ПРОИЗВЕДЕНИЯ РАСТВОРИМОСТИ НЕКОТОРЫХ МАЛОРАСТВОРИМЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ ПРИ 250С

Электролит

ПР

Электролит

ПР

AgI

1,1×10-16

CdS

7,9×10-27

AgBr

6×10-13

Cu(OH)2

2,2×10-20

Ag2CrO4

4×10-12

CuCO3

2,4×10-10

AgCI

1,8×10-10

CuS

6×10-36

Ag2S

6×10-50

Fe(OH)2

1×10-15

BaSO4

1,1×10-10

FeS

5×10-18

BaCrO4

1,6×10-10

PbBr2

9,1×10-6

CaCO3

5×10-9

PbS

1×10-27

CaC2O4

2×10-9

PbI2

8×10-9

CaF2

4×10-11

PbSO4

1,6×10-8

CaSO4

1,3×10-4

Pb(OH)2

5×10-16

Ca3(PO4)2

1×10-29

Zn(OH)2

1×10-17

Cd(OH)2

2×10-14

ZnS

1,6×10-24

Таблица 5

ТАБЛИЦА ЛОГАРИФМОВ ДЛЯ ВЫЧИСЛЕНИЯ рН

Числа

0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

1

2

000

301

041

322

079

342

114

362

146

380

176

398

204

415

230

431

255

447

279

462

3

477

491

505

519

532

544

556

568

580

591

4

602

613

623

634

644

653

663

672

681

690

5

699

708

716

724

732

740

748

756

763

771

6

778

785

792

799

806

813

820

826

833

839

7

845

851

857

863

869

875

881

887

892

898

8

903

909

914

919

924

929

935

940

945

949

9

954

959

964

968

973

978

982

987

991

996

ПРИМЕРЫ РАСЧЕТА рН ПО ВЕЛИЧИНЕ Н+

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

[H+] = 5.3 Ÿ 10-1 моль/л. рН = - lg [H+] = - lg 5.3 Ÿ 10-1 = -(0,724-1) = -(0,276) = 0,28

[H+] = 5.3 Ÿ 10-4 моль/л. рН = - lg [H+] = - lg 5.3 Ÿ 10-4 = -(0,724-4) = -(3,276) = 3,28

ПРИМЕРЫ РАСЧЕТА Н+ ПО ВЕЛИЧИНЕ рН

рН = 0.42; [H+] = anti lg (-pH) = anti lg (-0.42) = anti lg (0.580-1) = 3.8 Ÿ 10-1 моль/л

рН = 3.42; [H+] = anti lg (-pH) = anti lg (-3.42) = anti lg (0.580-4) = 3.8 Ÿ 10-4 моль/л

Таблица 6

КОНСТАНТЫ ДИССОЦИАЦИИ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ 298 К

Диссоциация электролитов

Кдис.

рК = - lg Кдис.

CH3COOH « H+ + CH3COO-

1.8 Ÿ 10-5

4.75

HNO2 « H+ + NO-2

4.0 Ÿ 10-4

3.40

H2SO3 « H+ + HSO3-

1.6 Ÿ 10-2

1.80

HSO3- « H+ + SO32-

6.3 Ÿ10-8

7.21

HCN « H+ + СN -

4.9 Ÿ 10-10

9.31

H3PO4 « H+ + H2PO4-

7.5 Ÿ 10-3

2.13

H2PO4- « H+ + HPO42-

6.2 Ÿ 10-8

7.21

HPO42- « H+ + PO43-

4.8 Ÿ 10-13

12.38

HF « H+ + F-

6.6 Ÿ 10-4

3.18

H2CO3 « H+ + HCO3-

4.5 Ÿ 10-7

6.35

HCO3- « H+ + CO32-

4.7 Ÿ 10-11

10.33

H2S « H+ + HS-

5.7 Ÿ 10-8

7.24

HS- « H+ + S2-

1.2 Ÿ 10-15

14.92

NH3 Ÿ H2O « NH4+ + OH-

1.8 Ÿ 10-5

4.75

H2O2 « H+ + HO2-

2.6 Ÿ 10-12

11.58

ЛИТЕРАТУРА.

1.  и др. Общая химия. – М., Высшая школа, 2007.

2.  Слесарев . Основы химии живого. – С.-П., Химиздат, 2000.

3.  , , Филлипов задач и упражнений по общей химии. М.; Высшая школа, 2004

4.  Общая химия. Методическое пособие для внеаудиторной и самостоятельной работы студентов. – Киров, 2004..

СОДЕРЖАНИЕ.

Вводное занятие. Правила работы в химической лаборатории. Количественный анализ. Основы титриметрического (объемного) анализа. 4

Титриметрический (объемный) анализ. Кислотно-основное титрование. 9

Количественный анализ. Оксидиметрия. Метод перманганатометрии. 12

Энергетика химических реакций (Химическая термодинамика) 15

Кинетика химических реакций. Химическое равновесие. 19

Растворы. Коллигативные свойства разбавленных растворов. 22

Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Ионное произведение воды. Водородный показатель, рН.. 24

Буферные растворы. 28

Гетерогенные равновесия и процессы. Условия образования и растворения осадков в растворах малорастворимых электролитов. 31

Комплексные соединения. 33

Окислительно-восстановительные процессы. 35

Поверхностные явления. Адсорбция. 38

Коллоидные системы.. 41

Свойства растворов высокомолекулярных соединений. 43

Физико-химические методы анализа. 46

Потенциометрия. 46

Фотоколориметрия. 49

Биогенные элементы.. 53

Приложение. 54

Литература. 58

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6