Константы устойчивости комплексных соединений

2016-09-17

444

Обсуждений (0)

0.00 из 5.00 0 оценок

⇐ Предыдущая 37 38 39 40 41 42 43 444546 Следующая ⇒

Комплексное соединение	β	lgβ	Комплексное соединение	β	lgβ
Ag(NH₃)₂⁺	1,7 ^. 10⁷	7,22	FeOH⁺	3,2 ^. 10⁴	4,50
Cd(NH₃)₄²⁺	5,5 ^. 10⁶	6,74	FeOH²⁺	8,5 ^. 10¹¹	11,81
Cu(NH₃)₄²⁺	5,6 ^. 10¹¹	11,75	NiOH⁺	1,3 ^. 10⁴	4,10
Ni(NH₃)₄²⁺	4,7 ^. 10⁷	7,67	HgOH⁺	4,0 ^. 10¹⁰	10,60
Ni(NH₃)₆²⁺	2,0 ^. 10⁸	8,31	PbOH⁺	2,0 ^. 10⁶	6,30
Zn(NH₃)₄²⁺	7,8 ^. 10⁸	8,89	ZnOH⁺	1,0 ^. 10⁵	5,00
HgBr₂	9,6 ^. 10¹⁷	17,98	ZrOH³⁺	2,0 ^. 10¹⁴	14,30
HgBr₃^-	5,0 ^. 10²⁰	20,70	AlOH²⁺	1,0 ^. 10⁹	9,00
HgBr₄^2-	2,7 ^. 10²²	22,23	BiOH²⁺	50,0	1,70
HgCl₂	1,7 ^. 10¹³	13,23	CdOH⁺	8,0 ^. 10³	3,90
HgCl₃^-	1,5 ^. 10¹⁴	14,20	CoOH⁺	2,0 ^. 10⁴	4,30
HgCl₄^2-	2,0 ^. 10¹⁵	15,30	CrOH²⁺	1,2 ^. 10¹⁰	10,07
AlF₄^-	1,3 ^. 10¹⁹	19,10	CuOH⁺	2,0 ^. 10⁶	6,30
MgC₂O₄	5,7 ^. 10²	2,76	AlEDTA^-	4,0 ^. 10¹⁶	16,60
Mg(C₂O₄)₂^2-	1,7 ^. 10⁴	4,24	CaEDTA^2-	1,0 ^. 10¹⁴	14,00
Ag(CN)₂^-	0,9 ^. 10²¹	20,96	CdEDTA^2-	2,9 ^. 10¹⁶	16,46
Hg(CN)₄^2-	0,3 ^. 10⁴²	41,40	CoEDTA^2-	2,0 ^. 10¹⁶	16,30
Cd(CN)₄^2-	0,1 ^. 10⁸	7,12	CuEDTA^2-	6,3 ^. 10¹⁸	18,80
Cu(CN)₄^3-	0,2 ^. 10³¹	30,30	HgEDTA^2-	5,0 ^. 10²¹	21,70
Fe(CN)₆^4-	1,0 ^. 10³⁷	37,00	NiEDTA^2-	4,2 ^. 10¹⁸	18,62
Fe(CN)₆^3-	1,0 ^. 10⁴⁴	44,00	PbEDTA	1,1 ^. 10¹⁸	18,04
FeSal⁺	2,8 ^. 10¹⁷	17,44	ZnEDTA^2-	3,1 ^. 10¹⁶	16,50

Сотрудники кафедры биохимии и биофизики МГЭУ имени А.Д. Сахарова(2011 год)

Таблица математических формул курса общей и неорганической химии
	Стехиометрические законы
	Закон эквивалентов для масс и растворов реагирующих веществ	n_экв.(А₁) = n_экв.(А₂) = … n_экв.(А_i) m(А₁ )/ Mэкв.(А₁) = m(А₂ )/ Mэкв.(А₂) = … m(А_i )/ Mэкв.(А_i) Сэкв. (А₁ ) ^. V(А₁) = Сэкв. (А₂ ) ^. V(А₂) = … Сэкв. (А_i ) ^. V(А_i), где С_экв. – нормальная концентрация вещества в растворе, V – объем раствора
	уравнение Клапейрона-Менделеева	pV= (m / M) RT, где m - масса газа; M - молекулярная масса; p - давление; V - объем; T - абсолютная температура (°К); R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль · К) или 0,082 л атм/(моль · К))
	Электронная структура атома и химическая связь
	двойственная природа электромагнитного излучения и элементарных частиц	λ = с/ν ,где λ – длина волны, с – скорость света, ν – частота излучения; энергия фотона: Е = hν; для любой частицы: λ = h/(m ^. v)
	Значения, которые могут принимать квантовые числа	Главное: n = 1,2,3…. ∞ Орбитальное: ℓ = 0,1,2,… n -1 Магнитное: m = -ℓ, -(ℓ-1)…0…(ℓ+1), ℓ Спиновое s = +1/2, -1/2
	дипольный момент связи и молекулы	µ = l × q
	Порядок связи в двухатомных молекулах в методе МО	;
	Химическая термодинамика
	Первый закон (начало) термодинамики	Q = ΔU + A^/
	Тепловой эффект химической реакции (следствие закона Гесса)	D_rH⁰₂₉₈= ∑v_i· D_fH⁰_298,i - ∑_vj·D_fH⁰_298,j прод. исход. где D_rH⁰₂₉₈ — теплота реакции, r — первая буква слова rеасtiоп, ν_i, и _νj — количества (молей) веществ, вступивших в реакцию, и продуктов реакции. Размерность энтальпии реакции — кДж
	Второй закон (начало) термодинамики. Энтропия обратимых и необратимых процессов и смешения	DS = DS > ; S = k·1пW
	Энергия Гиббса – связь первого и второго законов термодинамики	DG = DН-ТDS Если D_rG <0, то возможно самопроизвольное протекание прямой реакции Если D_rG >0, то возможно самопроизвольное протекание обратной реакции А_макс. = D_rG максимально-возможная работа, совершенная за счет тепла, выделившегося в результате химической реакции равна изменению энергии Гиббса реакции
	Третий закон термодинамики	При абсолютной температуре Т = 0⁰ К энтропия идеального кристалла равна нулю S = 0
	Химическая кинетика
	Скорость химической реакции	V = - скорость гомогенной химической реакции; - скорость гетерогенной химической реакции
	Зависимость скорости элементарной химической реакции: аА + bВ = dD + еЕ от концентраций реагирующих веществ	V = k·[А]^a· [В]^b, где k— константа пропорциональности, называемая константой скорости химической реакции,[А], [В] — концентрации веществ А и В, выраженные в единицах моль/л, а, b — стехиометрические коэффициенты
	правило Вант-Гоффа зависимости скорости химической реакции от температуры	гдеV₁—скорость реакции при температуре T₁, V₂ — скорость при температуре Т₂. γ температурный коэффициент скоростиреакции
	уравнение Аррениуса зависимости скорости химической реакции от температуры	Е_а -энергия активации реакции
	константа равновесия для обратимой гомогенной реакции: аА + bВ = сС +dD
	Связь константы равновесия реакции К_c с величиной изменения стандартного изобарно-изотермического потенциала (энергии Гиббса) D_r G⁰_T реакции	D_r G⁰_T = -RТ lпК_c
	Растворы
5.1	Способы выражения концентрации растворов
	Молярная концентрация	С_М =
	Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация)	C_экв.=
	Массовая доля	w(X) = m (X)/m(раствора)
	Титр раствора	Т =
	Молярная доля вещества	χ (А_i) = ; процентах: χ (А_i) = . 100%
	• Моляльная концентрация	• Моляльная концентрация – это химическое количество вещества, растворенное в одном килограмме растворителя: • C_m =
5.2	Связь различных способов выражения концентрации растворов
	Молярность - массовая доля (С_М - ω)	С_М =
	Моляльность – массовая доля (C_m – ω)	C_m = ω^.1000/M(1 – ω) = В случае процентного выражения массовой доли: C_m = ω%^.1000/M(100 – ω%) =
	Молярность – нормальность (С_М– С_экв.)	C_экв. = Z^.C_M
5.3	Коллигативные свойства растворов
	закон Генри (растворимость газа в жидкости)	ω_В = k_В · p_B где ω_В – массовая доля газа в насыщенном растворе, р_В – парциальное давление газа над раствором, k_В – коэффициент пропорциональности, называемый константой Генри, характеризующий растворимость данного газа в данном растворителе
	Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора (закон Рауля)	Р = Р₀· χ, где Р – парциальное давление пара компонента, Р₀ – давление пара над чистым компонентом, χ – мольная доля компонента в растворе Для бинарного раствора: (Р₀ – Р)/Р₀ = χ_В, где χ_В = (1 – χ)– мольная доля растворенного вещества, (Р₀ – Р)/Р₀ – относительное понижение парциального давления пара пара растворителя над раствором
	Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем(законы Рауля)	ΔТ_кип. = Э_Т·С_m, где ΔТ_кип. – повышение температуры кипения раствора по сравнению с температурой кипения чистого растворителя, С_m – моляльная концентрация раствора, Э_Т– эбулиоскопическая постоянная, зависящая только от природы растворителя, но не зависящая от природы растворенного вещества ΔТ_зам. = К_Т^.С_m, где ΔТ_зам. – понижение температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя, С_m – моляльная концентрация раствора, К_Т– криоскопическая постоянная, зависящая только от природы растворителя, но не зависящая от природы растворенного вещества
	Осмотическое давление (закон Вант- Гоффа)	П_ОСМ. = С_МRT Или П_ОСМ. = nRT/V
5.4	Ионная сила и рН растворов
	Ионная сила растворов	μ =
	рН и рОН растворов	рН = -lg[H⁺], рОН = -lg[ОH^-]
5.5	Расчет рН растворов разных электролитов
	Сильной кислоты	pH = -lg[H⁺] = -lgС_н, где С_н или С_эк., С_N –нормальная концентрация кислоты.
	Сильного основания	рН = 14 + lg[OH^-] = 14 + lgС_o, где С_o или С_эк., С_N – нормальная концентрация основания
	слабой кислоты	рН= 0,5 рК_к – 0,5 lgC_к = -lg = 0,5 рК_к + 0,5 pC_k = рК_к + рС_к, где C_к - молярная концентрация слабой кислоты, pC_к = -lgC_к
	cлабого основания	7) рН = 14 – рОН = 14 – (-lg ), так как рОН = -lg
	Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания	pH = 7 + 0,5 pK_к + 0,5 ^. lgC_соли = 14 – рОН = 14 + lg
	Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания	pH = 7 – 0,5 pK_осн. – 0,5 ^. lgC_соли = -lg
	Кислой буферной смеси	рН= -lg[H⁺] =-lg = -lgK_k – lg(C_k/C_соли) = рК_к – lg(C_k/C_соли) = рК_к – lgC_k + lgС_соли.
	Основной буферной смеси	рН = 14 + lg = 14 – рК_о + lgC_o/C_c_оли = 14 – рК_о + lgC_o – lgC_c_оли
	Произведение растворимости	ПР (А_mB_n) = [A]^m· [B]ⁿ
	Окислительно-восстановительные реакции
	Уравнение Нернста. Электродвижущая сила (э.д.с.) гальванического элемента (ε). Зависимость константы равновесия окислительно-восстановительной реакции от э.д.с. элемента	Е(Ox/Red) = Е°(Ox/Red) + , где Е(Ox/Red) - искомый потенциал окислительно-восстановительной системы (в вольтах) Е°(Ox/Red) - ее стандартный потенциал R – универсальная газовая постоянная (8,324 Дж/моль∙К) T – абсолютная температура F – постоянноя Фарадея (96485 Кл/моль) n – количество электронов передаваемых от окисленной формы к восстановленной форме a(Ox) и a(Red) активности окисленной и восстановленной формы соответственно или: Е = Е⁰ + (0,059/n) ^. lg ([Ox]/[Red]) э.д.с. (ε)= Е_катода - Е_анода RTln K_р = nFε⁰ или
	Комплексные соединения
	константа диссоциации (нестойкости) комплекса: [CoCl₄]^2- ↔ Co²⁺+ 4Cl^-
	Константа образования (устойчивости) комплекса: Co²⁺+ 4Cl^- ↔ [CoCl₄]^2-