Растворы солей, вычисление

Если вторую и следующие навески соли вносят не в чистую воду, а в раствор, то вычисленная по уравнению (III. 10) величина будет промежуточной теплотой растворения (стр. 48). Интегральную теплоту растворения вычисляют из нее по уравнению (III. I). Теплоту АЯ,л определяют как среднее из результатов двух-трех измерений и выражают в Дж/моль. [c.55]

В точке эквивалентности должен быть только 0,05 н. раствор хлористого аммония и не должно быть избытка гидроокиси аммония или соляной кислоты. По формуле для вычисления рОН раствора соли слабого основания и сильной кислоты (см. 78) находим [c.311]

Уравнения и детали вычисления отдельных точек приведены в табл. 14. В начале титрования принято (условно), что в растворе соли двухвалентного железа содержится примесь трехвалентного железа в количестве ных потенциалов [c.355]

Аррениус обратил внимание на тесную связь между способностью растворов солей, кислот и оснований проводить электрический ток и отклонениями растворов этих веществ от законов Вант-Гоффа и Рауля. Он показал, что по электрической проводимости раствора можно рассчитать его осмотическое давление, а следовательно, и поправочный коэффициент г. Значения г, вычисленные им из [c.232]

Для вычисления pH растворов солей можно воспользоваться приближенной формулой [c.67]

Объясните, почему понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения водных растворов солей лития часто превышает теоретические значения, вычисленные при предположении полной диссоциации. [c.192]

У1,4.4, Вычисление pH водных растворов солей [c.244]

Перенапряжение необходимо иметь в виду при вычислении напряжения разложения при выделении металлов. Явление перенапряжения дает возможность выделять ряд электроотрицательных металлов из водных растворов их солей если бы не было явления перенапряжения, то при электролизе растворов солей цинка или свинца вместо металлического цинка или свинца должен был бы выделяться только водород (см. рис. 12.3). Большое перенапряжение для выделения водорода на ртути имеет значение в полярографическом анализе, а также при использовании амальгам металлов в качестве восстановителей. [c.221]

Вычисление теплопроводности водных растворов солей и щелочей при различных температурах можно произвести по формуле (7-35), в которой Л =4,28 10-3 для всех жидкостей при температуре +30° С. При этом теплопроводность выразится в кал/см-сек-град. Для воды [c.358]

Учитывая соотношение (10-10), вычисление значений теплопроводности водных растворов солей и щелочей 358 [c.358]

Следует указать, что при расчетах предпочтительнее пользоваться величинами, найденными экспериментальным путем, чем теоретически вычисленными, в особенности, когда теоретический метод вычисления не гарантирует достаточной точности. Изменения удельного веса чрезвычайно важно учитывать в тех случаях, когда возможно изменение фазы или условий растворения, например, для растворов солей, кислот и газов. Например, нашатырный спирт, заполняющий измерительный прибор под давлением, мо-74 [c.74]

В ряде исследований отмечено, что осадки начинают выпадать раньше достижения точки эквивалентности при ОН Ln = 3. Так осаждение из перхлоратных растворов происходит при ОН Ln = 2,60— 3 [1471, 1555], для растюров хлоридов и нитратов — при еще меньшей величине, а для растворов сульфатов уже при отношении ОН Ln = 2 [495]. Анализ выделяющихся осадков показывает, что их состав соответствует формуле Ln (ОН)4Х2, где X = СГ, N0 " или Х =-- SO - Соединения с одновалентными анионами быстро переходят в соединения типа Ln (OH)sX. Лишь при избытке гидроксильных ионов происходит постепенный обмен анионов и переход в гидроокиси. Вычисленные значения произведений активности для Lng (OH)sX лишь немного больше аналогичных констант для гидроокисей [7], поэтому при действии щелочей на растворы солей рзэ и происходит выделение в первую очередь основных солей. [c.73]

