Смеси
<<  Растворы Растворы  >>
Растворы
Растворы
Общие сведения Все хим
Общие сведения Все хим
Классификация дисперсных систем размер частиц дисперсной фазы,
Классификация дисперсных систем размер частиц дисперсной фазы,
2) по агрегатному состоянию д.с. и д.ф. Т - твёрдое (кристаллическое),
2) по агрегатному состоянию д.с. и д.ф. Т - твёрдое (кристаллическое),
3) Форма частиц дисперсной фазы (или топология) может быть
3) Форма частиц дисперсной фазы (или топология) может быть
Золь
Золь
Растворы – это многокомпонентные гомогенные (однофазные) системы
Растворы – это многокомпонентные гомогенные (однофазные) системы
Образование растворов
Образование растворов
Кинетика растворения
Кинетика растворения
Свойства растворов: Состав (концентрация), Давление пара растворителя
Свойства растворов: Состав (концентрация), Давление пара растворителя
Количество вещества (моль и эквивалент) Моль – кол-во в-ва, содержащее
Количество вещества (моль и эквивалент) Моль – кол-во в-ва, содержащее
Эквивалент – кол-во в-ва, к-рое соединяется с 1 моль атомов (ионов)
Эквивалент – кол-во в-ва, к-рое соединяется с 1 моль атомов (ионов)
А) массовые доли или процентная конц-ция показывает число граммов
А) массовые доли или процентная конц-ция показывает число граммов
В) молярность или молярная конц-ция показывает число молей раст
В) молярность или молярная конц-ция показывает число молей раст
Закон эквивалентов: массы (объёмы) реагирующих в-в пропорциональны их
Закон эквивалентов: массы (объёмы) реагирующих в-в пропорциональны их
В растворе N1 < 1, а давление пара р1 <
В растворе N1 < 1, а давление пара р1 <
Для чист
Для чист
В реальных растворах свойства отклоняются от идеальности в ту или иную
В реальных растворах свойства отклоняются от идеальности в ту или иную
Кипение и замерзание жидкости
Кипение и замерзание жидкости
Температуры кипения и замерзания растворов
Температуры кипения и замерзания растворов
Второй закон Рауля – понижение т-ры кипения и повышение т-ры
Второй закон Рауля – понижение т-ры кипения и повышение т-ры
ОСМОС
ОСМОС
П/п
П/п
Величина осм
Величина осм
Особенности р-ров солей, кислот и оснований Имеются в-ва, р-ры к-рых
Особенности р-ров солей, кислот и оснований Имеются в-ва, р-ры к-рых
2. Теория электролитической диссоциации Объяснение впервые было
2. Теория электролитической диссоциации Объяснение впервые было
Теории Аррениуса противостояла химическая, или гидратная, теория
Теории Аррениуса противостояла химическая, или гидратная, теория
HCl ? H+ + Cl
HCl ? H+ + Cl
H2O + HCl
H2O + HCl
4. Степень диссоциации
4. Степень диссоциации
В р-ре устанавливается динамическое равновесие между
В р-ре устанавливается динамическое равновесие между
5. Константа диссоциации
5. Константа диссоциации
KД = ?2cм
KД = ?2cм
Ступенчатая диссоциация
Ступенчатая диссоциация
Диссоциация воды Чистая вода очень плохо проводит эл
Диссоциация воды Чистая вода очень плохо проводит эл
для воды и разбавленных водных р-ров при неизменной т-ре произведение
для воды и разбавленных водных р-ров при неизменной т-ре произведение
pH = -lg[H+]
pH = -lg[H+]
Ионно-молекулярные уравнения При нейтрализации любой сильной к-ты
Ионно-молекулярные уравнения При нейтрализации любой сильной к-ты

Презентация на тему: «Растворы». Автор: 1. Файл: «Растворы.ppt». Размер zip-архива: 3387 КБ.

Растворы

содержание презентации «Растворы.ppt»
СлайдТекст
1 Растворы

Растворы

Дисперсные системы

2 Общие сведения Все хим

Общие сведения Все хим

в-ва существуют в природе преимущественно в составе т. н. дисперных систем, т.е. многокомпонентных смесей разл. агр. состояния, состоящих из сплошной, непрерывной фазы (дисперсионной среды) и прерывистой дисперсной фазы в виде ч-ц разл. размера, формы и агр. состояния). В природе дисперсные системы чрезвычайно распространены и многообразны. Например, земная атмосфера, природные воды, почва, грунты, различные изделия и материалы и др. относятся к дисперсным системам.

3 Классификация дисперсных систем размер частиц дисперсной фазы,

Классификация дисперсных систем размер частиц дисперсной фазы,

агрегатное состояние частиц д.ф. и д.с.; форма частиц дисперсной фазы, интенсивность межфазового взаимодействия, наличие структурообразования м. ч-цами д.ф.

1) по размеру частиц дисп. Фазы

Тип системы

Размер частиц

Название

Состояние системы

?

Молекулярно- и ионно-дисперсные

< 10 ? (10-9 м)

Истинные растворы

Гомогенные

??

Высокодисперсные

10 – 1000 ? (10 – 100 нм)

Коллоидные растворы

Ультра- и микро-гетерогенные

???

Грубодисперсные

>1000 ?

Взвеси

Гетерогенные

4 2) по агрегатному состоянию д.с. и д.ф. Т - твёрдое (кристаллическое),

2) по агрегатному состоянию д.с. и д.ф. Т - твёрдое (кристаллическое),

Ж - жидкость, Г - газ. Д. среда - индекс 1, а д. фаза – индекс 2.

Фазовое состояние системы

Условное обозначение и примеры

Условное обозначение и примеры

Условное обозначение и примеры

Тип дисперсной системы

Газообраз-ное

Г1 – г2 *

Г1 – Ж2 туман,облака

Г1 – Т2 дым, пыль

Аэрозоли

Жидкое

Ж1 – Г2 жидкие пены

Ж1 – Ж2 эмульсии

Ж1 – Т2 суспензии, взвеси

Лиозоли

Твёрдое

Т1 – Г2 твердые пены

Т1 – Ж2 жемчуг, опал

Т1 – Т2 сплавы

Солиозоли

* - В нормальных условиях гомогенны, гетерогенность возможна только при очень низких температурах или высоких давлениях.

5 3) Форма частиц дисперсной фазы (или топология) может быть

3) Форма частиц дисперсной фазы (или топология) может быть

разнообразной. Наиболее удобный способ классификации связан с делением на а) линейные частицы, вытянутые в одном измерении; б) плоские или пластинчатые, имеющие два измерения; и в) объёмные, когда частицы имеют все три пространственные измерения примерно в равной степени.

4) По интенсивности межфазового взаимодействия: а) с интенсивным межфазовым взаимодействием (например, когда поверхность твёрдых частиц смачивается жидкой дисперсионной средой - лиофильность), и б) с его отсутствием (например, когда поверхность твёрдых частиц не смачивается жидкой дисперсионной средой – лиофобность).

6 Золь

Золь

Гель

5) по структурообразованию (взаим-вию между ч-цами д. Ф.)

Свободно-дисперсные системы

Связано-дисперсные системы

Плотная упорядоченная структура

Рыхлая неупорядоченная структура

(Раствор)

(От лат. Gelate - замерзать)

Текучая

Нетекучая

Процесс структурообразования называют гелеобразованием (желатинированием, желатинизацией или студнеобразованием).

7 Растворы – это многокомпонентные гомогенные (однофазные) системы

Растворы – это многокомпонентные гомогенные (однофазные) системы

переменного состава. Р-ры бывают жидкими, твёрдыми и газовыми. Фазовое состояние раствора определяется фазовым состоянием растворителя. Растворитель – это компонент, фазовое состояние к-рого при обр-нии р-ра не изменяется.

