'

Фото

Понравилась презентация – покажи это...





Слайд 0

Фото


Слайд 1

РАСТВОРЫ СОСТОЯНИЕ ОТДЕЛЬНЫХ КОМПОНЕНТОВ ГОРНЫХ ПОРОД В РАСТВОРАХ


Слайд 2

Классификация 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 3

Дисперсные системы Дисперсные системы – гетерогенные системы, в которых в одном веществе (дисперсионной среде) распределено (диспергированно) в виде очень мелких частиц другое вещество (дисперсная фаза).


Слайд 4

Классификация дисперсных систем (по степени дисперсности)


Слайд 5

Классификация дисперсных систем (по агрегатному состоянию)


Слайд 6

Туман (Ж-Г)


Слайд 7

Истинные растворы в природе (Т-Ж)


Слайд 8

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


Слайд 9

Растворитель - 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 10

Вода как растворитель Н2О Покрывает примерно ? поверхности Земли (примерно 1018 т), составляет 60-70% от массы тела человека, 90% вещества растений.


Слайд 11

Вода в атмосфере (облака)


Слайд 12

Вода (лед) в атмосфере


Слайд 13

Ледники


Слайд 14

Реки, озера


Слайд 15

Мировой океан


Слайд 16

Вода – хороший растворитель для многих веществ. Свойства воды: уголковая молекула с ковалентными связями; молекулы полярные; ? = 1 г/см3; Тпл = 00 С; Ткип=1000 С; молекулы образуют межмолекулярные Н-связи.


Слайд 17

Взаимная растворимость веществ


Слайд 18

Растворимость 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 19

Растворимость 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 20

Растворимость твердого в-ва в жидкости Растворение - физико-химический процесс, включающий в себя: 1) разрушение кристаллической решетки; 2) сольватацию (гидратацию); 3) диффузию.


Слайд 21

Растворимость твердого в-ва в жидкости


Слайд 22

Растворимость твердого в-ва в жидкости Опыт. Образование кристаллогидрата сульфата меди(II) CuSO4 – бесцветный; CuSO4•5Н2О – голубого цвета


Слайд 23

Растворимость твердого в-ва в жидкости ,


Слайд 24

Растворимость твердого в-ва в жидкости ?G = ?H - T?S При растворении ?S > 0. ?H может быть или >0 или <0. Чтобы растворение шло самопроизвольно (?G < 0), необходимо: или (а) ?H < 0, или (б) ?H > 0, но при этом ?T?S? > ??H?


Слайд 25

Растворимость твердого в-ва в жидкости


Слайд 26

Растворимость твердого в-ва в жидкости


Слайд 27

Растворимость 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 28

Характеристики 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 29

СВОЙСТВА РАСТВОРОВ


Слайд 30

При 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 31

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


Слайд 32

ОСМОС 1 – Сосуд с водой 2 – Сосуд с полупроницаемыми стенками 3 - трубка


Слайд 33

ОСМОС Росм = ?(С, t0), Росм ? ?(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 34

Понижение 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 35

Понижение давления пара растворителя над раствором (I закон Рауля) ?р = 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 36

Понижение давления пара растворителя над раствором (I закон Рауля)


Слайд 37

Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора по сравнению с растворителем (II закон Рауля) tк(р-ль) - tк(р-р) = ?tкрист = Km K - криоскопическая постоянная; m - моляльная концентрация раствора (моль/1000 г р-рителя); ?tкип = Em E - эбулиоскопическая постоянная


Слайд 38

1 моль вещества в 1000 г воды повышает tкип на 0,52К. Пример


Слайд 39

Вывод Величины осмотического давления (Росм), понижения давления насыщенного пара р-рителя над р-ром (?р/р0), понижение температуры замерзания (?tкрист)., повышение температуры кипения (?tкип) раствора зависят только от числа частиц вещества в растворе и не зависят от природы растворенного в-ва.


Слайд 40

Вещества 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 41

Поведение электролитов в растворах описывается теорией электролитической диссоциации (повторить самостоятельно, Н.Л.Глинка. Общая химия. ## 81-83, 86-88)


Слайд 42

НЕКОТОРЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ И ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ


Слайд 43

Диссоциация и ионизация кислот и оснований


Слайд 44

Ступенчатая 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 45

степень диссоциации электролитов     ? - степень диссоциации; n - число диссоциированных молекул; N - общее число молекул в растворе. 0<?<1


Слайд 46

степень диссоциации электролитов = 1 - сильные электролиты (щелочи, HCl, HNO3, H2SO4, растворимые соли); ? < 1 - слабые электролиты (HNO2, H2SO3, H2S, H3PO4, органические кислоты, HCN, NH4OH).


Слайд 47

Пример HCl = H+ + Cl- ? = 1,00 (0,1 моль/л, 20 0С);   CH3COOH ? H+ + CH3COO- ? ? 0,013 (0,1 моль/л, 20 0С).


Слайд 48

Кд слабых электролитов  CH3COOH ? H+ + CH3COO- С-?С ?С ?С   Кд = = = ? С?2


Слайд 49

Константы диссоциации некоторых слабых электролитов


Слайд 50

Состояние сильных электролитов в растворе Для сильных электролитов ?экс ? 1. Причина - взаимное влияние (тормозящее действие) положительно и отрицательно заряженных ионов.


Слайд 51

Состояние сильных электролитов в растворе Активность - эффективная (условная) концентрация электролита, соответственно которой он действует в химических реакциях. а = ?С а - активность; ? - коэффициент активности. Коэффициент активности f зависит от ионной силы раствора (I) и заряда ионов (z).


Слайд 52

Состояние 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 53

Состояние сильных электролитов в растворе Коэффициенты активности ионов f при различных ионных силах растворов


Слайд 54

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ (ПР). РАСТВОРЕНИЕ ГОРНЫХ ПОРОД


Слайд 55

ПОНЯТИЕ О ПР Кристаллизация ОСАДОК ? РАСТВОР Растворение


Слайд 56

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 57

УСЛОВИЯ 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 58

УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Для создания условий растворения осадка (получения ненасыщенного раствора) необходимо понизить концентрацию ионов (одного или обоих), образующих малорастворимое вещество


Слайд 59

УСЛОВИЯ 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 60

УСЛОВИЯ 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 61

УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 2 «Связывание» одного из ионов в газообразное вещество CaCO3 ? Ca2+ + CO32- CO32- + 2H+ ? CO2? + H2O CaCO3? + 2HCl ? CaCl2 + CO2? + H2O


Слайд 62

УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ «Связывание» одного из ионов в газообразное вещество FeS ? Fe2+ + S2- S2- + 2H+ ? H2S? FeS? + 2HCl ? FeCl2 + H2S?


Слайд 63

УСЛОВИЯ 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 64

УСЛОВИЯ 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 65

УСЛОВИЯ 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 66

УСЛОВИЯ 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 67

УСЛОВИЯ РАСТВОРЕНИЯ ОСАДКОВ Опыт 4в «Связывание» одного из ионов в менее растворимое соединение Результат:   Ag2CrO4? ? AgCl? ? Ag2S?


Слайд 68

УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ОСАДКОВ Осадок образуется при создании условия перенасыщенного раствора


Слайд 69

УСЛОВИЯ 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 70

УСЛОВИЯ 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 71

УСЛОВИЯ 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 72

УСЛОВИЯ 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 73

Определение 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 74

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ (рН)


Слайд 75

Вода - 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 76

Вода - слабый электролит В воде ?Н+? = ?ОН-? = = 10-7 моль/л.   Водородный показатель:   рН = -lg ?Н+? = -lg 10-7 = 7.


Слайд 77

рН + рОН = 14


Слайд 78

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


Слайд 79

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ


Слайд 80

Гидролиз - взаимодействие катионов или анионов соли (или тех и других) с водой, которое приводит к образованию слабого электролита


Слайд 81

1) 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 82

«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 83

ЧЕТЫРЕ 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 84

ЧЕТЫРЕ 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 85

ЧЕТЫРЕ 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 86

ЧЕТЫРЕ 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 87

ЧЕТЫРЕ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА 4. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой 4.1 Соль не растворима в воде CuS + HOH ? Гидролиз не идет


Слайд 88

ЧЕТЫРЕ 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 89

ЧЕТЫРЕ 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 90

Особые 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 91

Особые случаи гидролиза 1)  2Na2SiO3 + 2HOH ? 2NaHSiO3 + 2NaOH 2SiO32- + 2HOH ? 2HSiO3- + 2OH-   2HSiO3- ? Si2O52- + H2O ---------------------------------------------------- 2Na2SiO3 + HOH ? Na2Si2O5 + 2NaOH


Слайд 92

КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ ГИДРОЛИЗА Степень гидролиза h =


Слайд 93

КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ ГИДРОЛИЗА Константа гидролиза Кг = или или


Слайд 94

Связь между степенью гидролиза и константой гидролиза Кг = ? Сh2 h =


Слайд 95

Kг1 (К2СО3) = = 2,1?10-4 Kг2 (К2СО3) = = 2,2?10-8   Кг2 « Кг1


Слайд 96

Усиление гидролиза Na2CO3 + HOH ? NaHCO3 + NaOH 2Na+ + CO32- + HOH ? HCO3- + 2Na+ + OH- CO32- + HOH ? HCO3- + OH- - разбавление; - нагревание Опыт. Гидролиз FeCl3 при нагревании


Слайд 97

Ослабление гидролиза Na2CO3 + HOH ? NaHCO3 + NaOH 2Na+ + CO32- + HOH ? HCO3- + 2Na+ + OH- CO32- + HOH ? HCO3- + OH- - добавление щелочи (кислоты)


Слайд 98

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


×

HTML:





Ссылка: