Презентация по Химии "Лекции по общей и неорганической химии" - скачать смотреть бесплатно

Содержание

Слайд 2

УДК 546.04 ББК 24.1 Рецензент: д.х.н. Киселев Ю.М. (химический факультет МГУ)

УДК 546.04 ББК 24.1

Рецензент: д.х.н. Киселев Ю.М. (химический факультет МГУ)
Рекомендовано к изданию

кафедрой неорганической химии МИТХТ
(протокол № 3 от 10.11.2010)
Е.В. Савинкина 2010
МИТХТ им. М.В. Ломоносова 2010
Утверждено Библиотечно-издательской комиссией МИТХТ им. М.В.Ломоносова в качестве учебного пособия для студентов 1 курса бакалавриата по направлениям 020100 62 (Химия), 240100 62 (Химическая технология и биотехнология), 150600 62 (Материаловедение и технология новых материалов), 280200 (Защита окружающей среды), 200500 62 (Метрология, стандартизация и сертификация), 080500 (Менеджмент).
Один оптический диск
Объем данных 0,9 Мб
Слайд 3

Растворы Общие свойства растворов

Растворы

Общие свойства растворов

Слайд 4

Вещество А + вещество В Раствор – гомогенная система, состоящая из

Вещество А + вещество В

Раствор – гомогенная система,
состоящая из двух

или более компонентов,
имеющая переменный состав
Слайд 5

Смеси веществ Смеси Грубодисперсные системы (взвеси) Тонкодисперсные системы (коллоидные системы) Истинные

Смеси веществ

Смеси
Грубодисперсные системы (взвеси)
Тонкодисперсные системы (коллоидные системы)
Истинные растворы

Размеры частиц
более 100 нм
1

– 100 нм
менее 1 нм
Слайд 6

Грубодисперсные системы Дисперсионная среда – газообразная Дисперсная фаза: твердая – пыль,

Грубодисперсные системы

Дисперсионная среда – газообразная
Дисперсная фаза:
твердая – пыль, дым, порошок
жидкая

– смог, облако, туман
Дисперсионная среда – жидкая
Дисперсионная фаза:
твердая – суспензия, паста
жидкая – эмульсия
газообразная – пена, газированная вода
Дисперсионная среда – твердая
Дисперсная фаза:
твердая – горные породы, цветные стекла, композиты
жидкая – твердые эмульсии
газообразная – твердые пены
Слайд 7

Истинные растворы Агрегатное состояние: газообразные, жидкие, твердые растворы Состав раствора: растворитель

Истинные растворы

Агрегатное состояние: газообразные, жидкие, твердые растворы
Состав раствора: растворитель + растворенное

вещество
Параметры раствора: температура, давление, содержание растворенного вещества
Слайд 8

Количественный состав раствора Массовая доля Молярная концентрация (молярность) Эквивалентная концентрация (нормальность)

Количественный состав раствора

Массовая доля
Молярная концентрация (молярность)
Эквивалентная концентрация (нормальность)
Коэффициент растворимости
Мольная доля
Массовая концентрация
Моляльная

концентрация (моляльность)
Слайд 9

Растворы Идеальные ΔV = 0; ΔQ = 0 Реальные ΔV ≠

Растворы

Идеальные
ΔV = 0; ΔQ = 0
Реальные
ΔV ≠ 0
1 л H2O +

1 л C2H5OH → 1,93 л раствора
ΔQ ≠ 0
Qрастворение = – Qразрыв связей + Qобразование связей
Слайд 10

Растворы Ненасыщенные Вт → Вр Насыщенные Вт Вр; истинное равновесие Пересыщенные

Растворы

Ненасыщенные
Вт → Вр
Насыщенные
Вт Вр; истинное равновесие
Пересыщенные
Вр; метастабильное равновесие

Концентрация вещества меньше

его растворимости

Концентрация вещества больше его растворимости

Растворимость вещества – его концентрация в насыщенном растворе

Слайд 11

Растворимость газов в жидкостях Если нет химического взаимодействия Ar(г) Ar(р) Влияние

Растворимость газов в жидкостях

Если нет химического взаимодействия
Ar(г) Ar(р)
Влияние давления
Δν =

−1 < 0 (принцип Ле Шателье)
Увеличение давления →
(растворимость увеличивается)
Уменьшение давления ←
(растворимость уменьшается)
Слайд 12

Растворимость газов в жидкостях Влияние температуры Qразрыв связей ≈ 0 Qобразование

Растворимость газов в жидкостях

Влияние температуры
Qразрыв связей ≈ 0
Qобразование связей > 0
Процесс

экзотермический (принцип Ле Шателье)
Уменьшение температуры →
(растворимость увеличивается)
Увеличение температуры ←
(растворимость уменьшается)

Qрастворение > 0

Слайд 13

Растворимость газов в жидкостях Если есть химическое взаимодействие Cl2(г) Cl2(р) Cl2(р)

Растворимость газов в жидкостях

Если есть химическое взаимодействие
Cl2(г) Cl2(р)
Cl2(р) + 2Н2О Н3О+

+ Cl− + НClО
НClО + Н2О Н3О+ + ClО−
Слайд 14

Растворимость твердых веществ в жидкостях Влияние давления ΔV ≈ 0; давление

Растворимость твердых веществ в жидкостях

Влияние давления
ΔV ≈ 0; давление не влияет
Влияние

температуры

Т

с

Q < 0
Большинство веществ

Q ≈ 0
NaCl, LiOH, K2SO3

Q > 0
MnSO4, Li2CO3, CaCrO4

Слайд 15

Диаграмма растворимости Т с Тпл Ткип Граница области метастабильных пересыщенных растворов

Диаграмма растворимости

Т

с

Тпл

Ткип

Граница области метастабильных
пересыщенных растворов

Область пересыщенных растворов c(B) > [B]

Кривая

растворимости
c(B) = [B]

Область ненасыщенных растворов c(B) < [B]

Слайд 16

Перекристаллизация Т с Т2 Т1 Основное вещество Примесь

Перекристаллизация

Т

с

Т2

Т1

Основное вещество

Примесь

Слайд 17

Растворы электролитов Электролитическая диссоциация

Растворы электролитов

Электролитическая диссоциация

Слайд 18

Сильные электролиты MA → M+(р) + A–(р) [MA] = 0, [M+]

Сильные электролиты

MA → M+(р) + A–(р)
[MA] = 0, [M+] =

[A–] = c0
Степень диссоциации:
Слайд 19

Слабые электролиты MA → MA(р) + M+(р) + A–(р) [MA] >

Слабые электролиты

MA → MA(р) + M+(р) + A–(р)
[MA] > 0,

[M+] = [A–] < c0
Степень диссоциации:
Слайд 20

Слабые электролиты MxAy(р) x Ma+(р) + y Ab–(р) Константа диссоциации KD :

Слабые электролиты

MxAy(р) x Ma+(р) + y Ab–(р)
Константа диссоциации KD :

Слайд 21

Закон разбавления Оствальда МА М+ + А– [M+] [A–] KD =

Закон разбавления Оствальда

МА М+ + А–
[M+] [A–]
KD = –––––––––
[MA]
[M+]

= [A–] = α c0
[MA] = (1 – α) c0
KD = α2 c0 / (1 – α)

если α << 1 (α < 0,05)
KD = α2 c0

α

c0

1

Слайд 22

Гетерогенные ионные равновесия М+ + А– ↑↓ МА(т) МА(т) М+ +

Гетерогенные ионные равновесия


М+ + А–
↑↓
МА(т)

МА(т) М+

+ А–
Для малорастворимых сильных электролитов:
Kс = [M+][A–] = ПР(МА)
(произведение растворимости)

В общем виде:
МхАу(т) х Ма+ + у Аb–
Тогда ПР = [Ma+]x [Ab–]y

ПР = const при T = const
ПР = f(T)

Слайд 23

Растворимость (L), моль/л МхАу(т) х Ма+ + у Аb– [Ma+] =

Растворимость (L), моль/л

МхАу(т) х Ма+ + у Аb–
[Ma+] = x L;

[Ab–] = y L
ПР(МхАу) = (x L)x (y L)y = xx yy Lx+y
Слайд 24

Задача Рассчитать растворимость сульфата серебра, если ПР(Ag2SO4) = 1,2 . 10–5

Задача

Рассчитать растворимость сульфата серебра, если ПР(Ag2SO4) = 1,2 . 10–5
Ag2SO4(т) ⮀

2Ag+ + SO42–
L 2L L
ПР = [Ag+ ]2 [SO42–] = (2L)2L = 4L3
Слайд 25

Т Условия осаждения и растворения осадков с с(М+) с(А–) = [M+]


Т

Условия осаждения и растворения осадков


с

с(М+) с(А–) = [M+] [А–]

= ПР

с(М+) с(А–) < ПР
МА(т) → М+ + А–

с(М+) с(А–) > ПР
М+ + А– → МА(т)

МА(т) М+ + А–

Для малорастворимого сильного электролита МхAy:
условие растворения осадка: [Ma+]x [Ab–]y < ПР
условие выпадения осадка: [Ma+]x [Ab–]y > ПР

Слайд 26

Введение одноименного иона МхАу(т) х Ма+ + у Аb– Увеличение с(Ма+)

Введение одноименного иона

МхАу(т) х Ма+ + у Аb–
Увеличение с(Ма+) или с(Аb–)
Сдвиг

равновесия в сторону образования осадка
Слайд 27

Удаление одноименного иона МхАу(т) х Ма+ + у Аb– Уменьшение с(Ма+)

Удаление одноименного иона

МхАу(т) х Ма+ + у Аb–
Уменьшение с(Ма+) или с(Аb–)
Сдвиг

равновесия в сторону растворения осадка
Слайд 28

Удаление одноименного иона Связывание в виде менее растворимого вещества (осадок AgCl

Удаление одноименного иона

Связывание в виде менее растворимого вещества (осадок AgCl осадок

AgI)
Связывание в виде комплексного иона (осадок PbSO4 [Pb(OH)4]2–)
Перевод в другую форму
(осадок BaCrO4 Cr2O72–)
Слайд 29

Переосаждение PO43– Ag2SO4(т) Ag3PO4(т) SO42– 3 Ag2SO4(т) + 2 PO43– 2

Переосаждение

PO43–
Ag2SO4(т) Ag3PO4(т)
SO42–
3 Ag2SO4(т) + 2 PO43– 2 Ag3PO4(т) +

3 SO42– (1)
KС = [SO42–]3 / [ PO43–]2
ПР1 = [Ag+]2[SO42–]
ПР2 = [Ag+]3[ PO43–]
(1) = 3(2) – 2(3)
KС = (ПР1)3 / (ПР2)2 ~ (10–5)3/(10–18)2 > 1

Ag2SO4(т) 2Ag+ + SO42– (2)

Ag3PO4(т) 3Ag+ + PO43– (3)

Слайд 30

В каком минимальном объеме воды можно растворить 1 г гипса? Условие

В каком минимальном объеме воды можно растворить 1 г гипса?

Условие

задачи
V(H2O) = ?
m(CaSO4.2H2O) = 1 г
ПР(CaSO4) = 4.10–5
M(CaSO4.2H2O) = 172 г/моль

Уравнение фазового равновесия
Са2+ + SО42– CaSO4(т)

ПР(CaSO4) = [Ca2+] [SO42–] = c2

__
V(H2O) = n / c = m / (M ⋅ c) = m / (M √ПР) ~ 0,920 л

Слайд 31

Выпадет ли осадок при сливании равных объемов миллимолярных растворов нитрата серебра(I)

Выпадет ли осадок при сливании равных объемов миллимолярных растворов нитрата серебра(I)

и хлорида натрия?

1/2 c0(AgNO3) ⋅ 1/2 c0(NaCl) = 2,5⋅10–7 > ПР(AgCl)

Для малорастворимого сильного электролита МхAy
условие выпадения осадка: [Ma+]x [Ab–]y > ПР

c0(AgNO3) = c0(NaCl) = 1.10–3 моль/л
V(p.AgNO3) = V(p.NaCl)
ПР(AgCl) = 1,78⋅10–10

После смешивания растворов:
c(Ag+) = c0(Ag+) V(p.AgNO3) / (V(p.AgNO3) + V(p.NaCl)) =
= 1/2c0(Ag+) = 1/2c0(AgNO3)
c(Cl–) = 1/2c0(Cl–) = 1/2c0(NaCl)

Осадок выпадет

Слайд 32

Протолитическая теория кислот и оснований 1923 г. Йоханес Брёнстед Томас Лаури

Протолитическая теория кислот и оснований

1923 г.
Йоханес Брёнстед
Томас Лаури

Слайд 33

Протолитическая теория кислотные или основные свойства частиц обусловлены их способностью отдавать

Протолитическая теория

кислотные или основные свойства частиц обусловлены их способностью отдавать

или присоединять катион водорода (протон Н+)
NH4+ + S2– NH3 + HS–
Кт Ос Ос Кт
Пары "сопряженная кислота / сопряженное основание":
NH4+/NH3 и HS –/ S2–

Н+

Н+

Слайд 34

Кислоты нейтральные: HCN + H2O CN– + H3O+ анионные: H2PO4– +

Кислоты

нейтральные:
HCN + H2O CN– + H3O+
анионные:
H2PO4– + H2O HPO42– + H3O+
катионные:
NH4+

+ 2 H2O NH3.H2O + H3O+

H+

H+

H+

H+

H+

H+

Слайд 35

Основания нейтральные: NH3.H2O + H2O NH4+ + OH– + H2O анионные:

Основания

нейтральные:
NH3.H2O + H2O NH4+ + OH– + H2O
анионные:
CN– + H2O HCN

+ OH–
катионные:
N2H5+ + H2O N2H62+ + OH–

H+

H+

H+

H+

H+

H+

Слайд 36

Амфолиты HCO3– + H2O CO32– + H3O+ Кт HCO3– + H2O

Амфолиты
HCO3– + H2O CO32– + H3O+
Кт
HCO3– + H2O H2CO3 +

OH–
Ос

Н+

Н+

Н+

Н+

Слайд 37

Растворители Апротонные: C6H6, CS2, CCl4 Протонные H2O, NH3, C2H5OH (амфолиты) Автопротолиз:

Растворители

Апротонные:
C6H6, CS2, CCl4
Протонные
H2O, NH3, C2H5OH
(амфолиты)

Автопротолиз:
HL + HL H2L+ + L–
Константа автопротолиза

(ионное произведение):
KS = [H2L+] [L–]

H+

H+

Слайд 38

Ионное произведение воды H2O + H2O H3O+ + OH– При стандартной

Ионное произведение воды
H2O + H2O H3O+ + OH–
При стандартной температуре 298

К (25 °С):
KB (Kw) = [H3O+] [OH–] = 1.10–14
В чистой воде при 25 °С:
[H3O+] = [OH–] = KB = 10–7 моль/л

H+

H+

Слайд 39

Водородный показатель (рН) рН = –lg[H3O+] [H3O+] = 10–рН Гидроксидный показатель

Водородный показатель (рН)

рН = –lg[H3O+]
[H3O+] = 10–рН
Гидроксидный показатель (рОН)


pOH = –lg[OH–]
[OH–] = 10–рОН
рН + рОН = –lgKB = 14
Слайд 40

Водородный показатель (рН) В чистой воде при 25°С рН = рОН

Водородный показатель (рН)

В чистой воде при 25°С
рН = рОН = 7
Среда

нейтральная
Если [H3O+] > 1.10–7, то рН < 7
Среда кислотная
Если [OH–] > 1.10–7, то рОН < 7 и pH > 7
Среда щелочная
Слайд 41

Шкала рН При [H3O+] = 0,1 моль/л (например, в 0,1 М

Шкала рН

При [H3O+] = 0,1 моль/л
(например, в 0,1 М растворе

HCl)
pH = 1 (нижний предел).
При [OH–] = 0,1 моль/л
(например, в 0,1 М растворе KOH)
рН = 13 (верхний предел).
Слайд 42

Константа кислотности HA + H2O A– + H3O+ H+ H+

Константа кислотности
HA + H2O A– + H3O+

H+

H+

Слайд 43

B(OH)3.H2O + H2O [B(OH)4]– + H3O+ Слабые кислоты Сопряженная пара KК

B(OH)3.H2O + H2O [B(OH)4]– + H3O+

Слабые кислоты

Сопряженная пара KК
СН3СООН / СН3СОО– 1,7.10–5
Al3+.H2O

/ AlOH2+ 9,6.10–6
H2S / HS– 1,1.10–7
B(OH)3.H2O/[B(OH)4]– 5,8.10–10


Сила кислоты

СН3СООН + Н2О СН3СОО– + H3O+

Al3+.H2O + H2O AlOH2+ + H3O+

H2S + H2O HS– + H3O+

Слайд 44

Сильные кислоты HA + H2O = A– + H3O+ Бескилородные кислоты:

Сильные кислоты
HA + H2O = A– + H3O+
Бескилородные кислоты: HCl, HBr,

HI
Кислородсодержащие кислоты состава НхЭОу, если у – х ≥ 2 (правило Полинга)
Протолиз сильных кислот необратим
Анионы сильных кислот являются непротолитами и не участвуют в реакциях протолиза

H+

Слайд 45

HClO4 + CH3COOH ClO4– + CH3COOH2+ HNO3 + CH3COOH NO3– +

HClO4 + CH3COOH ClO4– + CH3COOH2+

HNO3 + CH3COOH NO3– + CH3COOH2+

Сила

кислот в неводных растворителях

Уравнение реакции протолиза Сопряженная пара KК

HClO4/ ClO4–

1.10–6

HNO3/ NO3–

1.10–7

H+

H+

H+

H+

Слайд 46

Константа основности A– + H2O HA + ОН– H+ H+

Константа основности
A– + H2O HA + ОН–

H+

H+

Слайд 47

HSO3– + H2O SO2∙H2O + OH– SO32– + H2O HSO3– +

HSO3– + H2O SO2∙H2O + OH–

SO32– + H2O HSO3– + OH–

NH3·H2O

+ H2O NH4+ + OH– + H2O

Слабые основания

Уравнение реакции протолиза

Сопряженная пара

KО

NH4+/ NH3·H2O

1,8 ·10–5

HSO3– / SO32–

1,6.10–7

SO2∙H2O / HSO3–

6,0.10–13

H+

H+

H+

H+

H+

H+

Сила основания

Слайд 48

Сильные основания Анионы: амид-ион NH2– метилат-ион CH3O– и другие алкоголят-ионы гидроксид-ион

Сильные основания

Анионы:
амид-ион NH2–
метилат-ион CH3O– и другие алкоголят-ионы
гидроксид-ион ОН–
Соединения, дающие эти

ионы при диссоциации
MOH, где М – щелочной элемент или Tl(I)
M(OH)2, где М – Ba, Ra
и др.

Катионы – непротолиты!

Слайд 49

Малорастворимые гидроксиды Ni(OH)2(т) Ni2+ + 2OH— Слабое основание? Сильное основание? ПР = [Ni2+][OH—]2

Малорастворимые гидроксиды

Ni(OH)2(т) Ni2+ + 2OH—
Слабое основание?
Сильное основание?
ПР = [Ni2+][OH—]2

Слайд 50

Связь Kк и Ko для пары НА/А– [H3O+] [A–] [HA] [OH–]

Связь Kк и Ko для пары НА/А–

[H3O+] [A–] [HA] [OH–]
KК

▪KO = ––––––––––▪ –––––––––– = [H3O+] [OH–] = KB
[HA] [A–]
KO = KB / KК
Слайд 51

Степень протолиза (α) – отношение числа частиц, подвергшихся протолизу, к исходному

Степень протолиза (α)

– отношение числа частиц, подвергшихся протолизу, к исходному

числу частиц
Для реакции протолиза слабой кислоты:
HA + H2O A– + H3O+
([H3O+] = [A–] при отсутствии в растворе других протолитов)

H+

H+

Слайд 52

Закон разбавления Оствальда При α _____ α = √Kк / c0

Закон разбавления Оствальда


При α << 1 ( α < 0,05):


_____
α = √Kк / c0
Слайд 53

Степень протолиза α 1 сильные протолиты слабые протолиты 0 с0 Учет автопротолиза воды

Степень протолиза

α

1 сильные протолиты

слабые протолиты
0 с0

Учет автопротолиза воды

Слайд 54

Учет автопротолиза воды HA + H2O A– + H3O+ H2O +

Учет автопротолиза воды
HA + H2O A– + H3O+
H2O + H2O OH–

+ H3O+

H+

H+

H+

H+

Слайд 55

Учет автопротолиза воды Kкc0 – Kк[A–] = [A–][H3O+]

Учет автопротолиза воды

Kкc0 – Kк[A–] = [A–][H3O+]

Слайд 56

Учет автопротолиза воды При бесконечном разбавлении: с0 → 0; [H3O+] →

Учет автопротолиза воды

При бесконечном разбавлении:
с0 → 0; [H3O+] → 10–7 моль/л
при

Kк ≥ 10–5 α → 1
при Kк = 10–7 α → 0,5
Слайд 57

Сдвиг протолитических равновесий Изменение концентрации слабого протолита закон разбавления Оствальда разбавление

Сдвиг протолитических равновесий

Изменение концентрации слабого протолита
закон разбавления Оствальда
разбавление
Изменение температуры


протолиз – эндотермический процесс
нагревание
Изменение концентрации одноименных ионов
принцип Ле Шателье
введение одноименных ионов
Слайд 58

Сдвиг протолитических равновесий Протолиз слабой кислоты в присутствии сильной кислоты: HA

Сдвиг протолитических равновесий

Протолиз слабой кислоты в присутствии сильной кислоты:
HA + H2O

A– + H3O+
α′ = Kк / [H3O+]

H+

H+

Слайд 59

Определите рН в 0,001 М растворе серной кислоты. H2SO4 + 2H2O

Определите рН в 0,001 М растворе серной кислоты.
H2SO4 + 2H2O =

SO42− + 2H3O+
с0(H2SO4) = 0,001 моль/л
pH = –lg [H3O+] = – lg(2c0) = – lg (2.10–3) = 2,7

2H+

Слайд 60

Определите рН в растворе азотной кислоты с концентрацией с0 = 1.10–11

Определите рН в растворе азотной кислоты с концентрацией с0 = 1.10–11

моль/л.
HNO3 + H2O = NO3– + H3O+
[H3O+] = c0 = 1.10–11
pH = – lg[H3O+] = 11
H2O + H2O H3O+ + OH–
[H3O+] = 1.10–7
Ответ: рН 7

?

H+

Слайд 61

Определите рН в 0,002М растворе хлорноватистой кислоты при 25 °C. HClO

Определите рН в 0,002М растворе хлорноватистой кислоты при 25 °C.
HClO +

H2O ClO– + Н3O+; Kк = 2,82 . 10–8
[ClO–] = [H3O+]; [HClO] = c0

H+

H+

Слайд 62

Определите pH в 0,002М растворе аммиака при 25 °С. KK =

Определите pH в 0,002М растворе аммиака при 25 °С.
KK = 5,75

. 10–10
KB = 1 . 10–14
[NH4+] = [OH–]; [NH3 . H2O] = c0

NH3·H2O + H2O NH4+ + OH– + H2O

H+

H+

Слайд 63

Обратимый гидролиз солей 1. Диссоциация 2. Протолиз

Обратимый гидролиз солей

1. Диссоциация
2. Протолиз

Слайд 64

Гидролиз солей KCl = K+ + Cl– непротолиты Нет гидролиза, нейтральная

Гидролиз солей

KCl = K+ + Cl–
непротолиты
Нет гидролиза, нейтральная среда, рН

7
NH4NO3 = NH4+ + NO3–
Кт непротолит
NH4+ + 2H2O NH3.H2O + H3O+
Гидролиз по катиону, кислотная среда, pH < 7

H+

H+

Слайд 65

Гидролиз солей ZnSO4 = Zn2+ + SO42– Zn2+.H2O + H2O ZnOH+

Гидролиз солей

ZnSO4 = Zn2+ + SO42–
Zn2+.H2O + H2O ZnOH+ + H3O+
Гидролиз

по катиону, кислотная среда, рН < 7
KNO2 = K+ + NO2–
NO2– + H2O HNO2 + OH–
Гидролиз по аниону, щелочная среда, pH > 7

H+

H+

H+

H+

Слайд 66

Гидролиз солей NH4CN = NH4+ + CN– NH4+ + 2H2O NH3.H2O

Гидролиз солей

NH4CN = NH4+ + CN–
NH4+ + 2H2O NH3.H2O + H3O+
CN–

+ H2O HCN + OH–
Гидролиз по катиону и аниону, рН ?
Ko > Kк
Слабощелочная среда, pH > 7

Kк = 6.10–10

Ko = 2.10–3

H+

H+

H+

H+

Слайд 67

Гидролиз кислых солей NaHCO3 = Na+ + HCO3– HCO3– + H2O

Гидролиз кислых солей

NaHCO3 = Na+ + HCO3–
HCO3– + H2O CO32– +

H3O+
Кт
HCO3– + H2O H2CO3 + OH–
Ос
Ko > Kк; слабощелочная среда, pH > 7

Kк = 6.10–11

Ko = 2.10–8

H+

H+

H+

H+

Слайд 68

Гидролиз солей Усиление (α↑) Повышение температуры Понижение концентрации Связывание одноименных ионов

