Произведение растворимости и растворимость малорастворимых солей и оснований

Таблица 8. Константы диссоциации воды в некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах ЗЗГ Таблица 9. Произведение растворимости малорастворимых веществ 332 Таблица 10. Области перехода некоторых индикаторов 332 Таблица И. Степень гидролиза солей 333. Таблица 12. Стандартные электродные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных систем 335 Таблица 13. Константы нестойкости некоторых комплексных ионов 335. Таблица 14. Растворимость КаС1 и КгСггО 335 Таблица 15. Растворимость некоторых солей и оснований в воде 336 Таблица 16. Стандартная энтальпия образования некоторых веществ 336

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ — константа равновесия гетерогенной реакции растворения (или обратной реакции осаждения) малорастворимой соли в определенном растворителе. Процессы образования и растворения осадков имеют большое практическое значение для различных отраслей науки и промышленности. Константа равновесия реакции растворения, называемая произведением растворимости ПР , является произведением концентраций соответствующих ионов в насыщенном растворе. Эта величина постоянна при постоянной температуре и давлении и может быть одной из основных характеристик осадка, на основании которой изменяют растворимость осадка, рассчитывают оптимальные условия осаждения. Правило постоянства произведения концентраций вытекает из закона действующих масс, если его применить для насыщенного раствора малорастворимого электролита. Например, в насыщенном растворе хлорида серебра содержатся отдельные ионы Ag+ и С1 , находящиеся в равновесии с твердой фазой Ag l [c.204]

Величины растворимости 5 и произведение растворимости I для различных малорастворимых солей и гидратов (кислот и оснований) приведены в табл. 7. [c.65]

Растворимость малорастворимых солей в водных растворах электролитов интересовала в прошлом веке преимущественно исследователей в области аналитической химии, изучавших взаимодействие осадка и находящегося над ним раствора. Работы аналитиков послужили основанием для вывода правила произведения растворимости Нернста [1 ], явившегося в конце XIX столетия крупным достижением теоретической химии, объединившего закон действующих масс с теорией электролитической диссоциации. [c.55]

В чем сущность теории электролитической диссоциации 2. Что такое кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации 3. Что такое степень электролитической диссоциации От каких факторов она зависит 4. Что такое константа электролитической диссоциации От каких факторов она-зависит Как ее увеличить . Как уменьшить 05. Чем обусловливается сила электролитов 6. Как формулируется и математически выражается закон разбавления Оствальда ф7. Что называется активностью ионов, молекул, коэффициентом активности, ионной силой раствора 8. Что называется произведением растворимости Примеры. От каких факторов оно зависит ф9. Как влияет введение в раствор одноименного иона на смещение ионного равновесия ф10. Можно ли к сильным электролитам применить закон действующих масс фИ. При каких условиях реакция между электролитами протекает до конца 12. Составьте молекулярные и ионные уравнения образования малорастворимых веществ ВаСг04, АдзРОд, СаСОз, Си(0Н)2, Ре(ОН)з. ф13. Вычислите константу диссоциации одноосновной слабой кислоты, если степень диссоциации ее в 0,1 н. растворе равна 1, 32% И. Вычислите степень диссоциации муравьиной кислоты (НСООН) в 0,5 н. растворе, если известно что концентрация ионов Н+ в нем равняется 0,1 моль/я. 15. Рассчитайте для сероводородной кислоты константу диссоциа- [c.99]

Растворимость оксалатов рзэ в чистой воде и произведения активностей, полученные из нее, приведены в табл. 6. Данных по растворимости этих солей существует довольно много, но внимание заслуживают только некоторые, измеренные с наибольшей тщательностью. Такие цифры и приведены в табл. 6, но все же на их основании трудно сделать вывод о характере изменения растворимости по ряду рзэ. Однако здесь можно отметить, что величины произведения активностей отвечают чрезвычайно малорастворимым солям. [c.64]

Ошибки, происходящие от замены (в вычислениях, основанных на законе действующих масс) активностей ионов их концентрациями бывают особенно значительными в расчетах,, связанных с произведениями растворимости малорастворимых осадков, так как 1) малорастворимыми часто считаются осадки с достаточно заметной растворимостью 2) присутствие посторонних солей нередко создает значительную ионную силу раствора 3) малорастворимые соли часто образуются многовалентными ионами, коэфициенты активности которых в несколько раз меньше единицы. Доп. ред. [c.62]

Выбор индикатора для таких титрований, как определение галогенидов по Мору, основан на том общем случае, разобранном нами на стр. 55—57, когда два аниона образуют малорастворимые соли (но разной растворимости) с одним катионом. В какой мере менее растворимая из них будет осаждена раньше, чем начнется осаждение другой, зависит от концентраций обоих анионов в растворе и от произведений растворимости образующихся солей. [c.129]

Во втором издании рассмотрена протолитическая теория кислот и оснований, дано понятие о титровании в неводных растворах, описано фракционированное осаждение ионов, более подробно рассмотрены комплексные и внутрикомплексные соединения, включен материал о комплексонах, показано аналитическое значение констант нестойкости комплексов, больше внимания уделено определению величины pH растворов, степени гидролиза солей, вычислению значения произведения растворимости малорастворимых электролитов с учетом коэффициентов активности ионов детальнее изложена ионно-хромофорная теория индикаторов. [c.3]

