🗊Презентация Активна реакція водних розчинів

Категория: Химия
Нажмите для полного просмотра!
Активна реакція водних розчинів, слайд №1Активна реакція водних розчинів, слайд №2Активна реакція водних розчинів, слайд №3Активна реакція водних розчинів, слайд №4Активна реакція водних розчинів, слайд №5Активна реакція водних розчинів, слайд №6Активна реакція водних розчинів, слайд №7Активна реакція водних розчинів, слайд №8Активна реакція водних розчинів, слайд №9Активна реакція водних розчинів, слайд №10Активна реакція водних розчинів, слайд №11Активна реакція водних розчинів, слайд №12Активна реакція водних розчинів, слайд №13Активна реакція водних розчинів, слайд №14Активна реакція водних розчинів, слайд №15Активна реакція водних розчинів, слайд №16Активна реакція водних розчинів, слайд №17Активна реакція водних розчинів, слайд №18Активна реакція водних розчинів, слайд №19Активна реакція водних розчинів, слайд №20Активна реакція водних розчинів, слайд №21Активна реакція водних розчинів, слайд №22Активна реакція водних розчинів, слайд №23Активна реакція водних розчинів, слайд №24Активна реакція водних розчинів, слайд №25Активна реакція водних розчинів, слайд №26Активна реакція водних розчинів, слайд №27Активна реакція водних розчинів, слайд №28Активна реакція водних розчинів, слайд №29Активна реакція водних розчинів, слайд №30Активна реакція водних розчинів, слайд №31Активна реакція водних розчинів, слайд №32Активна реакція водних розчинів, слайд №33Активна реакція водних розчинів, слайд №34Активна реакція водних розчинів, слайд №35Активна реакція водних розчинів, слайд №36

Содержание

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Активна реакція водних розчинів. Доклад-сообщение содержит 36 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации


Слайд 1


Активна реакція водних розчинів, слайд №1
Описание слайда:

Слайд 2





План
1. Дисоціація води
   2. Водневе число
   3. Водневий показник
   4. Загальна й активна кислотність
   5. Індикатори
   6. Зона віражу індикаторів
   7. Колориметричний і     електрометричний методи визначення рН
Описание слайда:
План 1. Дисоціація води 2. Водневе число 3. Водневий показник 4. Загальна й активна кислотність 5. Індикатори 6. Зона віражу індикаторів 7. Колориметричний і електрометричний методи визначення рН

Слайд 3





  8. Буферні розчини
  8. Буферні розчини
  9. Властивості буферних розчинів
  10. Визначення рН буферним методом
   11. Значення рН і буферних розчинів 
    Ключові слова: гідрокарбонатний білковий, фосфатний, ацетатний буфер, водневий показник, водневе число.
Описание слайда:
8. Буферні розчини 8. Буферні розчини 9. Властивості буферних розчинів 10. Визначення рН буферним методом 11. Значення рН і буферних розчинів Ключові слова: гідрокарбонатний білковий, фосфатний, ацетатний буфер, водневий показник, водневе число.

Слайд 4





Дисоціація води
Описание слайда:
Дисоціація води

Слайд 5


Активна реакція водних розчинів, слайд №5
Описание слайда:

Слайд 6


Активна реакція водних розчинів, слайд №6
Описание слайда:

Слайд 7





Організм тварини в середньому містить 65,9 % води, жива клітина — 85, кора головного мозку — 83,3, біологічні рідини — до 99,5 %. Вода — слабкий електроліт. Вона дисоціює на іони водню і гідроксиду:
Організм тварини в середньому містить 65,9 % води, жива клітина — 85, кора головного мозку — 83,3, біологічні рідини — до 99,5 %. Вода — слабкий електроліт. Вона дисоціює на іони водню і гідроксиду:
Н2О Н++ ОН-
Іон водню являє собою ядро атома водню без електрона — протон, діаметр якого в 105 разів менше діаметра інших іонів. Іон водню володіє вираженим електричним полем, легко гідратируєтся й утворить гідрооксид:
Н+ + Н2О Нз0+.
Гідрооксид для зручності записують як Н+. Він міститься в багатьох природних рідинах, наприклад таких, як метанол (СНзОН+) і оцтова кислота (CH3COOH+2).
Описание слайда:
Організм тварини в середньому містить 65,9 % води, жива клітина — 85, кора головного мозку — 83,3, біологічні рідини — до 99,5 %. Вода — слабкий електроліт. Вона дисоціює на іони водню і гідроксиду: Організм тварини в середньому містить 65,9 % води, жива клітина — 85, кора головного мозку — 83,3, біологічні рідини — до 99,5 %. Вода — слабкий електроліт. Вона дисоціює на іони водню і гідроксиду: Н2О Н++ ОН- Іон водню являє собою ядро атома водню без електрона — протон, діаметр якого в 105 разів менше діаметра інших іонів. Іон водню володіє вираженим електричним полем, легко гідратируєтся й утворить гідрооксид: Н+ + Н2О Нз0+. Гідрооксид для зручності записують як Н+. Він міститься в багатьох природних рідинах, наприклад таких, як метанол (СНзОН+) і оцтова кислота (CH3COOH+2).

Слайд 8





Величина константи дисоціації води при 25 °С дорівнює 1,8•10-16. Методом електропровідності встановлено, що концентрація іонів водню в 1 л води при 22 °С дорівнює 10-7 міль. Це значить, що в 10 млн. л води в дисоційованому виді знаходиться лише 1 моль води (18 г), чи з 555 млн. молекул води 1 молекула дисоційована.
Величина константи дисоціації води при 25 °С дорівнює 1,8•10-16. Методом електропровідності встановлено, що концентрація іонів водню в 1 л води при 22 °С дорівнює 10-7 міль. Це значить, що в 10 млн. л води в дисоційованому виді знаходиться лише 1 моль води (18 г), чи з 555 млн. молекул води 1 молекула дисоційована.
У зв'язку з тим, що у воді знаходиться мізерно мала кількість дисоційованих молекул, концентрацію недисоційованих молекул води приймають за константу. Якщо це виразити в молях, то на 1 л води одержують наступну кількість:
[Н2О] = 1000/18 = 55,56 моль.
Описание слайда:
Величина константи дисоціації води при 25 °С дорівнює 1,8•10-16. Методом електропровідності встановлено, що концентрація іонів водню в 1 л води при 22 °С дорівнює 10-7 міль. Це значить, що в 10 млн. л води в дисоційованому виді знаходиться лише 1 моль води (18 г), чи з 555 млн. молекул води 1 молекула дисоційована. Величина константи дисоціації води при 25 °С дорівнює 1,8•10-16. Методом електропровідності встановлено, що концентрація іонів водню в 1 л води при 22 °С дорівнює 10-7 міль. Це значить, що в 10 млн. л води в дисоційованому виді знаходиться лише 1 моль води (18 г), чи з 555 млн. молекул води 1 молекула дисоційована. У зв'язку з тим, що у воді знаходиться мізерно мала кількість дисоційованих молекул, концентрацію недисоційованих молекул води приймають за константу. Якщо це виразити в молях, то на 1 л води одержують наступну кількість: [Н2О] = 1000/18 = 55,56 моль.

Слайд 9





Водневе число
Концентрації іонів Н+ і ОН- — величини сполучені. Щоб визначити реакцію середовища розчину, необхідно знати концентрацію одних яких-небудь іонів — Н+ чи OH-1. Реакція середовища найчастіше визначається концентрацією іонів водню.
Описание слайда:
Водневе число Концентрації іонів Н+ і ОН- — величини сполучені. Щоб визначити реакцію середовища розчину, необхідно знати концентрацію одних яких-небудь іонів — Н+ чи OH-1. Реакція середовища найчастіше визначається концентрацією іонів водню.

Слайд 10





Користуючись іонним добутком води, можна визначити реакції будь-якого середовища. Наприклад, відомо, що в розчині СОН = 10-5  Для визначення значення СН числове значення СОН підставляють у рівняння:
Користуючись іонним добутком води, можна визначити реакції будь-якого середовища. Наприклад, відомо, що в розчині СОН = 10-5  Для визначення значення СН числове значення СОН підставляють у рівняння:
[Н+] [ОН-] = 10-14;
[Н+] • 10-5 = 10-14;
               [Н+] = 10-14 — 10-5 = 10-9.
Точно так само визначають значення Сон. Наприклад, відомо, що сН - 10-3. Для визначення значення СОН знову користуються рівнянням :
                                     10-3 [ОН-] =10-14;
[ОН-] =10-14-10-3=10-11
Описание слайда:
Користуючись іонним добутком води, можна визначити реакції будь-якого середовища. Наприклад, відомо, що в розчині СОН = 10-5 Для визначення значення СН числове значення СОН підставляють у рівняння: Користуючись іонним добутком води, можна визначити реакції будь-якого середовища. Наприклад, відомо, що в розчині СОН = 10-5 Для визначення значення СН числове значення СОН підставляють у рівняння: [Н+] [ОН-] = 10-14; [Н+] • 10-5 = 10-14; [Н+] = 10-14 — 10-5 = 10-9. Точно так само визначають значення Сон. Наприклад, відомо, що сН - 10-3. Для визначення значення СОН знову користуються рівнянням : 10-3 [ОН-] =10-14; [ОН-] =10-14-10-3=10-11

Слайд 11





Визначення СН за допомогою лакмусового папірця дозволяє виділити три середовища: кисле (від 0° до 10-6,9),- нейтральне (10-7) і лужне (від 107,1 до 10-14). За числовим значенням СН у розчині реакції бувають наступні: 
сильнокислі (10° — 10-2), 
кислі (10-2 — 10-5), 
слабокислі (10-5 — 10-6,9), 
нейтральні (10-7), 
слаболужні (10-7 — 10-9),
 лужні (10-9—10-12) і 
сильнолужні (10-12 — 10-14). 
Визначення СН за допомогою лакмусового папірця дозволяє виділити три середовища: кисле (від 0° до 10-6,9),- нейтральне (10-7) і лужне (від 107,1 до 10-14). За числовим значенням СН у розчині реакції бувають наступні: 
сильнокислі (10° — 10-2), 
кислі (10-2 — 10-5), 
слабокислі (10-5 — 10-6,9), 
нейтральні (10-7), 
слаболужні (10-7 — 10-9),
 лужні (10-9—10-12) і 
сильнолужні (10-12 — 10-14).
Описание слайда:
Визначення СН за допомогою лакмусового папірця дозволяє виділити три середовища: кисле (від 0° до 10-6,9),- нейтральне (10-7) і лужне (від 107,1 до 10-14). За числовим значенням СН у розчині реакції бувають наступні: сильнокислі (10° — 10-2), кислі (10-2 — 10-5), слабокислі (10-5 — 10-6,9), нейтральні (10-7), слаболужні (10-7 — 10-9), лужні (10-9—10-12) і сильнолужні (10-12 — 10-14). Визначення СН за допомогою лакмусового папірця дозволяє виділити три середовища: кисле (від 0° до 10-6,9),- нейтральне (10-7) і лужне (від 107,1 до 10-14). За числовим значенням СН у розчині реакції бувають наступні: сильнокислі (10° — 10-2), кислі (10-2 — 10-5), слабокислі (10-5 — 10-6,9), нейтральні (10-7), слаболужні (10-7 — 10-9), лужні (10-9—10-12) і сильнолужні (10-12 — 10-14).

Слайд 12





Водневий показник
Водневий показник рн — величина, що характеризує концентрацію (активність) іонів водню в розчинах. Він чисельно дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації (активності) іонів Н+, вираженої в моль/л:
p=-lgc. 
Водні розчини можуть мати величину рН від 0 до 14. У чистій воді і нейтральних розчинах рН = 7, у кислих рН < 7, у лужних рН > 7.
Концентрація іонів Н+ і ОН- залежить від температури. Зі збільшенням температури ступінь дисоціації води зростає.
Описание слайда:
Водневий показник Водневий показник рн — величина, що характеризує концентрацію (активність) іонів водню в розчинах. Він чисельно дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації (активності) іонів Н+, вираженої в моль/л: p=-lgc. Водні розчини можуть мати величину рН від 0 до 14. У чистій воді і нейтральних розчинах рН = 7, у кислих рН < 7, у лужних рН > 7. Концентрація іонів Н+ і ОН- залежить від температури. Зі збільшенням температури ступінь дисоціації води зростає.

Слайд 13





Загальна активність і кислотність
У різних розчинах міститься неоднакова кількість іонів Н+ і ОН-. При нейтралізації кислоти лугом іони Н+ і ОН— з'єднуються в молекулу води. 
При титруванні кислоти лугом в остаточному підсумку беруть участь всі атоми кислотного водню. Вони і визначають загальну (аналітичну) кислотність. Таким чином, загальною кислотністю називають кислотність, що визначається загальною кількістю кислотного водню, що міститься  в одиниці об'єму.
Описание слайда:
Загальна активність і кислотність У різних розчинах міститься неоднакова кількість іонів Н+ і ОН-. При нейтралізації кислоти лугом іони Н+ і ОН— з'єднуються в молекулу води. При титруванні кислоти лугом в остаточному підсумку беруть участь всі атоми кислотного водню. Вони і визначають загальну (аналітичну) кислотність. Таким чином, загальною кислотністю називають кислотність, що визначається загальною кількістю кислотного водню, що міститься в одиниці об'єму.

Слайд 14





Загальна кислотність нормальних розчинів усіх кислот однакова, вона дорівнює 1 моль кислотного водню в 1 л 1 н. розчину, у децинормальних розчинах вона дорівнює 0,1 г/л, у сантинормальних—0,01 г/л і т.д.
Загальна кислотність нормальних розчинів усіх кислот однакова, вона дорівнює 1 моль кислотного водню в 1 л 1 н. розчину, у децинормальних розчинах вона дорівнює 0,1 г/л, у сантинормальних—0,01 г/л і т.д.
Поняття загальної й активної кислотностей можна проілюструвати на двох кислотах — соляної й оцтової.
Активність кислот різна. Вона залежить від концентрації вільних іонів Н+ у розчинах обох кислот. Концентрація вільних іонів водню Н+ визначається загальною концентрацією кислотного водню, помноженої на ступінь дисоціації. Ступінь дисоціації в цих кислотах різна.
Описание слайда:
Загальна кислотність нормальних розчинів усіх кислот однакова, вона дорівнює 1 моль кислотного водню в 1 л 1 н. розчину, у децинормальних розчинах вона дорівнює 0,1 г/л, у сантинормальних—0,01 г/л і т.д. Загальна кислотність нормальних розчинів усіх кислот однакова, вона дорівнює 1 моль кислотного водню в 1 л 1 н. розчину, у децинормальних розчинах вона дорівнює 0,1 г/л, у сантинормальних—0,01 г/л і т.д. Поняття загальної й активної кислотностей можна проілюструвати на двох кислотах — соляної й оцтової. Активність кислот різна. Вона залежить від концентрації вільних іонів Н+ у розчинах обох кислот. Концентрація вільних іонів водню Н+ визначається загальною концентрацією кислотного водню, помноженої на ступінь дисоціації. Ступінь дисоціації в цих кислотах різна.

Слайд 15





Концентрація іонів кислотного водню дорівнює загальній концентрації кислоти в 1 л, помноженої на ступінь дисоціації. Для соляної кислоти:
Концентрація іонів кислотного водню дорівнює загальній концентрації кислоти в 1 л, помноженої на ступінь дисоціації. Для соляної кислоти:
З = 1 • 0,79 г/л = 0,79 г/л,
а для оцтової кислоти:
        З = 1 • 0,0034 г/л = 0,0034 г/л,
Обидва розчини -— однонормальні. Існує поняття «потенційна кислотність». Вона являє собою «запас» недисоційованих молекул кислоти і є різницею між загальною й активною кислотностями. Прикладом може бути та ж оцтова кислота:
[Сн3COOH] = [CH3COO-] + [Н+].
Описание слайда:
Концентрація іонів кислотного водню дорівнює загальній концентрації кислоти в 1 л, помноженої на ступінь дисоціації. Для соляної кислоти: Концентрація іонів кислотного водню дорівнює загальній концентрації кислоти в 1 л, помноженої на ступінь дисоціації. Для соляної кислоти: З = 1 • 0,79 г/л = 0,79 г/л, а для оцтової кислоти: З = 1 • 0,0034 г/л = 0,0034 г/л, Обидва розчини -— однонормальні. Існує поняття «потенційна кислотність». Вона являє собою «запас» недисоційованих молекул кислоти і є різницею між загальною й активною кислотностями. Прикладом може бути та ж оцтова кислота: [Сн3COOH] = [CH3COO-] + [Н+].

