🗊Презентация Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3)

Категория: Химия
Нажмите для полного просмотра!
Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №1Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №2Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №3Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №4Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №5Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №6Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №7Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №8Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №9Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №10Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №11Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №12Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №13Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №14Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №15Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №16Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №17
Скачать
Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3). Доклад-сообщение содержит 17 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


Лекция №3 Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии Для студентов 2 курса фармацевтического факультета
Описание слайда:
Лекция №3 Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии Для студентов 2 курса фармацевтического факультета

Слайд 2


Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №2
Описание слайда:

Слайд 3


Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №3
Описание слайда:

Слайд 4


Сильные и слабые электролиты Степень диссоциации α = х / С х – концентрация вещества, продиссоциировавшего на ионы C – начальная концентрация
Описание слайда:
Сильные и слабые электролиты Степень диссоциации α = х / С х – концентрация вещества, продиссоциировавшего на ионы C – начальная концентрация

Слайд 5


Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №5
Описание слайда:

Слайд 6


Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №6
Описание слайда:

Слайд 7


Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №7
Описание слайда:

Слайд 8


Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №8
Описание слайда:

Слайд 9


Слабые многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Слабые многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Н3РO4 ⇄ Н+ + Н2РO4‾ α1 = 28% Н2РO4‾ ⇄ Н+ + НРO42- α2 = 0,612% НРO42- ⇄ Н+ + РO43- α3 = 0,001%. По мере ступенчатой диссоциации сила кислоты уменьшается
Описание слайда:
Слабые многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Слабые многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Н3РO4 ⇄ Н+ + Н2РO4‾ α1 = 28% Н2РO4‾ ⇄ Н+ + НРO42- α2 = 0,612% НРO42- ⇄ Н+ + РO43- α3 = 0,001%. По мере ступенчатой диссоциации сила кислоты уменьшается

Слайд 10


Основные положения теории растворов электролитов, используемых в аналитической химии. (Лекция 3), слайд №10
Описание слайда:

Слайд 11


Закон действующих масс применительно к электролитам aА + bВ ⇄ cС + dD Для водных растворов слабых кислот и оснований НА ⇄ Н+ + А‾ ВОН ⇄ В+ + ОН‾ Равновесные состояния в растворах слабых кислот и оснований характеризуются соответствующими константами равновесия, которые называются константами ионизации (диссоциации).
Описание слайда:
Закон действующих масс применительно к электролитам aА + bВ ⇄ cС + dD Для водных растворов слабых кислот и оснований НА ⇄ Н+ + А‾ ВОН ⇄ В+ + ОН‾ Равновесные состояния в растворах слабых кислот и оснований характеризуются соответствующими константами равновесия, которые называются константами ионизации (диссоциации).

Слайд 12


Закон разбавления Оствальда Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 году и им же подтвержден опытным путём. Устанавливает зависимость между степенью диссоциации и константой диссоциации. НА ⇄ Н+ + А‾ См – концентрация слабой кислоты(моль/дм3); Α – степень диссоциации; Смα – число ионизируемых молекул НА Вильгельм Фридрих Оствальд См(1 – α) – концентрация неионизированных (1853 – 1935) молекул НА Лауреат Нобелевской премии, 1909 Подставляя полученные значения в уравнение константы ионизации, получим: Математическое выражение закона разбавления Оствальда
Описание слайда:
Закон разбавления Оствальда Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 году и им же подтвержден опытным путём. Устанавливает зависимость между степенью диссоциации и константой диссоциации. НА ⇄ Н+ + А‾ См – концентрация слабой кислоты(моль/дм3); Α – степень диссоциации; Смα – число ионизируемых молекул НА Вильгельм Фридрих Оствальд См(1 – α) – концентрация неионизированных (1853 – 1935) молекул НА Лауреат Нобелевской премии, 1909 Подставляя полученные значения в уравнение константы ионизации, получим: Математическое выражение закона разбавления Оствальда