Растворы

8 Образование растворов

Образование растворов

Термодинамика растворения ?G = ?Н – Т?S < 0 Вклад энтропии: а) для т ? ж ?S > 0 б) для г ? ж ?S < 0

Вклад энтальпии: ?Н = ?U + p?V ?Нраст = ?Нстр + ?Нсольв + ?Ндифф а) для г ? ж ?Нстр = 0 и ?Нраст = ?Нсольв < 0 (экзоэффект) ?G = ?Н – Т?S < 0 при низких температурах Движ. силой растворения явл-ся энтальпия. б) для т ? ж знак ?Нраст зависит от типа структуры (молекулярная или ионная) Движ. силой р-ния м.б. и энтропия и энтальпия.

9 Кинетика растворения

Кинетика растворения

Растворение веществ – процесс обратимый. Для кристаллических в-в ?раст = Краст = const (при Т = const) ?крист = Ккрист*Ср.в. При ?раст = ?крист (равновесие), откуда Краст = Ккрист*Ср.в. или Ср.в. = Краст/Ккрист = const (при Т = const) Такой раствор называется насыщенным. Конц-ция насыщ. р-ра явл-ся мерой раствори-мости, к-рая выражается в граммах раств. в-ва на 100 г р-ля. Различают в-ва хорошо раст-мые (>1г/100г), малораст-мые (<1г/100г) и практически нераст-мые (<10-3 г/100г).

10 Свойства растворов: Состав (концентрация), Давление пара растворителя

Свойства растворов: Состав (концентрация), Давление пара растворителя

над раствором, Температуры кипения и замерзания растворов, Осмотическое давление.

Концентрация раствора – это содержание растворённого вещества в определённой массе или объёме р-ра или р-ля. Содержание раств. в-ва в р-ре может быть выражено либо безразмерными единицами – долями или процентами, либо величинами размерными – концентрациями.

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА а) массовые доли или процентная концентрация, С (%). б) мольные доли, N в) мольно-объёмная (молярная) концентрация или молярность, СМ. г) эквивалентная концентрация или нормальность, Сн. д) мольно-массовая концентрация или моляльность, Сm. е) титр раствора, Т.

11 Количество вещества (моль и эквивалент) Моль – кол-во в-ва, содержащее

Количество вещества (моль и эквивалент) Моль – кол-во в-ва, содержащее

столько атомов, мол-л, ионов или др. структурных единиц в-ва сколько их содержится в 12 г изотопов 12С. 1 моль углерода или 12 г изотопов 12С содержит 6·10-23 атомов (NA). Мольная масса в-ва – это масса 1 моль в-ва, численно равна его молекулярной (атомной) массе, выраженной в граммах.

Кол-во в-ва в любой его массе:

ех, вода Н2О имеет молекулярную массу 18 а.е.м, откуда

Сколько моль воды содержится в 100 г воды?

12 Эквивалент – кол-во в-ва, к-рое соединяется с 1 моль атомов (ионов)

Эквивалент – кол-во в-ва, к-рое соединяется с 1 моль атомов (ионов)

водорода или замещает их в хим. реакциях.

Число эквивалентов

Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O

Эквивалентная масса – масса 1 моль эквивалентов вещества.

13 А) массовые доли или процентная конц-ция показывает число граммов

А) массовые доли или процентная конц-ция показывает число граммов

раств. В-ва, содержащихся в 100 г р-ра.

Б) мольные доли – отношение числа моль раств. В-ва к сумме моль всех компонентов р-ра.

14 В) молярность или молярная конц-ция показывает число молей раст

В) молярность или молярная конц-ция показывает число молей раст

В-ва, содержащихся в 1л р-ра.

Г) моляльность или моляльная конц-ция показывает число молей раст. В-ва, содержащихся в 1000г р-ля.

Д) нормальность или эквивалентная конц-ция показывает число эквивалентов раст. В-ва, содержащихся в 1л р-ра.

