Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах

Нажмите для полного просмотра!

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №2

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №3

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №4

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №5

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №6

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №7

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №8

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №9

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №10

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №11

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №12

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №13

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №14

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №15

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №16

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №17

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №18

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №19

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №20

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №21

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №22

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №23

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №24

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №25

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №26

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №27

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №28

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №29

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №30

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №31

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №32

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №33

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №34

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №35

Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах, слайд №36

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах. Доклад-сообщение содержит 36 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: ПРОТОЛИТИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДНЫХ И НЕВОДНЫХ РАСТВОРАХ.

Слайд 2

Описание слайда:

В 1923г датский ученый Бренстед и английский ученый Лоури разработали В 1923г датский ученый Бренстед и английский ученый Лоури разработали протонную (протолитическую) теорию кислот и оснований, согласно которой кислота – это атом, молекула или ион, способные отдавать протон водорода (Н+), донор протонов, а основание - это атом, молекула или ион, способные принимать протон водорода, акцептор (Н+) протонов.

Слайд 3

Описание слайда:

Кислотные свойства соединений проявляются лишь в присутствии оснований, а основные свойства лишь в присутствии кислот. От кислоты к основанию переходит Н+ - такие реакции называются протолитическими, а равновесия в системе с переносом Н+ называются протолитические равновесия. Кислотные свойства соединений проявляются лишь в присутствии оснований, а основные свойства лишь в присутствии кислот. От кислоты к основанию переходит Н+ - такие реакции называются протолитическими, а равновесия в системе с переносом Н+ называются протолитические равновесия.

Слайд 4

Описание слайда:

Кислота, отдавая Н+, превращается в основание, которое называется сопряженным. Кислота, отдавая Н+, превращается в основание, которое называется сопряженным. Н+ СН3СООН + Н2О ↔ СН3СОО- + Н3О+ кислота основание с.о с.к

Слайд 5

Описание слайда:

Три типа кислот и оснований: Три типа кислот и оснований: Нейтральные: кислоты (HCl, H2SO4, H3PO4) основания (NH3, H2O, C2H5OH) Катионные: кислоты (NH4+, H3O+,) основания(-NH3+, NH2+) Анионные: кислоты (HSO4-, H2PO4-) основания (Cl-, СН3СОО-, ОН-)

Слайд 6

Описание слайда:

Типы протолитических реакций: Типы протолитических реакций: Автопротолиз, сольволиз (самоионизация) Н2О + Н2О ↔ ОН- + Н3О+ к о с.о. с.к. СН3СООН+СН3СООН↔СН3СОО-+СН3СООН2+ к о с.о с.к ацетат ион ион ацетония

Слайд 7

Описание слайда:

Реакции ионизации Реакции ионизации НСN + Н2О ↔ Н3О+ + СN- к о с.к с.о NH3 + Н2О ↔ NH4+ + ОН- о к с.к с.о

Слайд 8

Описание слайда:

Реакции нейтрализации ОН- + Н3О+↔ Н2O + Н2O о к с.к с.о Реакции гидролиза: NH4+ + Н2O ↔ NH3 + Н3О+ к о с.о с.к СН3СОО- + Н2O ↔ СН3СООН + ОН- о к с.к с.о

Слайд 9

Описание слайда:

Протолитические кислотно-основные равновесия могут иметь место не только в Н2O, но и в других растворителях, например в жидком аммиаке: Протолитические кислотно-основные равновесия могут иметь место не только в Н2O, но и в других растворителях, например в жидком аммиаке: СН3СООН + NH3 ↔ СН3СОО- + NH4+ к о с.о с.к в безводном НF: С2Н5ОН + НF ↔ С2Н5ОН2+ + F- о к с.к с.о Недостаток теории Брендстеда-Лоури: не применима к веществам, не содержащим Н+(галогенидам бора, алюминия, кремния, олова).

Слайд 10

Описание слайда:

Поэтому более общей является электронная теория кислот и оснований Льюиса, согласно которой: Поэтому более общей является электронная теория кислот и оснований Льюиса, согласно которой: Кислота - вещество, принимающее электронные пары - акцептор электронов; Основание - вещество, поставляющее электроны для образования химической связи - донор электронов. Взаимодействие между ними заключается в образовании химической донорно-акцепторной связи. А↑↓ + В ↔ А↑↓В основ кисл ОН-↑↓ + Н+ ↔ НО↑↓Н

Слайд 11

$Н \ Н \ Н \ Н \ Н - N: + НCI → Н - N : НCI Н / Н / основ. кислота Н3С \ Н3С - N : + BCI3 → (Н3С)3N: BCI3 Н3С / основ. кислота Теория Льюиса...$

Описание слайда:

Н \ Н \ Н \ Н \ Н - N: + НCI → Н - N : НCI Н / Н / основ. кислота Н3С \ Н3С - N : + BCI3 → (Н3С)3N: BCI3 Н3С / основ. кислота Теория Льюиса рассматривает разные химические процессы: реакцию нейтрализации, взаимодействия аминов с галогенами бора, комплексообразование.

