Презентация на тему "Лекции по общей и неорганической химии"

Содержание

• 
  Слайд 1
  

  Федеральное агенство по образованиюМосковская государственная академия тонкой химической технологии имени М.В. Ломоносова Кафедра неорганической химии Савинкина Е.В. Лекции по общей и неорганической химии Растворы Учебное пособие Москва МИТХТ им. М.В. Ломоносова 2010 1

• 
  Слайд 2

  УДК 546.04ББК 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 пособиядля 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 2

• 
  Слайд 3

  Растворы

  Общие свойства растворов

• 
  Слайд 4

  Вещество А + вещество В

  Раствор – гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, имеющая переменный состав 4

• 
  Слайд 5

  Смеси веществ

  Смеси Грубодисперсные системы (взвеси) Тонкодисперсные системы (коллоидные системы) Истинные растворы Размеры частиц более 100 нм 1 – 100 нм менее 1 нм 5

• 
  Слайд 6

  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 6

• 
  Слайд 7

  Истинные растворы

  Агрегатное состояние: газообразные, жидкие, твердые растворы Состав раствора: растворитель + растворенное вещество Параметры раствора: температура, давление, содержание растворенного вещества 7

• 
  Слайд 8

  Количественный состав раствора

  Массовая доля Молярная концентрация (молярность) Эквивалентная концентрация (нормальность) Коэффициент растворимости Мольная доля Массовая концентрация Моляльная концентрация (моляльность) 8

• 
  Слайд 9

  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 9

• 
  Слайд 10
  

  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 10

• 
  Слайд 11

  Растворимость газов в жидкостях

  Если нет химического взаимодействия Ar(г) Ar(р) Влияние давления  = 1  0 (принцип Ле Шателье) Увеличение давления → (растворимость увеличивается) Уменьшение давления ← (растворимость уменьшается) 11

• 
  Слайд 12
  

  Влияние температуры Qразрыв связей ≈ 0 Qобразование связей> 0 Процесс экзотермический (принцип Ле Шателье) Уменьшение температуры → (растворимость увеличивается) Увеличение температуры ← (растворимость уменьшается) Qрастворение> 0 12

• 
  Слайд 13
  

  Если есть химическое взаимодействие Cl2(г)Cl2(р) Cl2(р) + 2Н2О Н3О+ + Cl + НClО НClО + Н2О Н3О+ + ClО 13

• 
  Слайд 14

  Растворимость твердых веществ в жидкостях

  Влияние давления ΔV ≈ 0; давление не влияет Влияние температуры Т с Q 0 MnSO4, Li2CO3, CaCrO4 14

• 
  Слайд 15

  Диаграмма растворимости

  Т с Тпл Ткип Граница области метастабильных пересыщенных растворов Область пересыщенных растворов c(B) > [B] Кривая растворимости c(B) = [B] Область ненасыщенных растворовc(B)

• 
  Слайд 16

  Перекристаллизация

  Т с Т2 Т1 Основное вещество Примесь 16

• 
  Слайд 17

  Растворы электролитов

  Электролитическая диссоциация

• 
  Слайд 18

  Сильные электролиты

  MA  M+(р) + A–(р) [MA] = 0, [M+] = [A–] = c0 Степень диссоциации: 18

• 
  Слайд 19

  Слабые электролиты

  MA  MA(р) + M+(р) + A–(р) [MA] > 0, [M+] = [A–]

• 
  Слайд 20
  

  MxAy(р) x Ma+(р) + y Ab–(р) Константа диссоциацииKD 20

• 
  Слайд 21

  Закон разбавления Оствальда

  МА М+ + А– [M+] [A–] KD = ––––––––– [MA] [M+] = [A–] = c0 [MA] = (1 – ) c0 KD = 2c0 / (1 – ) если 

• 
  Слайд 22

  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 = constпри T = const ПР = f(T) 22

• 
  Слайд 23

  Растворимость (L), моль/л

  МхАу(т)х Ма+ + у Аb– [Ma+] = xL; [Ab–] = yL ПР(МхАу) = (x L)x (yL)y = xx yy Lx+y 23

• 
  Слайд 24

  Задача

  Рассчитать растворимость сульфата серебра, если ПР(Ag2SO4) = 1,2 .10–5 Ag2SO4(т)  2Ag+ + SO42– L 2LL ПР = [Ag+ ]2 [SO42–] = (2L)2L = 4L3 24

• 
  Слайд 25

  Условия осаждения и растворения осадков

  Т с с(М+) с(А–) = [M+] [А–] = ПР 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 25

• 
  Слайд 26

  Введение одноименного иона

  МхАу(т)х Ма+ + у Аb– Увеличение с(Ма+) или с(Аb–) Сдвиг равновесия в сторону образования осадка 26

• 
  Слайд 27

  Удаление одноименного иона

  МхАу(т)х Ма+ + у Аb– Уменьшение с(Ма+) или с(Аb–) Сдвиг равновесия в сторону растворения осадка 27

• 
  Слайд 28
  

  Связывание в виде менее растворимого вещества (осадок AgClосадок AgI) Связывание в виде комплексного иона (осадок PbSO4[Pb(OH)4]2–) Перевод в другую форму (осадок BaCrO4Cr2O72–) 28

• 
  Слайд 29

  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) 29

• 
  Слайд 30

  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 30

• 
  Слайд 31
  

  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) = 1.10–3моль/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 31

• 
  Слайд 32

  Протолитическая теория кислот и оснований

  1923 г. Йоханес Брёнстед Томас Лаури

• 
  Слайд 33

  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+/NH3и HS –/ S2– Н+ Н+ 33

• 
  Слайд 34

  Кислоты

  нейтральные: HCN + H2O CN– + H3O+ анионные: H2PO4– + H2O HPO42– + H3O+ катионные: NH4+ + 2 H2O NH3.H2O + H3O+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ 34

• 
  Слайд 35

  Основания

  нейтральные: NH3.H2O + H2O NH4+ + OH– + H2O анионные: CN– + H2O HCN + OH– катионные: N2H5+ + H2O N2H62+ + OH– H+ H+ H+ H+ H+ H+ 35

• 
  Слайд 36

  Амфолиты

  HCO3– + H2O CO32– + H3O+ Кт HCO3– + H2O H2CO3 + OH– Ос Н+ Н+ Н+ Н+ 36

• 
  Слайд 37

  Растворители

  Апротонные: C6H6, CS2, CCl4 Протонные H2O, NH3, C2H5OH (амфолиты) Автопротолиз: HL + HL H2L+ + L– Константа автопротолиза (ионное произведение): KS = [H2L+] [L–] H+ H+ 37

• 
  Слайд 38

  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+ 38

• 
  Слайд 39

  Водородный показатель (рН)

  рН = –lg[H3O+] [H3O+] = 10–рН Гидроксидный показатель (рОН) pOH = –lg[OH–] [OH–] = 10–рОН рН + рОН = –lgKB = 14 39

• 
  Слайд 40

  Водородный показатель (рН)

  В чистой воде при 25С рН = рОН = 7 Среда нейтральная Если [H3O+] > 1.10–7, то рН 1.10–7, то рОН 7 Среда щелочная 40

• 
  Слайд 41

  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). 41

• 
  Слайд 42

  Константа кислотности

  HA + H2O A– + H3O+ H+ H+ 42

• 
  Слайд 43

  Слабые кислоты

  B(OH)3.H2O + H2O [B(OH)4]– + H3O+ 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+ 43

• 
  Слайд 44

  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+ 44

• 
  Слайд 45

  Сила кислот в неводных растворителях

  HClO4 + CH3COOH ClO4– + CH3COOH2+ HNO3 + CH3COOH NO3– + CH3COOH2+ Уравнение реакции протолизаСопряженная параKК HClO4/ ClO4– 1.10–6 HNO3/ NO3– 1.10–7 H+ H+ H+ H+ 45

• 
  Слайд 46

  Константа основности

  A– + H2O HA + ОН– H+ H+ 46

• 
  Слайд 47

  Слабые основания

  HSO3– + H2O SO2∙H2O + OH– SO32– + H2O HSO3– + OH– NH3·H2O + H2O NH4+ + OH– + H2O 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 47

• 
  Слайд 48

  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! 48

• 
  Слайд 49

  Малорастворимые гидроксиды

  Ni(OH)2(т) Ni2+ + 2OH— Слабое основание? Сильное основание? ПР = [Ni2+][OH—]2 49

• 
  Слайд 50

  Связь Kки Ko для пары НА/А–

  [H3O+] [A–] [HA] [OH–] KКKO = –––––––––––––––––––– = [H3O+] [OH–] = KB [HA] [A–] KO = KB / KК 50

• 
  Слайд 51

  Степень протолиза ()

  – 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+ 51

• 
  Слайд 52

  Закон разбавления Оствальда

  При 

• 
  Слайд 53

  Степень протолиза

   1 сильные протолиты слабые протолиты 0 с0 Учет автопротолиза воды 53

• 
  Слайд 54

  Учет автопротолиза воды

  HA + H2O A– + H3O+ H2O + H2O OH–+H3O+ H+ H+ H+ H+ 54

• 
  Слайд 55
  

  Kкc0 – Kк[A–] = [A–][H3O+] 55

• 
  Слайд 56
  

  При бесконечном разбавлении: с0→ 0; [H3O+] → 10–7моль/л при Kк ≥ 10–5α → 1 при Kк= 10–7α → 0,5 56

• 
  Слайд 57

  Сдвиг протолитических равновесий

  Изменение концентрации слабого протолита закон разбавления Оствальда разбавление Изменение температуры протолиз – эндотермический процесс нагревание Изменение концентрации одноименных ионов принципЛе Шателье введение одноименных ионов 57

• 
  Слайд 58
  

  Протолиз слабой кислоты в присутствии сильной кислоты: HA + H2O A– + H3O+  = Kк / [H3O+] H+ H+ 58

• 
  Слайд 59

  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+ 59

• 
  Слайд 60
  

  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+ рН с0 Раствор основания Раствор кислоты 13 7 1 60

• 
  Слайд 61

  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+ 61

• 
  Слайд 62

  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+ 62

• 
  Слайд 63

  Обратимый гидролиз солей

  1. Диссоциация 2. Протолиз

• 
  Слайд 64

  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

• 
  Слайд 65
  

  ZnSO4 = Zn2+ + SO42– Zn2+.H2O + H2O ZnOH+ + H3O+ Гидролиз по катиону, кислотная среда, рН 7 H+ H+ H+ H+ 65

• 
  Слайд 66
  

  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+ 66

• 
  Слайд 67

  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+ 67

• 
  Слайд 68

  Гидролиз солей

  Усиление (α↑) Повышение температуры Понижение концентрации Связывание одноименных ионов Ослабление (α↓) Понижение температуры Повышение концентрации Введение одноименных ионов 68

• 
  Слайд 69

  Необратимый гидролиз

  PIIICl–I3(ж) + 3H2Oизб. = H2[PHO3](p) + 3HCl(p) H2[PHO3] + H2O H[PHO3]– + H3O+ HCl + H2O = Cl– + H3O+ pH

• 
  Слайд 70
  

  Mg3N + 8H2O = 2NH3.H2O + Mg(OH)2 NH3·H2O + H2O NH4+ + OH– + H2O Если Mg(OH)2в осадке: Mg(OH)2(т)Mg2+ + 2OH– Если Mg(OH)2в растворе: Mg(OH)2 = Mg2+ + 2OH– pH > 7 H+ H+ 70

• 
  Слайд 71
  

  Al2S3(т) + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ Совместный гидролиз: 2Al3+ +3S2– + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ 71

• 
  Слайд 72

  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Kкc0 = – lg7.10–3.10–1 = 1,6 H+ H+ H+ H+ 72

• 
  Слайд 73
  

  Более строгий подход: если считать [Fe3+] = с0(1 – α) 2с0 Kк = ––––––––– (1 – ) 73

• 
  Слайд 74
  

  При с0 = 0,1 моль /л и Kк = 7103 = 0,007: 0,007 = 2 0,1  {1} 0,12 + 0,007 0,007 = 0  = 0,23; второй корень отрицательный рH =  lg[H3O+] =  lgс0 = lg 0,23  0,1 = 1,6 74

• 
  Слайд 75

  FeCl3 + H2O + Zn = ?

  FeCl3 = Fe3+ + 3 Cl– Fe3+.H2O + H2O FeOH2+ + H3O+ Zn + 2H3O+ = Zn2+ + H2 + 2H2O H+ H+ 75

• 
  Слайд 76

  Определите рН в 0,1 М растворе ортофосфата натрия.

  Na3PO4 = 3 Na+ + PO43– PO43– + H2O HPO42– + OH– H+ H+ 76

• 
  Слайд 77

  Na3PO4 + H2O + Zn = ?

  Na3PO4(т) = 3 Na+ + PO43– PO43– + H2O HPO42– + OH– Zn + 2H2O + 2OH– = [Zn(OH)4]2– + H2 H+ H+ 77

• 
  Слайд 78
  

  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+ 78

• 
  Слайд 79
  

  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 79

• 
  Слайд 80

  Определите pH в водном растворе NaHA

  HA– – амфолит (HCO3–, HS–, H2PO4–, HPO42– и т.д.) Диссоциация: NaHA = Na+ + HA– Протолиз иона-амфолита HA–какоснования: 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+ 80

• 
  Слайд 81
  

  Без вывода: рН не зависит от концентрации амфолита Буферный раствор 81

• 
  Слайд 82
  

  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 pK = –lgK 82

• 
  Слайд 83

  Кислотно-основные индикаторы

  83

• 
  Слайд 84

  Метиловый оранжевый

  Желтый Красный 84