Оцените презентацию от 1 до 5 баллов!
Тип файла:
ppt / pptx (powerpoint)
Всего слайдов:
36 слайдов
Для класса:
1,2,3,4,5,6,7,8,9,10,11
Размер файла:
3.98 MB
Просмотров:
80
Скачиваний:
0
Автор:
неизвестен
Слайды и текст к этой презентации:
№1 слайд![ЛЕКЦИЯ ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img0.jpg)
Содержание слайда: ЛЕКЦИЯ:
ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ РАСТВОРАХ.
№2 слайд![В г датский ученый Бренстед и](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img1.jpg)
Содержание слайда: В 1923г датский ученый Бренстед и английский ученый Лоури разработали
В 1923г датский ученый Бренстед и английский ученый Лоури разработали
протонную (протолитическую)
теорию кислот и оснований,
согласно которой кислота – это атом, молекула или ион, способные отдавать протон водорода (Н+), донор протонов, а основание - это атом, молекула или ион, способные принимать протон водорода, акцептор (Н+) протонов.
№3 слайд![Кислотные свойства соединений](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img2.jpg)
Содержание слайда: Кислотные свойства соединений проявляются лишь в присутствии оснований, а основные свойства лишь в присутствии кислот. От кислоты к основанию переходит Н+ - такие реакции называются протолитическими, а равновесия в системе с переносом Н+ называются протолитические равновесия.
Кислотные свойства соединений проявляются лишь в присутствии оснований, а основные свойства лишь в присутствии кислот. От кислоты к основанию переходит Н+ - такие реакции называются протолитическими, а равновесия в системе с переносом Н+ называются протолитические равновесия.
№4 слайд![Кислота, отдавая Н ,](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img3.jpg)
Содержание слайда: Кислота, отдавая Н+, превращается в основание, которое называется сопряженным.
Кислота, отдавая Н+, превращается в основание, которое называется сопряженным.
Н+
СН3СООН + Н2О ↔ СН3СОО- + Н3О+
кислота основание с.о с.к
№5 слайд![Три типа кислот и оснований](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img4.jpg)
Содержание слайда: Три типа кислот и оснований:
Три типа кислот и оснований:
Нейтральные: кислоты (HCl, H2SO4, H3PO4)
основания (NH3, H2O, C2H5OH)
Катионные: кислоты (NH4+, H3O+,)
основания(-NH3+, NH2+)
Анионные: кислоты (HSO4-, H2PO4-)
основания (Cl-, СН3СОО-, ОН-)
№6 слайд![Типы протолитических реакций](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img5.jpg)
Содержание слайда: Типы протолитических реакций:
Типы протолитических реакций:
Автопротолиз, сольволиз (самоионизация)
Н2О + Н2О ↔ ОН- + Н3О+
к о с.о. с.к.
СН3СООН+СН3СООН↔СН3СОО-+СН3СООН2+
к о с.о с.к
ацетат ион ион ацетония
№7 слайд![Реакции ионизации Реакции](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img6.jpg)
Содержание слайда: Реакции ионизации
Реакции ионизации
НСN + Н2О ↔ Н3О+ + СN-
к о с.к с.о
NH3 + Н2О ↔ NH4+ + ОН-
о к с.к с.о
№8 слайд![Реакции нейтрализации ОН- Н О](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img7.jpg)
Содержание слайда: Реакции нейтрализации
ОН- + Н3О+↔ Н2O + Н2O
о к с.к с.о
Реакции гидролиза:
NH4+ + Н2O ↔ NH3 + Н3О+
к о с.о с.к
СН3СОО- + Н2O ↔ СН3СООН + ОН-
о к с.к с.о
№9 слайд![Протолитические](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img8.jpg)
Содержание слайда: Протолитические кислотно-основные равновесия могут иметь место не только в Н2O, но и в других растворителях, например в жидком аммиаке:
Протолитические кислотно-основные равновесия могут иметь место не только в Н2O, но и в других растворителях, например в жидком аммиаке:
СН3СООН + NH3 ↔ СН3СОО- + NH4+
к о с.о с.к
в безводном НF:
С2Н5ОН + НF ↔ С2Н5ОН2+ + F-
о к с.к с.о
Недостаток теории Брендстеда-Лоури: не применима к веществам, не содержащим Н+(галогенидам бора, алюминия, кремния, олова).
№10 слайд![Поэтому более общей является](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img9.jpg)
Содержание слайда: Поэтому более общей является электронная теория кислот и оснований Льюиса, согласно которой:
Поэтому более общей является электронная теория кислот и оснований Льюиса, согласно которой:
Кислота - вещество, принимающее электронные пары - акцептор электронов;
Основание - вещество, поставляющее электроны для образования химической связи - донор электронов. Взаимодействие между ними заключается в образовании химической донорно-акцепторной связи.
А↑↓ + В ↔ А↑↓В
основ кисл
ОН-↑↓ + Н+ ↔ НО↑↓Н
№11 слайд![Н Н Н Н Н - N НCI Н - N НCI Н](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img10.jpg)
Содержание слайда: Н \ Н \
Н \ Н \
Н - N: + НCI → Н - N : НCI
Н / Н /
основ. кислота
Н3С \
Н3С - N : + BCI3 → (Н3С)3N: BCI3
Н3С /
основ. кислота
Теория Льюиса рассматривает разные химические процессы: реакцию нейтрализации, взаимодействия аминов с галогенами бора, комплексообразование.
№12 слайд![К основанием Льюиса относятся](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img11.jpg)
Содержание слайда: К основанием Льюиса относятся
К основанием Льюиса относятся
CI-; NH3; амины, кислородсодержащие органические соединения R2CO.
К кислотам Льюиса: галогениды бора, алюминия, кремния, олова.
Рассмотренные теории ионизации кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь.
№13 слайд![Ионизация воды. Водородный и](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img12.jpg)
Содержание слайда: Ионизация воды. Водородный и гидроксильный показатели.
Ионизация воды. Водородный и гидроксильный показатели.
Константа автопротолиза.
Вода ведет себя как амфолит, согласно теории Бренстера-Лоури
Н2O+Н2O↔Н3О++ОН- + 56,5КДж/моль
Кравн= [Н3О+] [ОН-] / [Н2O]2 = 1,8 10-16 моль/л
Н2O-слабый электролит, поэтому [Н2O] = const
Кравн[Н2O]= [Н3О+] [ОН-] – закон действующих масс
Ионное произведение:
К(Н2O) = Кw= [Н3О+] [ОН-]
где К(Н2O) - const (константа автопротолиза)
К(Н2O) = 1·10-14
№14 слайд![Возьмем кг л воды Возьмем кг](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img13.jpg)
Содержание слайда: Возьмем 1кг (л) воды
Возьмем 1кг (л) воды
[Н2O]=1000г/18г/моль=55,5моль/л
К(Н2O) = 1,86 10-16 55,5=1·10-14
В чистой воде [Н3О+] = [ОН-] = 1·10-7
- раствор нейтральный
В присутствии посторонних электролитов это равенство не соблюдается, а
[Н3О+] и [ОН-] можно рассчитать:
[Н3О+] = К(Н2O)/[ОН-];
[ОН-] = К(Н2O) /[Н3О+]
Если [Н3О+] > [ОН-], то реакция среды в растворе кислая [Н3О+] >110-7, а для случая, когда[Н3О+] < [ОН-]
щелочная [Н3О+] < 110-7
№15 слайд![Для удобства расчетов](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img14.jpg)
Содержание слайда: Для удобства расчетов используют значение:
Для удобства расчетов используют значение:
рН = - lg[Н3О+] - водородный показатель
рОН= - lg[ОН-]-гидроксильный показатель
т.к. К(Н2O) = 1∙10-14
Прологарифмируем и умножим на -1:
- lg К(Н2O) = - lg[Н3О+] – lg[ОН-]
- lg 110-14 = - lg[Н3О+] - lg[ОН-]
14 = pH + pOH
рН определяют с помощью индикаторов, более точное определение с помощью потенциометров.
рН < 7 (среда кислая),
рН > 7 (среда щелочная), рН = 7 (среда нейтральная)
№16 слайд![Расчет рН сильных](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img15.jpg)
Содержание слайда: Расчет рН сильных электролитов.
Расчет рН сильных электролитов.
В растворах сильных электролитов рН кислот и оснований зависит от концентрации кислоты и основания:
[Н+] = C(1/z кислоты)
[ОН-] = C(1/z основания)
Например, рассчитать рН 0,1 моль/л р-ра НСl:
[Н+] = C(НСl) = 0,1 моль/л рН = - lg 0,1 = 1
рОН = 14 – рН = 14 – 1 = 13
Рассчитать рН 0,01 моль/л р-ра NаОН:
[ОН-] = C(NаОН) = 0,01 моль/л
рОН = - lg 0,01 = 2
рН = 14 – рОН = 14 – 2 = 12
№17 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img16.jpg)
№18 слайд![Расчет рН слабых оснований](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img17.jpg)
Содержание слайда: Расчет рН слабых оснований:
Расчет рН слабых оснований:
В + Н2О ↔ ВН+ + ОН-
рОН = 1/2рК(В)- 1/2lgC(1/z В)
рН = 14 - рОН
рН = 14 - 1/2рК(В) + 1/2lgC(1/z В)
Например, чему равен водородный показатель 0,01моль/л р-ра гидроксида аммония?
NН3 + Н2О ↔ NН4ОН + ОН-
рН = 14 - 1/2рК(NН3) + 1/2lg C(NН3)
рН = 14 - 1/2·4,76 + 1/2lg 0,01 =
14 – 2,38 – 1 = 10,62
№19 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img18.jpg)
№20 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img19.jpg)
№21 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img20.jpg)
№22 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img21.jpg)
№23 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img22.jpg)
№24 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img23.jpg)
№25 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img24.jpg)
№26 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img25.jpg)
№27 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img26.jpg)
№28 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img27.jpg)
№29 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img28.jpg)
№30 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img29.jpg)
№31 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img30.jpg)
№32 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img31.jpg)
№33 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img32.jpg)
№34 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img33.jpg)
№35 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img34.jpg)
№36 слайд![](/documents_6/b68d9bfd235fe38705c2c6e491200b23/img35.jpg)