Растворы. Лекция №4

Август 23, 2022

Главная
Химия
Растворы. Лекция №4

Содержание

2. План лекции Общие положения; Способы выражения концентраций раствора; Электролитическая диссоциация, рН раствора; Гидролиз солей.
4. Растворимость Таблица растворимости Хорошо растворимые (более 10 г в-ва в 1 л воды) Малорастворимые (от 0,01
5. 5 % водный раствор HCl 100 г раствора содержит 5 г HCl и 95 г растворителя
7. Молярная концентрация (Молярность), СМ, [моль/л] – число молей растворенного вещества n, содержащегося в 1 л раствора
8. , [моль/л] Различают обозначения: 0,1М – децимолярный; 0,01М – сантимолярный (0,02М – двусантимолярный); 0,001М – миллимолярный.
9. Определите массу нитрата натрия, которая требуется для приготовления 2 л децимолярного раствора (0,1 м). В 1
10. Нормальная концентрация эквивалента (Нормальность), CН, [моль/л] − число эквивалентов растворенного вещества nэ, содержащихся в 1 л
11. , [моль/л] Различают обозначения: 0,1н – децинормальный; 0,01н – сантинормальный; 0,001н – миллинормальный.
12. 0,75 н р-р H2SO4 или CН = 0,75 моль/л р-ра H2SO4 в 1 л р-ра –
13. Моляльная концентрация (Моляльность), Cm, [моль/кг] – число молей растворенного вещества n, приходящихся на 1 кг растворителя
14. , [моль/кг]
15. 2 m раствор H2SO4 2 моля приходятся на 1000 г растворителя Cm × М приходятся на
16. Титр Т, [г/мл] Показывает количество г растворенного вещества m, содержащегося в 1 мл раствора V: ,
17. Способы выражения концентраций растворов
18. Закон эквивалентов для растворов Объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям:
19. Закон эквивалентов для растворов
20. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ NaCl ⇄ Na+ + Cl– KA ⇄ K+ + A¯ Катион Анион диссоциация Степень
22. Константа диссоциации Кдис(СН3СООН) = 1,8⋅10–5 Кдис (НСN) = 8⋅10–10 СН3СООН ⇄ СН3СОО– + Н+
23. Электролитическая диссоциация воды где [H+], [OH–] и [H2O] – молярные концентрации частиц в воде. Н2О ⇄
24. Ионное произведение воды: Нейтральная среда [H+] = [OH–] = 10–7 Кислая среда [H+] > 10–7 >
25. Водородный показатель pH = –lg[H+] [H+] = 10–7 pH = –lg10–7 = 7 нейтральная среда pH
26. [H+] = 10–2 моль/л pH = ? pH = –lg[H+] = –lg10–2 = 2 кис. ср.
27. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ 1. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой. Na2CO3 ⇄ 2Na+ + CO32–
28. I ст. CO32– + H+OН– ⇄ HCO3– + OН– Na2CO3 + H2O ⇄ NaHCO3 + NaOН
29. 2. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. ZnSO4 ⇄ Zn2+ + SO42– Zn(OН)2 H2SO4
30. I ст. Zn2+ + H+OН– ⇄ ZnOH+ + Н+ 2ZnSO4 + 2H2O ⇄ (ZnOH)2SO4 + H2SO4
31. 3. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой. Al2S3 Al(OН)3 H2S Слабое основание Слабая кислота
32. Al2S3 + 6H2O =2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ 2Al3+ + 3S2– + 6H2O =2Al(OH)3↓ + 3Н2S↑
33. Соль образованная сильным основанием и сильной кислотой гидролизу не подвергается (не реагирует в водой) NaCl +
35. Скачать презентацию

Слайд 2

План лекции
Общие положения;
Способы выражения концентраций раствора;
Электролитическая диссоциация, рН раствора;
Гидролиз солей.

Слайд 3

Слайд 4

Растворимость
Таблица растворимости
Хорошо растворимые
(более 10 г в-ва в 1 л воды)
Малорастворимые
(от 0,01

до 10 г в-ва в 1 л воды)

Нерастворимые
(менее 0,01 г в-ва в 1 л воды)

Слайд 5

5 % водный раствор HCl
100 г раствора содержит 5 г HCl

и
95 г растворителя (воды):
5 г HCl + 95 г H2O = 100 г р-ра

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ

Массовая концентрация (Массовая доля), ω – число грамм растворенного вещества, содержащегося в 100 г раствора.

Слайд 6

Слайд 7

Молярная концентрация (Молярность), СМ, [моль/л] – число молей растворенного вещества n,

содержащегося в 1 л раствора V.

3 М р-р NaOH

M(NaOH) = 40 г/моль

3 ⋅ 40 = 120 г

В 1 л р-ра – 120 г NaOH

Слайд 8

, [моль/л]
Различают обозначения:
0,1М – децимолярный;
0,01М – сантимолярный (0,02М – двусантимолярный);
0,001М

– миллимолярный.

Слайд 9

Определите массу нитрата натрия, которая требуется для приготовления
2 л децимолярного

раствора (0,1 м).

В 1 л раствора содержится:
СМ × МNaNO3 = 0,1 моль/л × 85 г/моль =
= 8,5 г NaNO3
Составим пропорцию:
в 1 л р-ра – 8,5 г NaNO3
в 2 л р-ра – х г NaNO3
Отсюда: х = 17 г

Слайд 10

Нормальная концентрация эквивалента (Нормальность), CН, [моль/л] − число эквивалентов растворенного вещества

nэ, содержащихся в 1 л раствора V.

0,1 н р-р H2SO4

MЭ(H2SO4) = M/осн-ть = 98/2 =
= 49 г/моль

0,1 ⋅ 49 = 4,9 г

В 1 л р-ра – 4,9 г H2SO4

Слайд 11

, [моль/л]
Различают обозначения:
0,1н – децинормальный;
0,01н – сантинормальный;
0,001н – миллинормальный.

Слайд 12

0,75 н р-р H2SO4
или CН = 0,75 моль/л р-ра H2SO4
в

1 л р-ра – 0,75 моль H2SO4
или
в 1 л р-ра – 0,75 × 49 = 36,75 г H2SO4
где 49 – эквивалентная масса H2SO4.
В общем виде:
в 1 л раствора содержится СН × МЭ
в заданном V раствора содержится х г

Слайд 13

Моляльная концентрация (Моляльность), Cm, [моль/кг] – число молей растворенного вещества n,

приходящихся на 1 кг растворителя mр-ля.

0,5 m р-р NaOH

M(NaOH) = 40 г/моль

0,5 ⋅ 40 = 20 г

В 1000 г р-ля – 20 г NaOH

1000 г H2O + 20 г NaOH = 1020 г р-ра

Слайд 14

, [моль/кг]

Слайд 15

2 m раствор H2SO4
2 моля приходятся на 1000 г растворителя
Cm

× М приходятся на 1000 г растворителя

Слайд 16

Титр Т, [г/мл]
Показывает количество г растворенного вещества m, содержащегося в

1 мл раствора V:

, [г/мл]

Слайд 17

Способы выражения концентраций растворов

Слайд 18

Закон эквивалентов для растворов
Объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям:

Слайд 19

Закон эквивалентов для растворов

Слайд 20

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
NaCl ⇄ Na+ + Cl–
KA ⇄ K+ + A¯
Катион

Анион

диссоциация

Степень диссоциации:

Слайд 21

Слайд 22

Константа диссоциации
Кдис(СН3СООН) = 1,8⋅10–5
Кдис (НСN) = 8⋅10–10
СН3СООН ⇄

СН3СОО– + Н+

Слайд 23

Электролитическая диссоциация воды
где [H+], [OH–] и [H2O] – молярные концентрации частиц

в воде.

Н2О ⇄ Н+ + ОН–

Молярная концентрация воды (CM):
1 моль Н2О – 18 г
х моль Н2О – 1000 г в 1 л воды
x = 1000/18 = 55,5 моль/л
[H2O] = 55,5 моль/л

Слайд 24

Ионное произведение воды:
Нейтральная среда [H+] = [OH–] = 10–7
Кислая среда [H+]

> 10–7 > [OH–]
Щелочная среда [H+] < 10–7 < [OH–]

KH2O = [H+]ּ[OH–] = 10–14 моль/л

KH2O – константа воды

в чистой воде [H+] = [OH–] = 10–7 моль/л

Слайд 25

Водородный показатель
pH = –lg[H+]
[H+] = 10–7
pH = –lg10–7 = 7 нейтральная

среда
pH < 7 кислая среда
pH > 7 щелочная среда

Слайд 26

[H+] = 10–2 моль/л pH = ?
pH = –lg[H+] = –lg10–2

= 2 кис. ср.

[ОH–] = 10–4 моль/л pH = ?

[H+]ּ[OH–] = 10–14
[H+]ּ 10–4 = 10–14
[ H+] = 10–10

pH = –lg10–10 = 10 щел. ср.

Слайд 27

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
1. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой.
Na2CO3 ⇄

2Na+ + CO32–

NaOН

H2CO3

Сильное
основание

Слабая
кислота

pH > 7

Слайд 28

I ст. CO32– + H+OН– ⇄ HCO3– + OН–
Na2CO3 + H2O

⇄ NaHCO3 + NaOН

pH > 7

II ст. HCO3– + H+OН– ⇄ H2CO30 + OН–

NaHCO3 + H2O ⇄ H2CO3 + NaOН

pH > 7

Слайд 29

2. Гидролиз соли, образованной
слабым основанием и сильной кислотой.
ZnSO4 ⇄ Zn2+

+ SO42–

Zn(OН)2

H2SO4

Слабое
основание

Сильная
кислота

pH < 7

Слайд 30

I ст. Zn2+ + H+OН– ⇄ ZnOH+ + Н+
2ZnSO4 + 2H2O

⇄ (ZnOH)2SO4 + H2SO4

pH < 7

II ст. ZnOH+ + H+OН– ⇄ Zn(OH)20 + Н+

(ZnOH)2SO4 + 2H2O ⇄ 2Zn(OH)2 + H2SO4

pH < 7

Слайд 31

3. Гидролиз соли, образованной
слабым основанием и слабой кислотой.
Al2S3
Al(OН)3
H2S
Слабое
основание
Слабая
кислота
pH = 7

Слайд 32

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

+ 3Н2S↑

Слайд 33

Соль образованная сильным основанием и
сильной кислотой
гидролизу не подвергается
(не реагирует в водой)

NaCl + H2O ≠ гидролиз не идет

NaOH

HCl

Сильное
основание

Сильная
кислота

pH = 7