Оцените презентацию от 1 до 5 баллов!
Тип файла:
ppt / pptx (powerpoint)
Всего слайдов:
20 слайдов
Для класса:
1,2,3,4,5,6,7,8,9,10,11
Размер файла:
513.36 kB
Просмотров:
117
Скачиваний:
0
Автор:
неизвестен
Слайды и текст к этой презентации:
№1 слайд![Лекция по дисциплине](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img0.jpg)
Содержание слайда: Лекция № 2
по дисциплине «Аналитическая химия»
Тема: «Теория электролитической диссоциации. Кислотно-основные равновесия в водных растворах».
№2 слайд![Цель занятия](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img1.jpg)
Содержание слайда: Цель занятия
№3 слайд![Задачи лекции](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img2.jpg)
Содержание слайда: Задачи лекции
№4 слайд![Сущность теории](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img3.jpg)
Содержание слайда: Сущность теории электролитической диссоциации..
Понятие об электролитах.
№5 слайд![Диссоциация кислот, солей,](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img4.jpg)
Содержание слайда: Диссоциация кислот, солей, оснований
в водных растворах.
№6 слайд![Диссоциация кислот, солей,](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img5.jpg)
Содержание слайда: Диссоциация кислот, солей, оснований
в водных растворах
№7 слайд![Диссоциация кислот, солей,](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img6.jpg)
Содержание слайда: Диссоциация кислот, солей, оснований
в водных растворах.
Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков.
Диссоциация средней соли : KСl → K+ + Сl-.
Диссоциация кислой соли: NaHCO3 → Na+ + HCO3-
Диссоциация основной соли: BaOHCI → BaOH + + CI-
№8 слайд![Сильные и слабые электролиты](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img7.jpg)
Содержание слайда: Сильные и слабые электролиты
Растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой - α альфа).
Степень диссоциации – это отношение числа распавшихся на ионы молекул NΙ к общему числу растворенных молекул N:
NΙ
α= -------- (в долях единицы или в процентах)
N
Если α =1 или 100%, электролит полностью распадается на ионы.
Если α = 0, диссоциация отсутствует.
Если α = 0,5 или 50%, то это означает, что из каждых 100 молекул данного электролита 50 находятся в состоянии диссоциации.
Различают сильные и слабые электролиты.
№9 слайд![Сильные и слабые электролиты](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img8.jpg)
Содержание слайда: Сильные и слабые электролиты
Сильные электролиты в водном растворе диссоциированы практически полностью. В растворах сильных электролитов молекулы отсутствуют. К сильным электролитам относятся:
1) почти все соли;
2) многие минеральные кислоты: H2S04, HN03, HCl, НСIO4, HBr, HI, HMn04;
3) основания щелочных металлов, например: NaOH и КОН, а также Ва(ОН)2, Са(ОН)2.
Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют лишь частично. В растворе имеется большое количество недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов процесс обратимый.
К слабым электролитам относятся:
1) некоторые минеральные кислоты: H2C03, H2S, HN02, H2Si03.
2) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH4OH;
3) вода.
Кислоты Н3РО4, H2S03 и HF являются кислотами средней силы.
№10 слайд![Химические реакции между](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img9.jpg)
Содержание слайда: Химические реакции между электролитами. Ионные уравнения.
Согласно ТЭД все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций - ионными уравнениями.
№11 слайд![Химические реакции между](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img10.jpg)
Содержание слайда: Химические реакции между электролитами. Ионные уравнения.
При составлений ионных уравнений реакций следует руководствоваться следующими правилами:
1. Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют.
2.В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов.
3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.
4. Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.
№12 слайд![Порядок составления ионных](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img11.jpg)
Содержание слайда: Порядок составления ионных уравнений реакции
1. Записывают молекулярное уравнение реакции
MgCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl + Mg(NO3)2
2. Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости.
3. Записывают уравнения диссоциации растворимых в воде исходных веществ и продуктов реакции:
MgCl2 = Mg2+ + 2Cl-
AgNO3 =Ag+ + NO3-
Mg(NO3)2 =Mg2+ + 2NO3-
4.Записывают полное ионное уравнение реакции
Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- = 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-
5. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:
Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- = 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-
Ag+ + Cl- = AgCl↓
№13 слайд![Условия необратимости реакций](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img12.jpg)
Содержание слайда: Условия необратимости реакций ионного обмена
1. Если образуется осадок.
2. Если выделяется газ.
3. Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O) .
№14 слайд![Уравнение диссоциации воды.](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img13.jpg)
Содержание слайда: Уравнение диссоциации воды. Константа автопротолиза воды. Понятие о водородном показателе рН.
Н2О ↔ Н+ и OН-
Вода очень слабый электролит, при 250С в 1 л воды диссоциирует только 10-7 моль воды. Наличие в растворе Н+ и OН- нужно учитывать при анализе.
[Н+] + [OН-] =10-7 моль/л.
№15 слайд![Уравнение диссоциации воды.](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img14.jpg)
Содержание слайда: Уравнение диссоциации воды. Константа автопротолиза воды. Понятие о водородном показателе рН.
При добавлении к воде кислоты увеличится концентрация ионов [Н+] и уменьшится концентрация ионов [OН-]. При добавлении к воде щелочи – наоборот, увеличится концентрация ионов [OН-], уменьшится концентрация ионов [Н+]. Таким образом, в кислых растворах [Н+] ˃ 10-7 моль/л, а в щелочном растворе [Н+] ˂ 10-7 моль/л, а в нейтральных растворах, где [Н+] = [OН-], концентрация тех и других ионов равна 10-7 моль/л.
№16 слайд![Уравнение диссоциации воды.](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img15.jpg)
Содержание слайда: Уравнение диссоциации воды. Константа автопротолиза воды. Понятие о водородном показателе рН.
Концентрацию ионов [Н+] и [ ОН͞ ] удобнее выражать через отрицательные логарифмы и обозначать соответственно рН и рОН.
Величину рН называют водородным показателем, рОН – гидроксильным:
рН = - Ig [Н+] ; рОН = - Ig [OН-]
рН + рОН = 14
№17 слайд![Автопротолиз воды](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img16.jpg)
Содержание слайда: Автопротолиз воды
Автопротолиз –обратимый процесс передачи протона от одной нейтральной молекулы жидкости к другой и образования в результате равного числа катионов и анионов.
Автопротолиз воды – обратимый процесс образования равного числа катионов оксония Н3О+ и гидроксид-анионов ОН- из незаряженных молекул воды Н2О за счет передачи протона Н+ от одной молекулы к другой:
2Н2О = Н3О+ + ОН-
№18 слайд![Характеристика степени](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img17.jpg)
Содержание слайда: Характеристика степени кислотности растворов по значению рН и концентрации ионов водорода.
В кислой среде [Н+] ˃ 10-7 моль/л, рН˂7
В щелочной среде [Н+] ˂ 10-7 моль/л, рН ˃7.
В нейтральной среде [Н+] + [OН-] =10-7 моль/л, рН=7
№19 слайд![Расчет рН и рОН растворов](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img18.jpg)
Содержание слайда: Расчет рН и рОН растворов сильных кислот и сильных оснований.
№20 слайд![](/documents_6/47431dea3cc8dfec7230bf06bacc9aef/img19.jpg)