Вычисление pH растворов гидролизующихся солей

Методика вычисления pH в растворе гидролизующейся соли рассматривается в главе VI .Гидролиз солей , стр. 180. [c.118]

Вычисление pH растворов гидролизующихся солей. [c.34]

В табл. 15 приведены вычисленные значения степени гидролиза и pH 0,1 М растворов некоторых солей. [c.233]

Сопоставить, не производя вычислений, степень гидролиза солей и pH их растворов (см. условие задачи 827) [c.194]

Для вычисления pH слабых кислот и оснований, а также растворов их солей, подвергающихся гидролизу, необходимо учитывать соответствующие константы диссоциации [c.431]

Пример 9. Вычисление степени гидролиза соли. Определите степень гидролиза 0,001 н. раствора соли СНзСООК и pH этого раствора, если константа диссоциации уксусной кислоты равна 1,754-10- . [c.32]

Выведем уравнения для вычисления константы гидролиза /Сгадр, степени гидролиза h и концентрации ионов водорода [Н+] (а следовательно, и pH) в растворах различного типа гидролизующихся солей. [c.235]

Вычисление pH и рОН в растворах гидролизующихся солей производится на основе уравнений констант гидролиза. [c.149]

Средние соли многоосновных кислот. Для вычисления pH растворов средних солей многоосновных кислот можно пользоваться выведенными выше формулами (9) и (10). Необходимо только выбрать константу соответствующей ступени диссоциации кислоты. В качестве примера рассмотрим гидролиз углекислого натрия. Можно написать следующие ступени гидролиза [c.297]

Формулы для вычисления констант гидролиза, степени ги лиза и pH растворов солей приведены в табл, 15. [c.100]

При вычислении pH слабых кислот и оснований, а также растворов их солей, подвергающихся гидролизу, [c.199]

Для вычисления pH слабых кислот и оснований, а также растворов их солей, подвергающихся гидролизу, необходимо учитывать соответствующие константы диссоциации. Электрод, опущенный в анализируемый раствор, должен быть индикаторным по отношению к концентрации ионов водорода. На поверхности такого электрода устанавливается равновесие [c.195]

В химическом анализе широко используются реакции гидролиза (для обнаружения и разделения ионов, регулирования кислотности раствора). Гидролизом называют реакции обменного разложения, протекающие между водой и растворенным веществом, сопровождающиеся изменением величины pH раствора. В некоторых случаях гидролиз мешает проведению анализа. Появляется необходимость в управлении гидролизом, вычислении pH растворов гидролизующихся солей. Методика вычисления, независимо от типа гидролиза, основана на применении закона действия масс — на использовании уравнений констант гидролиза. [c.35]

Вычисление (Н]+ и гидр в растворах гидролизующихся солей, образованных катионами слабых оснований и анионами сильных кислот [c.111]

Пример 6. Вычисление степени гидролиза соли. Найдите степень гидролиза 0,001 и. СН3СООК и pH этого раствора. Константа диссоциации СН3СООН = 1,75. 10- . [c.106]

При проведении анализа необходимо учитывать, что в исследуемом растворе во многих случаях благодаря наличию в нем солей ЙН+ не равна аон-, т. е. раствор не является нейтральным. Изменение концентрации и активности ионов и 0Н в растворах солей, подвергающихся гидролизу, можно подсчитать теоретически. Данные этих вычислений очень близки к экспериментальным определениям pH растворов гидролизующихся солей. [c.190]

Из всего сказанного выше может показаться, что ошибка титрования вообще не зависит от разбавления. В приведенном примере, когда титруется 0,1 н. уксусная кислота до pH = 8—9, это действительно так, но если разбавление больше, например, если титруются растворы более разбавленные, чем 0,001 и., величина сшибки титрования возрастает. В этих последних условиях гидролиз соли становится настолько большим, что его надо учитывать в вычислениях. [c.176]

На основании изложенного материала можно сказать, что результаты, полученные дилатометрическим методом и методом поплавка, подтверждают теорию между-ионного притяжения для типичных сильных электролитов. В то же время следует отметить, что для наиболее разбавленных растворов гидролизующихся солей обнаруживаются значительные расхождения между опытными и теоретическими данными. В случае углекислого натрия, у которого способность к гидролизу выражена весьма отчетливо, значения <ру, вычисленные из данных Лэмба и Ли [69] по определению плотностей, проходят через минимум при концентрации около 0,01 н. Кривая, изображающая зависимость ср . [c.244]

В последнем случае величина ошибки в действительности несколько меньше вычисленной нами, потому что часть уксусной кислоты в растворе происходит от гидролиза соли, и эту часть надо вычесть из общей ее концентрации. [c.176]

Вычисление активности ионов водорода в водных растворах гидролизующихся бинарных солей [c.79]

Вычисление концентрации ионов водорода вводных растворах гидролизующихся бинарных солей [c.70]

При титровании слабой кислоты сильным основанием мы не можем применить способ определения точек кривой, использованный нами для вычисления [Н+1 в предыдущем варианте. В данном случае для определения pH в точке эквивалентности мы должны иметь в виду, что в растворе будет соль слабой кислоты и сильного основания, которая будет подвергаться гидролизу, и поэтому следует для расчета применять формулу, учитывающую эти явления. Она хорошо известна из курса качественного анализа. [c.324]

Теперь выведем уравнения для вычисления pH и рОН растворов солей, подвергающихся гидролизу. Из уравнения (Б) следует, что при гидролизе соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, получаются эквивалентные количества молекул кислоты и ОН -ионов, т. е. [СНзСООН]= [0Н ]. Заменим в уравнении (10.9) [СНзСООН] на [ОН ], а [СНзСОО ] на концентрацию соли Ссоли (поскольку она сильный электролит и нацело диссоциирована на ионы). Тогда [c.127]

Сравнить экспериментальные значения К.идр и /1 в 0,1 и 0,001 М растворах ЫН4С1 с вычисленными . Сделать вывод о влия-н11И концентрации соли (разбавления раствора) на константу и степень гидролиза солей при неизменной температуре. Будет ли изменяться /(гидр при повышении температуры Почему - [c.91]

Кривые титрования в реакциях нейтрализации показывают изменения pH раствора в зависимости от расхода реагента. Отдельные точки кривой титрования можно рассчитать по формулам для вычисления pH электролитов. Так, при вычислении pH растворЯ сильных кислот или оснований, пре небрегая ионной силой раствора, концентрации ионов Н+ или 0Н можно приравнять к общей концентрации кислоты или щелочи. Для вычисления pH слабых кислот и оснований, а также растворов их солей, подвергающихся гидролизу, учитывают соответствующие константы диссоциации. [c.113]

Следует заметить, что уравнения (7) и (10), выведенные для вычисления степени гидролиза и pH растворов солей, образованных слабыми кислотами и слабыми основаниями, применимы только тогда, когда величины заряда катиона и аниона соли одинаковы, как в случаях СНдС00МН4, NH4 N и т. п. Действительно, только при этом условии можно принять, что Скат-=Сан.=С—сН = =с(1—/г) что же касается солей, подобных (НН гСОд, (МН З и т. д., при диссоциации которых на каждый анион в растворе образуется не один, а два катиона, делать подобное допущение, очевидно, нельзя. [c.230]

Гидролиз солей. Так как основные свойства гидроокисей, образуемых катионами III группы, выражены слабо, отвечающие им соли должны более или менее значительно подвергаться гидролизу. При этом гидролиз солей сильных кислот сказывается в том, что растворы таких солей имеют более или менее сильнокислую реакцию (рН<7). О порядке величин pH растворов различных солей можно составить приблизительное представление по данным табл. 10 (стр. 139), где приведены вычисленные из соответствующих значений произведений растворимости величины pH начала осаждения разных гидроокисей из растворов солей. Например, из того, что осаждение Ре(ОН)з из 0,01 М раствора Fe lg начинается при рН=2,2, можно заключить, что величина pH этого раствора должна быть меньше 2,2. [c.278]

Переходим теперь к выводу формулы для вычисления pH в точке эквивалентности. В растворе присутствует соль СНзСООЫа, которая частично гидролизована по уравнению (стр. 253) [c.279]

Совершенно так же можно определять содержание в растворе таких солей, как, например, Na, Og, Kj Og, N826407, растворы которых, вследствие гидролиза, имеют резко выраженную щелочную реакцию и могут титроваться с метиловым оранжевым ( 69). Разница заключается в том, что при вычислениях титра нужно пользоваться грамм-эквивалентом данной соли. [c.324]

Для вычисления степени гидролиза примем, что концентрация соли в растворе равна С( моль1л) и что степень гидролиза равна Н. Тогда концентрация гидролизованной части соли, равная концентрации ионов, будет с/г. [c.142]

Для вычисления степени гидролиза хлорида аммония примем, что концентрация соли в растворе равна с моль л) и что степень гидролиза равна к, тогда концентрация гидролизованной части соли, равная концентрации продуктов гидролиза, будет равна сЛ, а концентрация негидролизованной части соли будет равна с — с/г, или с (1 — К). Подставив принятые обозначения в уравнение константы гидролиза, получим [c.144]