Фото презентация

Содержание

РАСТВОРЫ СОСТОЯНИЕ ОТДЕЛЬНЫХ КОМПОНЕНТОВ ГОРНЫХ ПОРОД В РАСТВОРАХ

Слайд 1 Фото

Слайд 2РАСТВОРЫ СОСТОЯНИЕ ОТДЕЛЬНЫХ КОМПОНЕНТОВ ГОРНЫХ ПОРОД В РАСТВОРАХ

Слайд 3Классификация дисперсных систем. Растворы, их характеристики. Вода. Растворение как физико-химический процесс.

Растворимость веществ.
Свойства растворов. Осмос, законы Рауля. Электролиты и неэлектролиты.
Теория электролитической диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Состояние сильных электролитов в растворах.
Произведение растворимости, растворение горных пород. Водородный показатель. Гидролиз солей

План

Слайд 4Дисперсные системы
Дисперсные системы – гетерогенные системы, в которых в одном веществе

(дисперсионной среде) распределено (диспергированно) в виде очень мелких частиц другое вещество (дисперсная фаза).

Слайд 5Классификация дисперсных систем (по степени дисперсности)

Слайд 6Классификация дисперсных систем (по агрегатному состоянию)

Слайд 7Туман (Ж-Г)

Слайд 8Истинные растворы в природе (Т-Ж)

Слайд 9Растворы
Растворы - однофазные системы переменного состава, состоящие из двух и более

компонентов

Слайд 10Растворитель - компонент, агрегатное состояние которого не меняется при образовании раствора.

В

случаях систем Т-Т, Ж-Ж, Г-Г - растворитель - компонент, количество которого больше.

Определения

Слайд 11Вода как растворитель
Н2О
Покрывает примерно ¾ поверхности Земли (примерно 1018 т),

составляет 60-70% от массы тела человека,
90% вещества растений.

Слайд 12Вода в атмосфере (облака)

Слайд 13Вода (лед) в атмосфере

Слайд 14Ледники

Слайд 15Реки, озера

Слайд 16Мировой океан

Слайд 17Вода – хороший растворитель для многих веществ.

Свойства воды:

уголковая молекула с ковалентными

связями; молекулы
полярные; ρ = 1 г/см3; Тпл = 00 С; Ткип=1000 С; молекулы
образуют межмолекулярные Н-связи.

Слайд 18Взаимная растворимость веществ

Слайд 19Растворимость газа в жидкости
Г + Ж ⇄ раствор + Q


Принцип Ле Шателье:
увеличение р →; увеличение t ←

С = kp (закон Генри),
где C - концентрация газа в растворе; p - парциальное давление газа; k - коэффициент.

Слайд 20Растворимость жидкости в жидкости
Ж1 + Ж2 ⇄ раствор


Принцип Ле Шателье:
р – не влияет на равновесие; увеличение t → (как правило)
ограниченная и неограниченная р-римость,
несмешивающиеся жидкости,
«Подобное растворяется в подобном»

Слайд 21Растворимость твердого в-ва в жидкости
Растворение - физико-химический процесс, включающий в себя:
1)

разрушение кристаллической решетки;
2) сольватацию (гидратацию);
3) диффузию.

Слайд 22


Растворимость твердого в-ва в жидкости

Слайд 23Растворимость твердого в-ва в жидкости
Опыт.
Образование кристаллогидрата сульфата меди(II)

CuSO4 – бесцветный;
CuSO4•5Н2О

– голубого цвета

Слайд 24Растворимость твердого в-ва в жидкости
,

Слайд 25Растворимость твердого в-ва в жидкости
ΔG = ΔH - TΔS
При растворении ΔS

> 0.
ΔH может быть или >0 или <0.
Чтобы растворение шло самопроизвольно (ΔG < 0), необходимо:
или (а) ΔH < 0, или (б) ΔH > 0, но при этом ⏐TΔS⏐ > ⏐ΔH⏐

Слайд 26Растворимость твердого в-ва в жидкости


Слайд 27Растворимость твердого в-ва в жидкости


Слайд 28Растворимость твердого в-ва в двух несмешивающихся жидкостях. Экстракция
K = С1/С2 (при

t = const),
где К - коэффициент распределения

Опыт. Экстракция йода хлороформом
I2 - вода - хлороформ. К =130.
Следовательно, хлороформом можно экстрагировать йод из воды

Слайд 29Характеристики растворов
Ненасыщенные и насыщенные растворы
Концентрированные и разбавленные растворы
Форма выражения концентрации:
Массовая доля

(w), процентная концентрация;
Молярная концентрация (М, См, моль/л)
Моляльная концентрация (m, моль/1000 г растворителя)
Нормальная концентрация (N, Сн, моль экв/л)
Мольная доля
Коэффициент растворимости (растворимость) (г/100 г воды)

Слайд 30СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

Слайд 31При изучении свойств растворов было открыто несколько законов: осмотического давления, законы

Рауля. Эти законы отражают коллигативные свойства растворов, то есть свойства, определяющиеся числом частиц растворенного вещества в растворе.