Коэффициент активности нейтральной молекулы в растворе соли может быть проще всего вычислен из данных по растворимости или на основании измерений распределения. Пусть имеется газ, находящийся в равновесии со своим водным раствором согласно реакции типа Ог (газ) = Оа (водн.). Константа равновесия при постоянных Р ж Т равна [c.374]

ЧТО также подтверждает это правило. Взаимодействие ионов в растворах, содержащих гидроокиси и кислоты, представляет значительный интерес, и к этому вопросу мы еще вернемся в дальнейшем. Не так давно были вычислены коэффициенты активности соляной и бромистоводородной кислот в растворах, содержащих соответственно хлориды лития, натрия, калия и бария, а также бромиды лития, натрия и калия для широкого интервала температур (О—50°). Точность этих вычислений составляла 0,001. Как будет показано в дальнейшем, эти результаты имеют существенное значение для определения диссоциации воды и слабых электролитов в растворах солей (гл. XV, 2 и 8). Поэтому эти данные приведены вместе с библиографией в табл. 161. [c.426]

Как было показано в 2, функция lg (у уон / Нго) для воды в растворах солей может быть получена из данных по электродвижущим силам соответствующих элементов без жидкостных соединений. Метод электродвижущих сил применим также для определения аналогичных функций для других слабых электролитов. Подобные результаты могут быть получены также с помощью оптического метода, описанного в 4. В настоящем параграфе будет проведено вычисление функции lg ур / для уксусной кислоты пз данных по электродвижущим силам и для а-динитрофенола по результатам оптических измерений. Сначала будет рассмотрен метод электродвижущих сил, так как он основан на результатах, описанных только что в 7. [c.484]

Это уравнение можно использовать для вычисления константы диссоциации и коэффициента активности у слабой кислоты в растворах солей. [c.484]

В табл. 182—184 приведены точные значения констант диссоциации слабых электролитов в воде, в водных растворах солей, а также в смесях воды с органическими растворителями эти значения были получены в последние годы с помощью цепей без жидкостных соединений посредством методики, описанной в гл. XV. В табл. 184 содержатся параметры уравнений (70) —(76) гл. XV, которые, как нами было показано, удобны для вычисления стандартных термодинамических функций, соответствующих реакциям диссоциаций [c.578]

Основы теории электролитической диссоциации. В 1887 г-Вант-Гофф установил, что определенное экспериментально осмотическое давление в растворах солей, кислот и оснований превышает вычисленное по уравнению (2.59). Подобные отклонения измеренных величин от вычисленных по соответствуюш,им уравнениям наб.5юдаются в сторону повышения для температуры кипения и в сторону понижения для температуры отвердевания этих растворов. Так, например, молекулярная масса Na l равна 58,5, а на основании криоскопических измерений она оказалась равной при-щ мерно 30. Не зная, чем можно объяснить эти отклонения, но стремясь сделать соответствующие уравнения пригодными для этих растворов, Вант-Гофф ввел в них поправочный множитель i, названный изотоническим коэффициентом . Подставляя коэффициент i в уравнение для расчета осмотического давления и в уравнения законов Рауля, получаем соотношения, пригодные для описания разбавленных растворов всех веществ, в том числе и для растворов солей, кислот и оснований [c.246]

К этому времени Вант-Гофф (1887) установил, что в растворах солей, кислот и оснований изменение осмотического давления превышает вычисленное по уравнению (IV.9) Подобные отклонения измеренных величин от вычислен ных по соответствующим уравнениям наблюдаются в сто рону повышения для температуры кипения и в сторону по нижения для температуры отвердевания этих растворов Так, например, молекулярный вес газообразного Na l равен 58,5, а на основании криоскопических измерений (стр. 158) он оказался равным примерно 30. [c.164]

Ацетилбензофуран. 100 г салицилового альдегида растворяют в 400 мл спирта и нагревают с 50 г едкого кали до тех пор, пока не будет получен раствор соли. Полученный раствор переносят в колбу емкостью 1 л и при перемешивании медленно прибавляют 75,8 г (вычисленное количество) хлорацетона. После того как закончится энергично протекаю- [c.228]

При других концентрациях вычисление ведут по приведенным ранее полным формулам. Если концентрации изменяются в 10, 100 и т. д. раз, можно такжг воспользоваться графиком. Так, при разбавлении уксусной кислоты в 10 раз точка, отвечающая значению pH, передвигается вправо (к нейтральному раствору) на 0,5. При разбавлении раствора соли слабой кислоты происходит такой же сдвиг влево (т. е. свойства раствора также становятся ближе к свойствам нейтрального раствора). Для смеси слабой кислоты и ее соли, при изменении соотношения в 10 раз, точка, соответствующая значению pH, перемещается на единицу. При этом, очевидно, если в растворе становится больше соли (например СН,СООНа), то точка должна быть сдвинута на единицу вправо, а если становится больше кислоты — влево. [c.304]

Ошибки титрования многоосновных кислот и их солей. Вычисление ошибок титрования многоосновных кислот и их солеГ в обш,ем вполне аналогично вычислениям, рассмотренным выше необходимо только принимать во внимание ступенчатый ход титрования. Кроме того, некоторые особенности отмечаются ири титровании до кислых солей. Так, например, если титруют сернистую кислоту щелочью до кислой соли К аИЗО,, причем в раствор вводят небольшой избыток щелочи, то этот избыток щ( лочи не остается, очевидно, в свободном виде. Щелочь реагирует с образуя среднюю соль (Na ,SOз) количество этой соли составляет ошибку титрования. [c.325]

Естественно, что потенциал индия в щелочных растворах индата будет значительно отрицательнее, чем в растворах простых его солей. Вычисленный Латимером из термохимических данных потенциал реакции 21п-1-60Н- — 6е- -1П2О3 + ЗН2О оказывается равным —1,18 в. [c.554]

Выполнение работы. Приготовить 50 мл 10%-ного раствора аммиака, насыщенного хлоридом натрия при комнатной температуре. Для этого по плотности аммиачного раствора (см. Приложение, табл. 4) вычислить массу воды, содержащейся в 50 мл аммиачного раствора, и, зная растворимость Na l (см. Приложение, табл. 5), рассчитать количество хлорида натрия, способное раствориться в вычисленном количестве воды. Отвесить соль [c.267]

Выполнение работы. 1. Определение Fe +. Внести в сосуд для титрования аликвотную часть раствора, содержащего иопы Fe2+, например подкисленный раствор соли Мора (на 25 мл 0,1 н. раствора прибавить одну каплю концентрированной H2SO4). Опустить в раствор очищенную гладкую платиновую пластинку (см. стр. 147) и стеклянную мешалку, соединенную с электромотором. Исследуемый раствор соединить через электролитический мост с насыщенным каломельным электродом (см. рис. 31, а, б). Уста-ноБить полюса гальванического элемента по стандартным электродным потенциалам. Титровать раствором КМПО4 известной концентрации. Потенциометричес[сое титрование, построение интегральной и дифференциальной кривых и вычисление концентрации раствора выполнить так, как описано в работе 51 и на стр. 171. Если после точки эквивалентности при определении Ег.з нет компенсации, то изменить подключение гальванического элемента на обратное по [c.179]

Вторая запись отражает уже не реакцию гидролиза, а диссоциацию комплексного иона как слабой кислоты. Однако п связи с тем, что справочных данных по константам диссоциации слабых кислот и оснований намного больше, чем по константам диссоциации комплексных акваионов, для вычисления концентрации ионов водорода в водных растворах солей приходится пользоваться уравнениями, записанными как реакция гидролиза с участием негидратированных ионов. [c.318]

Оценим с помощью этого уравнения коэффициент активности КС1 в 0,01 М растворе (это довольно разбавленный раствор, содержащий всего 0,74 г соли в 1 л). По (13.20) получаем 1 у = —0.512-12 /0,01 =—0,0512. Отсюда 7 = 0,89, т. е. активность даже в таком разбавленном растворе соли более чем на 10% отличается от концентрации. Аналогичное вычисление коэффициента активности иона 04 в 0,005 М растворе N32804 (0,071 г/л) дает [c.236]

