Что такое findslide.org?

FindSlide.org - это сайт презентаций, докладов, шаблонов в формате PowerPoint.


Для правообладателей

Обратная связь

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Яндекс.Метрика

Презентация на тему Лекции по общей и неорганической химии

Содержание

УДК 546.04 ББК 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 2010МИТХТ им. М.В. Ломоносова 2010 Утверждено Библиотечно-издательской комиссией МИТХТ им. М.В.Ломоносова в качестве
Федеральное агенство по образованию Московская государственная академия тонкой химической технологии имени М.В. УДК 546.04 ББК 24.1  Рецензент: д.х.н. Киселев Ю.М. (химический факультет МГУ)Рекомендовано РастворыОбщие свойства растворов Вещество А + вещество ВРаствор – гомогенная система, состоящая из двух или Смеси веществ	СмесиГрубодисперсные системы (взвеси)Тонкодисперсные системы (коллоидные системы)Истинные растворы	Размеры частицболее 100 нм1 – 100 нмменее 1 нм Грубодисперсные системыДисперсионная среда – газообразная 	Дисперсная фаза:твердая – пыль, дым, порошокжидкая – Истинные растворыАгрегатное состояние: газообразные, жидкие, твердые растворыСостав раствора: растворитель + растворенное веществоПараметры Количественный состав раствораМассовая доляМолярная концентрация (молярность)Эквивалентная концентрация (нормальность)Коэффициент растворимостиМольная доляМассовая концентрацияМоляльная концентрация (моляльность) РастворыИдеальныеΔV = 0; ΔQ = 0РеальныеΔV ≠ 01 л H2O + 1 РастворыНенасыщенныеВт → Вр Насыщенные		Вт   Вр; истинное равновесиеПересыщенныеВр; метастабильное равновесиеКонцентрация вещества Растворимость газов в жидкостяхЕсли нет химического взаимодействияAr(г)   Ar(р) Влияние давления Растворимость газов в жидкостяхВлияние температурыQразрыв связей ≈ 0Qобразование связей > 0Процесс экзотермический Растворимость газов в жидкостяхЕсли есть химическое взаимодействиеCl2(г)   Cl2(р)Cl2(р) + 2Н2О Растворимость твердых веществ в жидкостяхВлияние давленияΔV ≈ 0; давление не влияетВлияние температурыТсQ Диаграмма растворимостиТсТплТкипГраница области метастабильныхпересыщенных растворов Область пересыщенных растворов c(B) > [B]Кривая растворимости ПерекристаллизацияТсТ2Т1Основное веществоПримесь Растворы электролитовЭлектролитическая диссоциация Сильные электролитыMA  M+(р) + A–(р) [MA] = 0, [M+] = [A–] = c0Степень диссоциации: Слабые электролитыMA  MA(р) + M+(р) + A–(р) [MA] > 0, [M+] Слабые электролитыMxAy(р)   x Ma+(р) + y Ab–(р)Константа диссоциации KD  Закон разбавления ОствальдаМА    М+ + А– Гетерогенные ионные равновесия Растворимость (L), моль/лМхАу(т)    х Ма+ + у Аb–[Ma+] = ЗадачаРассчитать растворимость сульфата серебра, если ПР(Ag2SO4) = 1,2 . 10–5Ag2SO4(т)  2Ag+ Введение одноименного ионаМхАу(т)    х Ма+ + у Аb–Увеличение с(Ма+) Удаление одноименного ионаМхАу(т)    х Ма+ + у Аb–Уменьшение с(Ма+) Удаление одноименного ионаСвязывание в виде менее растворимого вещества (осадок AgCl Переосаждение          PO43–Ag2SO4(т) В каком минимальном объеме воды можно растворить 1 г гипса? Условие задачиV(H2O) Выпадет ли осадок при сливании равных объемов миллимолярных растворов нитрата серебра(I) и Протолитическая теория кислот и оснований1923 г.Йоханес БрёнстедТомас Лаури Протолитическая теория кислотные или основные свойства частиц обусловлены их способностью отдавать или Кислотынейтральные:HCN + H2O    CN– + H3O+анионные:H2PO4– + H2O Основаниянейтральные:NH3.H2O + H2O     NH4+ + OH– + H2Oанионные:CN– АмфолитыHCO3– + H2O    CO32– + H3O+   КтHCO3– РастворителиАпротонные:C6H6, CS2, CCl4ПротонныеH2O, NH3, C2H5OH	(амфолиты)Автопротолиз:	HL + HL   H2L+ + L–Константа Ионное произведение водыH2O + H2O     H3O+ + OH–При Водородный показатель (рН) рН = –lg[H3O+][H3O+] = 10–рН Гидроксидный показатель (рОН) Водородный показатель (рН)В чистой воде при 25СрН = рОН = 7Среда нейтральнаяЕсли Шкала рНПри [H3O+] = 0,1 моль/л 	(например, в 0,1 М растворе HCl) Константа кислотности	HA + H2O       A– + H3O+H+H+ B(OH)3.H2O + H2O      [B(OH)4]– + H3O+ Слабые Сильные кислоты	HA + H2O = A– + H3O+Бескилородные кислоты: HCl, HBr, HIКислородсодержащие HClO4 + CH3COOH     ClO4– + CH3COOH2+HNO3 + CH3COOH Константа основности	A– + H2O     HA + ОН–H+H+ HSO3– + H2O     SO2∙H2O + OH–SO32– + H2O Сильные основанияАнионы: амид-ион NH2–метилат-ион CH3O– и другие алкоголят-ионыгидроксид-ион ОН–Соединения, дающие эти ионы Малорастворимые гидроксиды	Ni(OH)2(т)      Ni2+ + 2OH—Слабое основание?Сильное основание?ПР = [Ni2+][OH—]2 Связь Kк и Ko для пары НА/А– Степень протолиза () – отношение числа частиц, подвергшихся протолизу, к исходному числу Закон разбавления Оствальда    При  Степень протолиза      Учет автопротолиза водыHA + H2O     A– + H3O+H2O Учет автопротолиза водыKкc0 – Kк[A–] = [A–][H3O+] Учет автопротолиза водыПри бесконечном разбавлении:с0 → 0; [H3O+] → 10–7 моль/лпри Kк Сдвиг протолитических равновесийИзменение концентрации слабого протолита закон разбавления Оствальдаразбавление Сдвиг протолитических равновесийПротолиз слабой кислоты в присутствии сильной кислоты:HA + H2O Определите рН в 0,001 М растворе серной кислоты.H2SO4 + 2H2O = SO42 Определите рН в растворе азотной кислоты с концентрацией с0 = 1.10–11 моль/л.HNO3 Определите рН в 0,002М растворе хлорноватистой кислоты при 25 °C.HClO + H2O Определите pH в 0,002М растворе аммиака при 25 °С.KK = 5,75 . Обратимый гидролиз солей1. Диссоциация2. Протолиз Гидролиз солейKCl = K+ + Cl– Гидролиз солейZnSO4 = Zn2+ + SO42–	Zn2+.H2O + H2O Гидролиз солейNH4CN = NH4+ + CN–	NH4+ + 2H2O Гидролиз кислых солейNaHCO3 = Na+ + HCO3–HCO3– + H2O Гидролиз солейУсиление (α↑)Повышение температурыПонижение концентрацииСвязывание одноименных ионовОслабление (α↓)Понижение температурыПовышение концентрацииВведение одноименных ионов Необратимый гидролизPIIICl–I3(ж) + 3H2Oизб. = H2[PHO3](p) + 3HCl(p)H2[PHO3] + H2O Необратимый гидролизMg3N + 8H2O = 2NH3.H2O + Mg(OH)2NH3·H2O + H2O Необратимый гидролизAl2S3(т) + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑Совместный гидролиз:2Al3+ +3S2– + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ Определите рН 0,1 М раствора хлорида железа(III). FeCl3 = Fe3+ + 3 Определите рН 0,1 М раствора хлорида железа(III).Более строгий подход:если считать [Fe3+] = Определите рН 0,1 М раствора хлорида железа(III).При с0 = 0,1 моль /л FeCl3 + H2O + Zn = ?FeCl3 = Fe3+ + 3 Cl–Fe3+.H2O Определите рН в 0,1 М растворе ортофосфата натрия. Na3PO4 = 3 Na+ Na3PO4 + H2O + Zn = ?Na3PO4 (т) = 3 Na+ + Определите рН раствора, содержащего 0,001 моль/л уксусной кислоты и 0,1 моль/л ацетата Определите рН раствора, содержащего 0,001 моль/л уксусной кислоты и 0,1 моль/л ацетата Определите pH в водном растворе NaHA	HA– – амфолит 	(HCO3–, HS–, H2PO4–, HPO42– Определите pH в водном растворе NaHAБез вывода:рН не зависит от концентрации амфолита Буферный раствор HA–	pKк(H2A/HA–)	 pKк(HA–/A2–)	 pHHCO3–	6,37			10,33 			8,35HSO3–	1,78			7,20			4,49HS–	6,98			12,91			9,94H2PO4–	2,14 			7,21 			4,68HPO42–	7,21			12,34			9,78Определите pH в водном растворе NaHApK = –lgK Кислотно-основные индикаторы Метиловый оранжевыйЖелтыйКрасный
Слайды презентации

Слайд 2 УДК 546.04 ББК 24.1
Рецензент: д.х.н. Киселев Ю.М. (химический факультет

УДК 546.04 ББК 24.1 Рецензент: д.х.н. Киселев Ю.М. (химический факультет МГУ)Рекомендовано

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 пособия для 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

Слайд 3 Растворы
Общие свойства растворов

РастворыОбщие свойства растворов

Слайд 4 Вещество А + вещество В
Раствор – гомогенная система,

Вещество А + вещество ВРаствор – гомогенная система, состоящая из двух


состоящая из двух или более компонентов,
имеющая переменный состав


Слайд 5 Смеси веществ
Смеси
Грубодисперсные системы (взвеси)
Тонкодисперсные системы (коллоидные системы)
Истинные растворы

Размеры

Смеси веществ	СмесиГрубодисперсные системы (взвеси)Тонкодисперсные системы (коллоидные системы)Истинные растворы	Размеры частицболее 100 нм1 – 100 нмменее 1 нм

частиц
более 100 нм

1 – 100 нм

менее 1 нм


Слайд 6 Грубодисперсные системы
Дисперсионная среда – газообразная
Дисперсная фаза:
твердая –

Грубодисперсные системыДисперсионная среда – газообразная 	Дисперсная фаза:твердая – пыль, дым, порошокжидкая

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

Слайд 7 Истинные растворы
Агрегатное состояние: газообразные, жидкие, твердые растворы
Состав раствора:

Истинные растворыАгрегатное состояние: газообразные, жидкие, твердые растворыСостав раствора: растворитель + растворенное

растворитель + растворенное вещество
Параметры раствора: температура, давление, содержание растворенного

вещества

Слайд 8 Количественный состав раствора
Массовая доля
Молярная концентрация (молярность)
Эквивалентная концентрация (нормальность)
Коэффициент

Количественный состав раствораМассовая доляМолярная концентрация (молярность)Эквивалентная концентрация (нормальность)Коэффициент растворимостиМольная доляМассовая концентрацияМоляльная концентрация (моляльность)

растворимости
Мольная доля
Массовая концентрация
Моляльная концентрация (моляльность)


Слайд 9 Растворы
Идеальные
ΔV = 0; ΔQ = 0
Реальные
ΔV ≠ 0
1

РастворыИдеальныеΔV = 0; ΔQ = 0РеальныеΔV ≠ 01 л H2O +

л H2O + 1 л C2H5OH → 1,93 л

раствора
ΔQ ≠ 0
Qрастворение = – Qразрыв связей + Qобразование связей


Слайд 10 Растворы
Ненасыщенные
Вт → Вр
Насыщенные
Вт Вр; истинное

РастворыНенасыщенныеВт → Вр Насыщенные		Вт  Вр; истинное равновесиеПересыщенныеВр; метастабильное равновесиеКонцентрация вещества

равновесие
Пересыщенные
Вр; метастабильное равновесие
Концентрация вещества меньше его растворимости
Концентрация вещества больше

его растворимости

Растворимость вещества – его концентрация в насыщенном растворе


Слайд 11 Растворимость газов в жидкостях
Если нет химического взаимодействия
Ar(г)

Растворимость газов в жидкостяхЕсли нет химического взаимодействияAr(г)  Ar(р) Влияние давления

Ar(р)
Влияние давления
 = 1  0 (принцип

Ле Шателье)
Увеличение давления →
(растворимость увеличивается)
Уменьшение давления ←
(растворимость уменьшается)

Слайд 12 Растворимость газов в жидкостях
Влияние температуры
Qразрыв связей ≈ 0
Qобразование

Растворимость газов в жидкостяхВлияние температурыQразрыв связей ≈ 0Qобразование связей > 0Процесс

связей > 0
Процесс экзотермический (принцип Ле Шателье)
Уменьшение температуры


(растворимость увеличивается)
Увеличение температуры ←
(растворимость уменьшается)

Qрастворение > 0


Слайд 13 Растворимость газов в жидкостях
Если есть химическое взаимодействие
Cl2(г)

Растворимость газов в жидкостяхЕсли есть химическое взаимодействиеCl2(г)  Cl2(р)Cl2(р) + 2Н2О

Cl2(р)
Cl2(р) + 2Н2О Н3О+ + Cl

+ НClО
НClО + Н2О Н3О+ + ClО

Слайд 14 Растворимость твердых веществ в жидкостях
Влияние давления
ΔV ≈ 0;

Растворимость твердых веществ в жидкостяхВлияние давленияΔV ≈ 0; давление не влияетВлияние

давление не влияет
Влияние температуры


Т
с
Q < 0
Большинство веществ
Q ≈ 0
NaCl,

LiOH, K2SO3

Q > 0
MnSO4, Li2CO3, CaCrO4


Слайд 15 Диаграмма растворимости
Т
с
Тпл
Ткип
Граница области метастабильных
пересыщенных растворов
Область пересыщенных растворов

Диаграмма растворимостиТсТплТкипГраница области метастабильныхпересыщенных растворов Область пересыщенных растворов c(B) > [B]Кривая

c(B) > [B]
Кривая растворимости
c(B) = [B]
Область ненасыщенных растворов

c(B) < [B]

Слайд 16 Перекристаллизация
Т
с
Т2
Т1
Основное вещество
Примесь

ПерекристаллизацияТсТ2Т1Основное веществоПримесь

Слайд 17 Растворы электролитов
Электролитическая диссоциация

Растворы электролитовЭлектролитическая диссоциация

Слайд 18 Сильные электролиты
MA  M+(р) + A–(р)

[MA] =

Сильные электролитыMA  M+(р) + A–(р) [MA] = 0, [M+] = [A–] = c0Степень диссоциации:

0, [M+] = [A–] = c0

Степень диссоциации:


Слайд 19 Слабые электролиты
MA  MA(р) + M+(р) + A–(р)

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



[MA] > 0, [M+] = [A–] < c0

Степень диссоциации:


Слайд 20 Слабые электролиты
MxAy(р) x Ma+(р) + y

Слабые электролитыMxAy(р)  x Ma+(р) + y Ab–(р)Константа диссоциации KD 

Ab–(р)

Константа диссоциации KD 


Слайд 21 Закон разбавления Оствальда
МА М+ +

Закон разбавления ОствальдаМА  М+ + А–   [M+] [A–]KD

А–
[M+] [A–]
KD = –––––––––

[MA]
[M+] = [A–] =  c0
[MA] = (1 – ) c0

KD = 2 c0 / (1 – )

если  << 1 ( < 0,05)
KD = 2 c0


α

c0

1


Слайд 22 Гетерогенные ионные равновесия

Гетерогенные ионные равновесия      М+ + А–

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 = const при T = const
ПР = f(T)


Слайд 23 Растворимость (L), моль/л
МхАу(т) х Ма+

Растворимость (L), моль/лМхАу(т)  х Ма+ + у Аb–[Ma+] = x

+ у Аb–

[Ma+] = x L; [Ab–] = y

L
ПР(МхАу) = (x L)x (y L)y = xx yy Lx+y

Слайд 24 Задача
Рассчитать растворимость сульфата серебра, если ПР(Ag2SO4) = 1,2

ЗадачаРассчитать растворимость сульфата серебра, если ПР(Ag2SO4) = 1,2 . 10–5Ag2SO4(т) 

. 10–5
Ag2SO4(т)  2Ag+ + SO42–
L

2L L
ПР = [Ag+ ]2 [SO42–] = (2L)2L = 4L3



Слайд 25





Т

Условия осаждения и растворения осадков


с

с(М+) с(А–) = [M+] [А–] = ПР

с(М+) с(А–) < ПР
МА(т)  М+ + А–

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
условие выпадения осадка: [Ma+]x [Ab–]y > ПР


