Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации

Нажмите для полного просмотра!

Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации, слайд №2

Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации, слайд №3

Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации, слайд №4

Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации, слайд №5

Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации, слайд №6

Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации, слайд №7

Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации, слайд №8

Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации, слайд №9

Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации, слайд №10

Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации, слайд №11

Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации, слайд №12

Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации, слайд №13

Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации, слайд №14

Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации, слайд №15

Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации, слайд №16

Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации, слайд №17

Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации, слайд №18

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации. Доклад-сообщение содержит 18 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:

Физ. Химия растворов. Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации. Реакция ионного обмена.

Слайд 2

Описание слайда:

Понятие раствора Истинный (молекулярный) раствор – однофазная гомогенная система, образованная не менее чем двумя компонентами, состав которой может непрерывно изменяться в некоторых пределах без скачкообразного изменения её свойств Истинные растворы устойчивы и не разделяются при сколь угодно долгом стоянии

Слайд 3

Описание слайда:

Жидкие растворы

Слайд 4

Описание слайда:

Движущая сила образования растворов (1) Энтропийный и энтальпийный факторы При растворении газов в жидкости энтропия всегда уменьшается (ΔS0) Чем сильнее взаимодействие растворённого вещества и растворителя, тем больше роль энтальпийного фактора в образовании раствора > 0 < 0 Знак изменения энтальпии растворения определяется знаком суммы всех тепловых эффектов процессов, сопровождающих растворение, из которых основной вклад вносят разрушение кристаллической решётки на свободные ионы и взаимодействие образовавшихся ионов с молекулами растворителя

Слайд 5

Описание слайда:

Движущая сила образования растворов (2) Независимо от знака энтальпии при растворении всегда т.е. переход вещества в раствор сопровождается значительным возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочению Для жидких растворов процесс идёт самопроизвольно (ΔG

Слайд 6

Описание слайда:

Растворимость Процесс растворения протекает самопроизвольно до тех пор, пока химический потенциал чистого компонента превышает химический потенциал данного компонента в растворе При в системе устанавливается равновесие : чистый компонент ↔ растворённый компонент При этих условиях больше вещества раствориться не может Раствор, в котором при данных условиях вещество больше не может растворяться, называется насыщенным Концентрация растворённого вещества в насыщенном растворе называется растворимостью В справочниках – масса растворённого вещества в 100г (1000г) растворителя Растворимость зависит от: природы растворённого вещества и растворителя взаимодействия частиц растворённого веществ между собой и с молекулами растворителя внешних условий (температуры и давления)

Слайд 7

Описание слайда:

Способы выражения концентрации растворов Концентрация – величина, характеризующая относительное содержание данного компонента в многокомпонентной системе Массовая доля растворённого вещества Мольная доля растворённого вещества Объёмная доля растворённого вещества Моляльность Молярность Молярная концентрация эквивалентность (нормальность) Титр

Слайд 8

Описание слайда:

Закон Рауля Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора над раствором pi прямо пропорционально мольной доле этого компонента xi в растворе - давление насыщенного пара над чистым компонентом Для бинарного раствора: давление насыщенного пара растворителя pр-ля над раствором равно его давлению над чистым растворителем , умноженному на мольную долю растворителя в растворе x1: Отсюда следует, что , так как х1< 1 Уменьшение давления насыщенного пара над раствором может быть объяснено уменьшением поверхности испарения при добавлении растворяемого вещества (на поверхности оказывается меньше способных испаряться молекул растворителя, ведь часть места занимает растворённое вещество) Идеальные растворы подчиняются закону Рауля по всем компонентам

Слайд 9

Описание слайда:

Закон Рауля для бинарного раствора Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворённого вещества Общее давление насыщенного пара над раствором равно сумме парциальных давлений насыщенных паров компонентов раствора:

Слайд 10

Описание слайда:

Закон Вант -Гоффа.

Слайд 11

Описание слайда:

Слайд 12

Описание слайда:

Растворы электролитов и неэлектролитов.

Слайд 13

Описание слайда:

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ Электролиты, как сильные, так и слабые и даже очень сильно разбавленные не подчиняются закону Рауля и принципу Вант-Гоффа. Имея способность к электропроводности, значения давления пара растворителя и температуры плавления растворов электролитов будут более низкими, а температуры кипения более высокими по сравнению с аналогичными значениями чистого растворителя. В 1887 г С. Аррениус, изучая эти отклонения, пришел к созданию теории электролитической диссоциации.

Слайд 14

Описание слайда:

Слайд 15

Описание слайда:

С точки зрения степени диссоциации, по силе электролиты делятся на сильные (α > 0,7), средней силы ( 0,3 > α > 0,7), слабые (α < 0,3 ). Более точно процесс диссоциации электролита характеризует константа диссоциации, не зависящая от концентрации раствора. Если представить процесс диссоциации электролита в общем виде: Aa Bb ↔ aA— + bB+ K = [A—]a·[B+]b/[Aa Bb] Для слабых электролитов концентрация каждого иона равна произведению α на общую концентрацию электролита С таким образом, выражение для константы диссоциации можно преобразовать: K = α2C/(1-α) Для разбавленных растворов (1-α) =1, тогда K = α2C Отсюда нетрудно найти степень диссоциации α = (K/C)1/2

Слайд 16

Описание слайда:

Реакции ионного обмена Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов. Правила составления ионных уравнений реакций 1. Простые вещества, газы, оксиды, нерастворимые соединения не диссоциируют (в ионных уравнениях их записывают в молекулярном виде). 2. Малорастворимые вещества в левой части уравнения записывают в виде ионов, а в правой части – в молекулярном виде (т. е. считают нерастворимыми). 3. Общая сумма зарядов ионов в левой части уравнения должна быть равна общей сумме зарядов ионов в правой части. 4. Реакции ионного обмена идут до конца, если образуется: а) осадок; б) газ; в) малодиссоциирующее вещество.

Слайд 17

Описание слайда:

1) образование малодиссоциирующих соединений: а) HCl + NaOH « NaCl + Н2О. Сущность процесса нейтрализации сильной кислоты сильным основанием выражается общим ионно-молекулярным уравнением: Н+ + ОН-« Н2О; б) CH 3COONa + HC1 « CH3COOН + NaCl. Ионно-молекулярное уравнение: СН3СОО- + Н+ « CH3COOH; в) NH4Cl + NaOH « NH4OH + NaCl. Ионно-молекулярное уравнение: NH4++ OН- « NH4OH. Таким образом, сильные кислоты (основания) вытесняют слабые кислоты (основания) из растворов их солей; 2) образование малорастворимых веществ: NaCl + AgNO3 «AgCl ¯ + NaNO3. Ионно-молекулярное уравнение: Сl- + Ag+ « AgCl ¯; 3) образование газообразных веществ: Na2S + 2HC1 « 2NaCl + H2S . Ионно-молекулярное уравнение: 2H+ + S- « H2S .