- •1.Оксиды
- •2.Основания
- •3.Кислоты
- •11. Электрохимические процессы.Электродные потенциалы.Гальванические элементы.Эдс
- •12.Классификация электродов
- •15. Получение и свойства олова и свинца
- •20.Водород и его соединения
- •21.Вода.Диаграмма состояния воды.
- •31.Коррозия .Классификациякоррозионных процессов
- •32.Химическая коррозия.
- •33.Электрохимическая коррозия.
- •34.Защита металлов от коррозии
- •35.Вычисление ph растворов сильных электролитов
- •36. Вычисление ph растворов слабых электролитов.
- •37.Буферные растворы.Вычисление буферной ёмкости.
- •38.Гетерогенное равновесие: осадок-насыщенный раствор малорастворимого соединения.
- •39.Условие образования и растворения осадка
- •40.Напрвление и глубина протекания окислительно-восстановительной реакции
- •41.Качественные реакции катионов.1 аналитическая группа.
- •47.Качеств. Реак. Анионов. I группа: so42-, co32-, po43-, SiO32-
- •48.Качественные реакции анионов. II группа: ci¯, s2-
- •49. Качественные реакции анионов. III группа: no3¯, MoO42-, wo42-, vo3¯, ch3coo¯
- •50.Количественный анализ . Титриметрический (объемный) анализ
- •51. Жесткость воды. Определение жесткости воды
35.Вычисление ph растворов сильных электролитов
Для указания концентрации ионов водорода в растворе используют так называемый водородный показатель:
pH = –lg[H+],
а для обозначения концентрации гидроксид-ионов - гидроксидный показатель:
pOH = –lg[ОН-] . (7)
При температуре 298 К рН + рОН = 14,
поэтому в чистой воде [H+] = [ОН-] = 1×10–7 моль/л, следовательно, рН = рОН = 7;
в кислотной среде [H+] > [ОН-], следовательно, рН < 7, а рОН > 7;
в щелочных растворах [H+] < [ОН-], поэтому рН > 7, а рОН < 7.
В случае растворов сильных электролитов вместо концентрации пользуются активностью. Поэтому при необходимости более точных расчетов в таких растворах следует вычислять не рН, а ра(Н+): ра(Н+) = –lga(H+) = рН – lgg(Н+).
К сильным электролитам обычно относят вещества, которые в растворе практически полностью диссоциированы на ионы (a » 1)
Вычисление рН водных растворов
сильных кислот: рН = – lga(H+) = – lg (c(H+) / f(Н+))
сильных оснований: рН = 14 + lga(OH¯) = 14 + lg (c(OH¯) f(OH¯))
слабых кислот: рН = – ½(рKкислоты – lgc) = – ½Kкислоты – ½lgc
слабых оснований: рН = 14 – ½рKоснования + ½lgc
солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой: рН = 7 + ½pKкислоты + ½lgcсоли
солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой: рН = 7 – ½Kоснования – lgcсоли
36. Вычисление ph растворов слабых электролитов.
Для указания концентрации ионов водорода в растворе используют так называемый водородный показатель:
pH = –lg[H+],
а для обозначения концентрации гидроксид-ионов - гидроксидный показатель:
pOH = –lg[ОН-] . (7)
При температуре 298 К рН + рОН = 14,
поэтому в чистой воде [H+] = [ОН-] = 1×10–7 моль/л, следовательно, рН = рОН = 7;
в кислотной среде [H+] > [ОН-], следовательно, рН < 7, а рОН > 7;
в щелочных растворах [H+] < [ОН-], поэтому рН > 7, а рОН < 7.
Слабыми электролитами считают вещества, степень диссоциации которых a << 1. В водных растворах сильными электролитами являются большинство солей, такие кислоты, как HClO4, HMnO4, H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, а также гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Вычисление рН водных растворов
сильных кислот: рН = – lga(H+) = – lg (c(H+) / f(Н+))
сильных оснований: рН = 14 + lga(OH¯) = 14 + lg (c(OH¯) f(OH¯))
слабых кислот: рН = – ½(рKкислоты – lgc) = – ½Kкислоты – ½lgc
слабых оснований: рН = 14 – ½рKоснования + ½lgc
солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой: рН = 7 + ½pKкислоты + ½lgcсоли
солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой: рН = 7 – ½Kоснования – lgcсоли