Оцените презентацию от 1 до 5 баллов!
Тип файла:
ppt / pptx (powerpoint)
Всего слайдов:
25 слайдов
Для класса:
1,2,3,4,5,6,7,8,9,10,11
Размер файла:
2.27 MB
Просмотров:
45
Скачиваний:
0
Автор:
неизвестен
Слайды и текст к этой презентации:
№1 слайд![](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img0.jpg)
№2 слайд![План лекции . Диссоциация](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img1.jpg)
Содержание слайда: План лекции
1. Диссоциация воды, ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала рН растворов.
2. Гидролиз солей.
3. Реакции ионного обмена, условия их протекания. Порядок составления ионных уравнений.
№3 слайд![П. . Диссоциация воды, ионное](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img2.jpg)
Содержание слайда: П.1. Диссоциация воды, ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала рН растворов.
№4 слайд![Ионное произведение воды H H](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img3.jpg)
Содержание слайда: Ионное произведение воды
H+
H2O + H2O H3O+ + OH–
H3O+ - гидроксоний
H2O H+ + OH–
Kс (Kр) = [H+] [OH–] / [H2O]
[H2O] =55, 55 моль/л; [H+] [OH–] = Kр/ 55, 55 = Const
При стандартной температуре 298 К (25 С):
в чистой воде:
[H+] = [OH–] = 10–7 моль/л (определено экспериментально)
KВ (Kw) = [H+] [OH–] = 1.10–14 (ионное произведение воды – произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид-иона).
№5 слайд![Водородный показатель рН](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img4.jpg)
Содержание слайда: Водородный показатель (рН)
Отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода
рН = –lg[H+] = –lg10-7 = 7
Гидроксильный показатель (рОН)
pOH = –lg[OH–] = –lg10-7 =7
рН + рОН = 14
рН = 14 – рОН
№6 слайд![Водородный показатель рН В](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img5.jpg)
Содержание слайда: Водородный показатель (рН)
В чистой воде при 25С
рН = рОН = 7, среда нейтральная
В разбавленных водных растворах:
при [H+] > 1.10–7, рН < 7, среда кислая
Например, [H+] = 1.10–3, рН = –lg[H+] = 3;
при [OH–] > 1.10–7, рОН < 7, среда щелочная
Например, [OH-] = 1.10–3, рOН = –lg[OH-] = 3; рН = 14-3 = 11
№7 слайд![Шкала рН При H , моль л](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img6.jpg)
Содержание слайда: Шкала рН
При [H+] = 0,1 моль/л
(например, в 0,1 М растворе HCl)
pH = 1 (нижний предел);
При [OH–] = 0,1 моль/л
(например, в 0,1 М растворе KOH)
рН = 13 (верхний предел).
Реально рН измеряется в интервале 1-13.
(универсальная индикаторная бумага; потенциометр- рН – метр)
№8 слайд![Кислотно-основные индикаторы](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img7.jpg)
Содержание слайда: Кислотно-основные индикаторы
Вещества, которые обратимо изменяют свою окраску в зависимости от рН раствора.
Это слабые органические кислоты и основания, у которых молекулярная и ионная формы отличаются по цвету.
HInd H+ + Ind–
Kр = [H+] [Ind–] / [HInd]
IndОH Ind++ОH-
Kр = [Ind+] [ОH-] / [IndОH]
У каждого индикатора – своя точка перехода (рН
изменения окраски)
№9 слайд![Индикаторы](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img8.jpg)
Содержание слайда: Индикаторы
№10 слайд![](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img9.jpg)
№11 слайд![](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img10.jpg)
№12 слайд![Значение рН](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img11.jpg)
Содержание слайда: Значение рН
№13 слайд![П . Гидролиз солей](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img12.jpg)
Содержание слайда: П2. Гидролиз солей
№14 слайд![Гидролиз Гидролизом](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img13.jpg)
Содержание слайда: Гидролиз
Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды.
Гидролизу подвержены соединения различных классов.
Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.
