Разделы презентаций


Часть 2 курса Неорганическая химия 1 семестра Растворы Лекционный материал №1

Содержание

РастворыДисперсные системы – это системы, состоящие из сплошной среды (называемой дисперсионной средой) с распределенным в ней веществом (дисперсной фазой), которое состоит из отдельных частиц с большой удельной поверхностью.В случае, когда распределенная

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1Часть 2 курса
«Неорганическая химия» 1 семестра

Растворы

Лекционный материал №1

Часть 2 курса «Неорганическая химия» 1 семестраРастворыЛекционный материал №1

Слайд 2Растворы
Дисперсные системы – это системы, состоящие из сплошной среды (называемой

дисперсионной средой) с распределенным в ней веществом (дисперсной фазой), которое

состоит из отдельных частиц с большой удельной поверхностью.

В случае, когда распределенная фаза диспергирована до молекулярного или (и) ионного состояния, дисперсная система может являться стать истинным раствором.

Раствором называется фаза переменного (непрерывно-переменного) состава область гомогенности которой включает в себя по крайней мере один из чистых компонентов. (Отметим, что для формирования раствора необходимо взять, как минимум, двухкомпонентную систему!)
РастворыДисперсные системы – это системы, состоящие из сплошной среды (называемой дисперсионной средой) с распределенным в ней веществом

Слайд 3Переменность состава можно связать с концентрацией.
Напомним основные выражения концентраций.
1. Объемная

молярная концентрация – количество молей растворенного вещества в единице объема

раствора ([моль/л = М]. 1а. Нормальная концентрация (нормальность) – количество молей химического эквивалента растворенного вещества в единице объема раствора. [моль-экв/л].
2. Массовая доля – отношение массы растворенного компонента к общей массе раствора.
3. Мольная доля – отношение числа молей растворенного компо-нента к общему числу молей в растворе. Доли можно давать в %.
0 Г 1 0 Г1 xi xj Г2 1

H2O xC2H5OH  C2H5OH H2O xC4H9OH tret-C4H9OH

Случай 1. Непрерывная взаимная Случай 2. Ограниченная растворимость
растворимость компонентов. компонентов друг в друге. Появляется
Область «Г» (отрезок [0, 1]) – это две* области гомогенности: на основе
область гомогенности (при P, T = const). каждого из компонентов.
Переменность состава можно связать с концентрацией.Напомним основные выражения концентраций.1. Объемная молярная концентрация – количество молей растворенного вещества

Слайд 4a Г1 c

d Г2 b

H2O xC4H9OH

tret-C4H9OH

Ограниченная растворимость. Можно ввести понятие предельной концентрации каждого из компонентов в растворе, находящемся в состоянии равновесия (с соседними фазами).
Раствор, имеющий предельные концентрации компонентов, называют насыщенным.

Ненасыщенный раствор – такой, в котором концентрация растворенного вещества меньше предельной.

Пересыщенный раствор – такой, в котором концентрация растворенного вещества больше предельной, допустимой для равновесия в данных условиях.

Спойлер. А как такое может быть и как получать такие растворы?

a  Г1   c        d Г2 bH2O

Слайд 5Ассоциация (от лат. associare — соединять) — объединение простых молекул

или ионов в более сложные, (почти) не вызывающее изменения химической

природы вещества. Сольвата́ция (от лат. solvo «растворяю») — электростатическое взаимодействие между частицами (ионами, молекулами) растворённого вещества и растворителя. Сольватация в водных растворах называется гидратацией. Образующиеся в результате сольватации молекулярные агрегаты называются сольва́тами (в случае воды — гидратами).
Ассоциация (от лат. associare — соединять) — объединение простых молекул или ионов в более сложные, (почти) не

Слайд 6Сольватация, не приводящая к образованию ионов (верхняя часть страницы) и

приводящая к такому образованию (нижняя часть)

Сольватация, не приводящая к образованию ионов (верхняя часть страницы) и приводящая к такому образованию (нижняя часть)

Слайд 7Электролитическая ионизация (диссоциация)
Процесс распада растворенного вещества на ионы под действием

растворителя называется электролитической ионизацией или диссоциацией (последнее - в старой

литературе).
Определение из литературы:
- Электролиты – это вещества, которые при растворении распадаются на ионы. (Задание: покритиковать на досуге)
Доказательства реальности электролитической ионизации
1. При нейтрализации водных растворов сильных кислот растворами сильных оснований всегда выделяется одинаковое количество теплоты, равное 57,1 кДж на 1 эквивалент кислоты или основания. Реакция нейтрализации фактически сводится к взаимодействию иона водорода H+ и гидроксид-иона OH – , в результате которого образуются молекулы воды:
Н+ + OH – = НОН
Электролитическая ионизация (диссоциация)Процесс распада растворенного вещества на ионы под действием растворителя называется электролитической ионизацией или диссоциацией (последнее

Слайд 8Электролитическая ионизация (диссоциация)
Доказательства реальности ионизации (продолжение)
2. Выводы из экспериментов по

изучению коллигативных свойств растворов электролитов. Коллигативные свойства – такие, которые

позволяют определить суммарную долю частиц растворенных компонентов. Так, оказывается, что при образовании разбавленного NaCl в воде количество частиц в воде удваивается по сравнению с предположением о молекулах NaCl, а для BaBr2 и Na2SO4 – утраивается.
3. Огромные скорости реакций с участием сильных электролитов при слабой зависимости их от температуры.
4. Высокая электропроводность растворов сильных электролитов даже малых напряжениях (наиболее слабое доказательство).
Важно! Ионизация происходит только при наличии взаимодействия ионов с молекулами растворителя – сольватации (для водных растворов – гидратации или акватирования).
Электролитическая ионизация (диссоциация)Доказательства реальности ионизации (продолжение)2. Выводы из экспериментов по изучению коллигативных свойств растворов электролитов. Коллигативные свойства

Слайд 9Количественные характеристики электролитической ионизации (диссоциации)
1. Степень ионизации (ионизации) .

где

– количество распавшихся молекул, а – общее к-во молекулярного

вещества i, введенного в раствор.
2. Константа ионизации (диссоциации). Ее можно вводить на том основании, что ионные равновесия подчиняются закону термодинамическому закону действующих масс.
Для ионизации
AwBz = wAz+ + zBw-
Важно! Связь Кс с концентрациями Сi можно использовать только для разбавленных растворов (Ci  0,1 М).
Количественные характеристики электролитической ионизации (диссоциации)1. Степень ионизации (ионизации) .где  – количество распавшихся молекул, а  –

Слайд 10Итак, ионизации AwBz = wAz+ + zBw-


Пример:

(1) (2)

Связь между степенью ионизации  и константой KC:
Пусть в растворе содержится фосфат ртути (II) с изначальной (до установления равновесия) концентрацией С0. Исходя из стехиометрии реакции (1) заключаем, что СHg2+= 3C0, СPO43– = 2C0, а концентрация нераспавшихся молекул фосфата ртути будет СHg3(PO4)2 = C0(1-). Тогда

Итак, ионизации AwBz = wAz+ + zBw-Пример:

Слайд 11
Для более простых (и более часто встречающихся) равновесий вида AB

= A+ + B–
получаем

.

Это выражение можно упростить для случая не слишком разбавленного раствора слабого электролита (KC < 10 –4), используя приближение (1 – )  1.
Тогда
. (3)

О силе электролитов. Деление очень условное, но часто электролит считают сильным при KC > 10 –1; средней силы, если 10 –4  KC  10 –1 и слабым при KC < 10 –4.
Для более простых (и более часто встречающихся) равновесий вида AB = A+ + B– получаем

Слайд 12Из вопросов определения концентраций различных ионов выделяется своей важностью вопрос

об определении концентраций ионов водорода (СH+). Для удобства сравнения концентраций

используют логарифмическую шкалу pH:
pH = –lg(СH+)
Предположим, надо найти pH раствора уксусной кислоты (KC = 1,75410–5), который готовился как 0,12 М водный раствор.
Решение. Из стехиометрии равновесия HAc = H+ + Ac– (где Ac– = CH3COO–) имеем СH+= СAc–.
Тогда
.
Решая это квадратное уравнение получаем СH+= 1,4410-3;
pH = –lg(СH+) = 2,84.
Из вопросов определения концентраций различных ионов выделяется своей важностью вопрос об определении концентраций ионов водорода (СH+). Для

Слайд 13В каких пределах может изменяться pH?
Для ответа на вопрос рассмотрим

самоионизацию воды.
H2O = H+ + OH– (4) ;

KC = (СH+СOH–)/СH2O (5)
Для разбавленных растворов СH2O = const.
Тогда KC  СH2O = const = Kw (так обозначим).
Kw = СH+СOH–. (Kw – т.н. ионное произведение воды)
Для t = 25 С (и не слишком высоких P) Kw = 10–14.
Рассчитаем pH для чистой жидкой воды. Из стехиометрии
Равновесия (4) следует, что для чистой воды
СH+ = СOH–
!! Только если нет щелочных или кислотных примесей !!
Тогда Kw = (СH+)2  СH+ = (Kw)½ = 10 –7  pH = 7.
Вывод: pH чистой воды (и растворов инертных в кислотно-щелочном отношении веществ) = 7.
В каких пределах может изменяться pH?Для ответа на вопрос рассмотрим самоионизацию воды.H2O = H+ + OH–

Слайд 14Как быть, если нужно рассчитать pH раствора щелочи, например, 0,1

М раствора KOH
Считаем, что KOH ионизируется почти целиком:
KOH  K+

+ OH–.
Тогда из стехиометрии реакции С0(KOH) = COH– = 0,1 M.
Исходя из выражения Kw = СH+СOH– имеем СH+ = Kw /СOH–;
СH+ = 10– 14/0,1 = 10– 14/10– 1 = 10– 13; pH = 13.
Найдем теперь pH 0,1 M раствора сильной кислоты, например, HNO3. Ионизация идет практически нацело:
HNO3  H+ + NO3–; вкладом в pH ионизации воды можно пренебречь. Тогда С0(HNOз) = СH+ = 0,1 М;  pH = 1.
Вывод: в случае использования простых соотношений между KC и Ci pH принимает значения от 1 до 13.
А при использовании в более сложных соотношений коридор значений pH немного расширяется: от –1 до 15.
Как быть, если нужно рассчитать pH раствора щелочи, например, 0,1 М раствора KOHСчитаем, что KOH ионизируется почти

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать доклад-презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое TheSlide.ru?

Это сайт презентации, докладов, проектов в PowerPoint. Здесь удобно  хранить и делиться своими презентациями с другими пользователями.


Для правообладателей

Яндекс.Метрика