Презентация Свойства растворов электролитов. (Лекция 4) онлайн
На нашем сайте вы можете скачать и просмотреть онлайн доклад-презентацию на тему Свойства растворов электролитов. (Лекция 4) абсолютно бесплатно. Урок-презентация на эту тему содержит всего 50 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.
Презентации » Химия » Свойства растворов электролитов. (Лекция 4)
Оцените!
Оцените презентацию от 1 до 5 баллов!
- Тип файла:ppt / pptx (powerpoint)
- Всего слайдов:50 слайдов
- Для класса:1,2,3,4,5,6,7,8,9,10,11
- Размер файла:1.60 MB
- Просмотров:78
- Скачиваний:0
- Автор:неизвестен
Слайды и текст к этой презентации:
№1 слайд
Содержание слайда: ОМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
ОМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
КАФЕДРА ХИМИИ
Лекция 4
Свойства растворов электролитов
Основные понятия теории электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Константа диссоциации.
Межионные взаимодействия. Активность ионов.
Ионная сила раствора.
Ионное произведение воды. Водородный показатель среды.
Лектор: Ирина Петровна Степанова
доктор биологических наук, профессор,
зав. кафедрой химии
№4 слайд
Содержание слайда: Количественной характеристикой способности электролита распадаться на ионы является величина степени диссоциации электролита (α), которая показывает отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы (n), к общему числу диссоциированных (n) и недиссоциированных (N) молекул:
Количественной характеристикой способности электролита распадаться на ионы является величина степени диссоциации электролита (α), которая показывает отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы (n), к общему числу диссоциированных (n) и недиссоциированных (N) молекул:
или
Величина α зависит от природы электролита, температуры и концентрации вещества в растворе.
№15 слайд
Содержание слайда: Основные понятия. Степень диссоциации. Константа диссоциации
Процесс диссоциации как равновесный обратимый процесс характеризуется константой диссоциации электролита.
Для бинарного электролита: К А К+ + А-
Согласно закону действующих масс:
Чем больше величина Кд, тем сильнее диссоциирует электролит.
№17 слайд
Содержание слайда: Для слабых электролитов справедлив закон Оствальда: степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.
Для слабых электролитов справедлив закон Оствальда: степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.
где V(X)– разбавление раствора
№24 слайд
Содержание слайда: Межионное взаимодействие. Активность ионов
Для оценки концентрационных эффектов в растворах сильных электролитов вводится величина активности электролита - а(Х).
Под активностью электролита Х понимают эффективную концентрацию электролита, в соответствии с которой он участвует в различных процессах.
№26 слайд
Содержание слайда: Межионное взаимодействие. Активность ионов
Активность связана с истинной концентрацией растворенного вещества соотношением:
а(х)- активность электролита, моль·дм-3
С(х)- концентрация электролита, моль·дм-3
f(х)- коэффициент активности; выражает отклонение свойств раствора с концентрацией С(х) от свойств идеального бесконечно разбавленного раствора данного электролита. Принимает значения от 0 до 1.
№27 слайд
Содержание слайда: Межионное взаимодействие. Активность ионов
Если f(х)=1, тогда а(х)=С(х), ионы практически не связаны межионным взаимодействием. Это достигается в разбавленных растворах (C(x)≈10-4 моль·дм-3).
Если f(x)<1, тогда a(x)<C(x), ионы связаны силами межионного взаимодействия. При этом во всех расчетах используют именно активную концентрацию, меньшую по числовому значению, чем C(x).
№28 слайд
Содержание слайда: Для количественной оценки суммарного влияния ионов друг на друга было введено понятие ионной силы раствора.
Ионной силой раствора (I ) называют величину, равную полусумме произведения моляльной концентрации находящихся в растворе ионов на квадрат заряда каждого иона:
I – ионная сила раствора; характеризует суммарную активность ионов в растворе с учетом сил межионного взаимодействия; моль·кг-1
b(X) – моляльная концентрация ионов данного вида, показывает содержание количества (моль) ионов в 1000г (1кг) растворителя; моль·кг-1
Z – заряд иона.
№32 слайд
Содержание слайда: Ионное произведение воды.