Слайд 12

Описание слайда:

К основанием Льюиса относятся К основанием Льюиса относятся CI-; NH3; амины, кислородсодержащие органические соединения R2CO. К кислотам Льюиса: галогениды бора, алюминия, кремния, олова. Рассмотренные теории ионизации кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь.

Слайд 13

Описание слайда:

Ионизация воды. Водородный и гидроксильный показатели. Ионизация воды. Водородный и гидроксильный показатели. Константа автопротолиза. Вода ведет себя как амфолит, согласно теории Бренстера-Лоури Н2O+Н2O↔Н3О++ОН- + 56,5КДж/моль Кравн= [Н3О+]  [ОН-] / [Н2O]2 = 1,8  10-16 моль/л Н2O-слабый электролит, поэтому [Н2O] = const Кравн[Н2O]= [Н3О+]  [ОН-] – закон действующих масс Ионное произведение: К(Н2O) = Кw= [Н3О+]  [ОН-] где К(Н2O) - const (константа автопротолиза) К(Н2O) = 1·10-14

Слайд 14

Описание слайда:

Возьмем 1кг (л) воды Возьмем 1кг (л) воды [Н2O]=1000г/18г/моль=55,5моль/л К(Н2O) = 1,86 10-16  55,5=1·10-14 В чистой воде [Н3О+] = [ОН-] = 1·10-7 - раствор нейтральный В присутствии посторонних электролитов это равенство не соблюдается, а [Н3О+] и [ОН-] можно рассчитать: [Н3О+] = К(Н2O)/[ОН-]; [ОН-] = К(Н2O) /[Н3О+] Если [Н3О+] > [ОН-], то реакция среды в растворе кислая [Н3О+] >110-7, а для случая, когда[Н3О+] < [ОН-] щелочная [Н3О+] < 110-7

Слайд 15

Описание слайда:

Для удобства расчетов используют значение: Для удобства расчетов используют значение: рН = - lg[Н3О+] - водородный показатель рОН= - lg[ОН-]-гидроксильный показатель т.к. К(Н2O) = 1∙10-14 Прологарифмируем и умножим на -1: - lg К(Н2O) = - lg[Н3О+] – lg[ОН-] - lg 110-14 = - lg[Н3О+] - lg[ОН-] 14 = pH + pOH рН определяют с помощью индикаторов, более точное определение с помощью потенциометров. рН < 7 (среда кислая), рН > 7 (среда щелочная), рН = 7 (среда нейтральная)

Слайд 16

Описание слайда:

Расчет рН сильных электролитов. Расчет рН сильных электролитов. В растворах сильных электролитов рН кислот и оснований зависит от концентрации кислоты и основания: [Н+] = C(1/z кислоты) [ОН-] = C(1/z основания) Например, рассчитать рН 0,1 моль/л р-ра НСl: [Н+] = C(НСl) = 0,1 моль/л рН = - lg 0,1 = 1 рОН = 14 – рН = 14 – 1 = 13 Рассчитать рН 0,01 моль/л р-ра NаОН: [ОН-] = C(NаОН) = 0,01 моль/л рОН = - lg 0,01 = 2 рН = 14 – рОН = 14 – 2 = 12

Слайд 17

Описание слайда:

Слайд 18

Описание слайда:

Расчет рН слабых оснований: Расчет рН слабых оснований: В + Н2О ↔ ВН+ + ОН- рОН = 1/2рК(В)- 1/2lgC(1/z В) рН = 14 - рОН рН = 14 - 1/2рК(В) + 1/2lgC(1/z В) Например, чему равен водородный показатель 0,01моль/л р-ра гидроксида аммония? NН3 + Н2О ↔ NН4ОН + ОН- рН = 14 - 1/2рК(NН3) + 1/2lg C(NН3) рН = 14 - 1/2·4,76 + 1/2lg 0,01 = 14 – 2,38 – 1 = 10,62