🗊Презентация Кислотно-основные равновесия в растворах

Категория: Химия
Нажмите для полного просмотра!
Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №1Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №2Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №3Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №4Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №5Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №6Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №7Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №8Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №9Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №10Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №11Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №12Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №13Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №14Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №15Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №16Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №17Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №18Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №19Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №20Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №21Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №22Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №23Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №24Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №25Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №26Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №27Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №28Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №29Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №30Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №31Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №32Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №33Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №34Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №35Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №36Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №37Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №38Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №39Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №40Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №41Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №42Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №43Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №44Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №45
Скачать

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Кислотно-основные равновесия в растворах. Доклад-сообщение содержит 45 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


Кислотно-основные равновесия в растворах к.х.н., доц. Губанов Александр Иридиевич
Описание слайда:
Кислотно-основные равновесия в растворах к.х.н., доц. Губанов Александр Иридиевич

Слайд 2


Что читать?
Описание слайда:
Что читать?

Слайд 3


Вода Мы живем в мире, где основными растворами, окружающими нас являются растворы воды. Вода, H2O – полярный растворитель. Хорошо растворяются полярные вещества и соли. Вода способствует образованию растворов электролитов, как сильных, так и слабых. Вода плохо проводит электрический ток, то есть сама является слабым электролитом. H2O H+ + OH- Ka = = 1,8•10-16 так как конц. воды в воде константа = 55,56 М. Kw = 55,56• Ka(H2O) = [H+][OH-] = 10-14 при 25 С. Вода протонный растворитель.
Описание слайда:
Вода Мы живем в мире, где основными растворами, окружающими нас являются растворы воды. Вода, H2O – полярный растворитель. Хорошо растворяются полярные вещества и соли. Вода способствует образованию растворов электролитов, как сильных, так и слабых. Вода плохо проводит электрический ток, то есть сама является слабым электролитом. H2O H+ + OH- Ka = = 1,8•10-16 так как конц. воды в воде константа = 55,56 М. Kw = 55,56• Ka(H2O) = [H+][OH-] = 10-14 при 25 С. Вода протонный растворитель.

Слайд 4


Кислоты и основания
Описание слайда:
Кислоты и основания

Слайд 5


Кислоты и основания
Описание слайда:
Кислоты и основания

Слайд 6


Примеры кислот и оснований по Брэнстэду
Описание слайда:
Примеры кислот и оснований по Брэнстэду

Слайд 7


Протонные/апротонные растворители Протонные растворители – одновременно доноры и акцепторы протонов. (Акцепторы за счет не поделённых электронных пар N, O, F) Апротонные растворители: Полярные. Недиссоциирующие жидкости, обладающие сильным сольватирующим эффектом (Ацетонитрил (CH3CN)) Неполярные. Недиссоциирующие жидкости, обладающие слабым сольватирующим эффектом (четыреххлористый углерод СCl4).
Описание слайда:
Протонные/апротонные растворители Протонные растворители – одновременно доноры и акцепторы протонов. (Акцепторы за счет не поделённых электронных пар N, O, F) Апротонные растворители: Полярные. Недиссоциирующие жидкости, обладающие сильным сольватирующим эффектом (Ацетонитрил (CH3CN)) Неполярные. Недиссоциирующие жидкости, обладающие слабым сольватирующим эффектом (четыреххлористый углерод СCl4).

Слайд 8


Вода Правильно: 2H2O H3O + + OH- Из-за природной лени:H2O H+ + OH- Ka = = 1,8•10-16 так как конц. воды в воде константа = 55,56 М. Kw = 55,56• Ka(H2O) = [H+][OH-] = 10-14 при 25 С. Нейтральный раствор, а также чистая вода: [H+] = [OH-] [H+] = [OH-] = 10-7 М
Описание слайда:
Вода Правильно: 2H2O H3O + + OH- Из-за природной лени:H2O H+ + OH- Ka = = 1,8•10-16 так как конц. воды в воде константа = 55,56 М. Kw = 55,56• Ka(H2O) = [H+][OH-] = 10-14 при 25 С. Нейтральный раствор, а также чистая вода: [H+] = [OH-] [H+] = [OH-] = 10-7 М

