Обменные реакции в растворах электролитов - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №1

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №2

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №3

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №4

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №5

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №6

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №7

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №8

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №9

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №10

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №11

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №12

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №13

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №14

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №15

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №16

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №17

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №18

Обменные реакции в растворах электролитов, слайд №19

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Обменные реакции в растворах электролитов. Доклад-сообщение содержит 19 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:

Тема 10. Обменные реакции в растворах электролитов 10.1. Направление обменных реакций.

Слайд 2

Описание слайда:

Обменными принято называть реакции, в которых реагирующие молекулы и ионы, сталкиваясь, передают друг другу какие-либо частицы Сущность протекающих при обменных реакциях процессов наиболее полно выражают уравнения реакций в ионно-молекулярной форме. При записи уравнения реакции в ионно-молекулярной форме газы, слабые и средние электролиты записывают в виде молекул, а сильные – в виде ионов. NaOH + HBr→ NaBr + H2O Na+ + OH- + H++ Br-→ Na++ Br- + H2O H++ OH- → H2O Любая ионообменная реакция протекает в сторону образования слабого электролита. Если в результате реакции слабого электролита не образуется, реакция не идет.

Слайд 3

Описание слайда:

Необратимый обменные реакции Если слабый электролит или газ присутствует только в продуктах реакции, реакция необратимо протекает только в прямом направлении:

Слайд 4

Описание слайда:

Обратимые обменные реакции Если слабый электролит или газ присутствует как в исходных веществах, так и в продуктах реакции, реакция обратима и может протекать как в прямом, так и в обратном направлении CH3COOH + KOH ⇄ CH3COOK + H2O Равновесие смещено в сторону образования более слабого электролита CH3COOH + K++OH- ⇄ CH3COO-+K++ H2O CH3COOH + OH- ⇄ CH3COO-+ H2O NH4OH + HNO3 ⇄ NH4NO3 + H2O NH4OH + H++ NO3- ⇄ NH4+ +NO3- +H2O NH4OH + H+ ⇄ NH4+ + H2O Реакции нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания обратимы.

Слайд 5

Описание слайда:

10.2. Гидролиз Гидролиз – это взаимодействия вещества с водой, при кото-ром составные части вещества соединяются с составными частями воды. Процесс гидролиза солей – это процесс обратный реакции нейтрализации. 10.2.1. Влияние природы соли на процесс гидролиза 1) Соли, образованные сильным основанием и сольной кислотой

Слайд 6

Описание слайда:

2) Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой: 2) Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой:

Слайд 7

Описание слайда:

Слайд 8

Описание слайда:

10.2.2. Количественные характеристики процесса гидролиза солей 1.Равновесие процесса гидролиза характеризуется константой гидролиза Кг: а) Соль образована слабым основанием и сильной кислотой: NH4Cl + H2O ⇄ NH4Cl + HCl NH4++ HOH ⇄ NH4+ + H+ Kt+ + HOH ⇄ KtOH + H+

Слайд 9

Описание слайда:

Слайд 10

Описание слайда:

10.2.3. Влияние концентрации соли на процесс гидролиза. По мере разбавления раствора степень гидролиза возрастает

Слайд 11

Описание слайда:

10.3. реакции с образованием осадков. Произведение растворимости Ba(NO3)2+Na2SO4 → BaSO4↓+ 2NaNO3

Слайд 12

Описание слайда:

Практическое использование величины ПР 1) вычисление величины растворимости (s) соли:

Слайд 13

Описание слайда:

2) Последовательное (дробное) осаждение солей из раствора 2) Последовательное (дробное) осаждение солей из раствора

Слайд 14

Описание слайда:

3) Определение условий выпадения осадка при сливании растворов двух солей 3) Определение условий выпадения осадка при сливании растворов двух солей

Слайд 15

Описание слайда:

Слайд 16

Описание слайда:

10.4. Жесткость природных вод Природные воды, содержащие в растворе большое количество солей кальция и магния называются жесткими. Суммарное содержание этих солей в воде называется ее общей жесткостью. Количественно жесткость выражают в миллимоль эквивалентов ионов кальция или магния на литр природной воды.

Слайд 17

Описание слайда:

Слайд 18

Описание слайда:

Система водоподготовки 1. Освобождение от грубодисперсных примесей (отстой, фильтрация) 2. Защелачивание (до рН 6,5-7,5). Цель – снижение коррозионной агрессивности. 3. Обработка сульфатом алюминия с последующим отстоем и фильтрацией. Цель – удаление мелкодисперсных примесей. Al2(SO4)3 +6NaOH → 2Al(OH)3 + 3Na2SO4 Al(OH)3 - творожистый осадок с большой адсорбционной способностью. 4. Водоумягчение а) для воды с временной жесткостью – кипячение: Mg(HCO3)2 → Mg(OH)2+2CO2 Ca(HCO3)2 → CaCO3+CO2+H2O

Слайд 19

Описание слайда:

б) для воды с постоянной жесткостью – химическая обработка воды б) для воды с постоянной жесткостью – химическая обработка воды CaCl2+Na2CO3 → CaCO3↓+NaCl MgCl2+Na2CO3 +H2O→ Mg(OH)2 + CO2 + NaCl в) ионный обмен