Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №1

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №2

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №3

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №4

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №5

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №6

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №7

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №8

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №9

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №10

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №11

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №12

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №13

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №14

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №15

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №16

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №17

Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена, слайд №18

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена. Доклад-сообщение содержит 18 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:

Слайд 2

Описание слайда:

Содержание Гетерогенное равновесие в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита. Произведение растворимости Влияние на растворимость электролита введения одноименных ионов Условие образования и растворения осадка Реакции обмена в растворах электролитов

Слайд 3

Описание слайда:

Произведение растворимости Гетерогенное равновесие в насыщенном водном растворе малорастворимого сильного электролита KmAn между осадком электролита и его ионами в растворе KmAn(к) mKn+ + nAm- осадок ионы в растворе Константа данного равновесия – произведение растворимости (ПР) ПР = Kn+mAm-n Kn+m, Am-n – равновесные концентрации ионов, моль/л m и n – стехиометрические коэффициенты В справочных таблицах приведены значения ПР при Т = 298К (250С)

Слайд 4

Описание слайда:

Значения ПР малорастворимых электролитов при 250С В насыщенном растворе сильного малорастворимого электролита произведение равновесных молярных концентраций катионов и анионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при постоянной температуре есть величина постоянная Для фосфата бария Ba3(PO4)2(к) 3Ba2+ + 2PO43- Для сульфида серебра (I) Ag2S(к) 2Ag+ + S2- Меньше значение ПР меньше растворимость вещества

Слайд 5

Описание слайда:

Расчет растворимости СаСО3 Обозначим S – растворимость карбоната кальция , моль/л – растворимость карбоната кальция , г/л Равновесие в насыщенном растворе карбоната кальция СаСО3(к) Са2+ + СО32- Сa2+ = СО32- = 6,6105 моль/л. Растворимость (г/л) связана с растворимостью S (моль/л)

Слайд 6

Описание слайда:

Соотношение растворимости и ПР Для малорастворимого электролита KmAn, растворимость которого S KmAn(к) mKn+ + nAm- Концентрации ионов (моль/л) Kn+ = mS Am- = nS Произведение растворимости ПР = Kn+mAm-n = (mS)m(nS)n = mmnnSm+n Растворимость (моль/л)

Слайд 7

Описание слайда:

Расчет растворимости Сa3(PO4)2 и Ag2S Растворимость Сa3(PO4)2 (m = 3, n = 2) Растворимость Ag2S (m = 2, n = 1) Для однотипных по составу веществ по значениям ПР можно сравнивать растворимость >> сульфат серебра (I), растворим значительно лучше, чем сульфид серебра (I)

Слайд 8

Описание слайда:

Влияние на растворимость электролита введения одноименных ионов Если в равновесную систему KmAn(к) m Kn+ + n Am- добавить сильный электролит KB, сильный электролит MA, содержащий одноименные содержащий одноименные ионы Kn+ ионы Am- KB = Kn+ + Bn- MA = Mm+ + Am- повышается концентрация ионов Kn+ или Am- равновесие смещается в сторону образования осадка Введение в раствор одноименных ионов приводит к уменьшению растворимости электролита

Слайд 9

Описание слайда:

Расчет растворимости CdCO3 СdСО3(к) Сd2+ + СО32- Растворимость карбоната кадмия Расчет растворимости карбоната кадмия в 0,1М растворе Na2CO3 Концентрация карбонат-ионов в насыщенном растворе карбоната кадмия СО32- = S = 2,28106 моль/л в присутствии карбоната натрия Концентрация ионов кадмия в присутствии карбоната натрия Растворимость карбоната кадмия в 0,1М растворе Na2CO3

Слайд 10

Описание слайда:

Условие выпадения и растворения осадка Используя значение ПР, можно определить возможность образования или растворения осадка в растворе заданного состава Произведение молярных концентраций ионов малорастворимого сильного электролита в заданном в насыщенном растворе – ПК растворе – ПР ПК>ПР – раствор пересыщенный – образуется осадок ПК