Гидролиз. Константа и степень гидролиза. Вычисление значений pH растворов солей, подвергаюи(ихся гидролизу [c.126]

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]=[ОН ]. Заменим в уравнении (12.9) [СНзСООН] на [ОН-], а [СН3СОО-] на концентрацию соли Ссоли (поскольку она сильный электролит и нацело диссоциирована на ионы). Тогда [c.117]

Вычисление содержания определяемого вещества. Рассмотрим пример анализ раствора соли железа (П). На титрование всего железа (II) израсходовали 21,25 мл 0,1002 н. раствора КМПО4. Сколько граммов железа (II) в растворе [c.343]

Электролиты — проводники второго рода. Это вещества, проводимость которых обусловлена движением ионов в электрическом поле, что сопровождается электролизом. Электролитами являются водные растворы солей, кислот и оснований. Эти вещества также проводят ток в расплавленном состоянии. Электролиты в водных растворах имеют осмотическое давление больше вычисленного по закону Вант-Гоффа. Для пих Роп/Рпыч = >1 (г — изотонический коэффициент Вант-Гоффа, или коэффициент диссоциации). Уравнение (V.3) для электролитов приобретает вид [c.193]

Вычисление концентрации ионов Н, pH и степеней гидролиза производят по аналогии с растворами солей типа Na2 Oз, NaзP04. [c.196]

Один из наиболее убедительных аргументов, выдвинутых в 1887 г. шведским химиком Сванте Аррениусом в поддержку теории электролитической диссоциации солей на ионы в водном растворе, основывался на том, что понижение температуры замерзания растворов солей гораздо больше значения, вычисленного для недиссоциированных молекул. Для таких солей, как Na l или MgS04, в очень разбавленном растворе наблюдаемое понижение в два раза больше ожидаемого, а для Na2S04 или СаСЬ превышает ожидаемое точно в три раза. [c.266]

Автор синтезировал девять алкилфенилселенидов с выходом 85—95% теоретического количества при действии спиртовых растворов натриевой соли (для получения которых селенофенол растворяют в вычисленном количестве 50%-ного водного раствора едкого нятра, разбавленного спиртом) на соответствующий алкил-галогеннд или диалкилсульфат. [c.388]

Вскоре после появления теории междуионного притяжения Дебая и Гюккеля данные о растворимости стали широко использовать для проверки справедливости этой теории. Бренстед и Ла-Мер [10] определили растворимость комплексных кобальтамминов 1,1-, 2,1- и 3,1-валентных типов. Значительно позже была измерена растворимость аналогичных соединений типа 2,2 и 3,3 [И]. Эти данные подтвердили, что фактор валентности в теоретическом уравнении имеет правильное значение, и показали, что пропорциональность значения lgy квадратному корню из ионной силы соблюдается весьма точно. В некоторых случаях [12] вычисленные на основании этих опытов данные согласуются с численными значениями теоретического коэффициента наклона. Позднее Ла-Мер и другие исследователи наблюдали резкое изменение величины наклона при достижении концентрации растворенного вещества, соответствующей насыщенному раствору в воде. Бакстер [13] подтвердил справедливость теоретических данных при 75° путем измерения растворимости иодата серебра в растворах солей. Измерения растворимости в органических растворителях с низкой диэлектрической постоянной, как правило, дают результаты, которые согласуются с теоретическими данными лишь качественно. [c.419]

Эти результаты могут быть использованы также для вычисления — теплоты диссоциации воды в растворах солей. В растноре с концентрацией т теплота диссоциации поды равна [c.459]

После того как IgiГв вычислен, величина УсJz H20 / zoн растворе соли может быть определена с помощью уравнения (58), так как левую часть уравнения можно найти из экспериментальных данных. Аналогичным образом можно определить T lTzн/Tz раствора солей с помощью уравнения (55). [c.471]