Подготовка к контрольной работе по общей химии: Комплексные соединения, Диссоциация, Произведение растворимости и Ионный обмен

В мире химии, где атомы танцуют свой бесконечный балет, а молекулы неустанно обмениваются партнерами, каждый студент однажды сталкивается с необходимостью не просто наблюдать, но и понимать эти процессы, предсказывать их исход и, что самое важное, записывать их на языке формул и уравнений. Общая химия – это краеугольный камень любого естественнонаучного образования, и ее освоение является залогом успешной контрольной работы. Представленный материал задуман как исчерпывающее и пошаговое руководство, которое проведет вас через лабиринты комплексных соединений, нюансы диссоциации кислот, тонкости произведения растворимости и динамику реакций ионного обмена. Это не просто свод правил, а тщательно структурированное повествование, призванное сделать сложные концепции доступными и увлекательными, позволяющее избежать распространенных ошибок и закрепить глубокое понимание предмета.

Комплексные соединения: Строение, Номенклатура и Диссоциация

Порой кажется, что некоторые химические соединения стремятся к максимальной сложности, образуя элегантные, но запутанные структуры. Комплексные соединения – яркий тому пример. Их изучение – это не просто задача, а погружение в мир, где центральный атом, подобно дирижеру, координирует вокруг себя лиганды, создавая уникальный ансамбль со специфическими свойствами. Именно поэтому понимание этих фундаментальных аспектов критически важно для корректного решения задач, поскольку без него невозможно предсказать поведение таких соединений в растворах или их реакционную способность.

Основные понятия и терминология

Представьте себе микроскопическую архитектурную композицию, в центре которой находится комплексообразователь. Это, как правило, атом металла (чаще всего d-элемента), обладающий свободными орбиталями и способный принимать электронные пары. Вокруг него, словно свита, располагаются лиганды – молекулы или ионы, способные отдавать свои электронные пары комплексообразователю, образуя с ним ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. Число таких лигандов, непосредственно связанных с центральным атомом, называется координационным числом. Например, в соединении [Cu(NH₃)₄]SO₄ комплексообразователем является медь (Cu), а лигандами – молекулы аммиака (NH₃), координирующиеся вокруг меди в количестве четырех штук. Таким образом, координационное число меди в данном случае равно 4.

Все эти внутренние составляющие – комплексообразователь и лиганды – образуют внутреннюю сферу комплексного соединения, которую обычно заключают в квадратные скобки. Внешняя сфера, в свою очередь, состоит из ионов, которые компенсируют заряд комплексного иона, но не связаны с центральным атомом напрямую. В приведенном примере сульфат-ион (SO₄^2-) является частью внешней сферы.

Номенклатура комплексных соединений по IUPAC

Система IUPAC (Международный союз теоретической и прикладной химии) предоставляет четкие правила для именования комплексных соединений, что позволяет однозначно идентифицировать их структуру. Эти правила зависят от того, является ли комплексный ион анионным, катионным или же комплексное соединение в целом нейтрально.

• Катионные комплексы: Название начинается с названий лигандов в алфавитном порядке, затем следует название комплексообразователя с указанием его степени окисления римскими цифрами в скобках. Например, [Cu(NH₃)₄]SO₄ будет называться тетраамминмедь(II) сульфат.
• Анионные комплексы: Название также начинается с лигандов, но комплексообразователь получает суффикс «-ат» (например, феррат, купрат), а его степень окисления указывается в скобках. Например, K₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат(II) калия.
• Нейтральные комплексы: Именуются аналогично катионным, но без указания внешней сферы. Например, [Pt(NH₃)₂Cl₂] – диамминдихлороплатина(II).

Для указания числа лигандов используются греческие префиксы: ди- (2), три- (3), тетра- (4), пента- (5), гекса- (6). Если лиганд сам содержит греческий префикс (например, этилендиамин), используются префиксы бис- (2), трис- (3), тетракис- (4).

Определение заряда комплексообразователя и координационного числа

Чтобы корректно назвать соединение или понять его химические свойства, необходимо определить заряд центрального атома (степень окисления) и его координационное число.