Слайд 11

Описание слайда:

Определение возможности образования осадка BaSO4 Определите, образуется ли осадок BaSO4 при сливании равных объемов 0,001 М растворов Ba(NO3)2 и Na2SO4 Ba(NO3)2 = Ba2+ + 2NO3- Na2SO4 = 2Na+ + SO42- Концентрации ионов в исходных растворах после сливания (V в 2 раза) осадок сульфата бария образуется 2,510-7  1,110-10

Слайд 12

Описание слайда:

Реакции обмена в растворах электролитов Обменные реакции (реакции обмена) – реакции в растворах электролитов, в ходе которых не изменяются степени окисления элементов Обменные реакции протекают практически необратимо, если в результате образуются малорастворимые, газообразные вещества или слабые электролиты. Сущность происходящих в растворе процессов выражают ионными уравнениями. В ионных уравнениях учитывают растворимость и относительную степень диссоциации электролитов При составлении ионных уравнений в виде ионов записывают только растворимые сильные электролиты. Все остальные вещества (неэлектролиты, слабые или малорастворимые электролиты) записывают в молекулярной форме

Слайд 13

Описание слайда:

Примеры необратимых реакций обмена Образование малорастворимого вещества (осадка) Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2 + 2KNO3 Pb2+ + 2I- = PbI2 Образование газообразного вещества Na2S + 2HCl = H2S + 2NaCl S2- + 2H+ = H2S Образование слабых электролитов CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl CH3COO- + H+ = CH3COOH Образование соединения, которое распадается на газообразное вещество и слабый электролит Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + CO2 + H2O CO32- + 2H+ = CO2 + H2O Образование комплексного соединения Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2Zn(OH)4 Zn(OH)2 + 2OH- = Zn(OH)42-

Слайд 14

Описание слайда:

Направление реакций обмена Реакции, в которых исходные вещества и продукты реакции содержат малорастворимые соединения, должны быть обратимыми AgCl(к) + KI AgI(к) + KCl Направление реакции можно определить по значению константы равновесия AgCl(к) + I- AgI(к) + Cl- Умножаем числитель и знаменатель на Ag+ Кс  1 данная реакция практически необратимо протекает в прямом направлении AgCl(к) + KI = AgI(к) + KCl

Слайд 15

Описание слайда:

Определение направления реакции MnS + 2HCl H2S + MnCl2 MnS + 2H+ H2S + Mn2+ После умножения на [S2-] и перегруппировки KC >> 1 – равновесие сильно смещено в сторону прямой реакции, реакция практически необратима MnS + 2HCl = H2S + MnCl2

Слайд 16

Описание слайда:

Определение направления реакции CuS + 2HCl H2S + CuCl2 CuS + 2H+ H2S + Cu2+ KC

Слайд 17

Описание слайда:

Заключение Константу равновесия в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита между осадком электролита и его ионами в растворе называют произведением растворимости Обменные реакции (реакциями обмена) ‑ реакции в растворах электролитов, в ходе которых не изменяются степени окисления элементов Обменные реакции протекают практически необратимо, если в результате образуются малорастворимые, газообразные вещества или слабые электролиты. Реакции, в которых исходные вещества и продукты реакции содержат малорастворимые или слабые электролиты, идут в сторону образования более слабых и менее растворимых электролитов

Слайд 18

Описание слайда:

Рекомендуемая литература Никольский А.Б., Суворов А.В. Химия. - СПб: Химиздат, 2001 Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 1994 Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия. - М.: Химия, 2000 Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 2007 Неорганическая химия. В 3 т. Т. 1: Физико-химические основы неорганической химии. Под ред. Ю. Д. Третьякова. - М.: Академия, 2004 Лидин Р.А. Задачи по общей и неорганической химии. - М.: ВЛАДОС, 2004 Гаршин А.П. Неорганическая химия в схемах, рисунках, таблицах, формулах, химических реакциях. - СПб.: Лань, 2000