Слайд 32ОСМОС
Осмос - односторонняя диффузия через полунепроницаемую перегородку (мембрану).

Слайд 33ОСМОС

1 – Сосуд с водой
2 – Сосуд с полупроницаемыми стенками
3

- трубка

Слайд 34
ОСМОС

Росм = ƒ(С, t0), Росм ≠ ƒ(природы в-ва и природы

р-рителя).

Вант-Гофф (1886, Голландия)
для разбавленных растворов неэлектролитов
Росм = СМRT или РосмV = RT,

где СМ - мольная концентрация (моль/л);
R = 8,31 Дж/моль⋅К;
Т - температура, К;
Р - давление, кПа.

Слайд 35Понижение давления пара растворителя над раствором (I закон Рауля)
р1 =

N1p0,
где
р1 - давление насыщ. пара над р-ром;
N1 - мольная доля р-рителя;
p0 - давление насыщ. пара над чистым р-рителем.

Слайд 36Понижение давления пара растворителя над раствором (I закон Рауля)
Δр =

р0 - р1 = р0 - N1р0 = (1 - N1)р0 =
= N2p0 = р0

где: n1 - количество р-рителя; n2 - количество р-ренного в-ва; N2 - мольная доля в-ва

Слайд 37Понижение давления пара растворителя над раствором (I закон Рауля)

Слайд 38Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора по сравнению с

растворителем (II закон Рауля)


tк(р-ль) - tк(р-р) = Δtкрист = Km
K - криоскопическая постоянная;
m - моляльная концентрация раствора (моль/1000 г р-рителя);
Δtкип = Em
E - эбулиоскопическая постоянная

Слайд 391 моль вещества в 1000 г воды повышает tкип на 0,52К.

Пример

Слайд 40Вывод
Величины осмотического давления (Росм), понижения давления насыщенного пара р-рителя над р-ром

(Δр/р0), понижение температуры замерзания (Δtкрист)., повышение температуры кипения (Δtкип) раствора зависят только от числа частиц вещества в растворе и не зависят от природы растворенного в-ва.

Слайд 41Вещества по своим свойствам в растворах делятся на 2 группы:
а) вещества

(неэлектролиты), для растворов которых выполняются законы Вант-Гоффа и Рауля; их растворы не проводят электрический ток;
б) вещества (электролиты), для растворов которых не выполняются законы Вант-Гоффа и Рауля; их растворы проводят электрический ток.

Слайд 42Поведение электролитов в растворах описывается теорией электролитической диссоциации
(повторить самостоятельно, Н.Л.Глинка.

Общая химия. ## 81-83, 86-88)

Слайд 43НЕКОТОРЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ И ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Слайд 44Диссоциация и ионизация кислот и оснований

Слайд 45Ступенчатая диссоциация
a) HCl = H++ Cl- (К = 107)
б) H2SO4

= H++HSO4- (К1 = 103)
HSO4- ⇄ H++SO42- (К2 = 10-2)
______________________________
H2SO4 ⇄ 2H++SO42-
в) H2СO3 ⇄ H++HСO3- (К1 = 4,5 . 10-7)
HСO3- ⇄ H++СO32- (К2 = 4,7 . 10-11)
______________________________
H2СO3 ⇄ 2H++СO32-

Слайд 46степень диссоциации электролитов
 
 
α - степень диссоциации;
n - число диссоциированных молекул;
N

- общее число молекул в растворе.
0<α<1

Слайд 47степень диссоциации электролитов
= 1 - сильные электролиты (щелочи, HCl, HNO3,

H2SO4, растворимые соли);

α < 1 - слабые электролиты (HNO2, H2SO3, H2S, H3PO4, органические кислоты, HCN, NH4OH).

Слайд 48Пример
HCl = H+ + Cl-
α = 1,00 (0,1 моль/л, 20

0С);
 
CH3COOH ⇄ H+ + CH3COO-
α ≈ 0,013 (0,1 моль/л, 20 0С).

Слайд 49Кд слабых электролитов
 CH3COOH ⇄ H+ + CH3COO-

С-αС αС αС
 
Кд = = =

≈ Сα2

Слайд 50Константы диссоциации некоторых слабых электролитов

Слайд 51Состояние сильных электролитов в растворе
Для сильных электролитов αэкс • 1.







Причина - взаимное влияние (тормозящее действие) положительно и отрицательно заряженных ионов.

Слайд 52
Состояние сильных электролитов в растворе
Активность - эффективная (условная) концентрация электролита,

соответственно которой он действует в химических реакциях.
а = ƒС
а - активность; ƒ - коэффициент активности.

Коэффициент активности f зависит от ионной
силы раствора (I) и заряда ионов (z).

Слайд 53Состояние сильных электролитов в растворе
Ионная сила раствора
I = 0,5 (С1z12

+ С2z22 + …+Сizi2)

Пример. Ионная сила раствора, содержащего 0,1 моль/л NaCl и 0,1 моль/л ВaCl2.
I = 0,5 (0,1• 12 + 0,1 • 22 + 0,3 • (-1)2) = 0,4

Слайд 54Состояние сильных электролитов в растворе
Коэффициенты активности ионов f при различных

ионных силах растворов

Слайд 55ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ (ПР). РАСТВОРЕНИЕ ГОРНЫХ ПОРОД

Слайд 56
ПОНЯТИЕ О ПР


Кристаллизация
ОСАДОК ⇄ РАСТВОР
Растворение

Слайд 57
ПОНЯТИЕ О ПР


AgCl(тв) ⇄ Ag+ (р-р) + Cl- (р-р) 
По

закону действия масс:
Кр = ;

[AgCl] ≈ Const ⇒ ПР(AgCl) = Кр [AgCl] = [Ag+][Cl-] 
В общем виде:
АаВв (тв) ⇄ аАв+ (р-р) + вВа- (р-р)
ПР(АаВв) = [Ав+]а[Ва-]в

Слайд 58УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ И РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ
В насыщенном р-ре: [Ag+][Cl-] =

ПР(AgCl)

В ненасыщенном р-ре: [Ag+][Cl-] < ПР(AgCl)
 
В пересыщенном р-ре: [Ag+][Cl-] > ПР(AgCl)

Слайд 59УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ
Для создания условий растворения осадка (получения ненасыщенного раствора) необходимо

понизить концентрацию ионов (одного или обоих), образующих малорастворимое вещество

Слайд 60УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ
Опыт 1а
«Связывание» одного из ионов в слабый электролит
Mg(OH)2(тв)

↓ ⇄ Mg2+ + 2OH-
Mg(OH)2↓ + 2NH4+ + 2Cl- → Mg2+ + 2Cl- + 2NH4OH

Слайд 61УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ
Опыт 1б
«Связывание» одного из ионов в слабый электролит
Fe(OH)3↓

⇄ Fe3+ + 3OH-
Fe(OH)3↓ + 3Н+ + 3Сl- → Fe3+ + 3Cl- + 3H2O

Слайд 62УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ
Опыт 2
«Связывание» одного из ионов в газообразное вещество
CaCO3

⇄ Ca2+ + CO32-
CO32- + 2H+ → CO2↑ + H2O
CaCO3↓ + 2HCl → CaCl2 + CO2↑ + H2O

Слайд 63УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ
«Связывание» одного из ионов в газообразное вещество
FeS ⇄ Fe2+

+ S2-
S2- + 2H+ → H2S↑
FeS↓ + 2HCl → FeCl2 + H2S↑

Слайд 64УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ
Опыт 3
«Связывание» одного из ионов в комплексное соединение с

малой константой нестойкости
AgCl ⇄ Ag+ + Cl-
Ag+ + 2NH3 → [Ag(NH3)2]+
AgCl↓ + 2NH3 → [Ag(NH3)2]Cl
Раствор

Слайд 65УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ
Опыт 4a
«Связывание» одного из ионов в менее растворимое соединение


Ag2CrO4 ⇄ 2Ag+ + CrO42-;
коричневый
ПР(Аg2CrO4) = 4,4⋅10-12;
[Аg+]* = 2s = ≈ 2⋅10-4 моль/л

ПР = (2s)2⋅s = 4s3; s = .

Слайд 66УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ
Опыт 4б
«Связывание» одного из ионов в менее растворимое соединение


AgCl ⇄ Ag+ + Cl-;
белый
ПР(AgCl) = 1,73⋅10-10;
[Аg+] = = 1,3⋅10-5 моль/л

Слайд 67УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ
Опыт 4в
«Связывание» одного из ионов в менее растворимое соединение


Ag2S ⇄ 2Ag+ + S2-;
черный
ПР(Ag2S) = 6⋅10-50;
[Аg+] = 2s ≈ 2⋅10-17 моль/л

Слайд 68УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ
Опыт 4в
«Связывание» одного из ионов в менее растворимое соединение


Результат:
 
Ag2CrO4↓ → AgCl↓ → Ag2S↓

Слайд 69УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ОСАДКОВ
Осадок образуется при создании условия перенасыщенного раствора

Слайд 70УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ОСАДКОВ
Пример 1.
Имеется смесь BaCl2 и CaCl2 с концентрацией обеих

солей 0,1М. Какое вещество выпадает в осадок первым при добавлении раствора H2SO4, если ПР(BaSO4) = 1,1⋅10-10; ПР(CaSO4) = 1,3⋅10-4?

Слайд 71УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ОСАДКОВ
Пример 1.
1)  Найдем [SO42-], необходимую для образования осадка ВaSO4

из 0,1М р-ра BaCl2. 

ПР(BaSO4) • [Ba2+][SO42-].

[SO42-] > = ≈ 10-9 (моль/л) 

Слайд 72УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ОСАДКОВ
Пример 1.
2)  Найдем [SO42-], необходимую для образования осадка СaSO4

из 0,1М раствора СaCl2.
 
ПР(СaSO4) • [Сa2+][SO42-]

[SO42-] > = = 1,3⋅10-3(моль/л)

Слайд 73УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ОСАДКОВ
Пример 1.
Вывод
Так как [SO42-] для образования осадка СаSO4 должна

быть в 106 раз больше, чем для образования осадка ВаSO4, вначале образуется осадок ВаSO4.

Слайд 74Определение растворимости (s, моль/л) из величины ПР
1) AgCl ⇄ Ag+ +

Cl-
s s s
ПР(AgCl ) = [Ag+][Cl-] = s⋅s = s2; s =
2)  Ag2CrO4 ⇄ 2Ag+ + CrO42-
s 2s s
ПР(Ag2CrO4) = [Ag+]2[CrO42-] = (2s)2⋅s = 4s3;
s = .

Слайд 75ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ (рН)

Слайд 76Вода - слабый электролит
НОН ⇄ Н+ + ОН-
Кр =

;

[Н2О] ≈ С(Н2О) = = 55,55 моль/л

Кр⋅[Н2О] =Кw = [Н+][ОН-]
(ионное произведение воды); 
= 1⋅10-14; = -lg = 14.

Слайд 77Вода - слабый электролит
В воде [Н+] = [ОН-] =

= 10-7 моль/л.
 
Водородный показатель:
 
рН = -lg [Н+] = -lg 10-7 = 7.

Слайд 78рН + рОН = 14

Слайд 79Индикаторы - вещества, изменяющие цвет при изменении среды (рН) раствора

Слайд 80ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Слайд 81Гидролиз - взаимодействие катионов или анионов соли (или тех и других)

с водой, которое приводит к образованию слабого электролита


Слайд 821) HCl + NaOH ⇄ NaCl + HOH
H+ + OH- ⇄

HOH Равновесие сдвинуто вправо практически полностью

б) CH3COOH + NaOH ⇄ CH3COONa + HOH CH3COOH + OH- ⇄ CH3COO- + HOH
Равновесие

Гидролиз – реакция, обратная по отношению к реакции нейтрализации

Слайд 83«Правила» гидролиза
При гидролизе соли:
на гидролиз одного иона приходится одна молекула воды;
в

обычных условиях гидролиз идет практически только по первой ступени, гидролиз может идти до конца только (а) при высокой температуре и (б) при большом разбавлении.

Слайд 84ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА
Соль образована сильным основанием и сильной кислотой
Na2SO4 +

HOH ⇄
2Na+ + SO42- + HOH ⇄
Гидролиз не идет, слабый электролит не образуется.
Среда нейтральная, рН = 7

Слайд 85ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА
2. Соль образована слабым основанием и сильной

кислотой
NH4Cl + HOH ⇄ NH4OH + HCl
NH4+ + Cl- + HOH ⇄ NH4OH + H+ + Cl-
NH4+ + HOH ⇄ NH4OH + H+
Гидролиз идет
Среда кислая, рН < 7

Слайд 86ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА
2. Соль образована слабым основанием и сильной

кислотой
Al2(SO4)3 + HOH ⇄ 2AlOHSO4 + H2SO4
2Al3+ + 3SO42- + 2HOH ⇄ 2AlOH2+ + 2H+ + 3SO42-
Al3+ + HOH ⇄ AlOH2+ + H+
Гидролиз идет
Среда кислая, рН < 7

Слайд 87ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА
3. Соль образована сильным основанием и слабой

кислотой
Na2CO3 + HOH ⇄ NaHCO3 + NaOH
2Na+ + CO32- + HOH ⇄ HCO3- + 2Na+ + OH-
CO32- + HOH ⇄ HCO3- + OH-
Гидролиз идет
Среда щелочная, рН > 7

Слайд 88ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА
4. Соль образована слабым основанием и слабой

кислотой
4.1 Соль не растворима в воде
CuS + HOH ⇄
Гидролиз не идет

Слайд 89ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА
Соль образована слабым основанием и слабой кислотой

4.2 Соль

в растворе не существует
Al2S3 + 6HOH ⇄ 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
Гидролиз идет полностью, до конца

Слайд 90ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА
Соль образована слабым основанием и слабой кислотой
4.3 Соль

растворима в воде
(NH4)2CO3 + HOH ⇄ NH4HCO3 + NH4OH
2NH4+ + CO32- + HOH ⇄ HCO3- + NH4OH + NH4+
б) NH4HCO3 + HOH ⇄ H2CO3 + NH4OH
NH4+ + HCO3- + HOH ⇄ H2CO3 + NH4OH
Гидролиз идет по ступеням,полностью, до конца, среда примерно нейтральная, рН около 7

Слайд 91Особые случаи гидролиза
1)  SbCl3 + HOH ⇄ SbOHCl2 + HCl
Sb3+ +

HOH ⇄ SbOH2+ + H+
2)  SbOH2+ + HOH ⇄ Sb(OH)2+ + H+
  SbO+ H2O
SbOHCl2 + HOH ⇄ SbOCl↓ + HCl + H2O

Слайд 92Особые случаи гидролиза
1)  2Na2SiO3 + 2HOH ⇄ 2NaHSiO3 + 2NaOH

2SiO32- + 2HOH ⇄ 2HSiO3- + 2OH-
 
2HSiO3- ⇄ Si2O52- + H2O
----------------------------------------------------
2Na2SiO3 + HOH ⇄ Na2Si2O5 + 2NaOH

Слайд 93КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ ГИДРОЛИЗА
Степень гидролиза

h =

Слайд 94КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ ГИДРОЛИЗА
Константа гидролиза

Кг =

или или

Слайд 95Связь между степенью гидролиза и константой гидролиза

Кг =

≈ Сh2


h =


Слайд 96

Kг1 (К2СО3) =

= 2,1⋅10-4

Kг2 (К2СО3) = = 2,2⋅10-8
 
Кг2 « Кг1

Слайд 97Усиление гидролиза
Na2CO3 + HOH ⇄ NaHCO3 + NaOH
2Na+ + CO32- +

HOH ⇄ HCO3- + 2Na+ + OH-
CO32- + HOH ⇄ HCO3- + OH-
- разбавление;
- нагревание

Опыт. Гидролиз FeCl3 при нагревании

Слайд 98Ослабление гидролиза
Na2CO3 + HOH ⇄ NaHCO3 + NaOH
2Na+ + CO32- +

HOH ⇄ HCO3- + 2Na+ + OH-
CO32- + HOH ⇄ HCO3- + OH-
- добавление щелочи (кислоты)

Слайд 99Взаимное усиление гидролиза
3Na2S + 2AlCl3 + 6HOH = 2Al(OH)3 + 3H2S

+ 6NaCl

Похожие презентации

Профессия --веб-журналист!!! Александр Градюшко, Институт журналистики Белорусского государственного университета Минск, Беларусь ? 268
www.ritmixrussia.ru 257
ПрофессияДИЗАЙНЕР 268
Маркетинговое исследование по дизайну упаковки йогурта 297
Оазис 330
Как сделать сайт эффективным инструментом продаж? 299

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать 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 ThePresentation.ru?

Это сайт презентаций, докладов, проектов, шаблонов в формате PowerPoint. Мы помогаем школьникам, студентам, учителям, преподавателям хранить и обмениваться учебными материалами с другими пользователями.

Для правообладателей

Яндекс.Метрика