Lecture6

Константа химического равновесия
Закон действующих масс
nA+mB↔lC+pD
Vп=Kп[A]n [B]m скорость прямой химической
реакции
При [A]=[B]=1 Vп=Kп скорость реакции при
концентрации 1 моль/литр
До установления равновесия Кп/Ко или Vп=Vо
Kп[A]n [B]m = Kо[С]l [D]p
Кп/Ко= [С]l [D]p / [A]n [B]m = Kc
концентрационная константа равновесия
При К>1 прямая реакция, при К<1 – обратная.
pK=-lgKc
Кт(термодинамич. конст. равн.)=aCaD/aAaB=
=[C] [D]fcfd/[A] [B]fafb=Кс (fcfd / fafb) , где а=fCактивность ионов
Типы констант равновесия
Устойчивость комплексных соединений
Mn+ + nL ↔ [MLn] Kуст= [MLn]/ [Mn+ ] [L-]n
Kуст= [Cd(NH3)4]2+ =1,2 × 105
Kуст= [Cu(NH3)4]2+ =1,1 × 1012 на 7 порядков
устойчивость аммиаката меди больше чем
аммиаката кадмия.
Кислотность
HA↔ [H+] [A-] Kкисл= [H+] [A-] / [HA]
Ионизация осадков
MAт↔ [M+] [A-] Kст= [M+] [A-]/[MA] ПР=Kст[MA]=[M+] [A-]
Общая константа
A+B ↔AB 1-я ступень
AB+B ↔AB2 2-я ступень
AB2+B ↔AB3 3-я ступень
A+3B=AB3
K1=[AB] /[A] [B]
K2=[AB2] /[AB] [B]
K3=[AB3] /[AB2] [B]
Kp=K1K2K3= [AB3] /[A] [B]3
Определение направления химической
реакции
[Cd(NH3)4]2+ + Сu2+↔ [Cu(NH3)4]2+ + Сd2+
Kравн=Kобр [Cd(NH3)4]2+/Kобр [Cu(NH3)4]2+ =
= Kуст [Cu(NH3)4]2+/ Kуст[Cd(NH3)4]2+
Kравн=1.1 × 1012/1.2× 105=0.9×107.
Критерии применимости реакций для
количественного анализа
A+B ↔AB, если вещества соединились на
99.99%, то
Kравн.= [AB]/[A][B]= 99.99/0.01 × 0.01=1 /
1×10-4× 1×10-4= 1×108.
т.е. реакция проходит практически до
конца, если Kpавн. ≥ 1×108