Водородный показатель среды растворов
Степень диссоциации воды очень мала
(α=1,9 · 10-9), то есть из 555 млн. молекул только одна распадается на ионы, поэтому молярную концентрацию воды принято считать величиной постоянной и численно равной отношению массы одного кубического дециметра воды к молярной массе воды:
№34 слайд
Содержание слайда: Ионное произведение воды.
Водородный показатель среды растворов
Увеличение С(Н+) приводит к уменьшению С(ОН-) и наоборот, т.е. эти величины сопряжены.
В чистой дистиллированной воде концентрация протонов равна концентрации ионов гидроксила:
По величине С(Н+) определяют реакцию среды раствора:
Нейтральная среда: С(Н+) =10-7 моль·дм-3
Кислая среда: С(Н+) > 10-7 моль·дм-3 (10-6 и т.д.)
Щелочная среда: С(Н+)< 10-7моль·дм-3 (10-8 и т.д.)
№41 слайд
Содержание слайда: Водородный показатель среды растворов
Все вышеописанное относится к теории разбавленных растворов сильных электролитов. Для характеристики растворов слабых электролитов учитывают активность ионов в растворе и различают три вида кислотности:
активную – характеризует активную концентрацию свободных протонов в растворе;
потенциальную (резервную) - характеризует количество связанных протонов в молекулах кислот,
общую- сумма активной и потенциальной кислотностей.
№42 слайд
Содержание слайда: Водородный показатель среды растворов
СН3СООН Н+ + СН3СОО- (α<3%)
потенц. к-ть актив. к-ть
общая кислотность
Активную кислотность определяют только свободные Н+ в растворе, но их мало, т.к. α<3%.
Потенциальная кислотность определяется кол-вом связанных протонов в непродиссоциировавшие молекулы уксусной кислоты.
Общая кислотность - сумма активной и потенциальной кислотностей.
№43 слайд
Содержание слайда: Водородный показатель среды растворов
Общая кислотность определяется титрованием раствора щелочью.
Активную кислотность определяют потенциометрически. рН такого раствора является мерой активной кислотности среды
рН = -Igа(Н+)
По разнице между общей и активной определяют резервную кислотность.
№47 слайд
Содержание слайда: Биологическое значение pH.
Постоянство рН биологических сред является залогом нормальной работы организма. Это объясняется несколькими причинами:
1.Ферменты и гормоны проявляют физиологическую активность в определенном интервале pH:
Пепсин желудочного содержимого активен при рН≈ 1,7 – 1,8
Каталаза крови активна при рН≈ 7,4
2. При колебаниях рН белки способны денатурировать, т.е. разрушаться.
3. Ионы водорода являются катализаторами многих биохимических превращений.
№48 слайд
Содержание слайда: Биологическое значение pH.
Организм человека располагает тонкими механизмами регуляции происходящих в нем биохимических и физиологических процессов, направленных на поддержание постоянства pH.
Эта регуляция называется кислотно-основным гомеостазом (от греч. «gomeo» - подобный, «status» - постоянство).
Гомеостаз осуществляется через лимфу, кровь, с помощью ферментов, гормонов, при участии нервных регулирующих механизмов и направлен на поддержание постоянства кислотности биологических сред.
№49 слайд
Содержание слайда: Биологическое значение pH.
Изменения кислотности биологических сред, сопровождающиеся уменьшением pH называются ацидозом, а увеличением pH – алкалозом.
При изменениях pH крови на 0,3 единицы в ту или иную сторону возможно тяжелое коматозное состояние, а на 0,4 – летальный исход.
Скачать все slide презентации Свойства растворов электролитов. (Лекция 4) одним архивом:
-
По Химии "Свойства растворов электролитов" - скачать смотреть
-
По Химии "Свойства растворов электролитов" - скачать смотреть бесплатно
-
Растворы. Способы выражения концентраций. Сильные и слабые электролиты. Закон разведения Оствальда. Лекция 02-1
-
Сильные и слабые электролиты. Равновесие в растворах слабых электролитов. (Лекция 8)
-
Свойства растворов электролитов
-
Коллигативные свойства растворов неэлектролитов
-
Растворы. Свойства растворов не электролитов и электролитов
-
Теории кислот и оснований. Свойства растворов электролитов. Буферные растворы
-
Растворы. Теория электролитической диссоциации (лекция 6)
-
Растворы электролитов и неэлектролитов. (Лекция 2)