Вычисление рН водных растворов

 

сильных кислот: рН = – lg a (H+) = – lg (c (H+) / f (Н+))

сильных оснований: рН = 14 + lg a (OH¯) = 14 + lg (c (OH¯) f (OH¯))

слабых кислот: рН = – ½(р K кислоты – lg c) = – ½K кислоты – ½ lg c

слабых оснований: рН = 14 – ½р K основания + ½lg c

солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой: рН = 7 + ½p K кислоты + ½lg c соли

солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой: рН = 7 – ½ K основания – lg c соли

солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой: рН = 7 + ½p K кислоты + ½p K основания

кислого буферного раствора:

щелочного буферного раствора:

Вычисление буферной емкости. Емкость буферного раствора определяется количеством сильной кислоты или сильного основания, которое необходимо добавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить его значение рН на единицу.

Гетерогенное равновесие: осадок – насыщенный раствор малорастворимого соединения. Гетерогенное равновесие между осадком малорастворимого соединения и его ионами в насыщенном водном растворе может быть представлено следующим уравнением:

 

Kt m An n ↓ ↔ mKt n ++ n An m ‑

[Kt n +] = m s; [An m ‑] = n • s

Константа равновесия обратимой реакции осаждения‑растворения называется произведением растворимости Ks (или ПР) и выражается следующим образом:

Ks = a (Kt n +) ma (An m ‑) n = (f (Kt n +) x [Kt n +]) m • (f (An m‑)[An m ‑]) n = (ms)m(ns)n• f (Kt n +) m• f (An n ‑) n = nnmmsm+n • f (Kt n +) m• f (An m ‑) n, или Ks = nn• mm• sm+n

Растворимость – это свойство вещества образовывать гомогенные системы с растворителем. Молярная растворимость малорастворимого вещества (s), моль/л, выражается следующим образом:

Зная молярную растворимость соединения Kt m An n, легко вычислить его растворимость в г/л ρ по формуле:

ρ = s • M(Kt m An n)

Массу малорастворимого вещества в любом объеме можно рассчитать по формуле:

m (Kt m An n) = s(Kt m An n) • M(Kt m An n) x Vр‑ра

Условие образования и растворения осадка. Осадок не образуется или растворяется, если произведение концентраций ионов осадка в растворе меньше величины произведения растворимости.

[Kt n +] m [An m ‑] n < Ks (Kt m An n)

Осадок образуется или выпадает, если произведение концентраций ионов осадка в растворе больше величины произведения растворимости.

[Kt n +] m [An m ‑] n > Ks (Kt m An n).

Равновесия в окислительно‑восстановительных системах. Для обратимой окислительно‑восстановительной реакции

Oх + nē ↔ Red

Равновесный потенциал Eox/red со стандартным потенциалом редокс‑пары Eox/red и активностью окисленной и восстановленной формы связан уравнением Нернста:

где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль К, Т – температура по шкале Кельвина, К, T – число Фарадея, равное 96485 Кл/моль, а (Ох) – активность окисленной формы, a (Red) – активность восстановленной формы.

При подстановке в уравнение значений универсальной газовой постоянной, числа Фарадея, температуры Т = 298 К и замены натурального логарифма на десятичный получается уравнение для расчета значения равновесного электродного потенциала редокс‑пары при 25°C:

Если в окислительно‑восстановительных реакциях принимают участие ионы водорода, то уравнение Нернста выглядит следующим образом:

Если окисленная или восстановленная форма окислительно‑восстановительной полуреакции является малорастворимым соединением, то в формулу для вычисления равновесного потенциала такой системы входит величина произведения растворимости этого соединения.

Если в окислительно‑восстановительной полуреакции окисленной формой является комплексное соединение OxL m, характеризующееся константой устойчивости β(OxL m), то равновесный окислительно‑восстановительный потенциал вычисляется по уравнению:

Направление и глубина протекания окислительно‑восстановительных реакций. Обратимая окислительно‑восстановительная реакция

аОх1 + bRed1 ↔ аОх2 + bRed2протекает в прямом направлении, если ΔЕ0= Е0 Ox1/Red2 – Е0 Ox2/Red1 > 0, И В обратном направлении, если ΔЕ0< 0.

Глубина протекания реакции, т. е. степень превращения исходных веществ в продукты реакции, определяется константой равновесия.

Для окислительно‑восстановительной реакции константа равновесия с потенциала‑

ми участвующих в реакции редокс‑пар связана уравнением:

 

Количественный анализ