№15 слайд![Гидролиз солей](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img14.jpg)
Содержание слайда: Гидролиз солей
№16 слайд![Типы солей](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img15.jpg)
Содержание слайда: Типы солей
№17 слайд![. Гидролиз солей,](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img16.jpg)
Содержание слайда: 1. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой
KNO2 + H2O KOH +HNO2
KNO2 = K+ + NO2
H2O Н+ + OH
Полное ионное уравнение гидролиза:
K+ + NO2 + H2O K+ + OH + HNO2
Сокращенное ионное уравнение:
NO2 + H2O OH + HNO2; pH 7,
Обратимый процесс, среда щелочная, гидролиз по аниону.
Аналогично: NaCN, NaF, Ва2S и др.
При гидролиз солей, образованных сильными основаниями и слабыми многоосновными кислотами (например, ВaCO3) гидролиз идет ступенчато; образуются кислые соли (примеры - на доске)
№18 слайд![. Гидролиз солей,](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img17.jpg)
Содержание слайда: 2. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой
NH4Сl+ H2O NH4OH + НCl ;
NH4Cl = NH4+ + Cl
H2O Н+ + OH
Полное ионное уравнение гидролиза:
NH4+ + Cl + H2O NH4OH + Н+ + Cl
Сокращенное ионное уравнение:
NH4++ H2O NH4OH + Cl ; pH 7,
Обратимый процесс, среда кислая, гидролиз по катиону.
Аналогично NH4NO3 , (NH4)2 SO4 и др.
При гидролиз солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, (например, СuSO4 ) гидролиз идет ступенчато; образуются основные соли (примеры - на доске).
№19 слайд![. Гидролиз солей,](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img18.jpg)
Содержание слайда: 3. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой
NH4NO2+ H2O NH4OH + НNO2
NH4NO2 = NH4+ + NO2
H2O Н+ + OH
Полное ионное уравнение гидролиза:
NH4+ + NO2 + H2O NH4OH +НNO2
Сокращенное ионное уравнение (нет)
pH ~7,
Обратимый процесс, гидролиз по катиону и аниону; среда – слабокислая или слабощелочная в зависимости и от Кa и Кb
(написать на доске примеры)
№20 слайд![Необратимый совместный](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img19.jpg)
Содержание слайда: Необратимый совместный гидролиз
2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O =
= 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl
2Al3+ + 3S2– + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
2KCr(SO4)2 + 3Na2CO3 + 3H2O =
= 2Cr(OH)3 + 3CO2 + K2SO4 + Na2SO4
2Cr3+ + 3CO32– + 3H2O = 2Cr(OH)3 + 3CO2
№21 слайд![Определение рН водных](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img20.jpg)
Содержание слайда: Определение рН водных растворов
№22 слайд![](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img21.jpg)
№23 слайд![П. . Реакции ионного обмена,](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img22.jpg)
Содержание слайда: П.4. Реакции ионного обмена, условия их протекания. Порядок составления ионных уравнений.
Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями (м.б. как обменные, так и окислительно-восстановительные).
Молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения
K2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2KCl (молекулярное ур-ие)
Полное ионное уравнение :
2K+ + SO42 + Ba2+ + 2Cl = BaSO4↓ + 2 K+ + 2Cl
Сокращенное ионное уравнение:
Ba2+ + SO42 = BaSO4↓
В виде молекул записываются: формулы воды, слабых кислот, слабых оснований, нерастворимых солей , амфотерных гидроксидов; а также газообразных веществ, оксидов металлов и неметаллов.
В виде ионов записываются формулы сильных кислот, сильных оснований, растворимых в воде солей.
Реакции обмена между сильными электролитами в растворах протекают до конца, или практически необратимы, если образуются малорастворимые вещества, малодиссоциирующие вещества (слабые электролиты) или газообразные (или летучие) вещества.
Обратимые реакции – если среди исходных веществ имеются слабые электролиты или малорастворимые вещества (а также реакции гидролиза).
№24 слайд![](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img23.jpg)
№25 слайд![](/documents_6/9418a884490186d9f346ec615b6a9fb0/img24.jpg)