Зависимость электродных потенциалов от концентрации ионов металла в растворе

Потенциал электрода, как видно из этого уравнения, зависит от активности ионов которые являются потенциалопределяющими

 

Переход от нормальной к эквивалентной концентрации

Эквивалентная, или нормальная концентрация — отношение числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора. Концентрация, выраженная этим способом, обозначается Снили (после численного значения нормальности) буквой н.

Пользуясь растворами, концентрация которых выражена нормальностью, легко заранее рассчитать, в каких объемных отношениях они должны быть смешаны, чтобы растворенные вещества прореагировали без остатка.

На основании этой зависимости можно не только вычислять требуемые для проведения реакций объемы растворов, но и обратно, по объемам затраченных на реакцию растворов находить их концентрации.

 

Возможность расчета относительных молекулярных масс на основе законов Рауля

Изучая замерзание и кипение растворов, Рауль установил, что для разбавленных растворов неэлектролитов повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания пропорциональны концентрации раствора:

 

Здесь t— молярная концентрация (моляльность); Е и К — эбуллиоскопическая* и криоскопическая” постоянные, зависящие только от природы растворителя, по не зависящие от природы растворенного вещества. Для воды криоскопическая постоянная К равна 1,86, эбуллиоскопическая постоянная Е равна 0,52. Для бензола К = 5,07, Е = 2,6.

На измерениях температур кипения и замерзания растворов основаны эбуллиоскопический и криоскопический методы определения молекулярных масс веществ. Оба метода широко используются в химии, так как, применяя различные растворители, можно определять молекулярные массы разнообразных веществ.

 

Гидролиз солей сильных кислот и слабых оснований

В случае соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, гидролизу подвергается катион соли и реакция сопровождается образованием ионов Н+, например

 

Накопление ионов Н+ приводит к уменьшению концентрации ионов ОН-. Таким образом, растворы солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию.

Вывод константы и степени гидролиза

Вывод степени гидролиза

Обозначается α (или h гидр);
α = (c гидр/ c общ)·100%
где c гидр— число молей гидролизованной соли, c общ— общее число молей растворённой соли.

Вывод константы гидролиза

В качестве примера ниже приводится вывод уравнения константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

 

Уравнение константы равновесия для данной реакции имеет вид:

или

 

Так как концентрация молекул воды в растворе постоянна, то произведение двух постоянныхможно заменить одной новой — константой гидролиза:

 

Численное значение константы гидролиза получим, используя ионное произведение воды и константу диссоциации азотистой кислоты:

 

 

подставим в уравнение константы гидролиза равна:

 

 

В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

, где — константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе

для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:

, где — константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе

для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием: