. - диссоциация при растворении кислот, т.
8Образование растворов. Термодинамика е. веществ, состоящих из полярных молекул.
растворения ?G = ?Н – Т?S < 0 Вклад 28HCl ? H+ + Cl? NaCl ? Na+ + Cl?
энтропии: а) для т ? ж ?S > 0 б) для г Перешедшие в р-р ионы остаются связанными
? ж ?S < 0. Вклад энтальпии: ?Н = ?U + с молекулами воды и образуют гидраты
p?V ?Нраст = ?Нстр + ?Нсольв + ?Ндифф а) ионов. В рез-те диссоциации образуются не
для г ? ж ?Нстр = 0 и ?Нраст = ?Нсольв свободные ионы, а соединения ионов с
< 0 (экзоэффект) ?G = ?Н – Т?S < 0 молекулами растворителя. В случае любого
при низких температурах Движ. силой р-ля эти соединения называются сольватами
растворения явл-ся энтальпия. б) для т ? ж ионов. Но в ур-ниях диссоциации обычно
знак ?Нраст зависит от типа структуры пишут формулы ионов, а не их гидратов или
(молекулярная или ионная) Движ. силой сольватов, тем более что число молекул
р-ния м.б. и энтропия и энтальпия. р-ля, связанных с ионами, изменяется в
9Кинетика растворения. Растворение зав-сти от конц-ции р-ра и др. условий.
веществ – процесс обратимый. Для Рис. 2. Схема диссоциации полярных молекул
кристаллических в-в ?раст = Краст = const в растворе.
(при Т = const) ?крист = Ккрист*Ср.в. При 29H2O + HCl ? H3O+ + Cl-. Для воды
?раст = ?крист (равновесие), откуда Краст характерен некоторый дальний порядок в
= Ккрист*Ср.в. или Ср.в. = Краст/Ккрист = жидком состоянии за счет наличия между ее
const (при Т = const) Такой раствор молекулами водородных связей. Ион
называется насыщенным. Конц-ция насыщ. гидроксония из-за своего более
р-ра явл-ся мерой раствори-мости, к-рая поляризованного, чем в молекуле воды,
выражается в граммах раств. в-ва на 100 г атома водорода участвует в образовании
р-ля. Различают в-ва хорошо раст-мые водородной связи, присоединяясь к одной из
(>1г/100г), малораст-мые (<1г/100г) молекул воды:
и практически нераст-мые (<10-3 304. Степень диссоциации. Сила
г/100г). электролитов. Еще Вант-Гофф установил, что
10Свойства растворов: Состав коэффициент i выражается дробными числами,
(концентрация), Давление пара растворителя к-рые с разбавлением р-ра возрастают,
над раствором, Температуры кипения и приближаясь к целым числам. Аррениус
замерзания растворов, Осмотическое объяснил этот факт тем, что только лишь
давление. Концентрация раствора – это часть электролита диссоциирует в р-ре на
содержание растворённого вещества в ионы, и ввел понятие степени диссоциации.
определённой массе или объёме р-ра или Степень диссоциации электролита (?) - это
р-ля. Содержание раств. в-ва в р-ре может отношение числа его молекул, распавшихся в
быть выражено либо безразмерными единицами данном р-ре на ионы, к общему числу его
– долями или процентами, либо величинами молекул в растворе. где cМ(прод) –
размерными – концентрациями. СПОСОБЫ молярная конц-ция в-ва,
ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА а) продиссоциировавших на ионы; cМ – молярная
массовые доли или процентная концентрация, конц-ция в-ва, взятого для приготовления
С (%). б) мольные доли, N в) р-ра.
мольно-объёмная (молярная) концентрация 31В р-ре устанавливается динамическое
или молярность, СМ. г) эквивалентная равновесие между недиссоциированными
концентрация или нормальность, Сн. д) молекулами и ионами. Степень электролит.
мольно-массовая концентрация или диссоциации электролита в водных р-рах
моляльность, Сm. е) титр раствора, Т. зависит от природы электролита, его
11Количество вещества (моль и конц-ции и т-ры. По своей природе все
эквивалент) Моль – кол-во в-ва, содержащее электролиты условно можно разделить на три
столько атомов, мол-л, ионов или др. группы: сильные, средней силы и слабые
структурных единиц в-ва сколько их электролиты. Сильные электролиты в водных
содержится в 12 г изотопов 12С. 1 моль растворах диссоциируют практически
углерода или 12 г изотопов 12С содержит полностью. Истинная степень их диссоциации
6·10-23 атомов (NA). Мольная масса в-ва – близка к 1 (100%), хотя экспериментально
это масса 1 моль в-ва, численно равна его наблюдаемая (кажущаяся) находится в
молекулярной (атомной) массе, выраженной в пределах от 30% и выше. Электролиты
граммах. Кол-во в-ва в любой его массе: средней силы диссоциируют частично, они
ех, вода Н2О имеет молекулярную массу 18 имеют степень электролитической
а.е.м, откуда. Сколько моль воды диссоциации от 3% до 30%. Слабые
содержится в 100 г воды? электролиты диссоциируют на ионы в очень
12Эквивалент – кол-во в-ва, к-рое малой степени, в растворах они находятся,
соединяется с 1 моль атомов (ионов) в основном, в недиссо-циированном
водорода или замещает их в хим. реакциях. состоянии (в молекулярной форме); для них
Число эквивалентов. Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 ? < 3%.
+ 2H2O. Эквивалентная масса – масса 1 моль 325. Константа диссоциации. К
эквивалентов вещества. равновесию, к-рое устанавливается в р-ре
13А) массовые доли или процентная слабого эл-та между мол-ми и ионами, можно
конц-ция показывает число граммов раств. применить з-ны хим. равновесия и записать
В-ва, содержащихся в 100 г р-ра. Б) выражение константы равновесия (константы
мольные доли – отношение числа моль раств. диссоциации КД). ех, для электролитической
В-ва к сумме моль всех компонентов р-ра. диссоциации (протолиза) уксусной кислоты,
14В) молярность или молярная конц-ция протекающей под действием молекул воды.
показывает число молей раст. В-ва, Константа равновесия имеет вид. Здесь в
содержащихся в 1л р-ра. Г) моляльность или числителе дроби стоят равновесные
моляльная конц-ция показывает число молей концентрации ионов - продуктов
раст. В-ва, содержащихся в 1000г р-ля. Д) диссоциации, а в знаменателе - равновесная
нормальность или эквивалентная конц-ция конц-ция исходных недиссоциированных
показывает число эквивалентов раст. В-ва, молекул.
содержащихся в 1л р-ра. 33KД = ?2cм. С0 = сМ , если степень
15Закон эквивалентов: массы (объёмы) дис-ции ? АВ ? А+ + В? Кр = СА?СВ/САВ Ср
реагирующих в-в пропорциональны их cМ(1 ? ?) cМ?? cМ?? Если обозначить
эквивалентным массам (объёмам). е) Титр конц-цию эл-та, распадающегося на два
р-ра – число грамм раств. в-ва в 1 см3 иона, через cМ, а степень его диссоциации
(мл) р-ра. в данном р-ре через ?, то конц-ция каждого
16В растворе N1 < 1, а давление пара из ионов будет cМ??, а конц-ция
р1 < СВОЙСТВА РАСТВОРОВ (законы недиссоциированных м-л сМ(1 ? ?). Тогда
идеальных растворов) ДАВЛЕНИЕ ПАРА ур-ние КД принимает вид: Это ур-ние
растворителя над раствором Первый закон выражает закон разбавления Оствальда. Для
Рауля. Для чистого растворителя N1 = 1 (N2 р-ров, в к-рых диссоциация эл-та очень
= 0), при Т=const давление пара равно. мала ??0, ур-ние закона Оствальда
Состав раствора в мольных долях: N1 + N2 = упрощается:
1. Пар. Жидкость. 34Ступенчатая диссоциация. K1 > K2
17Для чист. Р-ля при N1 = 1, т.Е. N2 = 0 > K3. Кд = кд1?кд2.
р1 = р10. При N1 = 0, т.Е. N2 = 1 р1 = 0. 35Диссоциация воды Чистая вода очень
Робщ. В растворе N1 < 1, а давление плохо проводит эл. ток, но все же обладает
пара. Поскольку N1 = 1 – N2 , то. Первый измеримой эл. проводимостью из-за
закон Рауля – относительное понижение небольшой диссоциации: [H2o] » [н+] =
давления насыщенного пара растворителя над [oh-]. [Н+] = [OH-] ? 1?10-7 моль/л.
раствором равно мольной доле растворённого 36для воды и разбавленных водных р-ров
вещества. при неизменной т-ре произведение конц-ций
18В реальных растворах свойства ионов Н+ и ОН- есть величина постоянная.
отклоняются от идеальности в ту или иную Эта величина наз-ся ионным произведением
сторону.. воды. В чистой воде при 25 °С [Н+] = [OH-]
19Кипение и замерзание жидкости. = 1?10-7 моль/л. Кв = 10-7?10-7 = 10-14.
Диаграмма состояния воды. Жидкость 37pH = -lg[H+]. Нейтральный р-р. [Н+] =
закипает, когда давление насыщен-ного пара 10-7 моль/л, рН = 7. Кислый р-р. [Н+] >
равно внешнему давлению. Жидкость 10-7 моль/л, рН < 7. Щелочной р-р. [Н+]
замерзает, когда давление насыщен-ного < 10-7 моль/л. рН > 7. Водородный
пара над ней и над твёрдой фазой равны. показатель.
20Температуры кипения и замерзания 38Ионно-молекулярные уравнения При
растворов. Растворы кипят при более нейтрализации любой сильной к-ты любым
высокой и замерзают при более низкой сильным основанием на моль образующейся
температуре, чем растворитель. ?Ткип. воды выделяется около 57,6 кДж теплоты:
?Тзам. НCl + NaOH = NaCl + Н2O, ?Н = -57,53 кДж;
21Второй закон Рауля – понижение т-ры HNO3 + KOH = KNO3 + H2O, ?Н = -57,61 кДж.
кипения и повышение т-ры замерзания р-ра Это говорит о том, что подобные р-ции
прямо пропорцио-нально моляльной конц-ции сводятся к одному процессу. Ур-ние этого
р-ра: ?Ткип = ЕСm и ?Тзам = КСm (1) где процесса с учётом формы в-ва,
?Tкип – повышение т-ры кипения; ?Tзам – преобладающей в растворе: Н+ + Cl- + Na+ +
понижение т-ры замерзания; Е – OH- = Na+ + Cl- + Н2О Н+ + OH- = Н2О. Н2о.
эбуллиоскопическая константа; К – Н+ + oh-.
Растворы.ppt
http://900igr.net/kartinka/khimija/rastvory-230648.html
cсылка на страницу

Растворы

другие презентации на тему «Растворы»

«Концентрация раствора» - Воспитательные задачи. Проверка полученных знаний. Какое значение имеют растворы в жизнедеятельности клеток организма? Дайте определение диффузии. Научные задачи. Изучение осмоса в живых растительных клетках. Дидактические задачи. Актуализация основных понятий. Как зависит осмотическое давление от концентрации раствора сахарозы?

«Ток в растворах» - Исследование электропроводности твердых тел. Комбинированный урок по физике и химии. Причины электропроводимости металлов и неметаллов. Проводники. Электрический ток в различных средах. Характеристики электрона. Цели урока. Лабораторный опыт : Демонстрация электролитической проводимости растворов. Вещества проводники диэлектрики ?

«Электролиз растворов и расплавов» - Не допускать разбрызгивания электролита. Катод. Окислительно – восстановительные реакции». Перемещение электронов в кристалле металла. Электролиз. Процесс отдачи электронов ионами называется окислением. Тема у рока: «Электролиз расплавов и растворов бескислородных солей. Восстановление (присоединение е).

«Значение растворов» - Тузлук. Кисель. Рассол. Материалы к уроку «Значение растворов». Маринад. H2O – растворитель. Растворы в кулинарии. Мармелад. Н2О – реагент Na2O + H2O = 2NaOH. Вода в химическом процессе. Органические растворители. Геологическая роль воды. Значение растворов. Растворы в природе.

«Способы разделения смесей» - Действие магнитом. Смесь. Знания без применения. Фильтрование. Обозначение цветов. Способы разделения неоднородных смесей. Бензин. Отстаивание. Способы разделения смесей. Кристаллизация. Выпаривание. Способы разделения однородных смесей. Прибор для дистилляции. Дистилляция.

«Коллоидные системы» - 2. Термодинамическая неустойчивость. Светомаскировка - синий свет. Дисперсная фаза (раздробленная часть дисперсной системы). Виды дисперсных систем. Дисперсионная среда (непрерывная часть дисперсной системы). Все электролиты при определенной концентрации могут вызвать коагуляцию золя. Затрачивается внешняя работа;

Смеси

14 презентаций о смесях
Урок

Химия

65 тем

Похожие
презентации

Картинки