Слайд 26 Введение одноименного иона
МхАу(т) х Ма+

Введение одноименного ионаМхАу(т)  х Ма+ + у Аb–Увеличение с(Ма+) или

+ у Аb–
Увеличение с(Ма+) или с(Аb–)


Сдвиг равновесия в сторону

образования осадка




Слайд 27 Удаление одноименного иона
МхАу(т) х Ма+

Удаление одноименного ионаМхАу(т)  х Ма+ + у Аb–Уменьшение с(Ма+) или

+ у Аb–
Уменьшение с(Ма+) или с(Аb–)

Сдвиг равновесия в сторону

растворения осадка




Слайд 28 Удаление одноименного иона
Связывание в виде менее растворимого вещества

Удаление одноименного ионаСвязывание в виде менее растворимого вещества (осадок AgCl

(осадок AgCl осадок AgI)
Связывание

в виде комплексного иона (осадок PbSO4 [Pb(OH)4]2–)
Перевод в другую форму
(осадок BaCrO4 Cr2O72–)

Слайд 29 Переосаждение

Переосаждение     PO43–Ag2SO4(т)   Ag3PO4(т)

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)


Слайд 30 В каком минимальном объеме воды можно растворить 1

В каком минимальном объеме воды можно растворить 1 г гипса? Условие

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


Слайд 31 Выпадет ли осадок при сливании равных объемов миллимолярных

Выпадет ли осадок при сливании равных объемов миллимолярных растворов нитрата серебра(I)

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) = 1.10–3 моль/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


Слайд 32 Протолитическая теория кислот и оснований
1923 г.
Йоханес Брёнстед
Томас Лаури

Протолитическая теория кислот и оснований1923 г.Йоханес БрёнстедТомас Лаури

Слайд 33 Протолитическая теория
кислотные или основные свойства частиц обусловлены

Протолитическая теория кислотные или основные свойства частиц обусловлены их способностью отдавать

их способностью отдавать или присоединять катион водорода (протон Н+)



NH4+ + S2– NH3 + HS–
Кт Ос Ос Кт
Пары "сопряженная кислота / сопряженное основание":
NH4+/NH3 и HS –/ S2–

Н+

Н+


Слайд 34 Кислоты
нейтральные:

HCN + H2O CN– +

Кислотынейтральные:HCN + H2O  CN– + H3O+анионные:H2PO4– + H2O

H3O+
анионные:

H2PO4– + H2O HPO42– +

H3O+
катионные:

NH4+ + 2 H2O NH3.H2O + H3O+


H+

H+

H+

H+

H+

H+


Слайд 35 Основания
нейтральные:

NH3.H2O + H2O NH4+

Основаниянейтральные:NH3.H2O + H2O   NH4+ + OH– + H2Oанионные:CN– +

+ OH– + H2O
анионные:

CN– + H2O

HCN + OH–
катионные:

N2H5+ + H2O N2H62+ + OH–

H+

H+

H+

H+

H+

H+


Слайд 36 Амфолиты

HCO3– + H2O CO32– +

АмфолитыHCO3– + H2O  CO32– + H3O+  КтHCO3– + H2O

H3O+
Кт

HCO3– + H2O

H2CO3 + OH–
Ос

Н+

Н+

Н+

Н+


Слайд 37 Растворители
Апротонные:
C6H6, CS2, CCl4
Протонные
H2O, NH3, C2H5OH
(амфолиты)
Автопротолиз:

HL + HL

РастворителиАпротонные:C6H6, CS2, CCl4ПротонныеH2O, NH3, C2H5OH	(амфолиты)Автопротолиз:	HL + HL  H2L+ + L–Константа

H2L+ + L–
Константа автопротолиза (ионное произведение):
KS = [H2L+]

[L–]

H+

H+


Слайд 38 Ионное произведение воды

H2O + H2O

Ионное произведение водыH2O + H2O   H3O+ + OH–При стандартной

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+


Слайд 39 Водородный показатель (рН)
рН = –lg[H3O+]
[H3O+] = 10–рН

Водородный показатель (рН) рН = –lg[H3O+][H3O+] = 10–рН Гидроксидный показатель (рОН)



Гидроксидный показатель (рОН)


pOH = –lg[OH–]
[OH–] = 10–рОН

рН + рОН = –lgKB = 14

Слайд 40 Водородный показатель (рН)
В чистой воде при 25С
рН =

Водородный показатель (рН)В чистой воде при 25СрН = рОН = 7Среда

рОН = 7
Среда нейтральная
Если [H3O+] > 1.10–7, то рН

< 7
Среда кислотная
Если [OH–] > 1.10–7, то рОН < 7 и pH > 7
Среда щелочная


Слайд 41 Шкала рН
При [H3O+] = 0,1 моль/л
(например, в

Шкала рНПри [H3O+] = 0,1 моль/л 	(например, в 0,1 М растворе

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).

Слайд 42 Константа кислотности

HA + H2O

Константа кислотности	HA + H2O    A– + H3O+H+H+

A– + H3O+





H+
H+


Слайд 43 B(OH)3.H2O + H2O

B(OH)3.H2O + H2O   [B(OH)4]– + H3O+ Слабые кислотыСопряженная пара		KКСН3СООН

[B(OH)4]– + H3O+
Слабые кислоты
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+


Слайд 44 Сильные кислоты

HA + H2O = A– + H3O+
Бескилородные

Сильные кислоты	HA + H2O = A– + H3O+Бескилородные кислоты: HCl, HBr,

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+


Слайд 45 HClO4 + CH3COOH ClO4–

HClO4 + CH3COOH   ClO4– + CH3COOH2+HNO3 + CH3COOH

+ CH3COOH2+
HNO3 + CH3COOH

NO3– + CH3COOH2+

Сила кислот в неводных растворителях

Уравнение реакции протолиза Сопряженная пара KК

HClO4/ ClO4–

1.10–6

HNO3/ NO3–

1.10–7

H+

H+

H+

H+


Слайд 46 Константа основности

A– + H2O

Константа основности	A– + H2O   HA + ОН–H+H+

HA + ОН–


H+
H+


Слайд 47 HSO3– + H2O SO2∙H2O

HSO3– + H2O   SO2∙H2O + OH–SO32– + H2O

+ OH–
SO32– + H2O

HSO3– + OH–

NH3·H2O + H2O NH4+ + OH– + H2O

Слабые основания

Уравнение реакции протолиза

Сопряженная пара


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


Слайд 48 Сильные основания
Анионы:
амид-ион NH2–
метилат-ион CH3O– и другие алкоголят-ионы
гидроксид-ион

Сильные основанияАнионы: амид-ион NH2–метилат-ион CH3O– и другие алкоголят-ионыгидроксид-ион ОН–Соединения, дающие эти

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!


Слайд 49 Малорастворимые гидроксиды
Ni(OH)2(т) Ni2+

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

+ 2OH—

Слабое основание?
Сильное основание?

ПР = [Ni2+][OH—]2


Слайд 50 Связь Kк и Ko для пары НА/А–

Связь Kк и Ko для пары НА/А–

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



KO = KB / KК

Слайд 51 Степень протолиза ()
– отношение числа частиц, подвергшихся

Степень протолиза () – отношение числа частиц, подвергшихся протолизу, к исходному

протолизу, к исходному числу частиц
Для реакции протолиза слабой

кислоты:

HA + H2O A– + H3O+


([H3O+] = [A–] при отсутствии в растворе других протолитов)

H+

H+


Слайд 52 Закон разбавления Оствальда


При 

Закон разбавления Оствальда  При 

_____
 = Kк / c0


Слайд 53 Степень протолиза


Степень протолиза      1

1

сильные протолиты

слабые протолиты
0 с0

Учет автопротолиза воды


Слайд 54 Учет автопротолиза воды

HA + H2O

Учет автопротолиза водыHA + H2O   A– + H3O+H2O +

A– + H3O+

H2O + H2O

OH– + H3O+

H+

H+

H+

H+


Слайд 55 Учет автопротолиза воды
Kкc0 – Kк[A–] = [A–][H3O+]



Учет автопротолиза водыKкc0 – Kк[A–] = [A–][H3O+]

Слайд 56 Учет автопротолиза воды
При бесконечном разбавлении:
с0 → 0; [H3O+]

Учет автопротолиза водыПри бесконечном разбавлении:с0 → 0; [H3O+] → 10–7 моль/лпри

→ 10–7 моль/л



при Kк ≥ 10–5 α →

1
при Kк = 10–7 α → 0,5


Слайд 57 Сдвиг протолитических равновесий
Изменение концентрации слабого протолита
закон разбавления

Сдвиг протолитических равновесийИзменение концентрации слабого протолита закон разбавления Оствальдаразбавление

Оствальда
разбавление


Изменение температуры
протолиз – эндотермический процесс
нагревание
Изменение концентрации одноименных ионов
принцип Ле Шателье
введение одноименных ионов


Слайд 58 Сдвиг протолитических равновесий
Протолиз слабой кислоты в присутствии сильной

Сдвиг протолитических равновесийПротолиз слабой кислоты в присутствии сильной кислоты:HA + H2O

кислоты:

HA + H2O A– + H3O+







= Kк / [H3O+]

H+

H+


Слайд 59 Определите рН в 0,001 М растворе серной кислоты.

H2SO4

Определите рН в 0,001 М растворе серной кислоты.H2SO4 + 2H2O =

+ 2H2O = SO42 + 2H3O+
с0(H2SO4) = 0,001 мольл
pH

= –lg [H3O+] = – lg(2c0) = – lg (2.10–3) = 2,7

2H+


Слайд 60 Определите рН в растворе азотной кислоты с концентрацией

Определите рН в растворе азотной кислоты с концентрацией с0 = 1.10–11

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+


Слайд 61 Определите рН в 0,002М растворе хлорноватистой кислоты при

Определите рН в 0,002М растворе хлорноватистой кислоты при 25 °C.HClO +

25 °C.

HClO + H2O ClO– +

Н3O+; Kк = 2,82 . 10–8
[ClO–] = [H3O+]; [HClO] = c0



H+

H+


Слайд 62 Определите pH в 0,002М растворе аммиака при 25

Определите pH в 0,002М растворе аммиака при 25 °С.KK = 5,75

°С.


KK = 5,75 . 10–10
KB = 1 . 10–14
[NH4+]

= [OH–]; [NH3 . H2O] = c0




NH3·H2O + H2O NH4+ + OH– + H2O

H+

H+


Слайд 63 Обратимый гидролиз солей
1. Диссоциация
2. Протолиз

Обратимый гидролиз солей1. Диссоциация2. Протолиз

Слайд 64 Гидролиз солей
KCl = K+ + Cl–

Гидролиз солейKCl = 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 < 7

H+

H+


Слайд 65 Гидролиз солей
ZnSO4 = Zn2+ + SO42–

Zn2+.H2O + H2O

Гидролиз солейZnSO4 = Zn2+ + SO42–	Zn2+.H2O + H2O   ZnOH+

ZnOH+ + H3O+
Гидролиз по

катиону, кислотная среда, рН < 7

KNO2 = K+ + NO2–

NO2– + H2O HNO2 + OH–
Гидролиз по аниону, щелочная среда, pH > 7

H+

H+

H+

H+


Слайд 66 Гидролиз солей
NH4CN = NH4+ + CN–

NH4+ + 2H2O

Гидролиз солейNH4CN = NH4+ + CN–	NH4+ + 2H2O   NH3.H2O

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+


Слайд 67 Гидролиз кислых солей
NaHCO3 = Na+ + HCO3–

HCO3– +

Гидролиз кислых солейNaHCO3 = Na+ + HCO3–HCO3– + H2O  CO32–

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+


Слайд 68 Гидролиз солей
Усиление (α↑)
Повышение температуры
Понижение концентрации
Связывание одноименных ионов
Ослабление (α↓)
Понижение

Гидролиз солейУсиление (α↑)Повышение температурыПонижение концентрацииСвязывание одноименных ионовОслабление (α↓)Понижение температурыПовышение концентрацииВведение одноименных ионов

температуры
Повышение концентрации
Введение одноименных ионов


Слайд 69 Необратимый гидролиз
PIIICl–I3(ж) + 3H2Oизб. = H2[PHO3](p) + 3HCl(p)

H2[PHO3]

Необратимый гидролизPIIICl–I3(ж) + 3H2Oизб. = H2[PHO3](p) + 3HCl(p)H2[PHO3] + H2O