15 Закон эквивалентов: массы (объёмы) реагирующих в-в пропорциональны их

Закон эквивалентов: массы (объёмы) реагирующих в-в пропорциональны их

эквивалентным массам (объёмам).

е) Титр р-ра – число грамм раств. в-ва в 1 см3 (мл) р-ра.

16 В растворе N1 < 1, а давление пара р1 <

В растворе N1 < 1, а давление пара р1 <

СВОЙСТВА РАСТВОРОВ (законы идеальных растворов) ДАВЛЕНИЕ ПАРА растворителя над раствором Первый закон Рауля

Для чистого растворителя N1 = 1 (N2 = 0), при Т=const давление пара равно

Состав раствора в мольных долях: N1 + N2 = 1

Пар

Жидкость

17 Для чист

Для чист

Р-ля при N1 = 1, т.Е. N2 = 0 р1 = р10

При N1 = 0, т.Е. N2 = 1 р1 = 0

Робщ

В растворе N1 < 1, а давление пара

Поскольку N1 = 1 – N2 , то

Первый закон Рауля – относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворённого вещества.

18 В реальных растворах свойства отклоняются от идеальности в ту или иную

В реальных растворах свойства отклоняются от идеальности в ту или иную

сторону..

19 Кипение и замерзание жидкости

Кипение и замерзание жидкости

Диаграмма состояния воды

Жидкость закипает, когда давление насыщен-ного пара равно внешнему давлению

Жидкость замерзает, когда давление насыщен-ного пара над ней и над твёрдой фазой равны.

20 Температуры кипения и замерзания растворов

Температуры кипения и замерзания растворов

Растворы кипят при более высокой и замерзают при более низкой температуре, чем растворитель.

?Ткип

?Тзам

21 Второй закон Рауля – понижение т-ры кипения и повышение т-ры

Второй закон Рауля – понижение т-ры кипения и повышение т-ры

замерзания р-ра прямо пропорцио-нально моляльной конц-ции р-ра: ?Ткип = ЕСm и ?Тзам = КСm (1) где ?Tкип – повышение т-ры кипения; ?Tзам – понижение т-ры замерзания; Е – эбуллиоскопическая константа; К – криоскопическая константа; Сm – моляльная конц-ция р-ра.

K

Е

Вода

1,86

0,52

Бензол

5,07

2,60

Где m – масса раст. В-ва в 1000 г р-ля; M – молекулярная масса раст. В-ва; m1 – масса р-ля.

22 ОСМОС

ОСМОС

Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

П/п

Осмос – самопроизвольный переход растворителя (воды) в раствор через полупроницаемую мембрану. Движущей силой осмоса является диффузия и стремление к выравниванию концентрации раствора и растворителя.

23 П/п

П/п

П/п

24 Величина осм

Величина осм

давления Росм (?) (в кПа) для р-ров определяется по ур-нию Вант-Гоффа Росм (?) = сМRT, где сМ - молярная конц-ция раст. в-ва; R – универсальная газовая постоянная; T – абсолютная т-ра р-ра, К; М – молекулярная масса раст. в-ва, г/моль.

Давление Росм (?), удерживающее избыточный столб жидкости или заставляющее растворитель переходить через мембрану, называют осмотическим.

25 Особенности р-ров солей, кислот и оснований Имеются в-ва, р-ры к-рых

Особенности р-ров солей, кислот и оснований Имеются в-ва, р-ры к-рых

сильно отклоняются от законов Рауля и Вант-Гоффа. К ним относятся соли, кислоты и щелочи. Для них осм. давление, понижение давления пара, изм-ние т-р кипения и замерзания всегда больше, чем конц-ция р-ра. Чтобы распространить своё ур-ние на р-ры с "ненормальным" осм. давлением, Вант-Гофф ввёл поправочный коэффициент i (изотонический коэффициент), показывающий во сколько раз осм. давление данного р-ра больше "нормального": ? = icМRT. Коэффициент i определялся для каждого р-ра экспериментально, ех, по понижению давления пара, или по понижению т-ры замерзания, или по повышению т-ры кипения.

