Скорость химической реакции и химическое равновесие - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №1

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №2

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №3

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №4

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №5

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №6

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №7

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №8

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №9

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №10

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №11

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №12

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №13

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №14

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №15

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №16

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №17

Скорость химической реакции и химическое равновесие, слайд №18

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Скорость химической реакции и химическое равновесие. 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:

Скорость химической реакции и химическое равновесие Скоростью химической реакции называется изменение концентрации веществ в ходе реакции в единицу времени: Кинетическое уравнение реакции: V = к∙[A]·[B] – выражение ЗДМ Для обратимой реакции A + B ↔ C + D в соответствии с ЗДМ Тогда в момент равновесия Концентрационная константа равновесия

Слайд 2

Описание слайда:

Основные положения теории растворов электролитов. Процесс электролитической диссоциации изображают химическими уравнениями, например: Степень электролитической диссоциации По способности к диссоциации электролиты разделяют на 3 группы: 1. сильные электролиты (α = 1) 2. слабые электролиты (α < 1) 3. электролиты средней силы. Общая концентрация ионов в растворе сi ci = m∙α∙C Al2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42- (α = 1) c(Al3+) = 2∙1∙0,1 = 0,2 моль/л c(SO42-) = 3∙1∙0,1 = 0,3 моль/л

Слайд 3

Описание слайда:

Константа диссоциации слабого электролита

Слайд 4

Описание слайда:

Закон разбавления Оствальда

Слайд 5

Описание слайда:

Кислотно-основные равновесия в водных растворах В соответствие с протолитической теорией Бренстеда и Лоури все частицы, способные при ионизации отщеплять протон, называются кислотами, все частицы, способные присоединять протон – основаниями. Кислоты HCN (к) ↔ H+ + CN- (осн) HS- (к) ↔ H+ + S2- (осн) Основания CN- (осн) + H+ ↔ HCN (к) NН3 (осн) + H+ ↔ NH4+ (к) Такие кислоты и основания, находящиеся в кислотно-основном равновесии, называются сопряженными, то есть HCN и CN- - сопряженные кислота и основание, аммиак и ион аммония – сопряженные основание и кислота. Амфолит (амфотерное вещество) НСО3- ↔ Н+ + СО32- НСО3- + Н+ ↔ Н2СО3

Слайд 6

Описание слайда:

Кислотно-основные равновесия в водных растворах согласно современным представлениям в воде осуществляется протолитическое равновесие – автопротолиз воды: Н2О + Н2О ↔ Н3О+ + ОН- или упрощенно: Н2О ↔ Н+ + ОН- Концентрационная константа диссоциации При температуре 298 K (250С) значение , а молярная концентрация воды в чистой воде Величина KW называется константа автопротолиза воды или ионное произведение воды. При повышении температуры степень ионизации воды увеличивается и значение константы автопротолиза растет.

Слайд 7

Описание слайда:

Кислотно-основные равновесия в водных растворах

Слайд 8

Описание слайда:

ИПО для некоторых индикаторов

Слайд 9

Описание слайда:

Действие одноименнных ионов Степень диссоциации слабого электролита понижается при введении в раствор какого-либо сильного электролита, содержащего одноименный с ним ион. Свойства некоторых растворов сохранять практически постоянную концентрацию ионов водорода при добавлении небольших количеств кислоты, щелочи, а также при разбавлении, называют буферным действием, а растворы, которые обладают таким свойством – буферными растворами. ацетатный буферный раствор – смесь уксусной кислоты и ацетата натрия , аммонийный буферный раствор – смесь аммиака и хлорида аммония.

Слайд 10

Описание слайда:

Буферные растворы Количественной характеристикой способности буферного раствора поддерживать заданную величину pH является буферная емкость, под которой понимают количество молей сильной кислоты или сильного основания, прибавление которого к 1 л буферного раствора изменяет его pH на единицу. Протолитические равновесия в растворах солей (гидролиз солей). Гидролиз солей – это взаимодействие ионов растворенной соли с молекулами воды (ионами Н+ и ОН-, возникающими при диссоциации воды Н2О ↔ Н+ + ОН-), в результате которого образуются малодиссоциированные соединения (слабые кислоты и слабые основания). Реакция гидролиза процесс обратимый и в растворе устанавливается химическое равновесие между продуктами реакции и исходным соединением, которое характеризуется соответствующей константой равновесия – константой гидролиза Kh.

Слайд 11

Описание слайда:

Гидролиз солей Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза h, которая равна отношению числа прогидролизровавшихся частиц nгидр к общему числу исходных ионов nисх и численно выражается в долях единицы или процентах(%): Степень гидролиза увеличивается с уменьшением концентрации гидролизующейся соли (разбавлением) и с ростом температуры (нагревание). Гидролизу в водных растворах подвергаются соли, содержащие катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. 1. Гидролиз солей, содержащих катион сильного основания и анион слабой одноосновной кислоты (МА). Такие соли нацело диссоциируют в водном растворе с образованием катиона сильного основания М+ и аниона слабой кислоты А-: МА → М+ + А- Анион слабой кислоты гидролизуется по уравнению: А- + Н2О ↔ НА + ОН- (pH > 7)

Слайд 12

Описание слайда:

Гидролиз солей

Слайд 13

Описание слайда:

Гидролиз солей 3. Гидролиз солей, содержащих катион слабого однокислотного основания и анион слабой одноосновной кислоты (ВА). Гидролиз такого типа солей происходит с участием обоих ионов, входящих в состав соли: В+ + А- + Н2О ↔ ВОН + НА NH4CN, NH4ClO, AgNO2, CH3COONH4, C6H5NH3F и др. 4. Гидролиз солей, содержащих катион сильного однокислотного основания и анион слабой многоосновной кислоты (МnА). Соли М2А нацело диссоциируют в водном растворе с образованием катиона сильного основания М+ и аниона слабой двухосновной кислоты А2-, который гидролизуется ступенчато по уравнениям: А2- + Н2О ↔ НА- + ОН- (I ступень) НА- + Н2О ↔ Н2А + ОН- (II ступень) pH > 7

Слайд 14

Описание слайда:

Гидролиз солей

Слайд 15

Описание слайда:

Произведение растворимости Гетерогенная (неоднородная) система – это система, состоящая из нескольких гомогенных фаз, разделенных между собой поверхностью раздела. Равновесие, устанавливающееся в гетерогенной системе на границе раздела фаз, называется гетерогенным равновесием. Гетерогенная система «осадок – раствор» BaSO4 (т) ↔ Ba2+ + SO42- (р) Концентрация вещества в насыщенном растворе называется растворимостью. Растворимость является количественной характеристикой способности вещества растворяться. Различают молярную и массовую растворимость вещества. Молярная растворимость вещества (S, моль/л) – это количество растворенного вещества, содержащееся в одном литре его насыщенного раствора: Массовая растворимость вещества (Т, г/л) – это масса растворенного вещества, содержащаяся в одном литре его насыщенного раствора:

Слайд 16

Описание слайда:

Произведение растворимости

Слайд 17

Описание слайда:

Произведение растворимости

Слайд 18

Описание слайда:

Произведение растворимости Произведение растворимости является одной из основных характеристик малорастворимых электролитов и по значению ПР: 1. можно рассчитать условия осаждения; 2. определить растворимость данного осадка в данных условиях; 3. выяснить какой осадок будет выпадать первым. Из всего сказанного вытекают два следствия: I. а) Если произведение концентрации ионов (ИП) меньше величины произведения растворимости (ПР), то раствор ненасыщен относительно данного труднорастворимого соединения и осадок не образуется; б) если произведение концентрации ионов (ИП) равно произведению растворимости (ПР), то раствор насыщен относительно данного труднорастворимого соединения; в растворе наступает подвижное равновесие и осадок не выпадает; в) Если произведение концентрации ионов (ИП) больше произведения растворимости (ПР), то раствор пересыщен относительно данного труднорастворимого соединения и осадок образуется. Осадок выделяется до тех пор, пока не будет достигнута величина ПР. II. Из двух труднорастворимых соединений в первую очередь выпадет в осадок тот, чье произведение растворимости (ПР) будет наименьшим.