1.Уравнение Нернста.Стандартный потенциал.Влияние на потенциал образования комплекса. а) Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительновосстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар. E - электродный потенциал, E0 — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах; R -универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K); T - абсолютная температура F - число Фарадея, равное 96485,35 Кл/моль; n -число моль электронов, участвующих в процессе; aox и aRed активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции. б)Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией (или активностью), равной 1 моль/л (измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25°С условно принимается равным нулю: Е° = 0; ΔG° = 0). в)Согласно уравнению Нернста окислительно-восстановительный потенциал перехода ox + ze red зависит от активностей окисленной и восстановленной форм вещества: . Если под действием какого-нибудь реагента окисленная или восстановленная форма вещества выпадает в осадок (образуется малорастворимое соединение) или связывается в комплексное соединение, то активности aox или ared, а иногда и обеих форм сразу, существенно уменьшаются. Очевидно, что это вызовет заметное изменение величины Eox/red. Для простых полуреакций, в которых восстановленной формой является металл Mz+ + ze MO изменение потенциала определяется однозначно. Уменьшение активности свободных ионов металла в растворе в соответствии с уравнением Нернста приводит к тому, что окислительно-восстановительный потенциал перехода понижается. Таким образом, образование в растворе малорастворимых или комплексных соединений окисленной формы металла значительно понижает её окислительную способность. На практике это широко используется для стабилизации высоких степеней окисления металлов. Например, соединения кобальта(III) в водном растворе стабилизируют комплексообразованием с аммиаком или нитрит-ионами: [Co(NH3)6]3+, [Co(NO2)6]3, а также осаждением в виде гидроксида Co(OH)3. С другой стороны комплесообразование повышает восстановительную способность металла, что облегчает перевод металла в раствор. Так, в водном растворе металлическое золото легко окисляется кислородом воздуха в присутствии цианида натрия: 2Au + O2 + 4NaCN + H2O 2Na[Au(CN)2] + 2NaOH. В окислительно-восстановительных системах с образованием осадка легко выразить через произведение растворимости (ПР) малорастворимого соединения и концентрацию иона осадителя. В окислительно-восстановительных системах с комплексующим реагентом можно выразить через общую константу нестойкости комплекса и концентрацию свободного лиганда (при условии, что концентрация свободного лиганда в растворе превышает концентрацию комплекса, а константа нестойкости достаточно малая величина). 2.Гальванический элемент. ЭДС. Влияние значение потенциала на окислительновосстановительную реакцию. а) Два металла, погруженные в растворы своих солей, соединенные проводником, образуют гальванический элемент. Первый гальванический элемент был изобретен Александром Вольтом в 1800 г. Элемент состоял из медных и цинковых пластинок, разделенных сукном, смоченным раствором серной кислоты. При последовательном соединении большого числа пластинок элемент Вольта обладает значительной электродвижущей силой (э.д.с.). Возникновение электрического тока в гальваническом элементе обусловлено разностью электродных потенциалов взятых металлов и сопровождается химическими превращениями, протекающими на электродах. Рассмотрим работу гальванического элемента на примере медно-цинкового элемента (Дж. Даниэля – Б.