Правило рядов произведений растворимости было теоретически обосновано и сформулировано Н. А. Тананаевым на основании изучения реакций с участием осадков. Им было установлено, что если к насыщенному водному раствору С(15, содержащему твердую фазу, добавить раствор соли меди (И), то ионы Си + с ионами 5 -, находящимися в растворе, будут образовывать малорастворимый осадок СиЗ. Ионы 5 , израсходованные на образование осадка Си5, будут пополняться за счет растворения осадка С(15. При достаточном количестве ионов Си + произойдет полное растворение желтого осадка С(15 и образование черного осадка СиЗ [c.41]

Произведение растворимости. Прежде всего следует подчеркнуть, что абсолютно нерастворимых веществ не существует— ничтожное количество вещества всегда переходит в раствор. Если говорить о неорганических солях, кислотах и основаниях, то большинство из них обладает ионным типом химической связи, и поэтому ионы, содержащиеся в кристаллической решетке твердого вещества, при растворении прямо переходят в раствор в виде гидратированных ионов. Учащиеся часто ошибочно считают, что малорастворимое вещество обязательно должно быть и слабым электролитом. Это не верно. Если бы даже малорастворимое вещество представляло собой мало диссоциирующее соединение (было слабым электролитом), то все равно в связи с огромным разбавлением (из-за малой растворимости его) можно было бы и в этом случае считать диссоциацию такого электролита полной. Поэтому следует считать, что малорастворимый электролит при растворении в воде прямо переходит в состояние ионов, не образуя при этом недиссоциированных молекул. [c.46]

Конечно, концентрация ионов Hgj не может быть рассчитана точно на основании величин произведения растворимости, так как присутствие сильных электролитов (КОН, K I) изменяет растворимость малорастворимых солей. Однако этот приближенный расчет показывает, что концентрация ионов Hg2 в растворе каломели примерно в 10 раз больще, чем в растворе закиси ртути. Столь больщое различие позволяет утверждать, что ртутный электрод в растворе закиси ртути должен быть отрицательнее, чем такой же электрод в растворе каломели. Этот вывод, конечно, совпадает с наблюдаемыми фактами. Следовательно, при работе элемента окисляется электрод в щелочном растворе [c.246]

Для выбора селективных растворителей различных минералов, а также для определения, какие реагенты не следует экспериментально проверять, можно воспользоваться расчетами, основанными на произведении растворимости (ПР) минерала. В некоторых случаях можно пользоваться значениями ПР для соответствующих малорастворимых солей, так как во многих случаях синтезированные минералы ведут себя аналогично природным [7]. К сожалению, значения ПР для солей такого сложного состава, какой имеет большинство минералов, неизвестны. Результаты таких подсчетов, даже для относительно простых минералов, следует считать сугубо приближенными, так как растворимость природных минералов в большой степени зависит от многих факторов, не учитываемых расчетом (размер включений, взаимное прорастание минералов и т. д.). [c.17]

Произведение растворимости и растворимость малорастворимых солей и оснований [c.79]

Подобные явления наблюдаются не только для сульфидов рассмотренных катионов, но и для других малорастворимых электролитов. Так, в 34 указывалось, что гидроокиси магния (ПР = = 6-10 °), марганца (ПР = 4,5-10 ) двухвалентного железа (ПР = 1 10 ) и т. д. легко растворимы в солях аммония вследствие связывания 0Н в слабое основание NH4OH. В то же время Ре(ОН)з (ПР = 3,2-10" ), равно как и гидроокиси алюминия и хрома, произведения растворимости которых весьма малы, в солях аммония не растворяются. Этим пользуются в ходе анализа для разделения катионов III группы на две подгруппы. [c.216]

РАСТВОРИМОСТИ РЯДЫ (правило рядов) — ряды малорастворимых гидроокисей, сульфидов, оксалатов, хроматов, солей свинца или серебра и др. (в порядке уменьшения растворимости в водо). Такие ряды устанавливают экспериментально, а в нек-рых случаях, исходя из величин нроизведепий растворимости. В случае гидроокисей и др. малорастворимых соединений экспериментально установленные ряды растворимости и найденные на основании сопоставления т. наз, приведенных произведений растворимости не совпадают между o6oii. В каждый ряд включают малорастворимые соединения иона одного п того же катиона с различными анионами или же малорастворимые соединения одного и ТОГО же апиоиа с различ. катионами. Ниже ириведены как пример Р. р. для нек-рых катионов и анионов в воде в скобках показано значение произведения растворимости. [c.253]

Равновесные концентрации ионов могут быть рассчитаны, если известна концентрация титруемого раствора, количество добавленного титранта и значения констант диссоциации. Когда в основу определения положено кислотно-основное взаимодействие, химические равновесия характеризуются константами диссоциации кислот, оснований, амфоли-тов, а в неводных растворах также константами диссоциации солей. Если в процессе титрования образуются малорастворимые осадки или комплексные ионы, состояние равновесий обусловливается значениями произведений растворимости осадков и констант нестойкости комплексов. При использовании реакций окисления — восстановления равновесия зависят от окислительно-восстановительных потенциалов и т. д. В ряде случаев существенное влияние в общей системе равновесий оказывает константа автопротолиза растворителя. [c.98]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология