Лекция 4. Методы количественного химического анализа - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №1

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №2

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №3

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №4

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №5

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №6

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №7

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №8

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №9

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №10

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №11

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №12

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №13

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №14

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №15

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №16

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №17

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №18

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №19

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №20

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №21

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №22

Лекция 4. Методы количественного химического анализа, слайд №23

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Лекция 4. Методы количественного химического анализа. 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 4 Методы количественного химического анализа

Слайд 2

Описание слайда:

Слайд 3

Описание слайда:

Слайд 4

Описание слайда:

Титриметрические методы Основы титриметрических методов z1Х + z2R → z3Р Для использования в титриметрическом анализе, химические реакции должны протекать: 1) стехиометрично, т.е. в соответствии с уравнением химической реакции; 2) быстро; 3) количественно, т.е. химическое равновесие должно быть сдвинуто в сторону образования продуктов реакции (выход продукта реакции должен составлять не менее 99,9 %); 4) точка эквивалентности должна фиксироваться надежным, простым и быстрым способом (наиболее часто - с помощью соответствующих индикаторов).

Слайд 5

Описание слайда:

Слайд 6

Описание слайда:

Слайд 7

Описание слайда:

Закон эквивалентов или эквивалентных соотношений

Слайд 8

Описание слайда:

Слайд 9

Описание слайда:

Свойства индикаторов KInd Ind1  х + Ind2 окраска 1 окраска 2

Слайд 10

Описание слайда:

Основные расчетные формулы титриметрии Расчеты титриметрических определений основаны на использовании закона эквивалентов или эквивалентных соотношений:

Слайд 11

Описание слайда:

Закон эквивалентов можно выразить и через массу определяемого вещества: Закон эквивалентов можно выразить и через массу определяемого вещества:

Слайд 12

Описание слайда:

Слайд 13

Описание слайда:

Метод кислотно-основного титрования Протолитические равновесия Современные представления о кислотах и основаниях: 1. Теория Аррениуса была создана в конце XIX века. Согласно теории Аррениуса кислотой является электронейтральное вещество, которое при растворении диссоциирует с образованием иона водорода (Н+), а основанием – вещество, которое диссоциирует с образованием гидроксид-иона (ОН-). 2. Теория Бренстеда и Лоури была разработана в 1923 году. В соответствии с ней кислота – вещество, способное отдавать протон, а основание – вещество, способное принимать протон. 3. Теория Льюиса была также создана в 1923 году. Согласно теории Льюиса кислота – вещество, являющееся акцептором электронов, основание – донором электронов, а кислотно-основное взаимодействие сводится к образованию донорно-акцепторной связи.

Слайд 14

Описание слайда:

Применительно к аналитической химии удобнее всего использовать теорию Брнстеда-Лоури. Обозначим кислоту, способную отдавать протон, как НА, основание – как В, уравнение реакции между ними можно записать следующим образом: Применительно к аналитической химии удобнее всего использовать теорию Брнстеда-Лоури. Обозначим кислоту, способную отдавать протон, как НА, основание – как В, уравнение реакции между ними можно записать следующим образом: НА + В → НВ+ + А- кислота 1 основание 2 сопряженная сопряженное кислота 2 основание 1 Данное уравнение показывает, что кислота и основание взаимосвязаны: каждой кислоте соответствует сопряженное основание, образующееся при отщеплении протона, а каждому основанию соответствует своя кислота, образующаяся в результате присоединения протона. Сопряженную кислотно-основную пару называют протолитической парой. Примеры протолитических пар: 1) НА – А--; 2) ВН+ – В. Кислоту и основание протолитической пары называют протолитами.

Слайд 15

Описание слайда:

Некоторые соединения могут проявлять как свойства кислот, так и свойства оснований; их называют амфипротными соединениями или амфолитами. Типичным представителем амфолитов является вода. Некоторые соединения могут проявлять как свойства кислот, так и свойства оснований; их называют амфипротными соединениями или амфолитами. Типичным представителем амфолитов является вода. Автопротолиз – протолитическая реакция между двумя молекулами амфипротного растворителя, одна из которых проявляет протонодонорные свойства (кислота), а другая – протоноакцепторные свойства (основание): Н2О + Н2О ↔ Н3О+ + ОН- ион гидроксония гидроксид - ион В общем случае: HSolv + HSolv ↔ H2Solv+ + Solv- ион лиония ион лиата

Слайд 16

Описание слайда:

Выражение для константы равновесия автопротолиза воды Выражение для константы равновесия автопротолиза воды

Слайд 17

Описание слайда:

Из значения KW получим, что при 25оС в водном растворе [Н+] = [ОН-]= 10-7 моль/л (среда нейтральная). Если [Н+] > 10-7 – среда кислая; при [Н+] 10-7 – среда кислая; при [Н+]

Слайд 18

Описание слайда:

Кислоты (НА) и основания (ВОН) в водных растворах способны диссоциировать на ионы: Кислоты (НА) и основания (ВОН) в водных растворах способны диссоциировать на ионы: НА + Н2О ↔ Н3О+ + А- или НА ↔ Н+ + А- , В + Н2О ↔ ВН+ + ОН- или ВОН ↔ В+ + ОН- . В зависимости от способности к диссоциации различают сильные и слабые кислоты (основания). Сильные кислоты и основания диссоциируют в растворах практически полностью, т.е. приведенные выше равновесия смещены вправо. В качестве примеров сильных кислот можно привести HCl, HNO3, HClO4; сильных оснований: NaOH, KOH. Слабые кислоты (основания) диссоциируют частично, т.е. в растворе устанавливается равновесие, которое можно охарактеризовать соответствующей константой диссоциации (ионизации) кислоты – KA или основания – KB:

Слайд 19

Описание слайда:

рKа (рKв) – показатель силы кислоты (основания): рKа (рKв) – показатель силы кислоты (основания): чем больше рKа (рKв), тем слабее кислота (основание). Между константами одной протолитической пары в одном и том же растворителе существует взаимосвязь через константу автопротолиза растворителя. Для водных растворов: KA∙KВ = 10-14 или pKА + pKВ = 14 . Чем больше pKА, тем слабее кислота и тем сильнее сопряженное с ним основание.

Слайд 20

Описание слайда:

Вычисление рН растворов сильных кислот и оснований В водном растворе сильной кислоты имеет место равновесие : НА ↔ Н+ + А-. С целью упрощения записей введем следующие обозначения: С(НА) – общая концентрация кислоты (моль/л), С(Н+) – общая концентрация протонов (моль/л), [H+] – равновесная концентрация протонов (моль/л). Так как кислота сильная, и она практически полностью диссоциирует в растворе, то: С(Н+) = [H+] = С(НА). Следовательно, рН раствора сильной кислоты можно вычислить по формуле: рН = -lg[H+] = - lgC(HA), т.е. рН = - lgC(HA). Для сильных оснований: рОН = - lg[ОH-] = - lgC(ВОН), т.е. рОН =-lgC(ВОН) . Учитывая, что рН = 14 – рОН , получим: рН = 14 + lgС(ВОН) .

Слайд 21

Описание слайда:

Вычисление рН растворов слабых кислот и оснований Пусть НА – слабая кислота, которая диссоциирует в водном растворе частично. При этом устанавливается равновесие, которое характеризуется соответствующей константой диссоциации (ионизации) кислоты – KA: КА НА ↔ Н+ + А- Обозначим общую концентрацию слабой кислоты – С(НА), а равновесную концентрацию (точнее – активность) ионов водорода через х, причем х = [Н+] = [А-]. Подставим соответствующие обозначения в формулу, отвечающую константе диссоциации слабой кислоты: .

Слайд 22

Описание слайда:

При отрицательном логарифмировании выражения получим уравнение для вычисления рН в растворах слабых кислот: При отрицательном логарифмировании выражения получим уравнение для вычисления рН в растворах слабых кислот:

Слайд 23

Описание слайда:

Вопросы для самопроверки по теме Вопросы для самопроверки по теме Раскройте сущность титриметрического метода анализа. Перечислите типы реакций, применяемых в титриметрии, и требования, предъявляемые к ним. Дайте определения понятиям: титрование, титрант, точка эквивалентности, конечная точка титрования, степень оттитровывания, кривая титрования и скачок титрования. Сформулируйте закон, лежащий в основе титриметрических методов, и приведите основные расчетные формулы титриметрии. Расскажите о способах фиксирования точки эквивалентности. С какой целью в титриметрии используют индикаторы? Какие типы индикаторов Вы знаете? Что характеризует интервал перехода окраски индикатора и показатель титрования индикатора? Сформулируйте принцип выбора индикаторов при титровании. Расскажите о способах приготовления титрантов. Приведите основные расчетные формулы, применяемые для этой цели. Каким образом, и с какой целью проводится процедура стандартизации титрантов? Что такое фиксанал, и для чего он используется? Перечислите требования, которым должны отвечать вещества, используемые в качестве первичных стандартов (установочных веществ). Опишите основные способы титрования (прямое, обратное или титрование по остатку и титрование заместителя). Каким образом проводят расчеты результатов титриметрических определений при использовании этих методов? Опишите основные приемы титрования с использованием метода отдельных навесок и метода пипетирования. Перечислите преимущества и ограничения титриметрических методов анализа.