Слайд 16





Розчини основ відрізняються один від іншого концентрацією іонів ОН-. Як і в розчинах кислот, розрізняють загальну, активну і потенційну лужність.
Розчини основ відрізняються один від іншого концентрацією іонів ОН-. Як і в розчинах кислот, розрізняють загальну, активну і потенційну лужність.
Загальна лужність - показник, що характеризує властивість води, зумовлену наявністю в ній аніонів слабких кислот, головним чином вугільної кислоти (карбонатів, гідрокарбонатів).
Активна лужність – це концентрація гідроксид – аніонів.
Потенційна лужність – це концентрація недисоційованих молекул основи.
Описание слайда:
Розчини основ відрізняються один від іншого концентрацією іонів ОН-. Як і в розчинах кислот, розрізняють загальну, активну і потенційну лужність. Розчини основ відрізняються один від іншого концентрацією іонів ОН-. Як і в розчинах кислот, розрізняють загальну, активну і потенційну лужність. Загальна лужність - показник, що характеризує властивість води, зумовлену наявністю в ній аніонів слабких кислот, головним чином вугільної кислоти (карбонатів, гідрокарбонатів). Активна лужність – це концентрація гідроксид – аніонів. Потенційна лужність – це концентрація недисоційованих молекул основи.

Слайд 17





Індикатори
Індикатори (від лат. indico — указую) — речовини за допомогою яких визначають рн середовища,  установлюють крапку при титруванні на величину окислювально-відновного потенціалу.
За хімічними властивостями індикатори є слабкими чи кислотними основами. Застосовуються в невеликих кількостях — у виді декількох крапель. При дисоціації молекул індикатора виникає фарбування, по інтенсивності якого, визначається кількісне значення реакції середовища.
Описание слайда:
Індикатори Індикатори (від лат. indico — указую) — речовини за допомогою яких визначають рн середовища, установлюють крапку при титруванні на величину окислювально-відновного потенціалу. За хімічними властивостями індикатори є слабкими чи кислотними основами. Застосовуються в невеликих кількостях — у виді декількох крапель. При дисоціації молекул індикатора виникає фарбування, по інтенсивності якого, визначається кількісне значення реакції середовища.

Слайд 18


Активна реакція водних розчинів, слайд №18
Описание слайда:

Слайд 19





Найбільший інтерес представляють кислотно-лужні індикатори. 
Найбільший інтерес представляють кислотно-лужні індикатори. 
Вони застосовуються для колориметричного методу визначення рн і в хімічному аналізі (ацидометрія, алкаліметрія). Такі індикатори найчастіше є похідними трифепилметана. Їхні молекули в залежності від сн+ можуть бути в дисоційованому чи недисоційованому стані. 
Реакція середовища впливає на ступінь дисоціації.
Описание слайда:
Найбільший інтерес представляють кислотно-лужні індикатори. Найбільший інтерес представляють кислотно-лужні індикатори. Вони застосовуються для колориметричного методу визначення рн і в хімічному аналізі (ацидометрія, алкаліметрія). Такі індикатори найчастіше є похідними трифепилметана. Їхні молекули в залежності від сн+ можуть бути в дисоційованому чи недисоційованому стані. Реакція середовища впливає на ступінь дисоціації.

Слайд 20





Зона віражу індикаторів
За допомогою індикатора можна визначити значення рН. Область значення рН, у межах якої відбувається помітна неозброєним оком зміна кольору індикатора, називається зоною віражу, чи областю переходу фарбування індикатора. Для кожного індикатора існує нижня і верхня границі рн.
Описание слайда:
Зона віражу індикаторів За допомогою індикатора можна визначити значення рН. Область значення рН, у межах якої відбувається помітна неозброєним оком зміна кольору індикатора, називається зоною віражу, чи областю переходу фарбування індикатора. Для кожного індикатора існує нижня і верхня границі рн.

Слайд 21





Константа дисоціації  і зона віражу найважливіших індикаторів
Описание слайда:
Константа дисоціації і зона віражу найважливіших індикаторів

Слайд 22





Водневий показник, дорівнює показнику константи дисоціації індикатора, називається крапкою переходу. Індикатор у крапці переходу приймає проміжне фарбування.
Водневий показник, дорівнює показнику константи дисоціації індикатора, називається крапкою переходу. Індикатор у крапці переходу приймає проміжне фарбування.
Для грубого визначення реакції середовища застосовуються універсальні індикатори, що представляють собою суміш.
Описание слайда:
Водневий показник, дорівнює показнику константи дисоціації індикатора, називається крапкою переходу. Індикатор у крапці переходу приймає проміжне фарбування. Водневий показник, дорівнює показнику константи дисоціації індикатора, називається крапкою переходу. Індикатор у крапці переходу приймає проміжне фарбування. Для грубого визначення реакції середовища застосовуються універсальні індикатори, що представляють собою суміш.

Слайд 23





Колометричний і електрометричний методи визначення рН
Колориметричний (від лат. color — колір і греч. metric — вимірюю, визначаю) метод визначення рН заснований на вимірі концентрації іонів Н+ у пофарбованому индикатором досліджуваному розчині в порівнянні з пофарбованим тим же індикатором розчином з відомою концентрацією тих же іонів (стандартним розчином).   
Теоретичною основою застосування колориметричного методу є закон Ламберта — Бера (1760):
Описание слайда:
Колометричний і електрометричний методи визначення рН Колориметричний (від лат. color — колір і греч. metric — вимірюю, визначаю) метод визначення рН заснований на вимірі концентрації іонів Н+ у пофарбованому индикатором досліджуваному розчині в порівнянні з пофарбованим тим же індикатором розчином з відомою концентрацією тих же іонів (стандартним розчином). Теоретичною основою застосування колориметричного методу є закон Ламберта — Бера (1760):

Слайд 24


Активна реакція водних розчинів, слайд №24
Описание слайда:

Слайд 25





 З даного закону випливає, що при рівному поглинанні світла двома розчинами 'з який концентрація одного відома (стандартного), концентрація іншого розчину буде така ж.
 З даного закону випливає, що при рівному поглинанні світла двома розчинами 'з який концентрація одного відома (стандартного), концентрація іншого розчину буде така ж.
Одже колориметричний метод визначення рн має недоліки, які варто враховувати при проведенні точних досліджень рн (з точністю 0,01, 0,001 і т.д.).
По-перше, метод недостатньо точний — з його допомогою визначається рн із точністю ±0,1—0,2. 
По-друге, ивдикатор сам є слабкою  чи кислотно- слабкою підставою.
Описание слайда:
З даного закону випливає, що при рівному поглинанні світла двома розчинами 'з який концентрація одного відома (стандартного), концентрація іншого розчину буде така ж. З даного закону випливає, що при рівному поглинанні світла двома розчинами 'з який концентрація одного відома (стандартного), концентрація іншого розчину буде така ж. Одже колориметричний метод визначення рн має недоліки, які варто враховувати при проведенні точних досліджень рн (з точністю 0,01, 0,001 і т.д.). По-перше, метод недостатньо точний — з його допомогою визначається рн із точністю ±0,1—0,2. По-друге, ивдикатор сам є слабкою чи кислотно- слабкою підставою.

Слайд 26





Електрометричний метод визначення рн заснований на вимірі електрорушійної сили 
Електрометричний метод визначення рн заснований на вимірі електрорушійної сили 
(э.д. с.), що виникає в результаті різниці потенціалів двох електродів — електрода визначення й електрода порівняння. Потенціал електрода визначення залежить від концентрації іонів Н+ у досліджуваному розчині.
Для цих цілей застосовуються потенціометри і рН-метрі різних моделей.
Описание слайда:
Електрометричний метод визначення рн заснований на вимірі електрорушійної сили Електрометричний метод визначення рн заснований на вимірі електрорушійної сили (э.д. с.), що виникає в результаті різниці потенціалів двох електродів — електрода визначення й електрода порівняння. Потенціал електрода визначення залежить від концентрації іонів Н+ у досліджуваному розчині. Для цих цілей застосовуються потенціометри і рН-метрі різних моделей.

Слайд 27





Буферні розчини
Буферні розчини — це розчини, що містять буферні системи. 
Буферними системами називаються суміші, у складі яких містяться у визначеному кількісному співвідношенні слабкі кислоти і їхні солі із сильними чи підставами слабкі підстави і їх солі із сильними кислотами.
Описание слайда:
Буферні розчини Буферні розчини — це розчини, що містять буферні системи. Буферними системами називаються суміші, у складі яких містяться у визначеному кількісному співвідношенні слабкі кислоти і їхні солі із сильними чи підставами слабкі підстави і їх солі із сильними кислотами.

Слайд 28





 Буферні розчини знаходяться у водах світового океану, ґрунтових розчинах і живих організмах. Буферні розчини виконують таку функцію: 
 Буферні розчини знаходяться у водах світового океану, ґрунтових розчинах і живих організмах. Буферні розчини виконують таку функцію: 
Буферні розчини класифікуються:
                  кислотні                           основні
Описание слайда:
Буферні розчини знаходяться у водах світового океану, ґрунтових розчинах і живих організмах. Буферні розчини виконують таку функцію: Буферні розчини знаходяться у водах світового океану, ґрунтових розчинах і живих організмах. Буферні розчини виконують таку функцію: Буферні розчини класифікуються: кислотні основні

Слайд 29





Також розрізняють природні і штучні буферні розчини:
Також розрізняють природні і штучні буферні розчини:
Природним буферним розчином є кров, що містить гідрокарбонатну, фосфатну, білкову, гемоглобиновую і кислотну буферні системи. 
Штучним буферним розчином може бути ацетатний буфер, що складається з:
 СН3СООН 
CH 3COONa
Особливості внутрішнього складу .і механізму дії буферних систем розглянемо на прикладі ацетатної буферної системи: 
СН3СООН
СНзСООNа.
Описание слайда:
Також розрізняють природні і штучні буферні розчини: Також розрізняють природні і штучні буферні розчини: Природним буферним розчином є кров, що містить гідрокарбонатну, фосфатну, білкову, гемоглобиновую і кислотну буферні системи. Штучним буферним розчином може бути ацетатний буфер, що складається з: СН3СООН CH 3COONa Особливості внутрішнього складу .і механізму дії буферних систем розглянемо на прикладі ацетатної буферної системи: СН3СООН СНзСООNа.

Слайд 30





Властивості буферних розчинів
Описание слайда:
Властивості буферних розчинів

Слайд 31


Активна реакція водних розчинів, слайд №31
Описание слайда:

Слайд 32


Активна реакція водних розчинів, слайд №32
Описание слайда:

Слайд 33





Визначення рН буферним методом
Буферні розчини застосовуються для визначення рн. По таблицях готують ряд стандартних буферних розчинів з поступово зростаючим значенням рн. У пробірки з такими розчинами додають по трохи капель розчину чи індикатора індикаторів. Виникає кольорова шкала.
Для визначення рН невідомого розчину беруть пробірку, наливають така ж кількість розчину, як і в стандартній пробірці, і додають трохи крапель індикатора. З'являється фарбування. Пробірку поміщають у компаратор і підбирають відповідний еталон рН, приготовлений раніш. Збіг фарбування досліджуваного розчину з фарбуванням еталона свідчить про однакову концентрацію іонів Н+
Описание слайда:
Визначення рН буферним методом Буферні розчини застосовуються для визначення рн. По таблицях готують ряд стандартних буферних розчинів з поступово зростаючим значенням рн. У пробірки з такими розчинами додають по трохи капель розчину чи індикатора індикаторів. Виникає кольорова шкала. Для визначення рН невідомого розчину беруть пробірку, наливають така ж кількість розчину, як і в стандартній пробірці, і додають трохи крапель індикатора. З'являється фарбування. Пробірку поміщають у компаратор і підбирають відповідний еталон рН, приготовлений раніш. Збіг фарбування досліджуваного розчину з фарбуванням еталона свідчить про однакову концентрацію іонів Н+

