рН , индикаторы, буферы - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему рН , индикаторы, буферы. Доклад-сообщение содержит 12 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:

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ. Это самоионизацией или автопротолизом. В более простом виде Н2О↔Н+ +ОН-. Кд = аН+*аОН-/аН2О [Н+]*[ОН-]=Кд*[Н2О]=Кв– ионное произведение воды Кв= 10-14 при 295 К [Н+]=[ОН-] = √Кв = 10-7моль/л.

Слайд 2

Описание слайда:

Пример В растворе НNО3 с См=0,01 моль/л [Н+] равна концентрации растворенных молекул НNО3, т.е. [Н+]=10-2 моль/л. Пример В растворе НNО3 с См=0,01 моль/л [Н+] равна концентрации растворенных молекул НNО3, т.е. [Н+]=10-2 моль/л. Тогда [ОН-] = 10-14/10-2 = 10-12 моль/л. Для нейтрального раствора: [Н+]=[ОН-]=10-7 моль/л. Для кислых растворов: [Н+] > 10-7, а [ОН-]

Слайд 3

Описание слайда:

Водородный показатель (рН) – это отрицательный десятичный логарифм от концентрации ионов водорода в растворе. Водородный показатель (рН) – это отрицательный десятичный логарифм от концентрации ионов водорода в растворе. рН = - lg аН+ рН = -lg [Н+]

Слайд 4

Описание слайда:

Слайд 5

Описание слайда:

Для слабых электролитов: Для слабых электролитов: аН+≈[Н+] рН≈-1g[Н+]. [Н+] = α*с = √Кд*с [ОН-] = √Кд*с. Пример Определить концентрацию ионов ОН- в 0,01М растворе NН4ОН. Рассчитать рН раствора. NН4ОН ↔ NН4+ + ОН-; α = √Кд/ с. α = √1,8*10-5/0,01 = √18*10-4 = 4,24*10-2. [ОН-] = α*с = 4,24*10-2*0,01 = 4,24*10-4моль/л. рОН = -lg[ОН-] = -lg4,24*10-4 = 3,34. рН = рКв –рОН = 14 –3,34 = 10,63 – щелочная среда

Слайд 6

Описание слайда:

Для сильных электролитов нужно учитывать ионную связь. Для сильных электролитов нужно учитывать ионную связь. Пример Рассчитать рН раствора, содержащего 0,01 моль/л НС1 и 0,01 моль/л СаС12. НС1 и СаС12 сильные электролиты, то они диссоциируют полностью: НС1 ↔ Н+ + С1- СаС12 ↔ Са2+ + 2С1- рН = -lg аН+ = - lgfН+*[Н+] I = ½Σсi z = ½(сСа2+*z2Са2++сС1-*z2С1-+сН+*z2Н+) = ½(0,01*22+(0,02+0,01)*12+0,01*12)=0,04. При I=0,04 fН+=0,86, тогда рН = -lg(0,86*0,01) = 2,07. Для слабой кислоты: рН = ½ (рКдисс к-ты – lgCм к-ты) Для оснований: рН = 14 + ½ (lgСм осн – рКдисс. осн.)

Слайд 7

Описание слайда:

Кислотно-основные индикаторы. Кислотно-основные индикаторы. Индикаторы - слабые органические кислоты Нind или основания IndОН, молекулы и ионы которых имеют разную окраску. Нind ↔ Н+ + Ind- IndOH ↔ Ind+ + ОН- аInd->аHind, при Кд>аН+ - окраска иона. аInd-

Слайд 8

Описание слайда:

Буферные растворы Буферные растворы Растворы, рН которых относительно мало изменяется при добавлении небольших количеств кислоты или основания, называются буферными. Содержат слабую кислоту (основание) и её (его) соль. Например: СН3СООН+СН3СООК: СН3СООН↔СН3СОО-+Н+ СН3СООК↔СН3СОО-+К+ Добавление кислоты: ионы Н+ связываются в слабую кислоту: СН3СОО-+К++Н++С1-→СН3СООН+К++С1-, рН не меняется. Добавление основания: ионы ОН- связываются в слабый электролит Н2О: СН3СООН+К++ОН-→СН3СОО- +К++Н2О, рН не меняется.

Слайд 9

Описание слайда:

Уравнения Гендерсона—Хассельбаха Уравнения Гендерсона—Хассельбаха

Слайд 10

Описание слайда:

Биологические буферные системы: Биологические буферные системы: гидрокарбонатная (рКд=6,10; Кд=7,95*10-8) гидрофосфатная (рКд = 6,82; Кд = 1,5*10-7) гемоглобиновая (рКд = 8,20; Кд =6,3*10-9) Буферные растворы, используемые в клиническом анализе: ацетатный (рКд =4,76; Кд =1,74*10-5) фосфатный (рКд =7,21; Кд =6,2*10-8) цитратные ( pKд1 = 3,13; Kд1 = 7,4 *10-4, рКд2=4,66; Кд2=2,2 *10-5) глициновые (pKд1=2,35; Kд1 = 4,5*10-3, рКд2=9,77; Кд2=1,7*10-10)

Слайд 11

Описание слайда:

Буферная емкость - это число моль - эквивалентов сильной кислоты или сильного основания, которое необходимо добавить, чтобы изменить величину рН 1 л БР на единицу. Буферная емкость - это число моль - эквивалентов сильной кислоты или сильного основания, которое необходимо добавить, чтобы изменить величину рН 1 л БР на единицу. Ва=Снк-ты*Vк-ты/рН*V(БР) Вb =Сносн*Vосн/рН*V(БР) Снкисл и Сносн- нормальные концентрации кислоты и щелочи; Вa и Вb - буферная емкость раствора по кислоте и основанию, моль-экв/л ; Vкисл, Vоснов и V(БP) - объемы кислоты, основания и буферного раствора; рН - изменение рН БР при добавлении кислоты или щелочи. Буферная емкость тем выше, чем выше концентрации компонентов БР. При разбавлении буферная емкость уменьшается.

Слайд 12

Описание слайда:

Приготовление буферных растворов. Приготовление буферных растворов. 1) из фиксаналов. 2) смешением рассчитанных количеств сопряженных кислотно-основных пар (по уравнению Гендерсона—Хассельбаха). Пример: Определить объемы, в которых необходимо смешать 0,5 М раствор уксусной кислоты (Кд=1,75*10-5) и 0,426 М раствор NaOH для приготовления 100 мл БР с рН=5. Образование буферного раствора: СН3СООН+NaOH→СН3СООNа+H2O. Из уравнения для БР: Ссоли/Скисл=Кд/[Н3О+]= 1,75*10-5/ 1,00*10-5 Обозначим объем уксусной кислоты Vкисл, а объем щелочи - Vщел, составим систему уравнений: 0,426*Vщел /[0,05*Vкисл – 0,426*Vщел]=1,75 Vщел +Vк-ты =100 Решив, получаем Vкисл= 57,2 мл, а Vщел = 42,8 мл

Теги индикаторы буферы

Похожие презентации