Слайд 13


Сильные электролиты Ионная атмосфера – каждый ион окружается противоположными ионами, что приводит к замедлению движения заряженной частицы. (теория Дебая-Гюккеля) Активностью иона называется эффективная, кажущаяся концентрация, согласно которой он участвует в химических реакциях. а = С·f F – коэффициент активности Понятие f введено датским ученым Бьеррумом в 1918 г.
Описание слайда:
Сильные электролиты Ионная атмосфера – каждый ион окружается противоположными ионами, что приводит к замедлению движения заряженной частицы. (теория Дебая-Гюккеля) Активностью иона называется эффективная, кажущаяся концентрация, согласно которой он участвует в химических реакциях. а = С·f F – коэффициент активности Понятие f введено датским ученым Бьеррумом в 1918 г.

Слайд 14


Ионная сила раствора Силы межионного взаимодействия зависят от концентрации не только данного электролита, но и концентрации всех других электролитов, присутствующих в растворе. Ионная сила раствора - мера интенсивности  электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Поэтому величина f зависит от ионной силы раствора, обозначаемой I, которая учитывает влияние всех присутствующих в растворе электролитов. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом. I = ½(с1z12 + с2z22 +......сnzn2) с – концентрация данного иона; z – заряд иона.
Описание слайда:
Ионная сила раствора Силы межионного взаимодействия зависят от концентрации не только данного электролита, но и концентрации всех других электролитов, присутствующих в растворе. Ионная сила раствора - мера интенсивности  электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Поэтому величина f зависит от ионной силы раствора, обозначаемой I, которая учитывает влияние всех присутствующих в растворе электролитов. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом. I = ½(с1z12 + с2z22 +......сnzn2) с – концентрация данного иона; z – заряд иона.

Слайд 15


Ионное произведение воды Вода – слабый электролит Н2O ⇄ Н+ + OН‾ Константа ионизации (диссоциации) После преобразования К∙[Н2O] = [Н+]·[OН‾] = Kв = 1,0·10-14 Произведение концентраций ионов водорода и ионов гидроксида называется ионным произведением воды.  В воде и водных растворах произведение ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная.
Описание слайда:
Ионное произведение воды Вода – слабый электролит Н2O ⇄ Н+ + OН‾ Константа ионизации (диссоциации) После преобразования К∙[Н2O] = [Н+]·[OН‾] = Kв = 1,0·10-14 Произведение концентраций ионов водорода и ионов гидроксида называется ионным произведением воды.  В воде и водных растворах произведение ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная.

Слайд 16


Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычис­лить концентрацию ионов Н+, если известна концентрация ионов ОНˉ и наоборот. Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычис­лить концентрацию ионов Н+, если известна концентрация ионов ОНˉ и наоборот. Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл. Нейтральная среда [Н+] = [ОН‾] = 10-7 моль/дм3 Кислая среда [Н+] > [ОН‾] [Н+] > 10-7 моль/дм3 Щелочная среда [Н+] < [ОН‾] [Н+] < 10-7 моль/дм3
Описание слайда:
Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычис­лить концентрацию ионов Н+, если известна концентрация ионов ОНˉ и наоборот. Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычис­лить концентрацию ионов Н+, если известна концентрация ионов ОНˉ и наоборот. Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл. Нейтральная среда [Н+] = [ОН‾] = 10-7 моль/дм3 Кислая среда [Н+] > [ОН‾] [Н+] > 10-7 моль/дм3 Щелочная среда [Н+] < [ОН‾] [Н+] < 10-7 моль/дм3

Слайд 17


Водородный показатель Среду водного раствора удобно характеризовать не концентрацией ионов водорода, а водородным показателем. рН = -lg[Н+] нейтральная среда рН = 7 кислая среда pH < 7 щелочная среда pH > 7
Описание слайда:
Водородный показатель Среду водного раствора удобно характеризовать не концентрацией ионов водорода, а водородным показателем. рН = -lg[Н+] нейтральная среда рН = 7 кислая среда pH < 7 щелочная среда pH > 7

Скачать

Похожие презентации
Mypresentation.ru
Загрузить презентацию