Растворы.​ Общая характеристика растворов

Содержание

Слайд 2

РАСТВОРЫ

РАСТВОРЫ

Слайд 3

1. По агрегатному состоянию – жидкие, твердые и газообразные КЛАССИФИКАЦИЯ 2.

1. По агрегатному состоянию – жидкие, твердые и газообразные

КЛАССИФИКАЦИЯ

2. По

размеру частиц – истинные, коллоидные

3. По количеству компонентов – бинарные, тройные...

4. По способности проводить электрический ток – электролиты и неэлектролиты
АВ + nS ⇄ АВnS ⇄ А+ xS + В– (n – x)S,
где S – молекулы растворителя
АВ +nS ⇄ АВnS

Слайд 4

РАСТВОРИМОСТЬ

РАСТВОРИМОСТЬ

Слайд 5

РАСТВОРИМОСТЬ Растворение твердого вещества в жидкости можно представить следующим уравнением: В тв ⇄ В р-р

РАСТВОРИМОСТЬ

Растворение твердого вещества в жидкости можно представить следующим уравнением: В тв

⇄ В р-р
Слайд 6

МЕХАНИЗМ РАСТВОРЕНИЯ Если | ΔHреш | > | ΔHsolv |, то

МЕХАНИЗМ РАСТВОРЕНИЯ

Если | ΔHреш | > | ΔHsolv |, то процесс

растворения является эндотермическим, и при повышении температуры растворимость будет увеличиваться.
Если | ΔHреш | < | ΔHsolv |, то процесс растворения является экзотермическим, и при повышении температуры растворимость будет уменьшаться.
Слайд 7

КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ - порядок реакции

КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ

- порядок реакции

Слайд 8

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА Коллигативные свойства растворов – свойства, не зависящие от природы

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА

Коллигативные свойства растворов – свойства, не зависящие от природы растворенного

вещества, а зависящие только от его концентрации
Слайд 9

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА Закон Рауля

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА

Закон Рауля

Слайд 10

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА Следствия из закона Рауля E – эбуллиоскопическая константа, К – криоскопическая константа

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА

Следствия из закона Рауля

E – эбуллиоскопическая константа, К – криоскопическая

константа
Слайд 11

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА

Слайд 12

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА Уравнения применимы только к растворам неэлектролитов. Для растворов электролитов

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА

Уравнения применимы только к растворам неэлектролитов. Для растворов электролитов в

уравнение вводят поправочный коэффициент Вант-Гоффа (i) – изотонический коэффициент
Слайд 13

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА В гипотонических растворах протекает разрушение клеток - лизис, а

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА

В гипотонических растворах протекает разрушение клеток - лизис, а в

случае эритроцитов гемолиз. В гипертонических растворах происходит сморщивание клеток (плазмолиз).
Слайд 14

Распад электролита на ионы под влиянием полярных молекул растворителя (например, воды)

Распад электролита на ионы под влиянием полярных молекул растворителя (например, воды)

называется электролитической диссоциацией.
АВ + (n+m)Н2О ⇄ АВ(Н2О)n+m ⇄ А+(Н2О)n + В–(Н2О)m
Степень электролитической диссоциации (α) показывает отношение числа молекул, диссоциирующих (распавшихся) на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества.
α=Nдис./Nобщ или α=С/С0
Степень диссоциации зависит от природы растворенного вещества, природы растворителя, от температуры, от концентрации раствора

СВОЙСТВА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Слайд 15

СВОЙСТВА ЭЛЕКТРОЛИТОВ CdCl2 тв. + (n + m)H2O ⇄ CdCl2 (n

СВОЙСТВА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

CdCl2 тв. + (n + m)H2O ⇄ CdCl2 (n +

m)H2Oр-р ⇄ ⇄ Cd2+ n(H2O)р-р + 2Cl– m(H2O) р-р.

КCl тв. + (n + m)H2О ⇄ K+ n(H2O)р-р + Cl– m(H2O) р-р.

Слайд 16

СВОЙСТВА ЭЛЕКТРОЛИТОВ Т.к. диссоциация- процесс обратимый, то для него справедлив закон действующих масс. Для бинарного электролита

СВОЙСТВА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Т.к. диссоциация- процесс обратимый, то для него справедлив закон действующих

масс. Для бинарного электролита
Слайд 17

СВОЙСТВА ЭЛЕКТРОЛИТОВ Пусть раствор содержал С моль/л электролита, степень диссоциации которого

СВОЙСТВА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Пусть раствор содержал С моль/л электролита, степень диссоциации которого α,


тогда в равновесии концентрация недиссоциированных молекул равна
С – С · α = С (1- α ), а концентрации катионов - С· α , анионов - С· α.
Подставляем эти значения в выражение для Кдис.
Кдис = С2· α2 / C (1-α) = С · α2/ (1-α)
Кдис = С ·α2/(1-α)
Слайд 18

СВОЙСТВА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

СВОЙСТВА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Слайд 19

СВОЙСТВА ЭЛЕКТРОЛИТОВ Согласно теории Дебая-Гюккеля для описания реальных свойств растворов сильных

СВОЙСТВА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Согласно теории Дебая-Гюккеля для описания реальных свойств растворов сильных электролитов

вводится понятие эффективной (кажущейся) концентрации или активности (а) и коэффициента активности (fa), которые связаны соотношении а = fa · С
fa- коэффициент активности (кажущаяся степень диссоциации) включает в себя силы электростатического взаимодействия между ионами, величина, характеризующая отклонение свойств концентрированных растворов сильных электролитов от свойств разбавленных растворов слабых электролитов.

mA + nB = pC + gД

f - зависит от ионной силы раствора I

Слайд 20

СВОЙСТВА ЭЛЕКТРОЛИТОВ Z=1 (NaNO3 = Na+ + NO3-) I= ½ (C1·12

СВОЙСТВА ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Z=1 (NaNO3 = Na+ + NO3-)
I= ½ (C1·12 + C2·12)

= C I=C
Z=2 (CuSO4 = Cu2+ + SO42-)
I= ½ (C·22 + C·22) = ½·8C= 4C I=4C
Z =1, Z =2 (CuCl2 = Cu+2 + 2Cl-)
I= ½ (C·22 + 2C·12) = ½ · 6C= 3C I=3C
Z=3, Z=1 (K3PO4 = 3K+ + PO43-)
I= ½ (3C·12 + C·32) = ½·12C = 6C I=6C
Связь коэффициента активности с ионной силой раствора выражается формулами:
Слайд 21

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ

Слайд 22

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ

Слайд 23

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ

Слайд 24

Характер электролитической ионизации гидроксидов ЭОН = Э+ + ОН- (I) ЭОН = ЭО- + Н+ (II)

Характер электролитической ионизации гидроксидов

ЭОН = Э+ + ОН- (I) ЭОН =

ЭО- + Н+ (II)
Слайд 25

Диссоциация многоосновных кислот

Диссоциация многоосновных кислот

Слайд 26

Диссоциация многокислотных оснований

Диссоциация многокислотных оснований

Слайд 27

Реакции в растворах. Гидролиз Нейтрализация доходит до конца только тогда, когда

Реакции в растворах. Гидролиз

Нейтрализация доходит до конца только тогда, когда

единственным малодиссоциированным веществом в системе является вода, например:
НС1 + КОН = КС1 + Н2О
Взаимная нейтрализация кислот и оснований, отличающихся друг от друга по силе, до конца не протекает.
Например:
СН3СООН + КОН = СН3СООК + Н2О
СН3СООН + К+ + ОН- = СН3СОО- + К+ + Н2О
СН3СООН + ОН- = СН3СОО- + Н2О
Эта реакция нейтрализации обратима. Обратная реакция нейтрализации, т.е. реакция взаимодействия кислоты и основания называется реакцией гидролиза.
Гидролизом соли называется - взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита и к изменению рН среды. Гидролиз – является частным случаем сольволиза – обменного разложения растворенного вещества и растворителя.
Слайд 28

Реакции в растворах. Гидролиз

Реакции в растворах. Гидролиз

Слайд 29

Реакции в растворах. Гидролиз

Реакции в растворах. Гидролиз

Слайд 30

Реакции в растворах. Гидролиз

Реакции в растворах. Гидролиз

Слайд 31

Реакции в растворах. Гидролиз

Реакции в растворах. Гидролиз

Слайд 32

Реакции в растворах. Гидролиз В случае соли NH4CH3COO, константы диссоциации КNH4OH

Реакции в растворах. Гидролиз

В случае соли NH4CH3COO, константы диссоциации КNH4OH

= КСН3СООН практически одинаковы и равны 1,8 10-5.
СН3СОО- + NH-4 + НОН=СН3СОН + NH4ОН рН = 7
Т.к. концентрации ацетат - ионов и ионов аммония в растворе одинаковы, то кислота и основание равны по силе, то реакция среды будет нейтральной.
При взаимодействии солей А13+,Сr3+, Fe3+ с растворами сульфидов и карбонатов в осадок выпадают не сульфиды и карбонаты этих катионов, а их гидроксиды.
2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6NaCl
2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl
В рассмотренных примерах происходит взаимное усиление гидролиза двух солей и реакция идет до конца. Это примеры совместного гидролиза – когда продукты гидролиза одной соли взаимодействуют с продуктами гидролиза другой соли, образуя при этом слабо диссоциирующие соединения и гидролиз обеих солей идет до конца.
Слайд 33

Гидролиз. Количественные характеристики

Гидролиз. Количественные характеристики

Слайд 34

Гетерогенные равновесия в растворе

Гетерогенные равновесия в растворе

Слайд 35

Гетерогенные равновесия в растворе Условие образования осадка: ПИ > ПР ПИ – произведение концентраций (ионов)

Гетерогенные равновесия в растворе

Условие образования осадка: ПИ > ПР
ПИ –

произведение концентраций (ионов)
Слайд 36

Гетерогенные равновесия в растворе

Гетерогенные равновесия в растворе

Слайд 37

Гетерогенные равновесия в растворе Малорастворимые соли слабых кислот потому и растворяются

Гетерогенные равновесия в растворе

Малорастворимые соли слабых кислот потому и растворяются

в сильных кислотах, что при этом ионы Н+ связывают анионы солей в малодиссоциированные молекулы слабых кислот.
CaC2O4→ Ca+2 + C2O4-2
осадок
2HCl ↔ 2Cl- + 2H+
H2C2O4
или для солей непрочной угольной кислоты:
BaCO3 → Ba+2 + CO3-2
осадок
HCl ↔ 2Cl- + 2H+
Н2СO3=H2O + CO2↑
Исключение составляют малорастворимые соли слабых кислот с ничтожной величиной произведения растворимости, например сульфид ртути (ΙΙ) с ПР=4·10-53 . Сместить равновесие между осадком HgS и раствором, действуя сильной кислотой невозможно, так как сероводородная кислота образует гораздо больше ионов S2-, чем их получается за счет растворимости HgS
HgS↔Hg+2 + S2-
равновесие смещено влево
Слайд 38

Гетерогенные равновесия в растворе Иногда осадки солей растворяются с образованием прочных

Гетерогенные равновесия в растворе

Иногда осадки солей растворяются с образованием прочных

комплексных ионов. Так, хлорид серебра легко растворяется в NH4OH, потому что ионы Ag+, посылаемые осадком в раствор связываются молекулами аммиака в комплексные ионы:
AgCl + 2NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Cl-
Понижение концентрации ионов Ag+ приводит к нарушению равновесия между раствором и твердой фазой, т.е. приводит к растворению осадка.
Примерами процессов в уравнении реакции которых слева и справа входят труднорастворимые вещества, могут служить:
AgCl(k)↓ + NaI(p) ↔ AgI↓(k) + NaCl(p) ΔG˚= - 54кДж
BaCO3↓(k) + Na2SO4(p) ↔ BaSO4↓(k) + Na2CO3(p) ΔG˚≈ 0
Равновесие смещается в сторону образования менее растворимого соединения. В реакции (1) равновесие смещено вправо, т.к.
ПРAgI=1,1·10-16 < ПРAgCl =1,8·10-10. В реакции (2) равновесие лишь несколько сдвинуто в сторону BaSO4 (ПР BaCO3 = 4,9·10-9 > ПР BaSO4 =1,08·10-10).
Слайд 39

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

Слайд 40

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

Слайд 41

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

Слайд 42

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

Слайд 43

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

Слайд 44

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

Слайд 45

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

Слайд 46

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

Слайд 47

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

- Предыдущая
Окислительно-восстановительные процессы
Следующая -
Основы химической термодинамики

Похожие презентации

Атомы и молекулы. Простые и сложные вещества. 8 класс
Шкала рН
Тотығутотықсыздану титрлеу әдістері. Дәріс № 7
Мас-спектр кластерів вуглецю
Предельные углеводороды
Обобщающий урок по теме: «Основные классы неорганических соединений. Генетическая связь между классами неорганических соединени
Металлы и сплавы -материал для древних и современных олимпийских наград.
Морфология тел полезных ископаемых
Алюминий в природе
Моделирование (7 класс)
Топливо и топливосжигающие устройства. Искусственные виды топлив. Газификация твердого топлива
Региональная металлогения
Термический анализ
Расчет ректификационной колонны
Дисперсные
Дисперсные системы
Органічні розчинники. Їх застосування
Химическая энергия
Управління якістю лікарських засобів у фармацевтичній галузі
Биохимия почек и мочи. (Лекция 10)
Промышленные типы месторождений железа
Дисперсные системы
Соли. Названия и классификация солей
Разработка методики расчета фазового равновесия при длительном хранении СПГ
galogeny
Cоляная кислота и ее соли
Производство азотной кислоты
МОУ Квитокская средняя общеобразовательная школа. УРОК ХИМИИ. 11 КЛАСС. Химия и производство. Учитель: Левицкая Лариса Виктор
Вы можете прислать нам Вашу презентацию и мы опубликуем ее на сайте.
Обратная связь
Для правообладателей
Email: Нажмите что бы посмотреть