Гидролиз солей

Усиление (α↑)
Повышение температуры
Понижение концентрации
Связывание одноименных ионов

Ослабление (α↓)
Понижение температуры
Повышение концентрации
Введение одноименных

ионов
Слайд 69

Необратимый гидролиз PIIICl–I3(ж) + 3H2Oизб. = H2[PHO3](p) + 3HCl(p) H2[PHO3] +

Необратимый гидролиз

PIIICl–I3(ж) + 3H2Oизб. = H2[PHO3](p) + 3HCl(p)
H2[PHO3] + H2O H[PHO3]–

+ H3O+
HCl + H2O = Cl– + H3O+
pH < 7

H+

H+

H+

Слайд 70

Необратимый гидролиз Mg3N + 8H2O = 2NH3.H2O + Mg(OH)2 NH3·H2O +

Необратимый гидролиз

Mg3N + 8H2O = 2NH3.H2O + Mg(OH)2
NH3·H2O + H2O NH4+

+ OH– + H2O
Если Mg(OH)2 в осадке:
Mg(OH)2(т) Mg2+ + 2OH–
Если Mg(OH)2 в растворе:
Mg(OH)2 = Mg2+ + 2OH–
pH > 7

H+

H+

Слайд 71

Необратимый гидролиз Al2S3(т) + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ Совместный гидролиз:

Необратимый гидролиз

Al2S3(т) + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
Совместный гидролиз:
2Al3+ +3S2– +

6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
Слайд 72

Определите рН 0,1 М раствора хлорида железа(III). FeCl3 = Fe3+ +

Определите рН 0,1 М раствора хлорида железа(III).

FeCl3 = Fe3+ +

3 Cl–
Fe3+.H2O + H2O FeOH2+ + H3O+
[Fe(H2O)6]3+ + H2O [Fe(H2O)5(OH)]2+ + H3O+

[H3O+] [FeOH2+] [H3O+]2
Kк = –––––––––––––– = –––––––––– (если считать [Fe3+] = с0)
[Fe3+] с0
_____ ________
pH = – lg[H3O+] = –lg√Kк c0 = – lg√7.10–3.10–1 = 1,6

H+

H+

H+

H+

Слайд 73

Определите рН 0,1 М раствора хлорида железа(III). Более строгий подход: если

Определите рН 0,1 М раствора хлорида железа(III).

Более строгий подход:
если считать [Fe3+]

= с0(1 – α)
α2с0
Kк = –––––––––
(1 – α)
Слайд 74

Определите рН 0,1 М раствора хлорида железа(III). При с0 = 0,1

Определите рН 0,1 М раствора хлорида железа(III).

При с0 = 0,1 моль

/л и Kк = 7⋅10−3 = 0,007:
0,007 = α2 ⋅ 0,1 ⁄ {1− α}
0,1α2 + 0,007α − 0,007 = 0
α = 0,23; второй корень отрицательный
рH = − lg[H3O+] = − lgαс0 = lg 0,23 ⋅ 0,1 = 1,6
Слайд 75

FeCl3 + H2O + Zn = ? FeCl3 = Fe3+ +

FeCl3 + H2O + Zn = ?

FeCl3 = Fe3+ + 3

Cl–
Fe3+.H2O + H2O FeOH2+ + H3O+
Zn + 2H3O+ = Zn2+ + H2 + 2H2O

H+

H+

Слайд 76

Определите рН в 0,1 М растворе ортофосфата натрия. Na3PO4 = 3

Определите рН в 0,1 М растворе ортофосфата натрия.

Na3PO4 = 3

Na+ + PO43–
PO43– + H2O HPO42– + OH–

H+

H+

Слайд 77

Na3PO4 + H2O + Zn = ? Na3PO4 (т) = 3

Na3PO4 + H2O + Zn = ?

Na3PO4 (т) = 3 Na+

+ PO43–
PO43– + H2O HPO42– + OH–
Zn + 2H2O + 2OH– = [Zn(OH)4]2– + H2

H+

H+

Слайд 78

Определите рН раствора, содержащего 0,001 моль/л уксусной кислоты и 0,1 моль/л

Определите рН раствора, содержащего 0,001 моль/л уксусной кислоты и 0,1 моль/л

ацетата натрия.

CH3COONa = Na+ + CH3COO–
CH3COOH + H2O CH3COO– + Н3О+
[CH3COOH] = c0 – x
[CH3COO–] = c1 + x

c1

c0

x

H+

H+

Слайд 79

Определите рН раствора, содержащего 0,001 моль/л уксусной кислоты и 0,1 моль/л

Определите рН раствора, содержащего 0,001 моль/л уксусной кислоты и 0,1 моль/л

ацетата натрия.

pH = – lg[H3O+] = – lg x = –lg(Kк▪c0 /c1) =
= – lg 1,8▪10–5▪10–3/10–1 = 6,7

При разбавлении раствора рН не меняется!

Буферный раствор

Слайд 80

Определите pH в водном растворе NaHA HA– – амфолит (HCO3–, HS–,

Определите pH в водном растворе NaHA

HA– – амфолит
(HCO3–, HS–, H2PO4–,

HPO42– и т.д.)
Диссоциация:
NaHA = Na+ + HA–
Протолиз иона-амфолита HA– как основания:
HA– + H2O H2A + OH–;
Kо(H2A/HA–) = Kв/Kк(H2A/HA–)
Протолиз иона-амфолита HA– как кислоты:
HA– + H2O A2– + H3O+;
Kк(HA–/A2–)

H+

H+

H+

H+

Слайд 81

Определите pH в водном растворе NaHA Без вывода: рН не зависит от концентрации амфолита Буферный раствор

Определите pH в водном растворе NaHA

Без вывода:
рН не зависит от концентрации

амфолита

Буферный раствор

Слайд 82

HA– pKк(H2A/HA–) pKк(HA–/A2–) pH HCO3– 6,37 10,33 8,35 HSO3– 1,78 7,20

HA– pKк(H2A/HA–) pKк(HA–/A2–) pH
HCO3– 6,37 10,33 8,35
HSO3– 1,78 7,20 4,49
HS– 6,98 12,91 9,94
H2PO4– 2,14 7,21 4,68
HPO42– 7,21 12,34 9,78

Определите pH в водном растворе NaHA

pK

= –lgK
Слайд 83

Кислотно-основные индикаторы

Кислотно-основные индикаторы

- Предыдущая
Тема: «Обыкновенные дроби» Предмет: Математика 5 класс Автор: Сильченко Екатерина Алексеевна учитель математики МОУ Еловс
Следующая -
МАТЕМАТИКА В практической деятельности Якушкин Евгений ученик 9 класса МОКУ Успеновской ООШ

Похожие презентации

Презентация Подгруппа углерода и азота
Химические свойства Способы получения
Полимеры 11 класс
Введение. Физическая и коллоидная химия, ее содержание, задачи, объекты и методы их изучения
Кристаллизация металла шва
Пятичленные гетероциклы с двумя гетероатомами - азолы
Строение атома, изотопы
Репликация ДНК. Элонгация репликации ДНК. (Лекция 4)
Амедео Авогадро
Теория растворов электролитов и неэлектролитов
Центрифугирование. Его использование в разных направлениях биологии
Катионы IV аналитической группы
Алканы (структурная изомерия и систематическая номенклатура)
Использование разнообразных форм и средств контроля за качеством образования на уроках химии
Свойства, получение и применение алканов. Циклоалканы
СРСП Терпендер дәрілік препараттары және олардың туындыларының анализы
Витамин В2 (рибофлавин)
Коррозия металлов
Класифікація дисперсних систем харчових продуктів. Характеристика колоїдних систем
ЭМВИ — прогрессивное направление в области криминалистических исследований
Пластмаси
Фараонова Змея
Типы и механизмы органических реакций
Проблемы загрязнения воды Ташбаев Далерхан 7 «А»
Менделєєв Дмитро Іванович Роботу виконав: Учень 11 - Б класу Вдовіченко І. Вчитель інформатики: Трибко О.Б.
Свойства алкадиенов и их получение
Фотометрический анализ III курс, д/о Преподаватель Ельчищева Юлия Борисовна
Сложные эфиры Урок – семинар обобщения знаний в 10 биолого-химическом классе
Вы можете прислать нам Вашу презентацию и мы опубликуем ее на сайте.
Обратная связь
Для правообладателей
Email: Нажмите что бы посмотреть