1) Произведение растворимости

Вещества, в зависимости от своей природы, обладают различной растворимостью в воде, которая колеблется от долей миллиграмма до сотен граммов на литр. Трудно растворимые электролиты образуют насыщенные растворы очень маленьких концентраций, поэтому можно считать, что степень их диссоциации достигает единицы. Таким образом, насыщенный раствор труднорастворимого электролита представляет собой систему, состоящую из собственно раствора, находящегося в равновесии с осадком растворенного вещества. При постоянных внешних условиях скорость растворения осадка равна скорости процесса кристаллизации:

К_nА_m ↔ n К^+m(осадок) + mA^-n(раствор)

Для описания этого гетерогенного равновесного процесса используют константу равновесия, называемую произведением растворимости ПР=[K^+m]ⁿ[A^-n]^m, где [K^+m] и [A^-n] – концентрации ионов в насыщенном растворе (моль/л).

Например:

AgCl= Ag⁺ +Cl^-, ПР = [Ag⁺] [Cl^-]; здесь n=m=1.

PbI₂ = Pb²⁺ +2I^-, ПР =[Pb²⁺] [I^-]²; здесь n=1, m=2.

ПР зависит от природы растворенного вещества и температуры. ПР является табличной величиной. Зная ПР, можно вычислить концентрацию насыщенного раствора вещества, а также оценить его растворимость в г. на 100 мл воды (величина S, приводимая в справочной литературе) и определить возможности выпадения вещества в осадок. Для уравнения (1) взаимосвязь концентрации насыщенного раствора трудно растворимого вещества (С_м, моль/л) с величиной ПР определяется следующим уравнением:

где n и m –стехиометрические коэффициенты в ур. 1.

2) Условие образования осадка: произведение молярных концентраций ионов, возведенных в степень стехиометрических коэффициентов (ПК), должно быть больше величины произведения растворимости (ПР):

A_nB_m « nA^m+ + mB^n–

ПК(A_nB_m) = (CA^+m)ⁿ•(CB^–n)^m > ПР(A_nB_m)

Если ПК(A_nB_m) < ПР(A_nB_m), то осадок не образуется. Следовательно, зная концентрации ионов малорастворимого электролита в растворе, можно ориентировочно оценить, выпадет ли в данном случае осадок.

3) Переосаждение – приём борьбы с окклюдированными примесями. Осадок растворяют в подходящем растворителе (растворе кислоты и т. п.) и снова осаждают. Так как основной причиной окклюзии является захват посторонних веществ в процессе роста, то ясно, что количество примесей в повторно осажденном осадке будет меньше.

4) Комплексные (координационные) соединения составляют обширную группу веществ высшего порядка неорганического и органического происхождения. Они обеспечивают жизнь: гемоглобин – комплексное соединение железа – переносит кислород из лёгких в ткани, хлорофилл – комплексное соединение магния – отвечает за фотосинтез в растениях витамин В12 – комплексное соединение кобальта и т. д. Свойства и строение комплексных соединений объясняет координационная теория Вернера (1893 г., Швейцария).

Комплексное соединение – это вещество, в узлах кристаллической решётки которого находятся сложные частицы (комплексные ионы или молекулы), построенные за счёт координации одним атомом обычных молекул и ионов; эти частицы способны существовать и при переходе вещества в растворённое или расплавленное состояние. Комплексное соединение, как правило, состоит из двух сфер – внутренней и внешней.

Комплексный ион (или внутренняя сфера комплексного соединения) – частица, состоящая из комплексообразователя – обычного иона d- или f- металла в определённой степени окисления, и окружающих его лигандов - противоположно заряженных ионов или нейтральных молекул.

II К4[PtCl6] гексахлороплатинат (II) калия

I [Ag(NH3)2]Cl хлорид диамминсеребра (I)

Комплексный ион сохраняет в значительной степени стабильность при растворении, его границы показывают квадратными скобками.

Заряд внутренней сферы равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов:

III

[Fe(CN)₆]x +3 + 6(-1) = x x = -3

Если известен заряд внутренней сферы и лигандов, легко определить заряд комплексообразователя:

X

[Pt(NH₃)₄Cl₂]⁺² x + 4·0 + 2(-1) = +2 x = +4

Ионы, не разместившиеся во внутренней сфере, более удалены от центрального атома, они составляют внешнюю сферу. Связь внутренней сферы с внешней ионогенная, она легко расщепляется в водном растворе, – т. е. это диссоциация сильного электролита:

[Cu(NH₃)₄]SO₄ [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2-

Ковалентная связь между комплексообразователем и лигандами значительно прочнее, она имеет донорно-акцепторное происхождение.

1)Константа равновесия химической реакции равна отношению произведений равновесных парциальных давлений продуктов реакции в степени их стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных парциальных давлений исходных веществ в степени их стехиометрических коэффициентов.

Для равновесной реакции, протекающей в газовой фазе

аА + bB = cC + dD,

2) Выражение константы равновесия через равновесные молярные концентрации компонентов (К_с):

Связь констант химического равновесия:

Δν - изменение стехиометрических коэффициентов реагирующих веществ.

3)Выражение константы равновесия через равновесные мольные доли компонентов (К_х):

4)Выражение константы равновесия через фугитивность (для смеси реальных газов) (К_f):

где f_i – равновесные фугитивности компонентов

5)Выражение константы равновесия через активность (для реальных растворов) (К_а):

где а_i – равновесные активности компонентов