Презентация Растворы и процессы, проходящие в растворах. Протолитическая теория кислот и оснований онлайн
На нашем сайте вы можете скачать и просмотреть онлайн доклад-презентацию на тему Растворы и процессы, проходящие в растворах. Протолитическая теория кислот и оснований абсолютно бесплатно. Урок-презентация на эту тему содержит всего 72 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 » Растворы и процессы, проходящие в растворах. Протолитическая теория кислот и оснований
Оцените!
Оцените презентацию от 1 до 5 баллов!
- Тип файла:ppt / pptx (powerpoint)
- Всего слайдов:72 слайда
- Для класса:1,2,3,4,5,6,7,8,9,10,11
- Размер файла:813.00 kB
- Просмотров:75
- Скачиваний:0
- Автор:неизвестен
Слайды и текст к этой презентации:
№7 слайд
![Жидкими растворами являются](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img6.jpg)
Содержание слайда: Жидкими растворами являются:
вода морей и океанов, и даже водопроводная вода;
биологические жидкости с растворенными в них низкомолекулярными и высокомолекулярными веществами:
кровь, лимфа;
моча;
спинномозговая жидкость;
пот;
желудочный и кишечный соки;
слюна;
желчь;
цитозоль;
матрикс митохондрий.
№9 слайд
![продолжение коллоидные,](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img8.jpg)
Содержание слайда: продолжение
коллоидные, относящиеся к дисперсным системам, где частицы дисперсной фазы находятся в дисперсионной среде в виде мицелл, размеры которых превышают молекулярные.
растворы высокомолекулярных соединений (ВМС), занимающие промежуточное положение между истинными и коллоидными растворами.
Это растворы белков, нуклеиновых кислот и полисахаридов.
№18 слайд
![рН биологических жидкостей](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img17.jpg)
Содержание слайда: рН биологических жидкостей
колеблется в зоне 1÷9
рН желудочного сока 1;
рН кишечного сока 9
рН крови 7,36 (7,25 ÷7,44)
рН мочи 4,8 ÷7,5 (из крови сбрасываются лишние кислоты или основания)
рН пищевых продуктов 3÷ 6
(в большинстве случаев; только молоко щелочнее этой среды).
№20 слайд
![Ионизация кислот и оснований.](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img19.jpg)
Содержание слайда: Ионизация кислот и оснований.
С позиций теории электролитической диссоциации (теории Аррениуса):
кислоты – это молекулы или ионы, которые при растворении в воде освобождают Н+
Причём, этот Н+ гидратируется с координационным числом =1.
НА + НОН ⇆ А– + Н3О+, (7)
где НА – кислота в общем виде, А– - кислотный остаток.
Упрощённо (без учёта гидратации):
НА ⇆ А– + Н+ (8)
# Вероятность нахождения Н+ в свободном виде чрезвычайно мала
№22 слайд
![Физический смысл Ка и рКа](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img21.jpg)
Содержание слайда: Физический смысл Ка и рКа
Обратимся к реакции ионизации кислоты (8). Положение равновесия этой реакции зависит от кислотности среды. В кислой среде равновесие (8) будет смещено влево, в сторону молекулярных форм, а в щелочной среде – вправо, в сторону ионных форм. Очевидно, найдётся такая среда, в которой кислота окажется ионизированной на 50%, т.е. [HA] = [A– ]. При этом условии константа равновесия примет значение:
№25 слайд
![Ионизация оснований С позиций](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img24.jpg)
Содержание слайда: Ионизация оснований
С позиций теории электролитической диссоциации (теории Аррениуса):
Основания – это молекулы или ионы, которые при растворении в воде освобождают –ОН
Рассмотрим основания, дающие при ионизации одну ОН-группу :
Э – ОН ⇆ Э+ + –ОН (11)
Кр = Кb = = const
при данной температуре
№29 слайд
![Обратим внимание, что](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img28.jpg)
Содержание слайда: # Обратим внимание, что ионизируется аммиак, а не NH4OH , как это было принято считать во времена Аррениуса.
Поэтому запись процесса диссоциации
NH4OH ⇆ +NH4 + ⁻OH
не отражает суть событий и является неправильной. Не может диссоциировать то, что не существует!
Находящиеся в небольшом количестве ионы аммония и гидроксид-ионы произошли от ионизации аммиака и не собираются в молекулу, так как между ними не может быть ковалентной связи. Так что неоткуда взяться молекуле NH4OH.
№35 слайд
![Поэтому решение задачи .через](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img34.jpg)
Содержание слайда: Поэтому решение задачи
1.через α:
Степень диссоциации показывает долю ионизирован-ных молекул, и концентрацию Н+ можно выразить через эту долю:
[H+] = α · Cм(НА)
pHслаб. к-ты = -lg · Cм (HA) = - (lg + lgCм) =
= - lg - lgCм = p + pCМ (HA) (23)
Вывод: кислотность среды для растворов слабых одноосновных кислот определяется уже не только показателем молярной концентрации, но и показателем степени диссоциации (точнее, суммой двух показателей р и рСМ).
№44 слайд
![Решение задач продолжение pH](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img43.jpg)
Содержание слайда: Решение задач (продолжение)
pH 0,1M (NH3 · H2O) - ? NH3 в воде – это слабое
Кb = 1,79 · 10-5 основание. Поэтому
= 0,01 можно применять формулы либо (26 –27) , либо (28 – 29) для рОН.
а) через α, согласно (26):
рОН = рα + рСм(осн) = - lg α – lg Cм(осн) =
= -lg 10-2 – lg 10-1 = 2 + 1 = 3
б) через Кb согласно (28):
рОН (NH3 H2O)= = =
№49 слайд
![рН среды, при котором](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img48.jpg)
Содержание слайда: рН среды, при котором индикатор ионизирован на 50% (а это, как мы помним, есть значение рКа индикатора) и цвет раствора смешанный, называется точкой перехода цвета индикатора рТ.
рТ (инд.) = рКа (инд.) = - lg Ка (инд.) - это силовая характеристика индикатора.
рТ ± 1 - это зона перехода цвета индикатора. Ведь наш глаз замечает смешанный цвет не только при условии равенства концентраций молекулярных и ионных форм индикатора, но и когда концентрация одной из форм преобладает над другой в 10 раз (Логарифмируем уравнение 34, получим: lg 10 = 1).
№50 слайд
![Кислоты и основания Бренстеда](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img49.jpg)
Содержание слайда: Кислоты и основания Бренстеда (протолитическая теория кислот и оснований).
Кислоты Бренстеда – это нейтральные молекулы или ионы, способные отдавать протон водорода (доноры Н+).
Основания Бренстеда – это нейтральные молекулы или ионы, способные принимать протон водорода (акцепторы Н+).
№51 слайд
![Кислоты и основания Бренстеда](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img50.jpg)
Содержание слайда: Кислоты и основания Бренстеда (протолитическая теория кислот и оснований).
Чтобы принимать Н+, основания должны иметь электронные пары.
Донорами электронных пар обычно выступают атомы N, O, S и даже С (карбоанионный центр).
Таким образом, основаниями по Бренстеду могут быть: NH3, H2O, HOR, HSR, HO⁻, NC⁻, CH3COO⁻ и т. д..
№55 слайд
![Силовой характеристикой](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img54.jpg)
Содержание слайда: Силовой характеристикой кислотно-основных свойств любой сопряжённой пары является рКа - показатель кислотности, характеризующий оба компонента этой пары: чем меньше рКа , тем сильнее кислотность и слабее основность в данной сопряжённой паре.
Так,
рКа(Н3О+ / Н2О) = -1,7 (36)
В этой паре очень сильная кислотность (Н3О+) и очень слабая основность (Н2О).
№59 слайд
![Гидролиз солей Гидролиз солей](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img58.jpg)
Содержание слайда: Гидролиз солей
Гидролиз солей – это реакция обменного разложения между солью и водой.
Гидролиз солей – это реакция взаимодействия ионов слабого электролита, входящего в состав соли, с водой, в результате которой получается слабый электролит.
Гидролиз соли – это слабое кислотно-основное взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к разрушению не только соли, но и воды.
№62 слайд
![Гидролиз солей продолжение](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img61.jpg)
Содержание слайда: Гидролиз солей
(продолжение)
Согласно определению, соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, в ходе гидролиза это сильное основание и эту слабую кислоту и дают:
CH3COONa + HOH ⇆ CH3COOH + NaOH (35)
В кратком ионном виде: Na+ + НОН → реакция не идёт,
так как катион Nа+ не может связывать ион НО⁻ из воды
(у Nа+ плохое сродство к электронам). Иными словами, гидролиз (разрушение воды) катионом Nа+ происходить не может.
