Растворы (лекция 2) - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Растворы (лекция 2). Доклад-сообщение содержит 25 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:

Слайд 2

Описание слайда:

План лекции 1. Диссоциация воды, ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала рН растворов. 2. Гидролиз солей. 3. Реакции ионного обмена, условия их протекания. Порядок составления ионных уравнений.

Слайд 3

Описание слайда:

П.1. Диссоциация воды, ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала рН растворов.

Слайд 4

Описание слайда:

Ионное произведение воды H+ H2O + H2O  H3O+ + OH– H3O+ - гидроксоний H2O  H+ + OH– Kс (Kр) = [H+] [OH–] / [H2O] [H2O] =55, 55 моль/л; [H+] [OH–] = Kр/ 55, 55 = Const При стандартной температуре 298 К (25 С): в чистой воде: [H+] = [OH–] = 10–7 моль/л (определено экспериментально) KВ (Kw) = [H+] [OH–] = 1.10–14 (ионное произведение воды – произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид-иона).

Слайд 5

Описание слайда:

Водородный показатель (рН) Отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода рН = –lg[H+] = –lg10-7 = 7 Гидроксильный показатель (рОН) pOH = –lg[OH–] = –lg10-7 =7 рН + рОН = 14 рН = 14 – рОН

Слайд 6

Описание слайда:

Водородный показатель (рН) В чистой воде при 25С рН = рОН = 7, среда нейтральная В разбавленных водных растворах: при [H+] > 1.10–7, рН < 7, среда кислая Например, [H+] = 1.10–3, рН = –lg[H+] = 3; при [OH–] > 1.10–7, рОН < 7, среда щелочная Например, [OH-] = 1.10–3, рOН = –lg[OH-] = 3; рН = 14-3 = 11

Слайд 7

Описание слайда:

Шкала рН При [H+] = 0,1 моль/л (например, в 0,1 М растворе HCl) pH = 1 (нижний предел); При [OH–] = 0,1 моль/л (например, в 0,1 М растворе KOH) рН = 13 (верхний предел). Реально рН измеряется в интервале 1-13. (универсальная индикаторная бумага; потенциометр- рН – метр)

Слайд 8

Описание слайда:

Кислотно-основные индикаторы Вещества, которые обратимо изменяют свою окраску в зависимости от рН раствора. Это слабые органические кислоты и основания, у которых молекулярная и ионная формы отличаются по цвету. HInd  H+ + Ind– Kр = [H+] [Ind–] / [HInd] IndОH  Ind++ОH- Kр = [Ind+] [ОH-] / [IndОH] У каждого индикатора – своя точка перехода (рН изменения окраски)

Слайд 9

Описание слайда:

Индикаторы

Слайд 10

Описание слайда:

Слайд 11

Описание слайда:

Слайд 12

Описание слайда:

Значение рН

Слайд 13

Описание слайда:

П2. Гидролиз солей

Слайд 14

Описание слайда:

Гидролиз Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Гидролизу подвержены соединения различных классов. Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

Слайд 15

Описание слайда:

Гидролиз солей

Слайд 16

Описание слайда:

Типы солей

Слайд 17

Описание слайда:

1. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой KNO2 + H2O  KOH +HNO2 KNO2 = K+ + NO2 H2O  Н+ + OH Полное ионное уравнение гидролиза: K+ + NO2 + H2O  K+ + OH  + HNO2 Сокращенное ионное уравнение: NO2 + H2O  OH  + HNO2; pH  7, Обратимый процесс, среда щелочная, гидролиз по аниону. Аналогично: NaCN, NaF, Ва2S и др. При гидролиз солей, образованных сильными основаниями и слабыми многоосновными кислотами (например, ВaCO3) гидролиз идет ступенчато; образуются кислые соли (примеры - на доске)

Слайд 18

Описание слайда:

2. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой NH4Сl+ H2O  NH4OH + НCl ; NH4Cl = NH4+ + Cl H2O  Н+ + OH Полное ионное уравнение гидролиза: NH4+ + Cl + H2O  NH4OH + Н+ + Cl Сокращенное ионное уравнение: NH4++ H2O  NH4OH + Cl ; pH  7, Обратимый процесс, среда кислая, гидролиз по катиону. Аналогично NH4NO3 , (NH4)2 SO4 и др. При гидролиз солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, (например, СuSO4 ) гидролиз идет ступенчато; образуются основные соли (примеры - на доске).

Слайд 19

Описание слайда:

3. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой NH4NO2+ H2O  NH4OH + НNO2 NH4NO2 = NH4+ + NO2 H2O  Н+ + OH Полное ионное уравнение гидролиза: NH4+ + NO2 + H2O  NH4OH +НNO2 Сокращенное ионное уравнение (нет) pH ~7, Обратимый процесс, гидролиз по катиону и аниону; среда – слабокислая или слабощелочная в зависимости и от Кa и Кb (написать на доске примеры)

Слайд 20

Описание слайда:

Необратимый совместный гидролиз 2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O = = 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl 2Al3+ + 3S2– + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S 2KCr(SO4)2 + 3Na2CO3 + 3H2O = = 2Cr(OH)3 + 3CO2 + K2SO4 + Na2SO4 2Cr3+ + 3CO32– + 3H2O = 2Cr(OH)3 + 3CO2

Слайд 21

Описание слайда:

Определение рН водных растворов

Слайд 22

Описание слайда:

Слайд 23

Описание слайда:

П.4. Реакции ионного обмена, условия их протекания. Порядок составления ионных уравнений. Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями (м.б. как обменные, так и окислительно-восстановительные). Молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения K2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2KCl (молекулярное ур-ие) Полное ионное уравнение : 2K+ + SO42 + Ba2+ + 2Cl = BaSO4↓ + 2 K+ + 2Cl Сокращенное ионное уравнение: Ba2+ + SO42 = BaSO4↓ В виде молекул записываются: формулы воды, слабых кислот, слабых оснований, нерастворимых солей , амфотерных гидроксидов; а также газообразных веществ, оксидов металлов и неметаллов. В виде ионов записываются формулы сильных кислот, сильных оснований, растворимых в воде солей. Реакции обмена между сильными электролитами в растворах протекают до конца, или практически необратимы, если образуются малорастворимые вещества, малодиссоциирующие вещества (слабые электролиты) или газообразные (или летучие) вещества. Обратимые реакции – если среди исходных веществ имеются слабые электролиты или малорастворимые вещества (а также реакции гидролиза).