Слайд 9


Логарифм Функция обратная степени. y = x2 ; lnxy = 2; x – основание логарифма Как правило x = 10; e; 2. 1000 = 103; log101000 = 3 = lg1000 e = 2.718281828… 22026 = e10; ln22026=10 26=64; log264 = 6
Описание слайда:
Логарифм Функция обратная степени. y = x2 ; lnxy = 2; x – основание логарифма Как правило x = 10; e; 2. 1000 = 103; log101000 = 3 = lg1000 e = 2.718281828… 22026 = e10; ln22026=10 26=64; log264 = 6

Слайд 10


Показатель pH, pK, pβ – показатели водорода (водородный показатель), показатель константы равновесия, показатель константы комплексообразования рН = –lg[H+]; рН = –lg[K]; р β = –lg[β]. pOH = [H+] = [OH-] = 10-7 М рН = –lg[H+] = –lg[10-7] = 7 рOН = –lg[OH–] = –lg[10-7] = 7 рН = рOН рН + рOН = 14
Описание слайда:
Показатель pH, pK, pβ – показатели водорода (водородный показатель), показатель константы равновесия, показатель константы комплексообразования рН = –lg[H+]; рН = –lg[K]; р β = –lg[β]. pOH = [H+] = [OH-] = 10-7 М рН = –lg[H+] = –lg[10-7] = 7 рOН = –lg[OH–] = –lg[10-7] = 7 рН = рOН рН + рOН = 14

Слайд 11


pH кислых и основных растворов Протонов больше, чем гидоксид-ионов [H+] > [OH-] – кислый раствор. [H+] < [OH-] – основной раствор. кислый раствор рН < 7 основной раствор рН > 7 Соляная кислота в желудке человека имеет рН = 2, то есть концентрация [H+] = 10-2 М. Помня, что [H+][OH-] = 10-14 (или рН + рOН = 14) рOН = 12, а [OH-] = 10-12.
Описание слайда:
pH кислых и основных растворов Протонов больше, чем гидоксид-ионов [H+] > [OH-] – кислый раствор. [H+] < [OH-] – основной раствор. кислый раствор рН < 7 основной раствор рН > 7 Соляная кислота в желудке человека имеет рН = 2, то есть концентрация [H+] = 10-2 М. Помня, что [H+][OH-] = 10-14 (или рН + рOН = 14) рOН = 12, а [OH-] = 10-12.

Слайд 12


рН Концентрация сильной соляной кислоты равна 1М. Чему равен pH? (Обратите внимание «Пэ Аш» – мужского рода)
Описание слайда:
рН Концентрация сильной соляной кислоты равна 1М. Чему равен pH? (Обратите внимание «Пэ Аш» – мужского рода)

Слайд 13


Всегда ли нейтральный раствор имеет рН=7? K= exp() = exp() + exp() ; Т.е. К зависит от знака < 0. К – падает; > 0. К – растет Согласуется с правилом Ле-Шателье
Описание слайда:
Всегда ли нейтральный раствор имеет рН=7? K= exp() = exp() + exp() ; Т.е. К зависит от знака < 0. К – падает; > 0. К – растет Согласуется с правилом Ле-Шателье

Слайд 14


Всегда ли нейтральный раствор имеет рН=7? H2O H+ + OH- ( > 0) У большинства электролитов мала, так что их диссоциация от температуры зависит слабо. Исключение составляет вода, энтальпия диссоциации которой равна почти 60  кДж/моль.
Описание слайда:
Всегда ли нейтральный раствор имеет рН=7? H2O H+ + OH- ( > 0) У большинства электролитов мала, так что их диссоциация от температуры зависит слабо. Исключение составляет вода, энтальпия диссоциации которой равна почти 60  кДж/моль.

Слайд 15


Сильные и слабые кислоты Сильные кислоты диссоциируют полностью K HCl H+ + Cl- ; C0(HCl), C0(H+) = C0(Cl-). [HCl] = 0; [H+] = [Cl-] = C0(HCl). α = ; α - степень диссоциации. α для сильных кислот, сильных оснований и хорошо растворимых солей равна единице или 100%.
Описание слайда:
Сильные и слабые кислоты Сильные кислоты диссоциируют полностью K HCl H+ + Cl- ; C0(HCl), C0(H+) = C0(Cl-). [HCl] = 0; [H+] = [Cl-] = C0(HCl). α = ; α - степень диссоциации. α для сильных кислот, сильных оснований и хорошо растворимых солей равна единице или 100%.

Слайд 16


Сильные кислоты Пример: Найти конц. Всех частиц в 0,001М НСl. HCl H+ + Cl- Сильная кислота. Диссоциирует нацело. Молекул кислоты не останется [HCl] = 0. [H+] = [Cl-] = C0(HCl) = 10-3 М. Есть еще [OH-]. Рассчитаем из Kw = [H+][OH-] = 10-14; [OH-] = Kw/[H+] = 10-14/10-3= 10-11 M. pH = 3; pOH = 11 ( в сумме 14)
Описание слайда:
Сильные кислоты Пример: Найти конц. Всех частиц в 0,001М НСl. HCl H+ + Cl- Сильная кислота. Диссоциирует нацело. Молекул кислоты не останется [HCl] = 0. [H+] = [Cl-] = C0(HCl) = 10-3 М. Есть еще [OH-]. Рассчитаем из Kw = [H+][OH-] = 10-14; [OH-] = Kw/[H+] = 10-14/10-3= 10-11 M. pH = 3; pOH = 11 ( в сумме 14)

Слайд 17


Слабые кислоты Слабые кислоты диссоциируют частично. HA ⇄ H+ + A-; В начале: ; C0(HА), C0(H+) = C0(А-). Равновесие [HА] ; [H+] = [А-] Степень диссоциации α < 1. α = ; Ka = α зависит от концентрации кислоты. Ka- не зависит от концентраций и зависит только от температуры.
Описание слайда:
Слабые кислоты Слабые кислоты диссоциируют частично. HA ⇄ H+ + A-; В начале: ; C0(HА), C0(H+) = C0(А-). Равновесие [HА] ; [H+] = [А-] Степень диссоциации α < 1. α = ; Ka = α зависит от концентрации кислоты. Ka- не зависит от концентраций и зависит только от температуры.

Слайд 18


Слабые кислоты Как посчитать концентрацию всех частиц в растворе? HA ⇄ H+ + A- Ka = Ka = ; х2 + Kax –Ka C0(HA) =0
Описание слайда:
Слабые кислоты Как посчитать концентрацию всех частиц в растворе? HA ⇄ H+ + A- Ka = Ka = ; х2 + Kax –Ka C0(HA) =0

Слайд 19


Слабые кислоты Лень – двигатель прогресса! Ka = ; . (в том случае если > Ka два и более порядка) ≈ Ka =
Описание слайда:
Слабые кислоты Лень – двигатель прогресса! Ka = ; . (в том случае если > Ka два и более порядка) ≈ Ka =

Слайд 20


Слабые кислоты Посчитаем: Ka(HCN) = 10-10. Найти конц. всех частиц в растворе 0,01 М синильной кислоты. HСN ⇄ H+ + CN- Ka = ; (потом обязательно проверим!!!) > Ka на 8 порядков (это мы еще не проверяем)
Описание слайда:
Слабые кислоты Посчитаем: Ka(HCN) = 10-10. Найти конц. всех частиц в растворе 0,01 М синильной кислоты. HСN ⇄ H+ + CN- Ka = ; (потом обязательно проверим!!!) > Ka на 8 порядков (это мы еще не проверяем)

Слайд 21


Слабые кислоты = = Проверим, верно ли делали пренебрежение: [HCN] = = ; [H+]= [CN-] = ; [OH-] = Kw/[H+] = 10-14/10-6= 10-8 M. pH = 6; pOH = 8 ( в сумме 14)
Описание слайда:
Слабые кислоты = = Проверим, верно ли делали пренебрежение: [HCN] = = ; [H+]= [CN-] = ; [OH-] = Kw/[H+] = 10-14/10-6= 10-8 M. pH = 6; pOH = 8 ( в сумме 14)

Слайд 22


Слабые кислоты
Описание слайда:
Слабые кислоты

Слайд 23


Слабые кислоты = ==3•10-5 Проверим, верно ли делали пренебрежение: Не верно! Надо считать квадратное уравнение
Описание слайда:
Слабые кислоты = ==3•10-5 Проверим, верно ли делали пренебрежение: Не верно! Надо считать квадратное уравнение

Слайд 24


Давайте разбавим 1 М соляную кислоту
Описание слайда:
Давайте разбавим 1 М соляную кислоту

Слайд 25


Самоионизация воды и сильные кислоты
Описание слайда:
Самоионизация воды и сильные кислоты

Слайд 26


Примеры растворов и смесей
Описание слайда:
Примеры растворов и смесей

Слайд 27


Коллоидные растворы Это смеси. Очень тонкие. Растворы промежуточные между истинными растворами и взвесями с размером растворенных частиц от 1 до 100 нм. Коллоидные растворы либо не прозрачны, либо рассеивают свет.
Описание слайда:
Коллоидные растворы Это смеси. Очень тонкие. Растворы промежуточные между истинными растворами и взвесями с размером растворенных частиц от 1 до 100 нм. Коллоидные растворы либо не прозрачны, либо рассеивают свет.

Слайд 28


Истинные растворы Истинные растворы – однофазные, термодинамически устойчивые системы, неограниченно стабильные во времени. Прозрачные системы. Движущими силами образования растворов являются: энтропийный ∆Sсмеш= -R(xlnA+(1-x)lnB) и энтальпийный факторы ∆H = ∆H(A-A) + ∆H(A-A) - ∆H(A-B).
Описание слайда:
Истинные растворы Истинные растворы – однофазные, термодинамически устойчивые системы, неограниченно стабильные во времени. Прозрачные системы. Движущими силами образования растворов являются: энтропийный ∆Sсмеш= -R(xlnA+(1-x)lnB) и энтальпийный факторы ∆H = ∆H(A-A) + ∆H(A-A) - ∆H(A-B).

Слайд 29


Истинные растворы В химической практике наиболее важны растворы, приготовленные на основе жидкого растворителя. Именно жидкие смеси в химии называют просто растворами. Наиболее широко применяемым неорганическим растворителем является вода. Растворы с другими растворителями называются неводными. Если растворитель твердое вещество – то образуется твердый раствор. Мы их изучать не будем.
Описание слайда:
Истинные растворы В химической практике наиболее важны растворы, приготовленные на основе жидкого растворителя. Именно жидкие смеси в химии называют просто растворами. Наиболее широко применяемым неорганическим растворителем является вода. Растворы с другими растворителями называются неводными. Если растворитель твердое вещество – то образуется твердый раствор. Мы их изучать не будем.

Слайд 30


Исинные растворы В конце XIX века в науке существовало 2 полярных взгляда на природу растворов. Один (Менделеев) объяснял свойства растворов образованием химических соединений растворителя с растворенным веществом. Другой (Аррениус, Вант-Гофф) предлагал рассматривать растворенное вещество как газ, частицы которого разделены инертным растворителем. Сейчас очевидно, что во многих реальных растворах имеют место специфические межмолекулярные взаимодействия, т.е. такие взаимодействия, причиной которых являются химические свойства конкретных молекул. Они не могут быть описаны с применением какого-либо универсального потенциала, который пригоден во всех случаях.
Описание слайда:
Исинные растворы В конце XIX века в науке существовало 2 полярных взгляда на природу растворов. Один (Менделеев) объяснял свойства растворов образованием химических соединений растворителя с растворенным веществом. Другой (Аррениус, Вант-Гофф) предлагал рассматривать растворенное вещество как газ, частицы которого разделены инертным растворителем. Сейчас очевидно, что во многих реальных растворах имеют место специфические межмолекулярные взаимодействия, т.е. такие взаимодействия, причиной которых являются химические свойства конкретных молекул. Они не могут быть описаны с применением какого-либо универсального потенциала, который пригоден во всех случаях.

Слайд 31


Способы выражения концентраций Массовая доля: ωмасс = Молярная доля: ωмол = Моляльность: m = Молярность: С = http://ru.wikipedia.org/wiki/Коцентрация_растворов
Описание слайда:
Способы выражения концентраций Массовая доля: ωмасс = Молярная доля: ωмол = Моляльность: m = Молярность: С = http://ru.wikipedia.org/wiki/Коцентрация_растворов

Слайд 32


Влияние конц. на свойства Свойства растворенного вещества изменяются значительно. Соль. Была белой, твердой, тугоплавкой. Углекислый газ. Летучий, без вкуса и запаха. Свойства растворителя (т.е. уже раствора) изменяются в зависимости от количества растворенного вещества. Плавно и, как правило, линейно. ∆Tкип= i *C* b (i – изотонический коэффициент, b –эбуллиоскопическая константа) ∆Tкип= i *C* k (i – изотонический коэффициент, k – криоскопическая константа)
Описание слайда:
Влияние конц. на свойства Свойства растворенного вещества изменяются значительно. Соль. Была белой, твердой, тугоплавкой. Углекислый газ. Летучий, без вкуса и запаха. Свойства растворителя (т.е. уже раствора) изменяются в зависимости от количества растворенного вещества. Плавно и, как правило, линейно. ∆Tкип= i *C* b (i – изотонический коэффициент, b –эбуллиоскопическая константа) ∆Tкип= i *C* k (i – изотонический коэффициент, k – криоскопическая константа)

Слайд 33


Закон Рауля Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причём коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом. Pi = Выводится из уравнения изотермы химической реакции. Энергии Гиббса паров растворителя приравнивают энергии Гиббса растворителя в растворе. Для раствора: G0пар.р-ля + RTlnPр-ля = Goж.р-ля + RTlnXр-ля Для чистого растворителя G0пар.р-ля + RTlnP0р-ля = Goж.р-ля Учитывая закон Клайперона-Клаузиуса Можем показать: ∆Tкип =[ ∆Tпл =[ Действует только разбавленных растворов.
Описание слайда:
Закон Рауля Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причём коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом. Pi = Выводится из уравнения изотермы химической реакции. Энергии Гиббса паров растворителя приравнивают энергии Гиббса растворителя в растворе. Для раствора: G0пар.р-ля + RTlnPр-ля = Goж.р-ля + RTlnXр-ля Для чистого растворителя G0пар.р-ля + RTlnP0р-ля = Goж.р-ля Учитывая закон Клайперона-Клаузиуса Можем показать: ∆Tкип =[ ∆Tпл =[ Действует только разбавленных растворов.

Слайд 34


Концентрированные и разбавленные растворы. В растворе происходит взаимодействие между растворенным веществом и растворителем. В константе и произведении хим. реакции используем активности ai G = G0 + RTlnai ; K = П. ai = γi* Ci lnγi = - β*z2 β – постоянная зависящая от диэлектрической силы растворителя и температуры, = ½ ) Для упрощения мы всегда будем считать, что растворы не зависимо от концентрации являются идеальными (γi = 1) . В произведениях реакции и константах будем использовать С, [A], [B], но помнить, что там должны стоять активности! [A], [B] – в квадратных скобках равновесные концентрации
Описание слайда:
Концентрированные и разбавленные растворы. В растворе происходит взаимодействие между растворенным веществом и растворителем. В константе и произведении хим. реакции используем активности ai G = G0 + RTlnai ; K = П. ai = γi* Ci lnγi = - β*z2 β – постоянная зависящая от диэлектрической силы растворителя и температуры, = ½ ) Для упрощения мы всегда будем считать, что растворы не зависимо от концентрации являются идеальными (γi = 1) . В произведениях реакции и константах будем использовать С, [A], [B], но помнить, что там должны стоять активности! [A], [B] – в квадратных скобках равновесные концентрации

Слайд 35


Растворы электролитов Растворы веществ проводящих электрический ток. В XIX веке знали, что проводимость свойство заряженных частиц (ионов). Однако не понятно, образовались ли ионы в растворе при растворении, или же возникли при приложении электрического поля.
Описание слайда:
Растворы электролитов Растворы веществ проводящих электрический ток. В XIX веке знали, что проводимость свойство заряженных частиц (ионов). Однако не понятно, образовались ли ионы в растворе при растворении, или же возникли при приложении электрического поля.

Слайд 36


Аррениус Отклонения от закона Рауля. Пришлось вводить i – изотонический коэффициент.
Описание слайда:
Аррениус Отклонения от закона Рауля. Пришлось вводить i – изотонический коэффициент.

Слайд 37


Сильные и слабые электролиты Сильные электролиты – хорошо проводят электрический ток. Распадаются на ионы полностью. Растворы всех хорошо растворимых солей, Щелочи (M (OH)y (M=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Sr, Ba, Ra, Tl(I)) Сильные кислоты (HCl, HBr, HI, (внимание! HF - слабая), HClO4, HClO3, H2SO4, H2SeO4, HNO3, CCl3COOH) Слабые электролиты - плохо проводят электрической ток, но все же проводят. Все слабые кислоты и щелочи, плохорастворимые слои
Описание слайда:
Сильные и слабые электролиты Сильные электролиты – хорошо проводят электрический ток. Распадаются на ионы полностью. Растворы всех хорошо растворимых солей, Щелочи (M (OH)y (M=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Sr, Ba, Ra, Tl(I)) Сильные кислоты (HCl, HBr, HI, (внимание! HF - слабая), HClO4, HClO3, H2SO4, H2SeO4, HNO3, CCl3COOH) Слабые электролиты - плохо проводят электрической ток, но все же проводят. Все слабые кислоты и щелочи, плохорастворимые слои

Слайд 38


Сольватация Сольвата́ция (от лат. solvo — растворяю) — электростатическое взаимодействие между частицами (ионами, молекулами) растворенного вещества и растворителя.
Описание слайда:
Сольватация Сольвата́ция (от лат. solvo — растворяю) — электростатическое взаимодействие между частицами (ионами, молекулами) растворенного вещества и растворителя.

Слайд 39


Кислотно-основные равновесия в растворах, слайд №39
Описание слайда:

Слайд 40


Концентрации сильных электролитов При растворении образуется всегда больше ионов, чем исходного вещества. NaCl → Na+ + Cl- - ионов больше в 2 раза. Количество катионов и количество анионов равно количеству взятого NaCl. С(NaCl) = C(Na+) = C(Cl-) AlCl3 → Al3+ + 3Cl- - ионов больше в 4 раза. Количество катионов равно количеству хлорида алюминия, количество анионов в три раза больше изначального хлорида алюминия. С(AlCl3) = C(Al3+) = ⅓C(Cl-) C(Cl-) = 3 С(AlCl3)
Описание слайда:
Концентрации сильных электролитов При растворении образуется всегда больше ионов, чем исходного вещества. NaCl → Na+ + Cl- - ионов больше в 2 раза. Количество катионов и количество анионов равно количеству взятого NaCl. С(NaCl) = C(Na+) = C(Cl-) AlCl3 → Al3+ + 3Cl- - ионов больше в 4 раза. Количество катионов равно количеству хлорида алюминия, количество анионов в три раза больше изначального хлорида алюминия. С(AlCl3) = C(Al3+) = ⅓C(Cl-) C(Cl-) = 3 С(AlCl3)

Слайд 41


Уравнение электронейтральности При растворении незаряженной молекулы количество образующихся положительных зарядов всегда равно количеству отрицательных. (Закон сохранения заряда) NaCl → Na+ + Cl- C(Na+) = C(Cl-) Ba(HSO4)2 → Ba2+ + 2H+ + 2 2[Ba2+] + [H+] = 2 []
Описание слайда:
Уравнение электронейтральности При растворении незаряженной молекулы количество образующихся положительных зарядов всегда равно количеству отрицательных. (Закон сохранения заряда) NaCl → Na+ + Cl- C(Na+) = C(Cl-) Ba(HSO4)2 → Ba2+ + 2H+ + 2 2[Ba2+] + [H+] = 2 []

Слайд 42


Правило фаз
Описание слайда:
Правило фаз

Слайд 43


Осмос В случае, если растворитель и раствор разделены мембраной через который проходят молекулы растворителя, но не проходят молекулы растворенного вещества, то система уравнивает термодинамический потенциал растворителя за счет увеличения давления со стороны раствора. Т.е. чистый растворитель просачивается через мембрану в раствор.
Описание слайда:
Осмос В случае, если растворитель и раствор разделены мембраной через который проходят молекулы растворителя, но не проходят молекулы растворенного вещества, то система уравнивает термодинамический потенциал растворителя за счет увеличения давления со стороны раствора. Т.е. чистый растворитель просачивается через мембрану в раствор.

Слайд 44


Осмос
Описание слайда:
Осмос

Слайд 45


Осмос
Описание слайда:
Осмос

Скачать

Похожие презентации
Mypresentation.ru
Загрузить презентацию