+ H2O H[PHO3]– + H3O+

HCl +

H2O = Cl– + H3O+
pH < 7

H+

H+

H+


Слайд 70 Необратимый гидролиз
Mg3N + 8H2O = 2NH3.H2O + Mg(OH)2

NH3·H2O

Необратимый гидролизMg3N + 8H2O = 2NH3.H2O + Mg(OH)2NH3·H2O + H2O

+ H2O NH4+ +

OH– + H2O
Если Mg(OH)2 в осадке:
Mg(OH)2(т) Mg2+ + 2OH–
Если Mg(OH)2 в растворе:
Mg(OH)2 = Mg2+ + 2OH–
pH > 7

H+

H+


Слайд 71 Необратимый гидролиз
Al2S3(т) + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
Совместный

Необратимый гидролизAl2S3(т) + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑Совместный гидролиз:2Al3+ +3S2– + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑

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


Слайд 72 Определите рН 0,1 М раствора хлорида железа(III).
FeCl3

Определите рН 0,1 М раствора хлорида железа(III). FeCl3 = Fe3+ +

= 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Kк c0 = – lg7.10–3.10–1 = 1,6

H+

H+

H+

H+


Слайд 73 Определите рН 0,1 М раствора хлорида железа(III).
Более строгий

Определите рН 0,1 М раствора хлорида железа(III).Более строгий подход:если считать [Fe3+]

подход:
если считать [Fe3+] = с0(1 – α)

2с0
Kк = –––––––––
(1 – )

Слайд 74 Определите рН 0,1 М раствора хлорида железа(III).
При с0

Определите рН 0,1 М раствора хлорида железа(III).При с0 = 0,1 моль

= 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


Слайд 75 FeCl3 + H2O + Zn = ?
FeCl3 =

FeCl3 + H2O + Zn = ?FeCl3 = Fe3+ + 3

Fe3+ + 3 Cl–

Fe3+.H2O + H2O

FeOH2+ + H3O+

Zn + 2H3O+ = Zn2+ + H2 + 2H2O



H+

H+


Слайд 76 Определите рН в 0,1 М растворе ортофосфата натрия.

Определите рН в 0,1 М растворе ортофосфата натрия. Na3PO4 = 3


Na3PO4 = 3 Na+ + PO43–

PO43– + H2O

HPO42– + OH–

H+

H+


Слайд 77 Na3PO4 + H2O + Zn = ?
Na3PO4 (т)

Na3PO4 + H2O + Zn = ?Na3PO4 (т) = 3 Na+

= 3 Na+ + PO43–

PO43– + H2O

HPO42– + OH–

Zn + 2H2O + 2OH– = [Zn(OH)4]2– + H2

H+

H+


Слайд 78 Определите рН раствора, содержащего 0,001 моль/л уксусной кислоты

Определите рН раствора, содержащего 0,001 моль/л уксусной кислоты и 0,1 моль/л

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+


Слайд 79 Определите рН раствора, содержащего 0,001 моль/л уксусной кислоты

Определите рН раствора, содержащего 0,001 моль/л уксусной кислоты и 0,1 моль/л

и 0,1 моль/л ацетата натрия.
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


Слайд 80 Определите pH в водном растворе NaHA
HA– – амфолит

Определите pH в водном растворе NaHA	HA– – амфолит 	(HCO3–, HS–, H2PO4–,


(HCO3–, HS–, H2PO4–, HPO42– и т.д.)
Диссоциация:
NaHA = Na+

+ HA–
Протолиз иона-амфолита HA– как основания:

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+


Слайд 81 Определите pH в водном растворе NaHA
Без вывода:





рН не

Определите pH в водном растворе NaHAБез вывода:рН не зависит от концентрации амфолита Буферный раствор

зависит от концентрации амфолита
Буферный раствор


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








Определите pH в

HA–	pKк(H2A/HA–)	 pKк(HA–/A2–)	 pHHCO3–	6,37			10,33 			8,35HSO3–	1,78			7,20			4,49HS–	6,98			12,91			9,94H2PO4–	2,14 			7,21 			4,68HPO42–	7,21			12,34			9,78Определите pH в водном растворе NaHApK = –lgK

водном растворе NaHA
pK = –lgK


Слайд 83 Кислотно-основные индикаторы

Кислотно-основные индикаторы

  • Имя файла: lektsii-po-obshchey-i-neorganicheskoy-himii.pptx
  • Количество просмотров: 411
  • Количество скачиваний: 0