Сборник основных формул по химии для ВУЗов

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_mAn_n↓ ↔ mKtⁿ⁺ + nAn^m-

[Ktⁿ⁺] = m s; [An^m-] = n • s

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

K_s = a(Ktⁿ+)^m  a(An^m-)ⁿ = (f(Ktⁿ+) x [Ktⁿ+])^m • (f(An^m-)[An^m-])ⁿ = (ms)^m(ns)ⁿ • f(Ktⁿ+)^m• f(Anⁿ-)ⁿ = nⁿm^ms^m+n • f(Ktⁿ+)^m • f(An^m-)ⁿ, или K_s = nⁿ • m^m • s^{m + 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_mAn_n, легко вычислить его растворимость в г/л ρ по формуле:

ρ = s • M(Kt_mAn_n)

Массу малорастворимого вещества в любом объеме можно рассчитать по формуле:

m(Kt_mAn_n) = s(Kt_mAn_n) • M(Kt_mAn_n) x V_р-ра

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

[Ktⁿ⁺]^m[An^m-]ⁿ < K_s(Kt_mAn_n)

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

[Ktⁿ⁺]^m[An^m-]ⁿ > K_s(Kt_mAn_n).

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

Oх + nē ↔ Red

Равновесный потенциал E_ox/red со стандартным потенциалом редокс-пары E_ox/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 + bRed₂ протекает 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:

2. Качественные реакции катионов

Кислотно-основная классификация катионов

I группа: Li⁺, NH₄⁺, Na⁺, K⁺

групповой реагент – отсутствует.

Свойства соединений: хлориды, сульфаты и гидроксиды растворимы в воде.

II группа: Ag⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺

групповой реагент – HCl (с(HCl) = 2 моль/л).

Свойства соединений: хлориды не растворимы в воде.

III группа: Са²⁺, Ва²⁺, Sr²⁺, Pb²⁺

групповой реагент – H₂SO₄ (c(H₂SO₄) = 2 моль/л).

Свойства соединений: сульфаты не растворимы в воде.

IV группа: Al³⁺, Cr³⁺, Zn²⁺, As(III), As(IV), Sn²⁺

групповой реагент – NaOH (c(NaOH) = 2 моль/л), избыток.

Свойства соединений: гидроксиды растворимы в избытке NaOH.

V группа: Bi³⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺

групповой реагент – NH₃ (конц.).

Свойства соединений: гидроксиды нерастворимы в избытке NaOH и NH₃.

VI группа: Cd²⁺, Co²⁺, Cu²⁺, Ni²⁺

групповой реагент – NH₄OH (конц.).

Свойства соединений: гидроксиды нерастворимы в избытке NaOH, но растворимы в избытке NH₃.

2.1. I аналитическая группа

Ион: Li⁺

1. Реактив, условия: Na₂HPO₄, конц. NH₃.

Уравнение реакции:

3LiCl + Na₂HPO₄ = Li₃PO₄↓ + 2NaCl +HCl