Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №1

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №2

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №3

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №4

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №5

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №6

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №7

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №8

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №9

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №10

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №11

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №12

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №13

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №14

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №15

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №16

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №17

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №18

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №19

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №20

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №21

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №22

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы, слайд №23

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы. Доклад-сообщение содержит 23 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:

Лекция 3. Протолитические равновесия и процессы

Слайд 2

Описание слайда:

Теория электролитической диссоциации Аррениуса пригодна лишь для водных растворов, в неводных растворителях она несостоятельна. Теория электролитической диссоциации Аррениуса пригодна лишь для водных растворов, в неводных растворителях она несостоятельна. Например, NH4Cl, ведущий себя как соль в водном растворе, при растворении в жидком аммиаке проявляет свойства кислоты, растворяя металлы с выделением водорода: NH3 2NH4Cl + Ca = 2NH3 + CaCl2 + H2. Мочевина CO(NH2)2, растворяясь в безводной уксусной кислоте, проявляет свойства основания, в жидком аммиаке – свойства кислоты, а ее водные растворы – нейтральны. В связи с этим была выдвинута протолитическая теория, позволившая расширить класс кислот и оснований.

Слайд 3

Описание слайда:

Протолитическая теория кислот и оснований (Теория Бренстеда-Лоури) Кислота – молекула или ион, способные отдавать Н+ (протон). Кислота – донор протонов. Основание - молекула или ион, способные присоединять Н+ (протон). Основание – акцептор протонов.

Слайд 4

Описание слайда:

Протонная теория объясняет кислотные и оснoвные свойства веществ происходящими между ними процессами протолиза - обмена протонами. Протонная теория объясняет кислотные и оснoвные свойства веществ происходящими между ними процессами протолиза - обмена протонами. Реакция обратима, что приводит всю систему в состояние протолитического равновесия.

Слайд 5

Описание слайда:

Амфолитами являются: вода; гидроксиды (Zn, Al, Pb, Sn, Cr); гидроанионы многоосновных кислот (НСО3-, НРО42-, Н2РО4-); аминокислоты Амфолитами являются: вода; гидроксиды (Zn, Al, Pb, Sn, Cr); гидроанионы многоосновных кислот (НСО3-, НРО42-, Н2РО4-); аминокислоты

Слайд 6

Описание слайда:

Жидкие протонсодержащие растворители вступают в обратимую реакцию автопротолиза. Например, для воды: Жидкие протонсодержащие растворители вступают в обратимую реакцию автопротолиза. Например, для воды: 2Н2О = Н3О+ + ОН- или упрощенно Н2О = Н+ + ОН- Состояние равновесия в этом случае характеризуется ионным произведением воды Kw: K w = [OH-] х [H3O+] При 25 оС K w = 10-14 и [OH-] = [H3O+] = 10-7 моль/л Содержание катионов оксония [H3O+] и гидроксид-ионов [OH-] удобно выражать через водородный показатель рН и гидроксидный показатель рОН.

Слайд 7

Описание слайда:

Водородный показатель рН – это отрицательный десятичный логарифм активности водородных ионов: рН = - lg cн+. Водородный показатель рН – это отрицательный десятичный логарифм активности водородных ионов: рН = - lg cн+. Аналогично, рОН – это отрицательный десятичный логарифм активности ионов ОН-: рОН = - lg cон-. Логарифмируя уравнение КW = [Н+] [ОН-], получаем: - lg cн+ + (- lg cон-) = -lg КW = -lg 10-14 или рН + рОН = 14. Шкала кислотности воды составляет 14 единиц. рН нейтрального раствора равно 7. При рН < 7 - кислая среда, При рН > 7 - щелочная среда.

Слайд 8

Описание слайда:

Растворенные в воде вещества выполняющие по отношению к ней функции кислоты или основания, называют протолитами в водном растворе. Растворенные в воде вещества выполняющие по отношению к ней функции кислоты или основания, называют протолитами в водном растворе. Если протолит HA (молекула или ион) - кислота, то обратимая реакция протолиза имеет вид: HA + H2O ↔ A- + H3O+ (1), а состояние протолитического равновесия (1) характеризуется константой кислотности Kа: Kа = ([A-] х [H3O+]) / [HA] Значение Kа определяет силу кислоты в водном растворе. 10-1 < Ka < 10-1 сильные к-ты слабые к-ты

Слайд 9

Описание слайда:

Если протолит A- (молекула или ион) - основание, то обратимая реакция протолиза имеет вид: Если протолит A- (молекула или ион) - основание, то обратимая реакция протолиза имеет вид: A- + H2O ↔ HA + OH- (2), а состояние протолитического равновесия (2) характеризуется константой основности Kb: Kb = ([HA] х [OH-]) / [A-] Значение Kb определяет силу основания в водном растворе. 10-1 < Kb < 10-1 сильные осн-я слабые осн-я

Слайд 10

Описание слайда:

Для каждой сопряженной пары кислота/основание значения Kа и Kb связаны соотношением: Для каждой сопряженной пары кислота/основание значения Kа и Kb связаны соотношением: Ka х Kb = Kw Соотношение справедливо только в области разбавленных (от 0,0005 до 0,1 моль/л) водных растворов. В растворах с концентрацией более 0,1 моль/л Kw зависит от количества растворенного вещества.

