Аналитические химические реакции. Классификация аналитических химических реакций

Нажмите для полного просмотра!

Аналитические химические реакции. Классификация аналитических химических реакций, слайд №2

Аналитические химические реакции. Классификация аналитических химических реакций, слайд №3

Аналитические химические реакции. Классификация аналитических химических реакций, слайд №4

Аналитические химические реакции. Классификация аналитических химических реакций, слайд №5

Аналитические химические реакции. Классификация аналитических химических реакций, слайд №6

Аналитические химические реакции. Классификация аналитических химических реакций, слайд №7

Аналитические химические реакции. Классификация аналитических химических реакций, слайд №8

Аналитические химические реакции. Классификация аналитических химических реакций, слайд №9

Аналитические химические реакции. Классификация аналитических химических реакций, слайд №10

Аналитические химические реакции. Классификация аналитических химических реакций, слайд №11

Аналитические химические реакции. Классификация аналитических химических реакций, слайд №12

Аналитические химические реакции. Классификация аналитических химических реакций, слайд №13

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Аналитические химические реакции. Классификация аналитических химических реакций. Доклад-сообщение содержит 13 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

Описание слайда:

Аналитические химические реакции. Классификация аналитических химических реакций Многообразие химических аналитических реакций сводится к следующим 4-м основным классам: 1) Кислотно-основные реакции 2) Окислительно-восстановительные реакции (редокс-реакции) 3) Осаждения – растворения 4) Комплексообразования

Слайд 2

Описание слайда:

Запишем уравнение обратимости в общем виде: Запишем уравнение обратимости в общем виде: В ходе экспериментальных наблюдений установлено, что скорость химической реакции в каждый ее момент прямо пропорциональна молярным концентрациям реагирующих веществ. Тогда скорость прямой реакции: , где V1 – скорость прямой химической реакции; k1 – константа скорости; СA, CB – молярные концентрации. Скорость обратной реакции Т.к. в состоянии равновесия , то [ ] обозначены молярные концентрации в состоянии равновесия, когда число образующихся в единицу времени молекул С и D становится равным числу получающихся из них молекул A и B.

Слайд 3

Описание слайда:

Уравнение (13) можно записать в другой форме и получить выражение для константы равновесия (К): Уравнение (13) можно записать в другой форме и получить выражение для константы равновесия (К): В реальных растворах вместо концентрации вводится понятие активности Величина K характеризует сдвиг равновесия обратимой химической реакции в прямом или обратном направлении: при K > 1 V1 > V2 , равновесие сдвинуто вправо; при K < 1 V2 > V1 , равновесие сдвинуто влево; при K = 1 V2 = V1 , состояние равновесия.

Слайд 4

Описание слайда:

Применение кислотно-основных реакций в аналитической химии Кислотно-основные аналитические реакции делятся на: 1) Кислотно-основное взаимодействие в чистом растворителе; 2) Взаимодействие кислоты или основания с растворителем, т.е. диссоциация; 3) Буферное взаимодействие; 4) Гидролиз солей; 5) Взаимодействие кислоты с основанием (реакция нейтрализации).

Слайд 5

Описание слайда:

Кислотно-основное взаимодействие в чистом растворителе Кислотно-основное взаимодействие в чистом растворителе можно представить следующим образом: , или в сокращенной форме: , , где H3O+ - ион гидроксония; С2H5O- - лиат-ион; С2H5OH2+ - лионий-ион; Запишем выражение для константы равновесия реакции диссоциации воды – реакция (3). В данном случае она называется константой диссоциации .

Слайд 6

Описание слайда:

Величина K очень мала, что говорит о том, что H2O очень слабый электролит, плохо диссоциирует на ионы. Равновесие смещено влево, Величина K очень мала, что говорит о том, что H2O очень слабый электролит, плохо диссоциирует на ионы. Равновесие смещено влево, , поэтому Произведение равновесных концентраций ионов H+ и OH- при данной температуре есть величина постоянная, называемая ионным произведением воды. Если перейти от чистого растворителя к концентрированным растворам электролитов должно быть выражено через активности, а не концентрации. Активность – это некоторая эффективная концентрация, пропорциональная фактической концентрации вещества

Слайд 7

Описание слайда:

Слайд 8

Описание слайда:

Умножим правую и левую части уравнения (13) на (-1) Умножим правую и левую части уравнения (13) на (-1) При 25 oC Для чистой воды и pH=pOH=7 – нейтральный раствор. pH < 7 - кислый раствор; pH > 7 - щелочной раствор.

Слайд 9

Описание слайда:

Взаимодействие кислоты или основания с растворителем – диссоциация кислот и оснований Диссоциация кислоты Упрощенная запись Диссоциация основания или

Слайд 10

Описание слайда:

Приведенные выше равновесия в системе кислота – растворитель, основание – растворитель описываются константами равновесия, называемыми константами диссоциации. Приведенные выше равновесия в системе кислота – растворитель, основание – растворитель описываются константами равновесия, называемыми константами диссоциации. Для кислоты Для основания Ka и Kв служат мерой силы электролитов. Чем больше Ka и Kв, тем сильнее электролит. Для сильных электролитов (кислот и оснований) Ka >> 1, Kв >> 1. Кислоты (HCl, HClO4, HNO3, H2SO4) и основания (NaOH, KOH), все соли диссоциируют нацело. Понятием Ka, Kв пользуются на практике только для слабых кислот (органические кислоты) и слабых оснований (NH4OH, пиридин и другие).