С. Якоби). Борис Семенович Якоби (Мориц Герман) (1801-1874) На цинковом электроде, опущенном в раствор сульфата цинка (с = 1 моль/дм3), происходит окисление цинка (растворение цинка) Znо - 2e = Zn2+. Электроны поступают во внешнюю цепь. Zn – источник электронов. Источник электронов принято считать отрицательным электродом – анодом. На электроде из меди, погруженном в раствор сульфата меди (с = 1 моль/дм3) происходит восстановление ионов металла. Атомы меди осаждаются на электроде Cu2+ + 2e = Cuо. Медный электрод положительный. Он является катодом. Одновременно часть ионов SO42- переходят через солевой мостик в сосуд с раствором ZnSO4. Сложив уравнения процессов, протекающих на аноде и катоде, получим суммарное уравнение или в молекулярной форме Это обычная окислительно - восстановительная реакция, протекающая на границе металл-раствор. Электрическая энергия гальванического элемента получается за счёт химической реакции. Рассмотренный гальванический элемент можно записать в виде краткой электрохимической схемы (-) Zn/Zn2+//Cu2+/Cu (+). б) Необходимым условием работы гальванического элемента является разность потенциалов, она называется электродвижущей силой гальванического элемента (э.д.с.). Э.д.с. всякого работающего гальванического элемента величина положительная. Для вычисления э.д.с. гальванического элемента надо из величины более положительного потенциала отнять величину менее положительного потенциала. Так э.д.с. медно–цинкового гальванического элемента при стандартных условиях (t = 25 оС, с = 1 моль/дм3, Р = 1 атм ) равна разности между стандартными электродными потенциалами меди (катода) и цинка (анода), то есть э.д.с. = ЕоСu2+/Cu - ЕoZn2+/Zn= +0,34 В – (-0,76 В) = +1,10 В. В паре с цинком ион Cu2+ восстанавливается. Необходимую для работы разность электродных потенциалов можно создать, используя один и тот же раствор разной концентрации и одинаковые электроды. Такой гальванический элемент называется концентрационным, а работает он за счет выравнивания концентраций раствора. Примером может служить элемент, составленный из двух водородных электродов Pt, H2 / H2SO4 (с`) // H2SO4 (с``) /H2, Pt, где с` = [H+]`; с`` = [H+]``. Если р = 101 кПа, с` < с``, то его э.д.с. при 25 оС определяется уравнением Е = 0,059lg(с``/с`). При с` = 1 моль-ион/дм3 э.д.с. элемента определяется концентрацией водородных ионов во втором растворе, то есть Е = 0,059lgс`` = -0,059 pH. Определение концентрации ионов водорода и, следовательно, рН среды измерением э.д.с. соответствующего гальванического элемента называется потенциометрией. в) Согласно уравнению Нернста окислительно-восстановительный потенциал перехода ox + ze red зависит от активностей окисленной и восстановленной форм вещества: . Если под действием какого-нибудь реагента окисленная или восстановленная форма вещества выпадает в осадок (образуется малорастворимое соединение) или связывается в комплексное соединение, то активности aox или ared, а иногда и обеих форм сразу, существенно уменьшаются. Очевидно, что это вызовет заметное изменение величины Eox/red. Для простых полуреакций, в которых восстановленной формой является металл Mz+ + ze MO изменение потенциала определяется однозначно. Уменьшение активности свободных ионов металла в растворе в соответствии с уравнением Нернста приводит к тому, что окислительно-восстановительный потенциал перехода понижается. Таким образом, образование в растворе малорастворимых или комплексных соединений окисленной формы металла значительно понижает её окислительную способность. На практике это широко используется для стабилизации высоких степеней окисления металлов. Например, соединения кобальта(III) в водном растворе стабилизируют комплексообразованием с аммиаком или нитрит-ионами: [Co(NH3)6]3+, [Co(NO2)6]3, а также осаждением в виде гидроксида Co(OH)3. С другой стороны комплесообразование повышает восстановительную способность металла, что облегчает перевод металла в раствор. Так, в водном растворе металлическое золото легко окисляется кислородом воздуха в присутствии цианида натрия: 2Au + O2 + 4NaCN + H2O 2Na[Au(CN)2] + 2NaOH. В окислительно-восстановительных системах с образованием осадка легко выразить через произведение растворимости (ПР) малорастворимого соединения и концентрацию иона осадителя. В окислительно-восстановительных системах с комплексующим реагентом можно выразить через общую константу нестойкости комплекса и концентрацию свободного лиганда (при условии, что концентрация свободного лиганда в растворе превышает концентрацию комплекса, а константа нестойкости достаточно малая величина). 3.Влияние среды на окислительно-восстановительную реакцию. Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах (кислой, нейтральной и щелочной), при этом в зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Рассмотрим взаимодействие перманганата калия с сульфитом калия в различных средах. а) Кислая среда: 2KMn7+O4 + 5K2S4+O3 + 3H2SO4 2Mn2+SO4 + 6K2S6+O4 + 3H2O M n7+ + 5e Mn2+ 2 S4+ - 2e S6+ 5 б) Нейтральная среда: 2KMn7+O4 + 3K2S4+O3 + H2O 2Mn4+O2 + 3K2S6+O4 + 2KOH M n7+ + 3e Mn4+ 2 S4+ - 2e S6+ 3 в) Щелочная среда: 2KMn7+O4 + K2S4+O3 + 2KOH K2Mn6+O4 + 2K2S6+O4 +H2O M n7+ + e Mn6+ 2 S4+ - 2e S6+ 1 Схематически это можно представить следующим образом: Окисленная Восстановленная форма Форма M n2+ - бесцветный M n7+ MnО2 - бурый осадок M nО42- - зеленый Являются только окислителями (HNO3, H2SO4, HClO4, KMnO4, K2Cr2O7 и др.) или только восстановителями (NH3, H2S, галогеноводороды, Na2S2O3 и др.). Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями (HClO, H2O2, H2SO3 и др.). В водных растворах концентрация ионов водорода меняется в очень широких пределах - от нескольких моль/л в кислых растворах до 10-14 - 10-15 моль/л в щелочных, то есть на 15 порядков. Поэтому, если в ОВР образуются или расходуются ионы водорода или гидроксила, то рН очень сильно влияет на направление таких реакций. 4.Виды электродов, их использование. По механизму возникновения электродного потенциала электроды делятся на обратимые и необратимые . Если изменить направление электрического тока во внешней цепи на противоположное, то на обратимом электроде протекает тот же самый процесс в обратном направлении, а на необратимом - другой процесс. По типу электродной реакции все электроды можно разделить на две группы: электроды первого рода, второго рода, окислительно- восстановительные электроды. К электродам первого рода относятся электроды, состоящие из металлической пластинки, погруженной в раствор соли того же металла. При обратимой работе элемента, в который включен электрод, на металлической пластинке идет процесс перехода катионов из металла в раствор либо из раствора в металл. Т.о., электроды первого рода обратимы по катиону и их потенциал связан уравнением Нернста (III.40) с концентрацией катиона (к электродам первого рода относят также и водородный электрод). Электродами второго рода являются электроды, в которых металл покрыт малорастворимой солью этого металла и находится в растворе, содержащем другую растворимую соль с тем же анионом. Электроды второго рода обычно применяют как электроды сравнения, хотя их можно использовать для определения анионов труднорастворимого соединения. Окислительно-восстановительным или редокс-электродомназывается электрод, состоящий из инертного проводника первого рода, помещенного в раствор электролита, содержащего один элемент в различных степенях окисления. В зависимости от природы заряженных частиц, участвующих в межфазном переходе, электроды делятся на электронообменные и ионообменные. Электроды, на межфазных границах которых протекают реакции с участием электронов. Такие электроды называют электронообменными. Электроды, на межфазных границах которых протекают ионообменные реакции. Такие электроды называют мембранными или ионообменными, их называют также ионоселективными. По своему назначению электроды делятся: электроды сравнения, их потенциал – постоянен; электроды определения (индикаторные), их потенциал зависит прямо или косвенно от концентрации определяемых ионов. Электроды сравнения. В качестве электрода (полуэлемента) сравнения могут служить такие электроды, на поверхности которых при соприкосновении с подходящим раствором возникают лишь обратимые электрохимические реакции. Благодаря этому приобретаемые ими с большой скоростью потенциалы устойчивы. При прохождении небольших токов в замкнутой цепи потенциалы таких полуэлементов практически остаются постоянными, поэтому их причисляют к неполяризуемым электродам. Индикаторные электроды. Индикаторные электроды применяют для измерения потенциалов, возникающих при погружении их в исследуемый раствор. По величине потенциалов оценивают активности потенциалопределяющих веществ, а также наблюдают за изменением в процессе химической реакции концентрации вещества, участвующего в электрохимической реакции. 5.