Презентация Лекция 4. Методы количественного химического анализа онлайн
На нашем сайте вы можете скачать и просмотреть онлайн доклад-презентацию на тему Лекция 4. Методы количественного химического анализа абсолютно бесплатно. Урок-презентация на эту тему содержит всего 23 слайда. Все материалы созданы в программе PowerPoint и имеют формат ppt или же pptx. Материалы и темы для презентаций взяты из открытых источников и загружены их авторами, за качество и достоверность информации в них администрация сайта не отвечает, все права принадлежат их создателям. Если вы нашли то, что искали, отблагодарите авторов - поделитесь ссылкой в социальных сетях, а наш сайт добавьте в закладки.
Презентации » Химия » Лекция 4. Методы количественного химического анализа
Оцените!
Оцените презентацию от 1 до 5 баллов!
- Тип файла:ppt / pptx (powerpoint)
- Всего слайдов:23 слайда
- Для класса:1,2,3,4,5,6,7,8,9,10,11
- Размер файла:716.00 kB
- Просмотров:95
- Скачиваний:0
- Автор:неизвестен
Слайды и текст к этой презентации:
№4 слайд
Содержание слайда: Титриметрические методы
Основы титриметрических методов
z1Х + z2R → z3Р
Для использования в титриметрическом анализе, химические реакции должны протекать:
1) стехиометрично, т.е. в соответствии с уравнением химической реакции;
2) быстро;
3) количественно, т.е. химическое равновесие должно быть сдвинуто в сторону образования продуктов реакции (выход продукта реакции должен составлять не менее 99,9 %);
4) точка эквивалентности должна фиксироваться надежным, простым и быстрым способом (наиболее часто - с помощью соответствующих индикаторов).
№13 слайд
Содержание слайда: Метод кислотно-основного титрования
Протолитические равновесия
Современные представления о кислотах и основаниях:
1. Теория Аррениуса была создана в конце XIX века. Согласно теории Аррениуса кислотой является электронейтральное вещество, которое при растворении диссоциирует с образованием иона водорода (Н+), а основанием – вещество, которое диссоциирует с образованием гидроксид-иона (ОН-).
2. Теория Бренстеда и Лоури была разработана в 1923 году. В соответствии с ней кислота – вещество, способное отдавать протон, а основание – вещество, способное принимать протон.
3. Теория Льюиса была также создана в 1923 году. Согласно теории Льюиса кислота – вещество, являющееся акцептором электронов, основание – донором электронов, а кислотно-основное взаимодействие сводится к образованию донорно-акцепторной связи.
№14 слайд
Содержание слайда: Применительно к аналитической химии удобнее всего использовать теорию Брнстеда-Лоури. Обозначим кислоту, способную отдавать протон, как НА, основание – как В, уравнение реакции между ними можно записать следующим образом:
Применительно к аналитической химии удобнее всего использовать теорию Брнстеда-Лоури. Обозначим кислоту, способную отдавать протон, как НА, основание – как В, уравнение реакции между ними можно записать следующим образом:
НА + В → НВ+ + А- кислота 1 основание 2 сопряженная сопряженное
кислота 2 основание 1
Данное уравнение показывает, что кислота и основание взаимосвязаны: каждой кислоте соответствует сопряженное основание, образующееся при отщеплении протона, а каждому основанию соответствует своя кислота, образующаяся в результате присоединения протона.
Сопряженную кислотно-основную пару называют протолитической парой. Примеры протолитических пар:
1) НА – А--; 2) ВН+ – В.
Кислоту и основание протолитической пары называют протолитами.
№15 слайд
Содержание слайда: Некоторые соединения могут проявлять как свойства кислот, так и свойства оснований; их называют амфипротными соединениями или амфолитами. Типичным представителем амфолитов является вода.
Некоторые соединения могут проявлять как свойства кислот, так и свойства оснований; их называют амфипротными соединениями или амфолитами. Типичным представителем амфолитов является вода.
Автопротолиз – протолитическая реакция между двумя молекулами амфипротного растворителя, одна из которых проявляет протонодонорные свойства (кислота), а другая – протоноакцепторные свойства (основание):
Н2О + Н2О ↔ Н3О+ + ОН-
ион гидроксония гидроксид - ион
В общем случае:
HSolv + HSolv ↔ H2Solv+ + Solv-
ион лиония ион лиата
№17 слайд
Содержание слайда: Из значения KW получим, что при 25оС в водном растворе [Н+] = [ОН-]= 10-7 моль/л (среда нейтральная). Если [Н+] > 10-7 – среда кислая; при [Н+] < 10-7 – среда щелочная.
Из значения KW получим, что при 25оС в водном растворе [Н+] = [ОН-]= 10-7 моль/л (среда нейтральная). Если [Н+] > 10-7 – среда кислая; при [Н+] < 10-7 – среда щелочная.
Поскольку концентрация протонов (правильнее – ионов гидроксония) в абсолютных единицах очень мала, на практике пользуются величиной рН – водородным показателем:
№18 слайд
Содержание слайда: Кислоты (НА) и основания (ВОН) в водных растворах способны диссоциировать на ионы:
Кислоты (НА) и основания (ВОН) в водных растворах способны диссоциировать на ионы:
НА + Н2О ↔ Н3О+ + А- или НА ↔ Н+ + А- ,
В + Н2О ↔ ВН+ + ОН- или ВОН ↔ В+ + ОН- .
В зависимости от способности к диссоциации различают сильные и слабые кислоты (основания).
Сильные кислоты и основания диссоциируют в растворах практически полностью, т.е. приведенные выше равновесия смещены вправо. В качестве примеров сильных кислот можно привести HCl, HNO3, HClO4; сильных оснований: NaOH, KOH.
Слабые кислоты (основания) диссоциируют частично, т.е. в растворе устанавливается равновесие, которое можно охарактеризовать соответствующей константой диссоциации (ионизации) кислоты – KA или основания – KB:
№19 слайд
Содержание слайда: рKа (рKв) – показатель силы кислоты (основания):
рKа (рKв) – показатель силы кислоты (основания):
чем больше рKа (рKв), тем слабее кислота (основание).
Между константами одной протолитической пары в одном и том же растворителе существует взаимосвязь через константу автопротолиза растворителя. Для водных растворов:
KA∙KВ = 10-14 или pKА + pKВ = 14 .
Чем больше pKА, тем слабее кислота и тем сильнее сопряженное с ним основание.
№20 слайд
Содержание слайда: Вычисление рН растворов сильных кислот и оснований
В водном растворе сильной кислоты имеет место равновесие :
НА ↔ Н+ + А-.
С целью упрощения записей введем следующие обозначения:
С(НА) – общая концентрация кислоты (моль/л),
С(Н+) – общая концентрация протонов (моль/л),
[H+] – равновесная концентрация протонов (моль/л).
Так как кислота сильная, и она практически полностью диссоциирует в растворе, то:
С(Н+) = [H+] = С(НА).
Следовательно, рН раствора сильной кислоты можно вычислить по формуле:
рН = -lg[H+] = - lgC(HA), т.е. рН = - lgC(HA).
Для сильных оснований:
рОН = - lg[ОH-] = - lgC(ВОН), т.е. рОН =-lgC(ВОН) .
Учитывая, что рН = 14 – рОН , получим: рН = 14 + lgС(ВОН) .
№21 слайд
Содержание слайда: Вычисление рН растворов слабых кислот и оснований
Пусть НА – слабая кислота, которая диссоциирует в водном растворе частично. При этом устанавливается равновесие, которое характеризуется соответствующей константой диссоциации (ионизации) кислоты – KA:
КА
НА ↔ Н+ + А-
Обозначим общую концентрацию слабой кислоты – С(НА), а равновесную концентрацию (точнее – активность) ионов водорода через х, причем х = [Н+] = [А-].
Подставим соответствующие обозначения в формулу, отвечающую константе диссоциации слабой кислоты:
.
№23 слайд
Содержание слайда: Вопросы для самопроверки по теме
Вопросы для самопроверки по теме
Раскройте сущность титриметрического метода анализа. Перечислите типы реакций, применяемых в титриметрии, и требования, предъявляемые к ним.
Дайте определения понятиям: титрование, титрант, точка эквивалентности, конечная точка титрования, степень оттитровывания, кривая титрования и скачок титрования.
Сформулируйте закон, лежащий в основе титриметрических методов, и приведите основные расчетные формулы титриметрии.
Расскажите о способах фиксирования точки эквивалентности. С какой целью в титриметрии используют индикаторы? Какие типы индикаторов Вы знаете? Что характеризует интервал перехода окраски индикатора и показатель титрования индикатора? Сформулируйте принцип выбора индикаторов при титровании.
Расскажите о способах приготовления титрантов. Приведите основные расчетные формулы, применяемые для этой цели.
Каким образом, и с какой целью проводится процедура стандартизации титрантов? Что такое фиксанал, и для чего он используется?
Перечислите требования, которым должны отвечать вещества, используемые в качестве первичных стандартов (установочных веществ).
Опишите основные способы титрования (прямое, обратное или титрование по остатку и титрование заместителя). Каким образом проводят расчеты результатов титриметрических определений при использовании этих методов?
Опишите основные приемы титрования с использованием метода отдельных навесок и метода пипетирования.
Перечислите преимущества и ограничения титриметрических методов анализа.
Скачать все slide презентации Лекция 4. Методы количественного химического анализа одним архивом:
-
Современные методы разделения и концентрирования в химическом анализе. (Лекция 1)
-
Применение метода кислотно-основного титрования в количественном анализе химических веществ и лекарственных средств. (Лекция 7)
-
Методы количественного определения. Химические методы анализа
-
Химические методы количественного анализа. Электрохимические методы
-
Теоретические основы рентгенофлуоресцентного метода анализа. (Лекция 7)
-
Анализ качества лекарственных средств количественно определяемых методом редоксиметрии. Препараты серы и мышьяка
-
Анализ качества неорганических лекарственных средств количественно определяемых методами редоксиметрии
-
Статистическая обработка результатов химического анализа. Методы аналитической химии
-
Курс лекций: «Методы диагностики и анализа микро- и наносистем»
-
Подготовка пробы к анализу. Использование химических и физико-химических методов для идентификации вещества. (Лекция 11)