Зато ацетат ион может разрушать воду (т.е. осуществлять гидролиз), связывая Н+ и выталкивая НО⁻:
СН3СОО⁻ + НОН ⇆ СН3СООН + НО⁻ рН > 7 (36)
Такой процесс (36) называют гидролизом по аниону.
Вывод: соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (СН3СООNа), гидролизуется по аниону (СН3СОО–)
№64 слайд
![Гидролиз солей продолжение](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img63.jpg)
Содержание слайда: Гидролиз солей
(продолжение)
Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, в ходе гидролиза даёт слабое основание и сильную кислоту.
NH4Cl + HOH ⇆ NH3 ∙ HOH + HCl ⇆ NH3 + H3O+Cl– (39)
В кратком ионном виде: Сl– + НОН → реакция не идёт,
так как хлорид анион Cl– не может выталкивать НО⁻ и связывать Н+ из воды.
(Сl– – плохой донор электронной пары из-за делокализации электронной плотности, поэтому он устойчивее, чем НО⁻ и существует сам по себе).
Таким образом, гидролиз (разрушение воды) анионом Cl- происходить не может
Зато катион аммония частично гидролизуется водой:
NH4+ + HOH ⇆ NH3 + H3O+ (катион гидроксония) рН < 7 ( 40)
№66 слайд
![Гидролиз солей продолжение](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img65.jpg)
Содержание слайда: Гидролиз солей
(продолжение)
Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием в ходе гидролиза эти же соединения и дают.
CH3COO NH4 + HOH ⇆ сH3COOH + NH3 · НОН (43)
Гидролиз по катиону:
+NH4 + HOH ⇆ NH3 + H3O+ (44)
рН либо 7, либо < 7, либо > 7 (см. ниже)
2 HOH,
Гидролиз по аниону:
CH3COO - + HOH ⇆ CH3COOH + HO⁻ (45)
В этом случае положение равновесия (43) будет сдвинуто вправо больше, чем в предыдущих случаях (35) и (39), так как образующиеся продукты сH3COOH и NH3 - слабые электролиты. Причём, как видим, часть разрушенной воды возвращается в систему, что тоже способствует смещению равновесия вправо.
№69 слайд
![Степень гидролиза зависит от](/documents_6/7c8de40ef5ca03f1d7260bb5593c06e4/img68.jpg)
Содержание слайда: Степень гидролиза зависит:
от природы соли (характеристики рКа и рКb).
от t0 (повышается t0 - растёт гидролиз, так как гидролиз – это эндотермический процесс);
от концентрации (чем меньше концентрация соли, тем лучше идёт гидролиз, см. (49));
от рН среды: гидролиз по катиону даёт катион Н+, поэтому при добавлении щёлочи происходит связывание Н+
(Н+ + НО⁻ → НОН), что приведёт к смещению равновесия (39) и (40), а также (43) и (44) вправо; гидролиз по аниону даёт анион НО-, поэтому при добавлении кислоты происходит связывание НО⁻: НО⁻ + Н+ → НОН, что приведёт к смещению равновесия (35) и (36), а также (43) и (44) вправо.
Таким образом, кислоты и щёлочи будут усиливать определённый тип гидролиза (соответственно, по аниону или катиону, а также по обоим ионам).
Скачать все slide презентации Растворы и процессы, проходящие в растворах. Протолитическая теория кислот и оснований одним архивом:
Похожие презентации
-
Свойства растворов. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури
-
Характеристика растворов. Кислоты, основания, соли в свете теории электролитической диссоциации. Гидролиз солей
-
Теории кислот и оснований. Свойства растворов электролитов. Буферные растворы
-
Моделирование процесса приготовления раствора уксусной кислоты различной концентрации
-
Химическое равновесие. Протолитические равновесия и процессы в растворах электролитов
-
Теория электролитической диссоциации. Протолитическая теория кислот и оснований
-
Процессы, проходящие в растворах (продолжение темы)
-
Теория электролитической диссоциации. Кислотно-основные равновесия в водных растворах
-
По Химии "Теории кислот и оснований. Классификация реакций и реагентов" - скачать смотреть
-
По Химии "Сходства и различия в теориях разбавленных растворов Аррениуса и Менделеева" - скачать смотреть