Скорость окислительно-восстановительных реакций и факторы на него влияющие. Увеличить скорость реакции, а следовательно и скорость достижения равновесия возможно за счет повышения концентрации реагирующих веществ, повышения температуры, введения катализатора. Влияние концентраций реагирующих веществ. Согласно закону действующих масс при постоянной температуре скорость данной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Для реакции: n2Red1 + n1Ox2 = n2Ox1 + n1Red2 скорость прямой реакции v = k[Ox2]n1[Red1]n2, где k – коэффициент пропорциональности (константа скорости), численно равный скорости реакции при молярных концентрациях [Ox2] = [Red1] = 1 моль/л. Поэтому, чем выше концентрации [Ox2] или [Red1], тем больше скорость прямой реакции, тем меньше время достижения заданной степени оттитрованности. Например, реакция 6Cl + Cr2O72- + 14H+ = 3Cl2 + 2Cr3+ + 7H2O протекает практически до конца лишь в достаточно концентрированных растворах при нагревании (концентрации компонентов больше 0,5 моль/л). Влияние температуры. С повышением температуры раствора возрастает кинетическая энергия ионов и, следовательно, возрастает доля ионов, имеющих энергию большую или равную энергии активации. Кроме того, возрастает частота (вероятность) соударений, приводящих к образованию активированного комплекса. Так, окисление сурьмы (III) бромат-ионами в солянокислой среде протекает при комнатной температуре очень медленно. Однако, если повысить температуру раствора до 70–80оС, то реакция протекает быстро: 3Sb(III) + BrO3 + 6H+ = 3Sb(V) + Br + 3H2O. Нагрев раствора (особенно до кипения) нельзя использовать в иодометрии из-за потери вследствие улетучивания элементарного иода, в перманганатометрии изза возможного термического разложения KMnO4 и т.д. Простейшее описание зависимости константы скорости реакции от температуры дается уравнением Аррениуса: , Влияние катализатора. Скорость окислительно-восстановительных реакций может быть существенно увеличена введением в анализируемый раствор специальных добавок – катализаторов. Роль катализатора заключается в образовании промежуточного активированного комплекса. При осуществлении промежуточных взаимодействий с участием катализатора необходима меньшая энергия активации реагирующих частиц на каждой стадии, поэтому скорость реакции в целом возрастает. Кинетические методы анализа – методы обнаружения или определения ультрамалых количеств веществ, способных каталитически ускорять медленные реакции (как правило, это О-В реакции). Например, хлорид серебра катализирует реакцию: MnO2 + 4H+ + 2Cl- = Mn+2 + Cl2 + 2H2O. Скорость реакции можно легко определить по времени исчезновения навески черного осадка диоксида марганца. Таким методом определяют несколько мкг серебра в капле анализируемого раствора. Автокаталитические реакции – катализатором является продукт реакции. Например, реакция 2MnO4 + 5C2O4-2 + 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O имеет очень затянутый индукционный период, протекает очень медленно. Но по мере образования ионов Mn2+ реакция ускоряется. Аналогичный эффект оказывают ионы Mn2+, специально вводимые в анализируемый раствор или титрант до начала титрования. Индуцированные реакции – реакции, которые ускоряются, если реагирующие вещества начинают одновременно участвовать в какой-либо другой сопряженной реакции с посторонними веществами, находящимися в растворе или газе. 6.Расчеты констант равновесия в реакциях окисления-восстановления. Факторы, на них влияющие. Изменение [Н+] или [ОН-] может привести к резкому изменению величины Е, что, в конечном итоге, может привести даже к изменению направления реакции, протекающей в кислой среде по уравнению: АsО43- +2I- +2Н+ АsО33- +I2 + Н2О Если реакцию вести в присутствии NаНСО3, связывающей ионы водорода, рН устанавливается порядка 8, т.