Слайд 34





Значення рН і буферних розчинів
Концентрація іонів Н+ має важливе значення для плину багатьох біохімічних процесів в організмах тварин і рослин. При ацидозі збільшується зміст аніонів в організмі і величина рн може знижуватися на 0,2—0,5. Він призведе до коматозного стану і загибелі тварини. При алкалозі в крові зростає концентрація катіонів і підвищується числове значення рн. Алкалоз призведе до правцевого стану і загибелі тварини. Ці два патологічні стани часто носять аліментарний характер.
Описание слайда:
Значення рН і буферних розчинів Концентрація іонів Н+ має важливе значення для плину багатьох біохімічних процесів в організмах тварин і рослин. При ацидозі збільшується зміст аніонів в організмі і величина рн може знижуватися на 0,2—0,5. Він призведе до коматозного стану і загибелі тварини. При алкалозі в крові зростає концентрація катіонів і підвищується числове значення рн. Алкалоз призведе до правцевого стану і загибелі тварини. Ці два патологічні стани часто носять аліментарний характер.

Слайд 35





Дані про оптимум рН для розвитку хвороботворних мікробів варто враховувати при розробці мір боротьби з різними хворобами людини і тварин. Так, оптимум рН для дифтерійного мікроба складає 7,3—7,6, кишкової палички — 6—7, пневмококів — 7,8.
Дані про оптимум рН для розвитку хвороботворних мікробів варто враховувати при розробці мір боротьби з різними хворобами людини і тварин. Так, оптимум рН для дифтерійного мікроба складає 7,3—7,6, кишкової палички — 6—7, пневмококів — 7,8.
Буферні розчини широко застосовуються при постановці гісто і цитохімічних реакцій на мікроскопічних чи зрізах відбитках органів і тканин рослин, тварин і людини. Вони необхідні для проведення біохімічного аналізу біологічних рідин, гомогенів і інших середовищ. Їх застосовують у бактеріології і вірусології, у біотехнології (для одержання в чистому виді кормових білків, амінокислот, антибіотиків, вітамінів, ферментів мікробного походження), при визначенні рн колориметричним (індикаторним) методом і ін.
Описание слайда:
Дані про оптимум рН для розвитку хвороботворних мікробів варто враховувати при розробці мір боротьби з різними хворобами людини і тварин. Так, оптимум рН для дифтерійного мікроба складає 7,3—7,6, кишкової палички — 6—7, пневмококів — 7,8. Дані про оптимум рН для розвитку хвороботворних мікробів варто враховувати при розробці мір боротьби з різними хворобами людини і тварин. Так, оптимум рН для дифтерійного мікроба складає 7,3—7,6, кишкової палички — 6—7, пневмококів — 7,8. Буферні розчини широко застосовуються при постановці гісто і цитохімічних реакцій на мікроскопічних чи зрізах відбитках органів і тканин рослин, тварин і людини. Вони необхідні для проведення біохімічного аналізу біологічних рідин, гомогенів і інших середовищ. Їх застосовують у бактеріології і вірусології, у біотехнології (для одержання в чистому виді кормових білків, амінокислот, антибіотиків, вітамінів, ферментів мікробного походження), при визначенні рн колориметричним (індикаторним) методом і ін.

Слайд 36





Питання для самоконтролю
Розкрити поняття «активність середовища.
Буферні системи крові.
Механізм дії буферних систем.
Зони віражу індикаторів.
Методи визначення рН.
Описание слайда:
Питання для самоконтролю Розкрити поняття «активність середовища. Буферні системи крові. Механізм дії буферних систем. Зони віражу індикаторів. Методи визначення рН.



Похожие презентации
Mypresentation.ru
Загрузить презентацию