Сборник основных формул по химии для ВУЗов

Сорокина Е. В.

[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 + ne <-> 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 (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 Е⁰ = Е⁰_Ox1/Red2 – Е⁰_Ox2/Red1 > 0, И В обратном направлении, если Е⁰ < 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 = Li₃PO₄V + 2NaCl +HCl

Наблюдения: белый осадок.

2. Реактив, условия: Na₂CO₃, рН 7

Уравнение реакции: 2LiCl + Na₂CO₃ = Li₂CO₃V + 2NaCl

Наблюдения: белый осадок.

Ион: NH₄⁺

1. Реактив, условия: NaOH, газовая камера.

Уравнение реакции:

NH₄Cl + NaOH = NaCl + Н₂O + NH₃^