Слайд 11

Описание слайда:

Расчет рН кислот и оснований Кислоты сильные слабые рН = - lgСк-та рН = - lg(α  Ск-та) или рН = ½ (рКa – lgСк-та), где рКa = - lg Ка Основания сильные слабые рН = 14 + lgСосн рН = 14 + lg(α  Сосн) или рН = 14 - ½ (рКb – lgСосн), где рКb = - lg Кb

Слайд 12

Описание слайда:

Слайд 13

Описание слайда:

Буферные системы Буферными называют растворы, способные сохранять значение рН при разбавлении или добавлении небольших количеств кислоты или щелочи. К таким растворам относят: Растворы, содержащие слабую кислоту и соль этой кислоты и сильного основания (СН3СООН + СН3СООNa); Растворы, содержащие слабое основание и соль этого основания и сильной кислоты (NH4OH + NH4Cl); Растворы, содержащие соли многоосновных кислот (Na2HPO4 + NaH2PO4). Растворы амфолитов (аминокислот, белков).

Слайд 14

Описание слайда:

Механизм поддержания рН Механизм поддержания рН Рассмотрим ацетатный буферный раствор: СН3СООН  СН3СОО- + Н+; СН3СООNa  СН3СОО- + Na+. + Н+: СН3СОО- + Н+  СН3СООН + ОН-: СН3СООН + ОН-  СН3СОО- + Н2О

Слайд 15

Описание слайда:

Слайд 16

Описание слайда:

Буферная емкость Величину, характеризующую способность буферного раствора противодействовать смещению реакции среды при добавлении кислот и щелочи, называют буферной ёмкостью раствора. Буферная ёмкость (В) - количество моль эквивалентов сильной кислоты или щелочи, добавление которой к 1 л буферного раствора изменяет рН на единицу. Буферная емкость по кислоте (моль/л или ммоль/л):

Слайд 17

Описание слайда:

Буферная ёмкость зависит от: Буферная ёмкость зависит от: природы добавляемых веществ и компонентов буферного раствора. исходной концентрации компонентов буферной системы. Чем больше количества компонентов кислотно-основной пары в растворе, тем больше буферная ёмкость этого раствора. 3) соотношения концентраций компонентов буферного раствора, а следовательно и от рН.

Слайд 18

Описание слайда:

Максимальная буферная емкость, т.е. наибольшая способность этой системы противостоять изменению рН, соответствует значению рН = рК. При этом Ссоли/Ск-та = 1. Максимальная буферная емкость, т.е. наибольшая способность этой системы противостоять изменению рН, соответствует значению рН = рК. При этом Ссоли/Ск-та = 1. Интервал рН = рК  1, называется зоной буферного действия системы. Это соответствует интервалу соотношения Ссоли/Ск-ты от 1/10 до 10/1.

Слайд 19

Описание слайда:

Буферные системы крови Нормальное значение рН плазмы крови 7,40  0,05.

Слайд 20

Описание слайда:

Кислотно-основное состояние организма (КОС) Для оценки состояния буферных систем и выяснения причин сдвигов КОС предложены следующие показатели, которые определяются с помощью микрометода Аструпа: Ва - буферная емкость по кислоте: крови – 0,05 моль/л; плазмы – 0,03 моль/л; сыворотки – 0,025 моль/л; рН - концентрация водородных ионов - в норме 7,35-7,45. рСО2 - парциальное давление СО2 - в норме 40±5 мм. рт. ст, SB — стандартный бикарбонат, содержание НСОз- в крови при стандартных условиях — в норме 24,4±3 ммоль/л. ВВ — буферные основания, общее содержание в крови всех буферных оснований — в норме 42±3 ммоль/л. BE — избыток (или дефицит) буферных оснований, показывает изменение ВВ по сравнению с нормой — в норме ±3 ммоль/л.

Слайд 21

Описание слайда:

Слайд 22

Описание слайда:

Слайд 23

Описание слайда:

Коррекция КОС Коррекция КОС 1. Выявление причин их возникновения: нарушение процессов дыхания (респираторный ацидоз или алкалоз) или процессов пищеварения и выделения (метаболический ацидоз или алкалоз). 2. При ацидозе: 4,5% NaHCO3, V = ½ BE · mтела(кг) или V = mтела(кг)· tост. сердца(мин) лучше 3,66% р-р трисамина или 11% р-р лактата натрия. 3. При алкалозе: 5% р-р аскорбиновой кислоты.