Химические равновесия в растворах. Лекция 2. Часть 1

Константа химического равновесия
aA + bB = cC + dD
Vпр = Vобр

С кинетической точки зрения
химическое равновесие – состояние динамического равновесия реакций в растворе, при котором каждый компонент образуется точно с такой же скоростью, с которой и расходуется.

Закон действующих масс справедлив для идеальных растворов электролитов.
С увеличением концентрации компонентов химической реакции наблюдаются отклонения от ЗДМ, связанные с:
1. Электростатическими взаимодействиями;
2.Взаимодействиями, обусловленными вандерваальсовыми силами;
3.Слабыми химическими взаимодействиями, например, образованием
водородных связей между частицами системы.

↙ ↘

Равновесие в растворах комплексных соединений

Часто для описания равновесий реакций комплексообразования используют условные константы устойчивости. Такие константы применяют в тех случаях, если в растворе наряду с комплексообразованием протекают и другие процессы: образование осадка, протонирование лиганда и т.д.
Me + X = MeX
L + H+ = LH+
Условная константа устойчивости комплекса MLn связана с его концентрационной константой устойчивости уравнением:
ẞnусл =ẞn /α1 α2… αn
α1 α2… αn - коэффициенты возможных побочных реакций

↙ ↓ ↘

Равновесие в гетерогенных системах
Гетерогенные системы – это системы, состоящие из двух или более фаз, разделенных поверхностью раздела
AmBn = mAn+ + nBm-
осадок р-р р-р
Kc = [An+]m[Bm-]n / [AmBn]
Kc [AmBn] = Ks(AmBn) = [An+]m[Bm-]n
Ks(AmBn) – произведение растворимости
Растворимость осадков можно сравнивать по произведению растворимости только в случае, если осадки образованы ионами одинаковой зарядности (АВ).

Условие образования осадков