Презентация Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3) онлайн
На нашем сайте вы можете скачать и просмотреть онлайн доклад-презентацию на тему Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3) абсолютно бесплатно. Урок-презентация на эту тему содержит всего 17 слайдов. 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.
Оцените презентацию от 1 до 5 баллов!
- Тип файла:ppt / pptx (powerpoint)
- Всего слайдов:17 слайдов
- Для класса:1,2,3,4,5,6,7,8,9,10,11
- Размер файла:3.53 MB
- Просмотров:78
- Скачиваний:0
- Автор:неизвестен
Слайды и текст к этой презентации:
№1 слайд
Содержание слайда: Лекция №3
Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии
Для студентов 2 курса фармацевтического факультета
№2 слайд
Содержание слайда:
№3 слайд
Содержание слайда:
№4 слайд
Содержание слайда: Сильные и слабые электролиты
Степень диссоциации
α = х / С
х – концентрация вещества, продиссоциировавшего на ионы
C – начальная концентрация
№5 слайд
Содержание слайда:
№6 слайд
Содержание слайда:
№7 слайд
Содержание слайда:
№8 слайд
Содержание слайда:
№9 слайд
Содержание слайда: Слабые многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато.
Слабые многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато.
Н3РO4 ⇄ Н+ + Н2РO4‾ α1 = 28%
Н2РO4‾ ⇄ Н+ + НРO42- α2 = 0,612%
НРO42- ⇄ Н+ + РO43- α3 = 0,001%.
По мере ступенчатой диссоциации сила кислоты уменьшается
№10 слайд
Содержание слайда:
№11 слайд
Содержание слайда: Закон действующих масс
применительно к электролитам
aА + bВ ⇄ cС + dD
Для водных растворов слабых кислот и оснований
НА ⇄ Н+ + А‾
ВОН ⇄ В+ + ОН‾
Равновесные состояния в растворах слабых кислот и оснований характеризуются соответствующими константами равновесия, которые называются константами ионизации (диссоциации).
№12 слайд
Содержание слайда: Закон разбавления Оствальда
Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 году
и им же подтвержден опытным путём. Устанавливает зависимость между степенью диссоциации и константой диссоциации.
НА ⇄ Н+ + А‾
См – концентрация слабой кислоты(моль/дм3);
Α – степень диссоциации;
Смα – число ионизируемых молекул НА Вильгельм Фридрих Оствальд
См(1 – α) – концентрация неионизированных (1853 – 1935)
молекул НА Лауреат Нобелевской премии, 1909
Подставляя полученные значения в уравнение
константы ионизации, получим:
Математическое выражение закона разбавления Оствальда
№13 слайд
Содержание слайда: Сильные электролиты
Ионная атмосфера – каждый ион окружается
противоположными ионами, что приводит к
замедлению движения заряженной частицы.
(теория Дебая-Гюккеля)
Активностью иона называется эффективная,
кажущаяся концентрация, согласно которой он участвует в химических реакциях.
а = С·f
F – коэффициент активности
Понятие f введено датским ученым Бьеррумом в 1918 г.
№14 слайд
Содержание слайда: Ионная сила раствора
Силы межионного взаимодействия зависят от концентрации не только данного электролита, но и концентрации всех других электролитов, присутствующих в растворе.
Ионная сила раствора - мера интенсивности
электрического поля, создаваемого ионами в
растворе.
Поэтому величина f зависит от ионной силы раствора, обозначаемой I, которая учитывает влияние всех присутствующих в растворе электролитов.
Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом.
I = ½(с1z12 + с2z22 +......сnzn2)
с – концентрация данного иона; z – заряд иона.
№15 слайд
Содержание слайда: Ионное произведение воды
Вода – слабый электролит
Н2O ⇄ Н+ + OН‾
Константа ионизации (диссоциации)
После преобразования
К∙[Н2O] = [Н+]·[OН‾] = Kв = 1,0·10-14
Произведение концентраций ионов водорода и ионов гидроксида называется ионным произведением воды.
В воде и водных растворах произведение ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная.
№16 слайд
Содержание слайда: Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию ионов Н+, если известна концентрация ионов ОНˉ и наоборот.
Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию ионов Н+, если известна концентрация ионов ОНˉ и наоборот.
Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл.
Нейтральная среда
[Н+] = [ОН‾] = 10-7 моль/дм3
Кислая среда
[Н+] > [ОН‾] [Н+] > 10-7 моль/дм3
Щелочная среда
[Н+] < [ОН‾] [Н+] < 10-7 моль/дм3
№17 слайд
Содержание слайда: Водородный показатель
Среду водного раствора удобно характеризовать не концентрацией ионов водорода, а водородным показателем.
рН = -lg[Н+]
нейтральная среда рН = 7
кислая среда pH < 7
щелочная среда pH > 7
Скачать все slide презентации Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3) одним архивом:
