Презентация на тему "Растворы"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Растворы

  Раствор - однородная система, которая состоит из двух или более компонентов. Компоненты раст-вора - растворитель и растворенное вещество. mр-ра = mв-ва+ р-ля В зависимости от вида растворителя растворы могут быть газообразные, жидкие или твердые По степени дисперсности системы делятся на: взвеси, эмульсии - r > 100 нм коллоидные растворы - r > 1 нм растворы (истинные) - r

• 
  Слайд 2

  Концентрация растворов

  Концентрация показывает отношение массы или количества растворенного вещества к массе, объёму или количеству раствора или растворителя. Массовая доля вещества в растворе wравна отношению массы растворенного вещества к массе раствора: w = mв-ва/mр-ра или w = mв-ва/(Vr), так как mр-ра = Vр-рар-ра Молярная концентрация с равна отношению числа моль растворенного вещества к объёму раствора: с= n(моль)/V(л) или с = m/(MV(л))

• 
  Слайд 3

  Моль

  Моль - это количество вещества, содержащее 6,021023 структурных единиц (атомов, молекул, ионов). n= m/M =V/VM = N/NA n - количество вещества (моль), N- число частиц, NА = 6,021023 частиц/моль - постоянная Авогадро, m - масса вещества (г), М – молярная масса (г/моль), V - объема газа (л), VМ= 22,4 л/моль – молярный объем газа (н.у.)

• 
  Слайд 4

  Эквивалент

  Эквивалент - реальная или условная частица, эквивалентная одному атому водорода. ЭО– 1/2атома О. ЭAl = 1/3 атома алюминия. Молярная масса эквивалентов МЭ - отношение массы вещества к количеству эквивалентов этого вещества: МЭ = m/n(экв). В реакциях обмена зарядов МЭ(Аnm+Вmn-)с молярной массой М равна: МЭ = М/(nm). В окислительно-восстановительных реакциях МЭвещества с молярной массой М равна: МЭ = М/n(ē), где п(ē) - число переданных электронов.

• 
  Слайд 5

  Концентрация растворов

  Молярная концентрация эквивалентов (нормальная или эквивалентная концентрация) сЭ равна отношению числа моль эквивалентов растворенного вещества к объёму раствора: сЭ= n(моль экв)/V(л) сЭ= m/(MЭV(л))

• 
  Слайд 6

  Закон эквивалентов

  Закон эквивалентов– количества вещества эквивалентов реагентов равныдруг другу nэ1 = nэ2 m1/MЭ1= m2/МЭ2 V1/Vэ1 = V2/Vэ2 Для растворов закон эквивалентов может быть записан в виде: сЭ1V1 = сЭ2V2 где, сЭ1, сЭ2 и V1 и V2 - молярные концентрации эквивалентов и объёмы растворов этих двух веществ.

• 
  Слайд 7

  Электролитическая диссоциация

  Электролиты- соединения, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Например: соли, щелочи, кислоты. Неэлектролиты - соединения, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. Например: сахар. Электролитическая диссоциация - это распад электролита на катионы и анионы под действием полярных молекул растворителя.

• 
  Слайд 8

  Степень диссоциации

  Степень диссоциации -  - это отношение концентрации диссоциированных молекул (сдисс) к общей концентрации растворенных молекул (соб): = сдисс/соб. Если  = 0, то нет диссоциации; если  = 1, то полная диссоциация; если 0  1, то частичная диссоциация. Электролиты можно разделить на сильные(1) и слабые (

• 
  Слайд 9

  Электролиты

  Сильные электролиты (для них 1) соли, растворимые в воде и основания, растворимые в воде кислоты: HNO3, HCl, H2SO4, HI, HBr, HClO4и др. Слабые электролиты (для них 

• 
  Слайд 10

  Ионные уравнения реакций

  В ионных уравнениях реакций сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и газы - в виде молекул. Например: CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2 CaCO3 + 2H+ + 2Cl- = Ca2+ + 2Cl- + H2O + CO2 CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + H2O + CO2 Реакции между ионами идут в сторону получения вещества, образующего меньше ионов, то есть в сторону более слабого электролита или менее растворимого вещества

• 
  Слайд 11

  Закон действия масс

  Закон действия масс: отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ, все концентрации в степенях, равных их коэффициентам, есть постоянная, называемая константой равновесия. Для N2 + 3H2  2NH3 имеем: K= Для mA + nBpC + qD имеем: K =  

• 
  Слайд 12

  Константа равновесия

  Константа равновесия - это мера протекания прямой реакции. К= 0- прямая реакция не идет К= ∞- прямая реакция идет до конца К> 1- равновесие сдвинуто вправо К1, то lgK>0 и ΔG 0равновесие сдвинуто влево, то реакция самопроизвольно вправо не идет

• 
  Слайд 13

  Диссоциация слабых электролитов

  Применим закон действия масс к диссоциации слабых кислот: CH3COOHH+ + CH3COO- K = = 1,810-5 HCN  H+ + CN- K = = 6,210-10 Чем меньше константа диссоциации, тем слабее электролит. Поскольку К(HCN) = 6,210-10 K(CH3COOH) = 1,810-5, то синильная кислота меньше диссоциирует и слабее, чем уксусная кислота.  

• 
  Слайд 14

  Диссоциация многоосновных кислот

  Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато: H3PO4  H+ + H2PO4- K1= = 810-3 H2PO4-  H+ + HPO42-K2= = 610-8 HPO42-  H+ + PO43- K3= = 210-12 Константа равновесия суммарной реакции диссоциации равна произведению констант отдельных стадий диссоциации:K1-3= K1K2K3 H3PO4 3H+ + PO43- K1-3= = 110-21  

• 
  Слайд 15

  Закон разбавления Оствальда

  Закон разбавления Оствальда: степень диссоци-ациислабого электролитаα увеличивается при уменьшении его концентрации с, то есть при разбавленииα= . CH3COOH CH3COO- + H+ снач: с0 0 сравн: с-сα сαсα K = = Так как для слабых электролитов:

• 
  Слайд 16

  Влияние общего иона на диссоциацию слабого электролита

  Добавление общего иона уменьшает диссоциацию слабого электролита Так, при добавлении к раствору слабого электролита CH3COOH CH3COOH  CH3COO- + H+

• 
  Слайд 17

  Диссоциация сильных электролитов

  Активность иона - а - это концентрация иона, проявляющаяся в его свойствах. Коэффициент активности f - это отношение активности иона a к концентрации с: f = a/c или a = fc. Если f = 1, то ионы свободны и не взаимодействуют между собой. Если f

• 
  Слайд 18

  Ионная сила раствора

  Ионная сила раствора I зависит от зарядов z и концентраций сионов: I= 0,5Sci·zi2 Для электролитов концентрации c ионная сила I равна в зависимости от типа электролита: A+B-(NaOH, HCl) I= 1/2(c12 + c12) = c A2+B2-(H2SO4, MgCl2) I= 1/2(2c12 + c22) = 3c A2+B2-CuSO4, MgSO4) I= 1/2(c22 + c22) = 4c A3+B3-(AlCl3, Na3PO4) I= 1/2(c32 + 3c12) = 6c

• 
  Слайд 19

  Коэффициент активности

  Коэффициент активности f зависит от заряда иона zи ионной силы раствора I. Чем больше заряд иона или ионная сила раствора, тем меньше коэффициент активности. Математически зависимость коэффициента активности f от ионной силы I и заряда иона z записывается с помощью формулы Дебая-Хюккеля: . lgf = -0,5z2/ + 1) Коэффициент активности fможно найти с помощью таблиц в зависимости от zиI.  

• 
  Слайд 20

  Таблица зависимости коэффициента активности fот zи I

• 
  Слайд 21

  Задача

  Задача. Найти активности ионов в 0,025М CuSO4. Решение: CuSO4 ⇄ Cu2+ +SO42- 0,025М 0,025М0,025М I= 0,5Sci·zi=0,5(0,02522 + 0,02522) = 0,1; По таблице: f(Cu2+) = f(SO42-) = 0,33; a(Cu2+) = a(SO42-) = fc = 0,0250,33 = 8,2510-3M