е. [Н+] = 10-8. Тогда для полуреакции: АsО43- +2е + 2Н+ ↔ АsО33- + Н2О Если [АsО43-] = [АsО33-], то Так как 0,1068 < 0,54, реакция пойдет в противоположном направлении: АsО33- + I2 + Н2О → АsО43- + 2I- + 2Н+ Вывод. Если ионы Н+ потребляются при реакции, ее нужно вести в кислой среде. Наоборот, если они образуются в результате течения реакции, их нужно связывать прибавлением щелочи, или веществ, подобных NаНСО3. С возможностью изменения направления реакции на противоположное приходится особенно считаться тогда, когда соответствующие пары имеют близкие по величине стандартные потенциалы. Из сказанного выше ясно, что реакции окисления - восстановления обратимые, следовательно, к ним применим закон действия масс, а поэтому можно рассчитать константу равновесия: Sn2+ + 2Fе3+ ↔ Sn4+ + 2Fе2+ По мере течения реакции концентрации [Sn2+] и [Fе3+] уменьшаются, а [Sn4+] и [Fе2+] возрастают. Это приводит к изменению окислительно-восстановительных потенциалов пар: увеличивается, а уменьшается. В конце концов, эти потенциалы сравняются по величине. Следовательно, будет отсутствовать разность потенциалов, а значит, прекратится переход электронов, и наступит равновесие: Кp=1021 Высокое числовое значение константы равновесия показывает, что данная реакция практически протекает до конца, т.е. [Sn+4] [Fе+2] в 1021 раз больше [Sn+2] [Fе+3]. Кравн. тем больше, чем больше разность стандартных потенциалов реагирующих пар. 7. Расчеты констант равновесия в гетерогенных реакциях. Факторы на них влияющие. Как и в случае гомогенной химической реакции, константа гетерогенного равновесия равна отношению произведения равновесных концентраций (активностей) или парциальных давлений продуктов реакций к произведению равновесных концентраций (активностей) или парциальных давлений исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении. Для реакции пароводяной конверсии углерода константа равновесия имеет вид: Кр = (рСО2)р (рН2)2р/(рН2О)2р, для восстановления металла Кр = (рН2O)р/(рН2)р. Из приведенных выражений следует, что в уравнения констант гетерогенного химического равновесия не входят концентрации твердых веществ, участвующих в прямой и обратной реакциях. Это особенность гетерогенного химического равновесия. Так как прямая и обратная реакции протекают на одной и той же поверхности раздела фаз, то площадь поверхности раздела фаз также не входит в уравнение константы химического равновесия. Константа гетерогенного химического равновесия зависит от температуры. Она возрастает с увеличением температуры для эндотермической прямой реакции и уменьшается с увеличением температуры в случае экзотермической прямой реакции. Расчеты проводятся по тем же формулам, что и для гомогенных реакций. Смещение равновесия гетерогенных реакций подчиняется принципу Ле Шателье. При повышении температуры оно смещается в сторону эндотермической реакции. При повышении давления или концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, при повышении концентрации или давления продуктов реакции равновесие смещается в сторону обратной реакции. При повышении общего давления равновесие сдвигается в направлении уменьшения числа молекул газообразных веществ. Твердые исходные вещества и продукты реакции не влияют на смещение гетерогенного химического равновесия. 8.Полуэлемент, окисленные и восстановленные формы. Объясните на примерах. Простейшая электрохимическая система состоит из двух электродов (иначе полуэлементов) и ионного проводника. Полуэлемент чаще всего представляет собой металл, помещенный в раствор, содержащий ионы, способные восстанавливаться или окисляться, а ионным проводником, как правило, служит раствор или расплав электролита. Каждый электрод, характеризуется определенным значением условного электродного потенциала Е, который в стандартных условиях определяется экспериментально относительно потенциала стандартного водородного электрода (СВЭ). СВЭ – это газовый электрод, который состоит из платины, контактирующей с газообразным водородом (Р = 1 атм.) и раствором, в котором активность ионов водорода а = 1 моль/дм3. Равновесие в водородном электроде отражается уравнением Н+ + ½ Н2 Рассмотрим процессы, протекающие при электролизе расплава хлорида магния. При плавлении MgCl2 (как и любого другого ионного соединения) происходит его термическая диссоциация по уравнению MgCl2 Mg2+ + 2Cl–. Если в такой расплав погрузить инертные электроды и пропускать электрический ток, то в электролите начнется направленное движение ионов: положительно заряженные ионы (катионы) будут двигаться к отрицательному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы (анионы) направятся к аноду. Схематично эти процессы на примере MgCl2 можно представить так На электродах будут протекать следующие процессы: 1) восстановление катионов на катоде Mg2+ + 2ē Mg 2) окисление анионов на аноде 2Cl– – 2ē Cl2 Суммарная реакция электролиза расплава хлорида магния MgCl2 Mg + Cl2 9.Рассчитайте водородный и электродный потенциалы в 0,5 моль/л растворе CH3COOK. 13. Равновесие в реакциях окисления-восстановления, факторы на них влияющие. С окислительно-восстановительными реакциями связаны дыхание и обмен веществ, гниение и брожение, фотосинтез и нервная деятельность живых организмов. Окислительно-восстановительные процессы лежат в основе горения топлива, коррозии металлов, электролиза, металлургии и т.д. Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих молекул, называются окислительно-восстановительными. Процессы окисления и восстановления протекают одновременно: если один элемент, участвующий в реакции, окисляется, то другой должен восстанавливаться. Окислитель — это вещество, содержащее элемент, который принимает электроны и понижает степень-окисления. Окислитель в результате реакции восстанавливается (процесс восстановления). Так, в реакции: 2Fe+3Cl-3 + 2К+I- -> I02 + 2Fe+2Cl2-+ 2K+CI-окислителем является ион Fe+3. Fe+3(oкисленная форма)+le Fe+2 (восстановленная форма ) Восстановитель — вещество, содержащее элемент, который отдает электроны и повышает степень окисления. Восстановитель в результате реакции окисляется (процесс окисления). Восстановителем в предлагаемой реакции является ион I-: 2I- (восстановленная форма )- 2е I02 (окисленная форма) 15. Условное произведение растворимости. Факторы, на него влияющие. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков. Факторы влияющие на образование и растворение осадков. Равновесие осадок - насыщенный раствор малорастворимых соединений характеризуется величиной, называемой произведением растворимости (ПР). Например, в насыщенном растворе BaSO4 устанавливается равновесие: BaSO4↔ Ba2+ + SO42осадок раствор Применив к этому равновесию закон действующих масс, можно записать: К = [Ba2+] × [SO42-] или К × [BaSO4] = [Ba2+] × [SO42-] где К – константа равновесия [BaSO4]. Т.к. в насыщенном растворе концентрация молекул сульфата бария величина постоянная, то постоянно и произведение величин, стоящих в левой и правой частях уравнения: ПР (BaSO4) = [Ba2+] × [SO42-] Таким образом, ПР – постоянная величина, равная произведению концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе. Если при диссоциации молекулы электролита образуется несколько одинаковых ионов, то в выражении ПР их концентрации должны быть возведены в соответствующую степень. Например: Са3(РО4)2 ↔ 3Са2+ + 2РО43- выражение ПР будет иметь вид: ПР (Са3(РО4)2) = [Са2+]3 × [РО43]2 В общем случае для малорастворимого электролита состава А nBm диссоциацию можно записать: АnBm ↔ nAm+ + mBn- . Выражение для ПР будет иметь вид: ПР (АnBm) = [Am+]n × [Bn-]m Значения ПР малорастворимых электролитов приводятся в справочных таблицах. Исходя из значений ПР, можно вычислить растворимость (в моль/л) малорастворимых электролитов в воде, а так же определить последовательность выпадения осадков при смешивании нескольких катионов и анионов нерастворимых электролитов: в первую очередь будут выпадать осадки веществ, имеющих наименьшее значение ПР. Факторы, влияющие на образование и растворение осадков. С помощью ПР решаются многие вопросы, связанные с образованием или растворением осадков. Если [Ag+] ∙ [Cl-] < ПРAgCl - ненасыщенный раствор; [Ag+] ∙[Cl-] = ПРAgCl - насыщенный раствор; [Ag+] ∙ [Cl-] > ПРAgCl - перенасыщенный раствор Осадок образуется в том случае, когда произведение концентраций ионов малорастворимого электролита превысит величину его произведения растворимости при данной температуре. Когда ионное произведение станет равным величине ПР, выпадение осадка прекращается. Зная объем и концентрацию смешиваемых растворов, можно рассчитать, будет ли выпадать осадок образующейся соли. 16. Условная и концентрационная константы устойчивости. Связь между ними. Факторы, на них влияющие.
