⮀ Na+ + OH-
Амфолит: H2O ⮀ H+ + OH-
Zn(OH)2
+ 2HCI = ZnCI2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
- Главная
- Разное
- Бизнес и предпринимательство
- Образование
- Развлечения
- Государство
- Спорт
- Графика
- Культурология
- Еда и кулинария
- Лингвистика
- Религиоведение
- Черчение
- Физкультура
- ИЗО
- Психология
- Социология
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Маркетинг
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Что такое findslide.org?
FindSlide.org - это сайт презентаций, докладов, шаблонов в формате PowerPoint.
Обратная связь
Email: Нажмите что бы посмотреть
Презентация на тему Протолитическая теория кислот и оснований
Содержание
- 2. Теория АррениусаКислота: HCI ⮀ H+ + CI-Основание:
- 3. Несоответствие теории АррениусаCaO + CO2 = CaCO3HCI(г)
- 4. Протолитическая теорияОпределение кислоты и основания включает в
- 5. Классификация кислотНейтральные кислоты (HCI, HNO3, CH3COOH, H2SO4,
- 6. Классификация основанийНейтральные (NH3, H2O, C2H5OH)NH3 + H+
- 7. Сопряженная протолитическая параHCI + NH3 = CI-
- 8. Роль растворителяРастворитель влияет на проявление кислотных и
- 9. В уксусной кислоте как в растворителе:HCIO4HBrHCI слабые кислоты H2SO4HNO3В жидком аммиаке:CH3COOHH2S сильные кислоты HF
- 10. Протолитические реакцииДиссоциацииНейтрализацииГидролиза
- 11. Диссоциация водыДиссоциация водыH2O ⮀ H3O+ + OH-2H2O
- 12. Ионное произведение водыВеличина постоянная для растворов кислот,
- 13. Водородный показательрН = - lg [H+]Если [H+]
- 14. КислотностьАктивная – концентрация ионов водорода в раствореCH3COOH
- 15. Значения рН различных сред организма
- 16. Роль активной реакции средыОпределяет активность ферментовДействие клеточных
- 17. Методы определения рНКолориметрический – основан на изменении
- 18. ИндикаторыСложные органические вещества, которые в химическом плане
- 19. Теория ОствальдаHInd – индикатор-кислотаIndOH – индикатор-основаниеHInd ⮀ H+ + Ind-IndOH ⮀ OH- + Ind+
- 20. Изменение окраски индикатораМетилротКислота H+: HInd ← H+
- 21. Диссоциация индикатораИндикаторы – слабые электролиты [H+][Ind-]Кд = -------------
- 22. Значение точек перехода различных индикаторов
- 23. Зона перемены окраски индикатораТа область значений рН,
- 24. Универсальный индикаторСмеси различных индикаторов с разными, но
- 25. Безбуферный метод определения рН (метод Михаэлиса)Основан на
- 26. Буферный метод определения рНОснован на сравнении окраски
- 27. Скачать презентацию
- 28. Похожие презентации
Теория АррениусаКислота: HCI ⮀ H+ + CI-Основание: NaOH ⮀ Na+ + OH-Амфолит: H2O ⮀ H+ + OH-Zn(OH)2 + 2HCI = ZnCI2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
![Водородный показательрН = - lg [H+]Если [H+] = 1⋅10-5; рН = -lg](/img/tmb/15/1452322/2f6f026138d3a7f79a09dc0afaff6c17-720x.jpg "Протолитическая теория кислот и оснований")
![Диссоциация индикатораИндикаторы – слабые электролиты [H+][Ind-]Кд = ------------- [HInd] [HInd][H+] = Кд------------](/img/tmb/15/1452322/bac4195c7e6ad37d145cb7c159226d73-720x.jpg "Протолитическая теория кислот и оснований")
Слайд 2
Теория Аррениуса
Кислота: HCI ⮀ H+ + CI-
Основание: NaOH
⮀ Na+ + OH-
+ 2HCI = ZnCI2 + 2H2OZn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
Слайд 3
Несоответствие теории Аррениуса
CaO + CO2 = CaCO3
HCI(г) +
NH3 = NH4CI
CH3COOH + H2O ⮀ CH3COO- + H3O+
CH3COOH
+ HF ⮀ CH3COOH2+ + F-
Слайд 4
Протолитическая теория
Определение кислоты и основания включает в себя
молекулы и ионы, способные принимать и отдавать H+
Кислота –
донор протоновОснование – акцептор протонов
Амфолит – донор и акцептор протонов
Слайд 5
Классификация кислот
Нейтральные кислоты (HCI, HNO3, CH3COOH, H2SO4, H3PO4)
HCI
→ H+ + CI-
Анионные кислоты (HSO4-, H2PO4-)
H2PO4- → +
HPO42-Катионные кислоты (NH4+, H3O+)
NH4+ → NH3 + H+
Слайд 6
Классификация оснований
Нейтральные (NH3, H2O, C2H5OH)
NH3 + H+ →
NH4+
H2O + H+ → H3O+
Анионные (CI-, CH3COO-, OH-)
OH- +
H+ → H2O CI- + H+ → HCI
Катионные (катион гидразина)
NH2 – NH3+ + H+ → NH3+ – NH3+
Слайд 7
Сопряженная протолитическая пара
HCI + NH3 = CI- +
NH4+
HCI – кислота
CI- - сопряженное основание;
NH3 – основание
NH4+ -
сопряженная кислота
Слайд 8
Роль растворителя
Растворитель влияет на проявление кислотных и основных
свойств
Протогенный (вода, спирты, уксусная, серная кислоты, жидкий хлористый водород)
Протофильный
(вода, спирты, жидкий аммиак, амины)Апротонный (бензол, толуол, CCI4, дихлорэтан)
Слайд 9
В уксусной кислоте как в растворителе:
HCIO4
HBr
HCI слабые
кислоты
H2SO4
HNO3
В жидком аммиаке:
CH3COOH
H2S сильные кислоты
HF
Слайд 11
Диссоциация воды
Диссоциация воды
H2O ⮀ H3O+ + OH-
2H2O ⮀
H+ + OH-
В состоянии равновесия
[H+][OH-]
КД(H2O) = --------------
[H2O]
КД(H2O)
= 1,8⋅10-16[H+][OH-] = =КД(H2O)⋅[H2O]
1000
CM(H2O) = ------ = 55,6
18
[H+][OH-] =
= 1,8⋅10-16 ⋅55,6 =1⋅10-14
Слайд 12
Ионное произведение воды
Величина постоянная для растворов кислот, оснований
и солей при постоянной температуре
Концентрации [H+] и [OH-] –
сопряженные величиныАктивная реакция среды выражается концентрацией [H+]
Кислота: [H+] > [OH-] > 1⋅10-7 (10-6, 10-5)
Основание: [H+] < [OH-] < 1⋅10-7 (10-8, 10-9)
Слайд 13
Водородный показатель
рН = - lg [H+]
Если [H+] =
1⋅10-5; рН = -lg 10-5 = 5
[OH-] = 1⋅10-9;
рOH = -lg 10-9 = 9Величины рН и рOH являются сопряженными и в сумме составляют всегда 14. Значения рН могут колебаться от 0 до 14:
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
--------- ------- --------- ---------------
сильно кислая слабо кислая слабо щелочная сильно щелочная
рН – количественная мера активной реакции среды
Слайд 14
Кислотность
Активная – концентрация ионов водорода в растворе
CH3COOH ⮀
H+ + CH3COO-
Потенциальная – концентрация нераспавшихся молекул кислоты
Общая –
исходная концентрация или сумма распавшихся и нераспавшихся молекул
Слайд 16
Роль активной реакции среды
Определяет активность ферментов
Действие клеточных мембран
Устойчивость
коллоидных растворов организма
Определение рН необходимо для изучения функционального состояния
организма, в лабораторной практике, в технологических процессах, в производстве медикаментов, пищевых продуктов
Слайд 17
Методы определения рН
Колориметрический – основан на изменении цвета
раствора в зависимости от реакции среды. При этом используются
кислотно-основные индикаторы (обладает невысокой точностью)Электрометрический (потенциометрический) – основан на измерении электродных потенциалов
Слайд 18
Индикаторы
Сложные органические вещества, которые в химическом плане представляют
собой слабые кислоты или основания и обладают способностью изменять
свою окраску в зависимости от реакции средыОдноцветные (фенолфталеин)
Двухцветные (лакмус, метиловый оранжевый, метилрот)
Слайд 19
Теория Оствальда
HInd – индикатор-кислота
IndOH – индикатор-основание
HInd ⮀ H+
+ Ind-
IndOH ⮀ OH- + Ind+
Слайд 20
Изменение окраски индикатора
Метилрот
Кислота H+: HInd ← H+ +
Ind- красная
Основание OH-: HInd → H+ + Ind- желтая
Изменяя
реакцию среды, можно влиять на процесс диссоциации и менять соотношение разноокрашенных частиц
Слайд 21
Диссоциация индикатора
Индикаторы – слабые электролиты
[H+][Ind-]
Кд = -------------
[HInd]
[HInd]
[H+]
= Кд------------
[Ind-]
При [HInd] = [Ind-] –
окраска промежуточная, оранжевая[HInd]
-------- = 1, и тогда
[Ind-]
[H+] = Кд;
-lg[H+] = -lgКд
рН = рК
То значение рН, при котором количества недиссоциированных молекул равны – точка перехода индикатора (рК)
Слайд 23
Зона перемены окраски индикатора
Та область значений рН, в
которой происходит различимое глазом изменение цвета индикатора
Чем уже эта
зона, тем чувствительнее индикатор, тем точнее определение рН. Обычно величина зоны перемены окраски индикатора составляет примерно 2 ед. рН (рН = рК ± 1)
Слайд 24
Универсальный индикатор
Смеси различных индикаторов с разными, но примыкающими
друг к другу или перекрывающими зонами перемены окраски
При помощи
таких индикаторов удается определять значение рН от 1 до 12, однако точность лежит в пределах 0,5 – 1,0 рН
Слайд 25
Безбуферный метод определения рН (метод Михаэлиса)
Основан на использовании
набора одноцветных индикаторов нитрофенолового ряда. Окраска исследуемого раствора сравнивается
с образцами этого набораТочность метода не превышает 0,1 рН
Этим методом рН растворов может быть определено в интервалах от 2,8 до 8,4
Слайд 26
Буферный метод определения рН
Основан на сравнении окраски индикатора
в исследуемом растворе с цветной шкалой, получаемой добавлением одного
индикатора к ряду буферных растворов с различным рНСовпадение окраски исследуемого раствора с окраской одного из эталонов указывает на совпадение их рН
Метод очень трудоемок, редко используется
