Химия в жизни
<<  Слово о пользе химии Общая химия  >>
Общая химия
Общая химия
Содержание учебного предмета «Общая Химия»
Содержание учебного предмета «Общая Химия»
Растворы электролитов
Растворы электролитов
Электролиты, неэлектролиты
Электролиты, неэлектролиты
Электролитическая диссоциация
Электролитическая диссоциация
Степень диссоциации (a)
Степень диссоциации (a)
По степени диссоциации электролиты делятся:
По степени диссоциации электролиты делятся:
Эффективная концентрация ионов
Эффективная концентрация ионов
Коэффициенты активности ионов
Коэффициенты активности ионов
Константа диссоциации (КД)
Константа диссоциации (КД)
Константа диссоциации характеризует силу электролита
Константа диссоциации характеризует силу электролита
Закон разведения Оствальда
Закон разведения Оствальда
Степень Диссоциации
Степень Диссоциации
Диссоциация воды
Диссоциация воды
Ионное произведение воды (Кв)
Ионное произведение воды (Кв)
Ионное произведение воды (Кв)
Ионное произведение воды (Кв)
Кислотные, щелочные, нейтральные свойства
Кислотные, щелочные, нейтральные свойства
Концентрация водородных ионов pH
Концентрация водородных ионов pH
Кислота и основание(определение по Аррениусу)
Кислота и основание(определение по Аррениусу)
Расчет рН в растворах сильных и слабых кислот
Расчет рН в растворах сильных и слабых кислот
Расчет рН в растворах сильных и слабых оснований
Расчет рН в растворах сильных и слабых оснований
Произведение растворимости
Произведение растворимости
Константа равновесия
Константа равновесия
Вывод
Вывод
Следствие
Следствие
Ионно-обменные реакции, ионные уравнения
Ионно-обменные реакции, ионные уравнения
Примеры ионно-обменных реакций и уравнений
Примеры ионно-обменных реакций и уравнений
Реакция нейтрализации
Реакция нейтрализации
Гидролиз солей
Гидролиз солей
Гидролиз солей
Гидролиз солей
Соли сильных кислот, или оснований
Соли сильных кислот, или оснований
Гидролиз по катиону
Гидролиз по катиону
Константа гидролиза и степень гидролиза
Константа гидролиза и степень гидролиза
Гидролиз по аниону
Гидролиз по аниону
Константа гидролиза соли сильного основания и слабой кислоты
Константа гидролиза соли сильного основания и слабой кислоты
Гидролиз по катиону и аниону
Гидролиз по катиону и аниону
Константа гидролиза соли слабого однокислотного основания и слабой
Константа гидролиза соли слабого однокислотного основания и слабой
Степень гидролиза соли (h)
Степень гидролиза соли (h)
Степень гидролиза соли
Степень гидролиза соли
Буферный раствор
Буферный раствор
Рекомендуемая литература
Рекомендуемая литература

Презентация: «Общая химия». Автор: Dmitri Vorobjov. Файл: «Общая химия.ppt». Размер zip-архива: 7008 КБ.

Общая химия

содержание презентации «Общая химия.ppt»
СлайдТекст
1 Общая химия

Общая химия

Лекция 5(краткий конспект) Дмитрий Воробьёв – MSc.

2 Содержание учебного предмета «Общая Химия»

Содержание учебного предмета «Общая Химия»

Лекция 5: Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Понятие об электролитах. Степень диссоциация, константа диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда. Растворы сильных электролитов. Ионная сила растворов. Активность ионов

3 Растворы электролитов

Растворы электролитов

Электролитическая диссоциация

Ключевые слова: электролиты, сольватация, степень диссоциации, константа диссоциации, ионная сила раствора, активность ионов, коэффициент активности, закон разбавления Оствальда, факторы, влияющие на степень диссоциации.

4 Электролиты, неэлектролиты

Электролиты, неэлектролиты

По способности проводить электрический ток все вещества делятся на электролиты (проводящие электрический ток) и неэлектролиты (не проводящие электрический ток). Электролиты - вещества, обладающие ионной проводимостью; их называют проводниками второго рода – прохождение тока через них сопровождается переносом вещества. К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. В среде высокой диэлектрической проницаемости (спирты, вода и др.) они распадаются на ионы.

5 Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация

Процесс распада молекул на ионы называется электролитической диссоциацией: NaCl Na+ + Cl . Диссоциация электролитов на ионы сопровождается сольватацией, т.е. взаимодействием ионов с полярными молекулами растворителя. Если растворителем является вода, то термин «сольватация» заменяется термином «гидратация».

6 Степень диссоциации (a)

Степень диссоциации (a)

Количественной характеристикой процесса диссоциации является степень диссоциации (a), которая показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (Nион), к общему числу растворенных молекул (Nобщ): a= Nион / Nобщ.

7 По степени диссоциации электролиты делятся:

По степени диссоциации электролиты делятся:

1) на сильные, которые в 0,1 М растворе имеют a>30%; к ним относятся: почти все соли (кроме HgCl2, СdCl2, Fe(SCN)3, Pb(CH3COO)2 и некоторые другие); сильные минеральные кислоты (HNO3, HCl, H2SO4, HI, HBr, HСlO4); основания щелочных (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH) и щелочно- земельных металлов(Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2); 2) средние (a = 3 - 30 % в 0,1 М растворах); к ним относятся, например, H3PO4, H2SO3, HF, Mg(OH)2; 3) слабые (a < 3 % в 0,1 М растворах); слабыми электролитами являются H2S, H2CO3, HNO2, HCN, H2SiO3, H3BO3, HClO и др., а также большинство оснований многовалентных металлов, NH4OH и вода.

8 Эффективная концентрация ионов

Эффективная концентрация ионов

Для оценки состояния ионов в растворе пользуются активностью – условной (эффективной) концентрацией ионов, в соответствии с которой они действуют в химических процессах. Активность иона а (моль/л) связана с его молярной концентрацией в растворе (См) соотношением: а = f?См, где f - коэффициент активности иона (безразмерная величина).

9 Коэффициенты активности ионов

Коэффициенты активности ионов

Коэффициенты активности ионов зависят от состава и концентрации раствора, заряда и природы иона и других условий. Значения коэффициентов активности по рассчитанной ионной силе раствора можно определить с использованием соответствующих таблиц. Ионная сила раствора (?) равна полусумме произведений молярных концентрации (См) каждого иона на квадрат его заряда (Z): ? = 0,5 (C1Z12 + C2Z22 + … + CnZn2) = 0,5 ? Ci Zi 2, ( i = от 1 до n)

10 Константа диссоциации (КД)

Константа диссоциации (КД)

Равновесие, которое устанавливается между молекулами и ионами в растворе электролитов называется константой равновесия, или константой диссоциации (КД). Данные по (КД) приводятся в таблицах.

11 Константа диссоциации характеризует силу электролита

Константа диссоциации характеризует силу электролита

12 Закон разведения Оствальда

Закон разведения Оствальда

13 Степень Диссоциации

Степень Диссоциации

Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, присутствия в растворе одноименных ионов, температуры. Для одного и того же электролита при данной температуре степень диссоциации ( a) увеличивается с разбавлением раствора; при больших разбавлениях электролит полностью диссоциирует ( a?1). С увеличением температуры также увеличивается.

14 Диссоциация воды

Диссоциация воды

Диссоциация кислот и оснований. Водородный показатель

Ключевые слова: ионное произведение воды, водородный показатель (рН), гидроксильный показатель (рОН), кислота, основание, расчеты рН в растворах кислот и оснований.

15 Ионное произведение воды (Кв)

Ионное произведение воды (Кв)

16 Ионное произведение воды (Кв)

Ионное произведение воды (Кв)

17 Кислотные, щелочные, нейтральные свойства

Кислотные, щелочные, нейтральные свойства

В соответствии с теорией электролитической диссоциации ионы H+ являются носителями кислотных свойств, а ионы OH– - носителями основных свойств. Поэтому раствор будет нейтральным, при условии: [H+] = [OH–] = 10-7 моль/л; при [H+] > [OH–] – кислым; при [H+] < [OH–] – щелочным.

18 Концентрация водородных ионов pH

Концентрация водородных ионов pH

Концентрация катионов водорода [H+] обычно выражается очень малыми величинами. Для большего удобства принято пользоваться отрицательным значением десятичного логарифма молярной концентрации ионов [H+], который назван водородным показателем, и обозначается рН: рН = –lg [H+], где [H+] - молярная концентрация ионов H+. Следовательно: [H+]= 10–pH Если реакция среды нейтральная, то [H+] = 10–7 [моль/л], и рН=7. Если реакция среды кислая, то [H+]>10–7 [моль/л], и рН<7. Если среда щелочная, то [H+]<10–7 [моль/л], и рН>7. По аналогии рН введен гидроксильный показатель (рОН): рОН = –lg [ОH-], где [ОH-] - молярная концентрация ионов ОH-. А также показатель константы воды: рКВ = –lg КВ . Логарифмируя ионное произведение воды, получаем выражение: –lg [H+][OH–] = –lg 10–14 и далее: pH + pOH = 14.

19 Кислота и основание(определение по Аррениусу)

Кислота и основание(определение по Аррениусу)

Кислота (определение по Аррениусу) – это химическое соединение, которое в водном растворе полностью или частично диссоциирует на положительные ионы водорода и отрицательные ионы кислотного остатка. Основание (определение по Аррениусу) - это химическое соединение, которое в водном растворе частично или полностью диссоциирует на положительно заряженные ионы (простые или сложные) и отрицательно заряженные гидроксид-ионы.

20 Расчет рН в растворах сильных и слабых кислот

Расчет рН в растворах сильных и слабых кислот

21 Расчет рН в растворах сильных и слабых оснований

Расчет рН в растворах сильных и слабых оснований

22 Произведение растворимости

Произведение растворимости

Ионно-обменные реакции

Ключевые слова: малорастворимые сильные электролиты, произведение растворимости, растворимость, ионно-обменные реакции, реакция нейтрализации.

23 Константа равновесия

Константа равновесия

Насыщенный раствор находится в равновесии с твердой фазой растворяемого вещества. Гетерогенное равновесие «осадок насыщенный раствор» характеризует константа равновесия. Если малорастворимый электролит диссоциирует по уравнению AmBn ?mAn+ + nBm-, то выражение для константы равновесия – произведения растворимости (ПР AmBn ) – будет иметь вид: Кр =ПР AmBn = [An+ ]m?[Bm-]n, где [An+ ], [Bm-] – молярные концентрации ионов An+ и Bm- соответственно, в насыщенном растворе. Например, для равновесия: СaSO4 ?Ca2+ + SO42– ПРCaSO4 = (Ca2+ )*(SO42–) = 3,72·10-5 [моль2/л2] (при 25 0С)

24 Вывод

Вывод

25 Следствие

Следствие

В ненасыщенном растворе возможно растворение дополнительного количества вещества, так как концентрация меньше, чем в насыщенном. Из перенасыщенного раствора осадок образуется, так как его концентрация больше, чем в насыщенном. Отсюда вытекают условия образования и растворения осадка: 1) если [An+ ]m?[Bm-]n = ПРAmBn, то осадок находится в равновесии с раствором (насыщенный раствор); 2) если [An+ ]m?[Bm-]n > ПРAmBn, то осадок выпадает (перенасыщенный раствор); 3) если [An+ ]m?[Bm-]n < ПРAmBn, то осадок растворяется (ненасыщенный раствор).

26 Ионно-обменные реакции, ионные уравнения

Ионно-обменные реакции, ионные уравнения

В водных растворах электролитов химические реакции протекают с участием ионов, такие реакции называются ионно-обменными, а уравнения этих реакций – ионными уравнениями. В ионных уравнениях реакций формулы сильных электролитов записываются в виде ионов, формулы слабых электролитов, осадков и газов – в виде молекул. Направление ионно-обменной реакции между двумя электролитами в растворе определяется возможностью образования их ионами осадка, газа или слабого электролита.

27 Примеры ионно-обменных реакций и уравнений

Примеры ионно-обменных реакций и уравнений

Образование малорастворимого соединения, выпадающего в виде осадка: AgNO3 + NaCl = AgCl? + NaNO3 (молекулярное уравнение) Ag+ + NO3 – + Na+ + Cl – = AgCl? + Na+ + NO3 – (полное ионное уравнение) Ag+ + Cl – = AgCl? (сокращенное ионное уравнение ). 2. Образование газообразного вещества, удаляемого из раствора: Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2? 2Na+ + CO32 – + 2H+ + SO4 2 – = 2Na+ + SO42 – + H2O + CO2? CO3 2 – + 2H+ = H2O + CO2? 3. Образование растворимого, но мало диссоциированного вещества, например, воды, слабой кислоты или слабого основания: CH3COONa + H2SO4 = Na2SO4 + CH3COOH CH3COO –+ Na+ = 2Na+ +SO4 2 –+ CH3COOH CH3COO – + H+ = CH3COOH; 4. Образование устойчивой комплексной частицы – молекулы или иона: HgI2 + 2KI = K2[HgI4] Hg2+ + 2I – + 2K+ + 2I – = 2K+ + [HgI4]2 – Hg2+ + 4I – = [HgI4]2 –

28 Реакция нейтрализации

Реакция нейтрализации

Реакциями нейтрализации называются обменные реакции взаимодействия кислот и оснований, в результате которых образуются соль и вода, например: NaOH + HCl = NaCl + H2O или OH – + H+ = H2O. При нейтрализации сильного основания сильной кислотой равновесие практически полностью смещено в сторону образования воды. Реакции нейтрализации при взаимодействии кислот и оснований, различающихся по силе, не доходят до конца вследствие протекания обратной реакции гидролиза соли, например: СН3СООН + NaOH? CH3COONa + Н2О СН3СООН + ОН- ?СН3СОО- + Н2О. Реакции нейтрализации экзотермические и протекают с выделением тепла.

29 Гидролиз солей

Гидролиз солей

Буферные растворы

Ключевые слова: гидролиз, гидролиз по катиону, гидролиз по аниону, гидролиз по катиону и аниону, константа гидролиза(Кг),степень гидролиза(h),рH растворов солей, буферные растворы, буферная емкость, расчет рH буферных смесей.

30 Гидролиз солей

Гидролиз солей

Гидролиз солей - это ионно-обменное взаимодействие соли с водой. Реакция протекает, если в продуктах образуется слабая кислота и/или слабое основание. Она основана на поляризующем действии ионов соли на молекулы воды, в результате которого нарушается равновесие диссоциации воды: Н2О Н+ + ОН-. Гидролиз - это реакция обратная нейтрализации, и идёт, следовательно, с поглощением тепла, то есть гидролиз эндотермический процесс.

31 Соли сильных кислот, или оснований

Соли сильных кислот, или оснований

Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами (NаСl, КNO3, Rb2SO4), не содержат ионов, способных к взаимодействию с водой, поэтому гидролизу не подвергаются. Реакция среды в растворе таких солей нейтральная (рH=7).

32 Гидролиз по катиону

Гидролиз по катиону

Гидролиз по катиону характеризует соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием (NH4Cl, ZnSO4, Al(NO3)3). В результате катион соли связывает ионы ОН- из воды. В растворе увеличивается концентрация ионов Н+ и реакция среды становится кислой (рH<7). Например: NH4+ + HOH ?NH4OH + H+ (уравнение в краткой ионной форме) NH4Cl + HOH ?NH4OH + HCl (полное молекулярное уравнение)

33 Константа гидролиза и степень гидролиза

Константа гидролиза и степень гидролиза

Количественно гидролиз характеризуется константой гидролиза (Кг) и степенью гидролиза (h). Константа гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания рассчитывается по формуле Кг = [Кв ? Косн], где Кв – ионное произведение воды, Косн – константа диссоциации слабого основания. Расчет рН в растворе соли слабого основания и сильной кислоты осуществляют по формуле рН = 7 + ? lgKосн - ? lgСсоли, где Ссоли – молярная концентрация соли.

34 Гидролиз по аниону

Гидролиз по аниону

Гидролиз по аниону характеризует соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием (NаF, Na2CO3, Rb3PO4). Анион соли связывает катион Н+ воды и в растворе накапливаются ионы ОН-, среда щелочная (рH > 7). F- + H2O ?H+ + OH- (уравнение в краткой ионной форме) NaF + HOH? HF + NaOH (полное молекулярное уравнение)

35 Константа гидролиза соли сильного основания и слабой кислоты

Константа гидролиза соли сильного основания и слабой кислоты

Константа гидролиза соли сильного основания и слабой кислоты рассчитывается по формуле Кг=[Кв ? Ккисл], где Ккисл – константа диссоциации слабой кислоты. Расчет рН в растворе соли сильного основания и слабой кислоты осуществляют по формуле рН = 7 - ? lgKкисл + ? lgСсоли.

36 Гидролиз по катиону и аниону

Гидролиз по катиону и аниону

Гидролиз по катиону и аниону протекает в растворах солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием (NH4CN, NH4СH3COO). Реакция среды в растворах таких солей близка к нейтральной. Может быть слабокислой или слабощелочной и определяется способностью к диссоциации продуктов гидролиза: слабой кислоты и слабого основания. NH4F + HOH NH4OH + HF (полное молекулярное уравнение)

37 Константа гидролиза соли слабого однокислотного основания и слабой

Константа гидролиза соли слабого однокислотного основания и слабой

одноосновной кислоты:

Константа гидролиза соли слабого однокислотного основания и слабой одноосновной кислоты: Кг = [Кв /(Ккисл?Косн)]. Расчет рН в растворе соли слабого основания и слабой кислоты: рН=7 - ? lgKкисл + ? lgКосн. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (Al2S3, Cr2S3, Al2(СО3)3), могут подвергаться необратимому разложению водой, если в продуктах образуются осадки или выделяется газ. Водные растворы таких солей не существуют. Например: Al2S3 + 6 HOH ?2 Al(ОН)3 + 3H2S?

38 Степень гидролиза соли (h)

Степень гидролиза соли (h)

39 Степень гидролиза соли

Степень гидролиза соли

Степень гидролиза соли определяется следующими факторами: 1.Так как гидролиз - процесс эндотермический, то повышение температуры усиливает гидролиз. 2. Чем слабее кислота и/или основание, образующиеся при гидролизе, тем выше степень гидролиза их солей. 3. Чем меньше молярная концентрация соли, тем степень гидролиза выше, т.е. с разбавлением гидролиз усиливается. 4. По принципу Ле-Шателье, добавление продуктов гидролиза его подавляет.

40 Буферный раствор

Буферный раствор

Буферный раствор - это раствор, содержащий равновесную систему, способную поддерживать практически постоянное значение рН при разбавлении или при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи. Буферные растворы обладают амфотерными свойствами, взаимодействуют с сильными кислотами и основаниями. Их характеризуют рабочей областью рH и буферной емкостью.

41 Рекомендуемая литература

Рекомендуемая литература

Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 568 - 575. 2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 310 - 337.

«Общая химия»
http://900igr.net/prezentacija/khimija/obschaja-khimija-226753.html
cсылка на страницу

Химия в жизни

25 презентаций о химии в жизни
Урок

Химия

65 тем
Слайды