Разделы презентаций
- Разное
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Ионные равновесия в растворах электролитов
Содержание
- 1. Ионные равновесия в растворах электролитов
- 2. Константа диссоциации водыВода слабый электролит:Н20 Н+
- 3. Ионное произведение водыОтсюда произведение постоянных величин
- 4. Реакция средыВ воде : Н20
- 5. Водородный показатель pHДля определения кислотно-основных свойств растворов
- 6. Гидроксильный показатель pОHгидроксильный показатель среды pОH –
- 7. Водородный показатель pHОчевидно, –lg ([H+] ∙
- 8. Слайд 8
- 9. Практическое определение реакции среды колориметрическим методомИндикаторы – вещества, меняющие свою окраску в зависимости от реакции среды.
- 10. Изменение окраски кислотно-основных индикаторов в зависимости от pH раствора
- 11. Универсальная индикаторная бумага
- 12. Слайд 12
- 13. §2. Определение рН среды потенциометрическим методом.
- 14. Наиболее широко в лабораторной практике применяется стеклянный индикаторный электрод. Стеклянный индикаторный электродХлорсеребряный электрод сравнения
- 15. ГидролизГидролиз – процесс взаимодействия вещества с водой,
- 16. Гидролизу подвергаются: СолиУглеводыБелки МылаСложные эфирыЖирыФенолятыАлкоголятыГалогенангидриды и другие вещества.
- 17. Соли могут быть образованы:Сильным основанием + сильной
- 18. При рассмотрении процессов гидролиза солей следует помнить:Гидролизу
- 19. При рассмотрении процессов гидролиза солей следует помнить:Обычно
- 20. При рассмотрении процессов гидролиза солей следует помнить:Соли,
- 21. Слайд 21
- 22. Составление уравнений реакций гидролизаСu(NO3)2 + Н2О Cu2+
- 23. Составление уравнений реакций гидролизаCr2S3 + 6Н2О
- 24. Ступенчатый гидролизI ступень: Na2CO3 + Н2О
- 25. Факторы, влияющие на процесс гидролиза.Природа гидролизующегося вещества.Чем
- 26. Факторы, влияющие на процесс гидролиза.Температура.Повышение температуры усиливает гидролиз.Пример: гидролиз раствора ацетата натрия CH3COONa
- 27. При добавлении к раствору ацетата натрия
- 28. ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ НА ГИДРОЛИЗЦвет индикатора фенолфталеин в растворе ацетата натрияДо нагреванияПосле нагревания
- 29. Количественные характеристики процесса гидролиза.Cтепень гидролиза ( β)β
- 30. Количественные характеристики процесса гидролиза.Константа гидролиза
- 31. Равновесие в системе осадок растворBaSO4 Ba2+ + SO42- Ва2+ + SO42-BaSO4
- 32. Произведение растворимостиВ насыщенном растворе труднорастворимого сильного электролита
- 33. Произведение растворимости (ПР) характеризует растворимость
- 34. Из двух однотипных солей, например, CaSO4 и
- 35. Слайд 35
- 36. Слайд 36
- 37. Слайд 37
- 38. Слайд 38
- 39. Условие образования и растворения осадков.ПК – произведение
- 40. Условие образования и растворения осадков.Если ПК =
- 41. S 2S
- 42. Если в насыщенный раствор электролита ввести некоторое
- 43. Скачать презентанцию
Константа диссоциации водыВода слабый электролит:Н20 Н+ + ОН-ее константа диссоциации при 298 K равна: При столь малой константе диссоциации концентрация воды остается практически неизменной и равной:
Слайды и текст этой презентации
Слайд 2Константа диссоциации воды
Вода слабый электролит:
Н20 Н+ + ОН-
ее константа
диссоциации при 298 K равна:
концентрация воды остается практически неизменной и равной:
Слайд 3Ионное произведение воды
Отсюда произведение постоянных величин
Kд ∙ [H2O]
= [H+]∙[OH–] = const.
Произведение концентраций ионов, на которые диссоциирует вода,
называется ионным произведением воды Kв
![Ионное произведение водыОтсюда произведение постоянных величин Kд ∙ [H2O] = [H+]∙[OH–] = const.Произведение концентраций ионов, на](/img/thumbs/9fd9e87fcbc5e465bb99d09bf7c3ba8e-800x.jpg "Ионные равновесия в растворах электролитов Ионное произведение водыОтсюда произведение постоянных величин Kд ∙ [H2O] =")
Слайд 4Реакция среды
В воде : Н20 Н+ +
ОН-
[H+] = [OH–] = = 1 ∙ 10
–7равенство [H+] и [OH–] соответствует нейтральной среде
в растворе кислоты:
[H+] > 1 ∙ 10 –7 кислая среда
[OH–] < 1 ∙ 10 –7
в растворе щелочи
[OH–] > 1 ∙ 10 –7 щелочная
[H+] < 1 ∙ 10 –7 среда
![Реакция средыВ воде : Н20 Н+ + ОН- [H+] = [OH–] =](/img/thumbs/71b14d689c8e9060962b366a033ca2eb-800x.jpg "Ионные равновесия в растворах электролитов Реакция средыВ воде : Н20 Н+ + ОН- [H+] = [OH–] =")
Слайд 5Водородный показатель pH
Для определения кислотно-основных свойств растворов пользуются понятием
водородный показатель
среды pH
Водородный показатель это десятичный логарифм концентрации водородных ионов с
обратным знаком :pH = –lg [H+]
Слайд 6Гидроксильный показатель pОH
гидроксильный показатель среды pОH –
это десятичный
логарифм концентрации ионов гидроксила с обратным знаком :
pОH = –lg
[ОH-]
Слайд 7Водородный показатель pH
Очевидно, –lg ([H+] ∙ [OH–]) = –
lg 1 ∙ 10–14
pH + pOH
= 14При [H+] > 1 ∙ 10 –7 pH < 7 кислая среда,
При [H+] <1 ∙ 10 –7 pH > 7 щелочная среда,
При [H+] = 1 ∙ 10 –7 pH = 7 нейтральная среда
![Водородный показатель pHОчевидно, –lg ([H+] ∙ [OH–]) = – lg 1 ∙ 10–14 pH](/img/thumbs/8bdb3e4daac1ee7c7dba2afe9d75f914-800x.jpg "Ионные равновесия в растворах электролитов Водородный показатель pHОчевидно, –lg ([H+] ∙ [OH–]) = – lg 1")
Слайд 9Практическое определение реакции среды
колориметрическим методом
Индикаторы – вещества, меняющие свою окраску
в зависимости от реакции среды.
Слайд 13§2. Определение рН среды потенциометрическим методом.
Потенциометрия –
это электрохимический метод анализа, основанный на зависимости величины электродного потенциала,
а, следовательно, и ЭДС, составленного из соответствующих электродов гальванического элемента, от состава раствора.Для определения величины рН среды применяются рН-индикаторные электроды.
Потенциал стеклянного электрода зависит от концентрации (активности) ионов водорода в растворе.
Слайд 14Наиболее широко в лабораторной практике применяется стеклянный индикаторный электрод.
Стеклянный индикаторный
электрод
Хлорсеребряный электрод сравнения
Слайд 15Гидролиз
Гидролиз – процесс взаимодействия вещества с водой, в результате которого
нарушается ионное равновесие воды и меняется рН среды.
Гидролиз является частным
случаем реакций сольволиза, т. е. реакций обмена между растворителем и растворенным веществом. 
Слайд 16
Гидролизу подвергаются:
Соли
Углеводы
Белки
Мыла
Сложные эфиры
Жиры
Феноляты
Алкоголяты
Галогенангидриды и другие вещества.
Слайд 17Соли могут быть образованы:
Сильным основанием + сильной кислотой
например: Na2SO4
Сильным основанием
+ слабой кислотой
например: Na2CO3
Слабым основанием + сильной кислотой
например: (NH4)2SO4
Слабым
основанием + слабой кислотойнапример: (NH4)2CO3
Слайд 18При рассмотрении процессов гидролиза солей следует помнить:
Гидролизу подвергаются только те
соли, в состав которых входит ион от слабого электролита.
ИОН СЛАБОГО ЭЛЕКТРОЛИТА – ДВИГАТЕЛЬ ГИДРОЛИЗАСоли, образованные сильным основанием сильной кислотой гидролизу не подвергаются.
Слайд 19При рассмотрении процессов гидролиза солей следует помнить:
Обычно гидролиз идет незначительно
и преимущественно по первой ступени
(один ион слабого электролита взаимодействует
только с одной молекулой воды).
Слайд 20При рассмотрении процессов гидролиза солей следует помнить:
Соли, образованные слабым основанием
и слабой кислотой, гидролизуются практически полностью.
Реакцию среды при гидролизе определяется
по виду иона сильного электролита.соль сильного основания – среда щелочная
соль сильной кислоты – среда кислая
Слайд 21
Составление уравнений реакций гидролиза
Na2CO3 + Н2О
2Na+
+ CO32- +HOH HCO3- + 2Na+ + OH-
щелочная средаNa2CO3 + Н2О NaНСО3 + NaOH
Слайд 22Составление уравнений реакций гидролиза
Сu(NO3)2 + Н2О
Cu2+ + 2NO3 -+
HOH (CuOH)+ + H+ + 2NO3-
Кислая
средаСu(NO3)2 + Н2О СuOHNO3 + HNO3
Слайд 23Составление уравнений реакций гидролиза
Cr2S3 + 6Н2О
Cr2S3 + 6Н2О
2 Cr(OH)3 + 3H2S
Среда близка к нейтральной рН
≈ 7
Слайд 24Ступенчатый гидролиз
I ступень:
Na2CO3 + Н2О NaНСО3 + NaOH
II
ступень:
NaНСО3+ Н2О NaOH + H2CO3
Гидролиз
солей слабых многоосновных кислот и слабых многокислотных оснований по второй и третьей ступеням протекает незначительно.
Слайд 25Факторы, влияющие на процесс гидролиза.
Природа гидролизующегося вещества.
Чем слабее электролит, образовавший
соль, тем активнее происходит процесс гидролиза.
Концентрация.
Разбавление раствора способствует гидролизу.
Слайд 26Факторы, влияющие на процесс гидролиза.
Температура.
Повышение температуры усиливает гидролиз.
Пример:
гидролиз раствора
ацетата натрия
CH3COONa
Слайд 27 При добавлении к раствору ацетата натрия индикатора фенолфталеин цвет раствора
- бледно-малиновый
CH3COONa + HOH→ CH3COOH + NaOH
CH3COO- + Na+
+ HOH→ CH3COOH + Na+ + OH-CH3COO- + HOH→ CH3COOH + OH- (pH >7)
Среда – слабощелочная.
При нагревании раствора процесс гидролиза усиливается, среда становится более щелочной и, поэтому, раствор становится ярко малиновым.
Слайд 28ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ НА ГИДРОЛИЗ
Цвет индикатора фенолфталеин в растворе ацетата натрия
До
нагревания
После нагревания
Слайд 29Количественные характеристики процесса гидролиза.
Cтепень гидролиза ( β)
β =
Так, в
0,1 н. растворе СН3СООNa
β = 0,01 %
Слайд 30Количественные характеристики процесса гидролиза.
Константа гидролиза
(К гидр.)
Для соли слабого основания и слабой кислоты
Слайд 32Произведение растворимости
В насыщенном растворе труднорастворимого сильного электролита произведение концентраций его
ионов в степенях их стехиометрических коэффициентов при данной температуре есть
величина постоянная, называемая произведением растворимости (ПР).
Слайд 33 Произведение растворимости (ПР) характеризует растворимость (S) труднорастворимого электролита
при данной температуре.
s s sCaSO4 Ca2+ + SO42-
ПР(CaSO4) = [Ca2+] ∙ [SO42-] = S2 = 2,5∙10 –5
S = √2,5∙10 –5 = 5∙ 10 -3 [моль/л]
Слайд 34Из двух однотипных солей, например, CaSO4 и BaSO4, большей растворимостью
обладает та соль, у которой ПР больше.
ПР(CaSO4) = [Ca2+] ∙ [SO42-] =
2,5∙10 –5ПР(BaSO4) = [Ba2+] ∙ [SO42-] = 1,1∙10 –10
S (BaSO4) < S (CaSO4)
![Из двух однотипных солей, например, CaSO4 и BaSO4, большей растворимостью обладает та соль, у которой ПР больше. ПР(CaSO4) = [Ca2+]](/img/thumbs/c44b648178dcc2dd177e4b59498b7bad-800x.jpg "Ионные равновесия в растворах электролитов Из двух однотипных солей, например, CaSO4 и BaSO4, большей растворимостью обладает")
Слайд 39Условие образования и растворения осадков.
ПК – произведение концентраций ионов в
степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам для системы в неравновесном состоянии.
Зная величину
ПК и сравнив ее с величиной ПР, можно установить, растворится или выпадет осадок при данной температуре:
Слайд 40Условие образования и растворения осадков.
Если ПК = ПР, ΔG = 0 –
система находится в состоянии равновесия (раствор насыщенный).
Если ПК < ПР,
ΔG < 0 – самопроизвольно протекает процесс растворения осадка (раствор ненасыщенный).Если ПК > ПР, ΔG > 0 – возможен обратный процесс – выпадание осадка (раствор пересыщенный).
Слайд 41 S 2S
S
Ag2SO4 2Ag+ +SO42-
ПР (Ag2SO4) [Ag+]2 ∙ [SO42-] =
2S2 ∙S = 4S3 = 2 ∙ 10 -5S =
При добавлении Na2SO4 равновесие смещается влево. Растворимость уменьшается.
![S 2S SAg2SO4 2Ag+ +SO42- ПР (Ag2SO4) [Ag+]2](/img/thumbs/3830cdbd93f750ac74044b888fbf2d32-800x.jpg "Ионные равновесия в растворах электролитов S 2S SAg2SO4 2Ag+ +SO42- ПР (Ag2SO4)")
Слайд 42Если в насыщенный раствор электролита ввести некоторое количество одноименных ионов,
то концентрация другого иона должна уменьшиться и часть растворенного электролита
выпадет в осадок, то есть от введения в раствор одноименных ионов растворимость электролита понижается.