Растворы электролитов

26 2. Теория электролитической диссоциации Объяснение впервые было

2. Теория электролитической диссоциации Объяснение впервые было

предложено в 1887 г. С. Аррениусом и легло в основу теории, объясняющей поведение солей, кислот и оснований в водных растворах. Водные р-ры солей, кислот и оснований обладают еще одной особенностью - они проводят электрический ток. В-ва, проводящие эл. ток, наз-ся электролитами. Причиной чрезмерно высокого осм. давления р-ров эл-тов явл-ся, согласно Аррениусу, диссоциация электролитов на ионы (КАТИОНЫ и АНИОНЫ). Процесс эл. диссоциации изображают, пользуясь хим. ур-ниями. ех, диссоциация выражается ур-ми: НCl ? Н+ + Cl- или BaCl2 ? Ba2+ + 2Cl- Распад электролитов на ионы объясняет отклонения от законов Вант-Гоффа и Рауля.

Итак, соли, кислоты и основания, растворяясь в воде, создают значительно большее осм. давление, чем эквимолекулярные кол-ва всех остальных в-в. Как же объяснить это явление?

Электролитическая диссоциация - это процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя, а также при их расплавлении.

27 Теории Аррениуса противостояла химическая, или гидратная, теория

Теории Аррениуса противостояла химическая, или гидратная, теория

растворов Менделеева, в основе к-рой лежало представление о взаимодействии раст. в-ва с р-лем. Кажущееся противоречие обеих теорий было устранено предположением о гидратации ионов (И. А. Каблуков). Развитие этой идеи привело в дальнейшем к объединению теорий Аррениуса и Менделеева.

3. Процесс диссоциации

Для диссоциации наиболее типичны два случая. Один из них - это диссоциация растворяющихся солей, т. е. кристаллов с ионной структурой, второй - диссоциация при растворении кислот, т. е. веществ, состоящих из полярных молекул.

28 HCl ? H+ + Cl

HCl ? H+ + Cl

NaCl ? Na+ + Cl?

Перешедшие в р-р ионы остаются связанными с молекулами воды и образуют гидраты ионов. В рез-те диссоциации образуются не свободные ионы, а соединения ионов с молекулами растворителя. В случае любого р-ля эти соединения называются сольватами ионов. Но в ур-ниях диссоциации обычно пишут формулы ионов, а не их гидратов или сольватов, тем более что число молекул р-ля, связанных с ионами, изменяется в зав-сти от конц-ции р-ра и др. условий.

Рис. 2. Схема диссоциации полярных молекул в растворе.

29 H2O + HCl

H2O + HCl

H3O+ + Cl-

Для воды характерен некоторый дальний порядок в жидком состоянии за счет наличия между ее молекулами водородных связей. Ион гидроксония из-за своего более поляризованного, чем в молекуле воды, атома водорода участвует в образовании водородной связи, присоединяясь к одной из молекул воды:

30 4. Степень диссоциации

4. Степень диссоциации

Сила электролитов

Еще Вант-Гофф установил, что коэффициент i выражается дробными числами, к-рые с разбавлением р-ра возрастают, приближаясь к целым числам. Аррениус объяснил этот факт тем, что только лишь часть электролита диссоциирует в р-ре на ионы, и ввел понятие степени диссоциации. Степень диссоциации электролита (?) - это отношение числа его молекул, распавшихся в данном р-ре на ионы, к общему числу его молекул в растворе

где cМ(прод) – молярная конц-ция в-ва, продиссоциировавших на ионы; cМ – молярная конц-ция в-ва, взятого для приготовления р-ра.

31 В р-ре устанавливается динамическое равновесие между

В р-ре устанавливается динамическое равновесие между

недиссоциированными молекулами и ионами. Степень электролит. диссоциации электролита в водных р-рах зависит от природы электролита, его конц-ции и т-ры. По своей природе все электролиты условно можно разделить на три группы: сильные, средней силы и слабые электролиты.

Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют практически полностью. Истинная степень их диссоциации близка к 1 (100%), хотя экспериментально наблюдаемая (кажущаяся) находится в пределах от 30% и выше. Электролиты средней силы диссоциируют частично, они имеют степень электролитической диссоциации от 3% до 30%. Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном, в недиссо-циированном состоянии (в молекулярной форме); для них ? < 3%.

32 5. Константа диссоциации

5. Константа диссоциации

К равновесию, к-рое устанавливается в р-ре слабого эл-та между мол-ми и ионами, можно применить з-ны хим. равновесия и записать выражение константы равновесия (константы диссоциации КД). ех, для электролитической диссоциации (протолиза) уксусной кислоты, протекающей под действием молекул воды

Константа равновесия имеет вид

Здесь в числителе дроби стоят равновесные концентрации ионов - продуктов диссоциации, а в знаменателе - равновесная конц-ция исходных недиссоциированных молекул.

33 KД = ?2cм

KД = ?2cм

С0 = сМ , если степень дис-ции ? АВ ? А+ + В? Кр = СА?СВ/САВ Ср cМ(1 ? ?) cМ?? cМ??

Если обозначить конц-цию эл-та, распадающегося на два иона, через cМ, а степень его диссоциации в данном р-ре через ?, то конц-ция каждого из ионов будет cМ??, а конц-ция недиссоциированных м-л сМ(1 ? ?). Тогда ур-ние КД принимает вид:

Это ур-ние выражает закон разбавления Оствальда. Для р-ров, в к-рых диссоциация эл-та очень мала ??0, ур-ние закона Оствальда упрощается:

34 Ступенчатая диссоциация

Ступенчатая диссоциация

K1 > K2 > K3

Кд = кд1?кд2

35 Диссоциация воды Чистая вода очень плохо проводит эл

Диссоциация воды Чистая вода очень плохо проводит эл

ток, но все же обладает измеримой эл. проводимостью из-за небольшой диссоциации:

[H2o] » [н+] = [oh-]

[Н+] = [OH-] ? 1?10-7 моль/л

36 для воды и разбавленных водных р-ров при неизменной т-ре произведение

для воды и разбавленных водных р-ров при неизменной т-ре произведение

конц-ций ионов Н+ и ОН- есть величина постоянная. Эта величина наз-ся ионным произведением воды.

В чистой воде при 25 °С [Н+] = [OH-] = 1?10-7 моль/л.

Кв = 10-7?10-7 = 10-14

37 pH = -lg[H+]

pH = -lg[H+]

Нейтральный р-р

[Н+] = 10-7 моль/л,

рН = 7

Кислый р-р

[Н+] > 10-7 моль/л,

рН < 7

Щелочной р-р

[Н+] < 10-7 моль/л.

рН > 7

Водородный показатель

38 Ионно-молекулярные уравнения При нейтрализации любой сильной к-ты

Ионно-молекулярные уравнения При нейтрализации любой сильной к-ты

любым сильным основанием на моль образующейся воды выделяется около 57,6 кДж теплоты: НCl + NaOH = NaCl + Н2O, ?Н = -57,53 кДж; HNO3 + KOH = KNO3 + H2O, ?Н = -57,61 кДж. Это говорит о том, что подобные р-ции сводятся к одному процессу. Ур-ние этого процесса с учётом формы в-ва, преобладающей в растворе: Н+ + Cl- + Na+ + OH- = Na+ + Cl- + Н2О Н+ + OH- = Н2О

Н2о

Н+ + oh-

«Растворы»
http://900igr.net/prezentacija/khimija/rastvory-230648.html
cсылка на страницу

Смеси

14 презентаций о смесях
Урок

Химия

65 тем
Слайды