Алгоритм определения заряда комплексообразователя:

1. Определить суммарный заряд внешней сферы и лигандов.
2. Суммарный заряд комплексного иона равен заряду внешней сферы с противоположным знаком.
3. Заряд комплексообразователя равен заряду комплексного иона минус сумма зарядов всех лигандов.

Пример: Определим заряд комплексообразователя в K₃[Fe(CN)₆].

• Внешняя сфера: 3 иона K⁺, суммарный заряд +3.
• Заряд комплексного иона [Fe(CN)₆] равен -3.
• Лиганды: 6 цианид-ионов (CN^—), каждый имеет заряд -1. Суммарный заряд лигандов: 6 ⋅ (-1) = -6.
• Пусть заряд комплексообразователя Fe будет x. Тогда x + (-6) = -3. Отсюда x = +3. Степень окисления железа равна +3.

Координационное число легко определяется по формуле: это количество лигандов, непосредственно связанных с центральным атомом. В K₃[Fe(CN)₆] координационное число Fe равно 6.

Первичная диссоциация комплексных солей в растворах

Комплексные соли, как и обычные, являются электролитами. Однако их диссоциация в растворе имеет свои особенности. Различают первичную и вторичную диссоциацию.

Первичная диссоциация – это практически полная диссоциация комплексной соли на ионы внешней сферы и комплексный ион. Этот процесс является сильным электролитическим.

Примеры уравнений первичной диссоциации:

1. [Cu(NH₃)₄]SO₄ (сульфат тетраамминмеди(II)):
   [Cu(NH₃)₄]SO₄ → [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2-
   Здесь комплексный катион [Cu(NH₃)₄]²⁺ отделяется от сульфат-иона.
2. K₄[Fe(CN)₆] (гексацианоферрат(II) калия):
   K₄[Fe(CN)₆] → 4K⁺ + [Fe(CN)₆]^4-
   В этом случае катионы калия (K⁺) отделяются от комплексного аниона [Fe(CN)₆]^4-.
3. [Co(NH₃)₆]Cl₃ (хлорид гексаамминкобальта(III)):
   [Co(NH₃)₆]Cl₃ → [Co(NH₃)₆]³⁺ + 3Cl^—
   Комплексный катион [Co(NH₃)₆]³⁺ отделяется от хлорид-ионов.

Важно помнить, что при первичной диссоциации сама внутренняя сфера остается нетронутой – комплексный ион сохраняет свою структуру. Вторичная диссоциация, напротив, подразумевает разрушение внутренней сферы и является гораздо более сложным и, как правило, слабым процессом, описываемым константами нестойкости.

Классификация кислот и их диссоциация: От сильных к слабым электролитам

Переходя от экзотического мира комплексных соединений, мы углубляемся в более привычные, но не менее важные аспекты общей химии – кислоты и их поведение в растворах. От понимания их силы и способности диссоциировать зависит многое: от прогнозирования хода реакции до определения pH растворов. Без этого знания невозможно корректно управлять химическими процессами.

Теория электролитической диссоциации кислот

Согласно классической теории электролитической диссоциации, разработанной Сванте Аррениусом, кислоты – это электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, образуя катионы водорода (H⁺) и анионы кислотного остатка. Важно отметить, что в водном растворе катион водорода (протон) не существует в свободном виде, а немедленно присоединяется к молекуле воды, образуя гидроксоний-ион (H₃O⁺). Однако для простоты часто продолжают использовать обозначение H⁺.

Классификация кислот по силе: Сильные и слабые электролиты

Сила кислоты – это мера ее способности отдавать протоны в растворе, то есть, насколько полно она диссоциирует на ионы. Этот параметр критически важен для понимания химического поведения кислоты.

• Сильные кислоты (сильные электролиты): Это чемпионы по диссоциации. В разбавленных водных растворах они практически полностью распадаются на ионы. Их степень диссоциации (α) в таких условиях превышает 30%, а зачастую достигает 100%. В химических уравнениях их диссоциацию обозначают односторонней стрелкой (→) или знаком равенства (=), подчеркивая необратимость процесса.
  • Примеры сильных кислот: соляная (HCl), бромоводородная (HBr), иодоводородная (HI), азотная (HNO₃), серная (H₂SO₄) в разбавленных растворах, хлорноватая (HClO₃), хлорная (HClO₄), марганцовая (HMnO₄).
• Слабые кислоты (слабые электролиты): В отличие от сильных, слабые кислоты диссоциируют лишь частично и обратимо. Их степень диссоциации обычно составляет менее 3%. Это означает, что в растворе одновременно присутствуют как недиссоциированные молекулы кислоты, так и ее ионы, находящиеся в состоянии динамического равновесия. Для обозначения диссоциации слабых кислот используется знак обратимости (⇄).
  • Примеры слабых кислот: фтороводородная (HF), сероводородная (H₂S), сернистая (H₂SO₃), азотистая (HNO₂), угольная (H₂CO₃), фосфорная (H₃PO₄), кремниевая (H₂SiO₃), синильная (HCN), а также большинство органических кислот, например, уксусная (CH₃COOH). Отдельно стоит отметить, что некоторые высшие жирные кислоты, такие как пальмитиновая (C₁₅H₃₁COOH) и стеариновая (C₁₇H₃₅COOH), практически нерастворимы в воде и, следовательно, являются очень слабыми электролитами.

Составление уравнений диссоциации

Правильное написание уравнений диссоциации – это фундаментальный навык в химии.

• Одноосновные кислоты: Диссоциируют в одну стадию, отдавая один протон.
  • Сильные:
    HCl → H+ + Cl-
HNO3 → H+ + NO3-
  • Слабые:
    HF ⇄ H+ + F-
CH3COOH ⇄ H+ + CH3COO-
• Многоосновные кислоты: Эти кислоты диссоциируют ступенчато, отдавая протоны по одному. Каждая последующая ступень диссоциации происходит значительно слабее предыдущей, что отражается в различных значениях констант диссоциации.
  • Серная кислота (H₂SO₄):
    1. H2SO4 → H+ + HSO4- (первая ступень практически полная, поэтому используем одностороннюю стрелку)
    2. HSO4- ⇄ H+ + SO42- (вторая ступень обратима и слабее)

    Для разбавленных растворов H₂SO₄ часто записывают полную диссоциацию: H2SO4 = 2H+ + SO42-.

  • Фосфорная кислота (H₃PO₄): Это классический пример слабой трехосновной кислоты.
    1. H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4- (дигидрофосфат-ион)
    2. H2PO4- ⇄ H+ + HPO42- (гидрофосфат-ион)
    3. HPO42- ⇄ H+ + PO43- (фосфат-ион)

    Как видно, все ступени обратимы, и сила диссоциации значительно убывает от первой к третьей.

Константа диссоциации кислоты (K_a)

Константа диссоциации кислоты (K_a), также известная как константа кислотности, является количественной мерой силы слабой кислоты. Она представляет собой константу равновесия для реакции диссоциации кислоты.

Для общей одноосновной слабой кислоты HA, диссоциирующей по уравнению:
HA ⇄ H+ + A-

Выражение для константы диссоциации K_a записывается как:
Ka = [H+][A-] / [HA]

Где [H⁺], [A^—] и [HA] – равновесные молярные концентрации ионов водорода, аниона кислоты и недиссоциированной молекулы кислоты соответственно.

Физический смысл K_a: Чем больше значение K_a, тем сильнее кислота, то есть тем большая ее часть диссоциирует в растворе. Важно подчеркнуть, что K_a имеет физический смысл только для слабых электролитов и не зависит от концентрации раствора, но чувствительна к изменению температуры и природы растворителя.

Пример (для уксусной кислоты):
CH3COOH ⇄ H+ + CH3COO-
Ka = [H+][CH3COO-] / [CH3COOH]

Для многоосновных кислот: Используются отдельные константы диссоциации для каждой ступени: K_a1, K_a2, K_a3 и так далее. Например, для H₃PO₄:

1. H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4-
Ka1 = [H+][H2PO4-] / [H3PO4]
2. H2PO4- ⇄ H+ + HPO42-
Ka2 = [H+][HPO42-] / [H2PO4-]
3. HPO42- ⇄ H+ + PO43-
Ka3 = [H+][PO43-] / [HPO42-]

Обычно K_a1 >> K_a2 >> K_a3, что подтверждает наше утверждение о постепенном убывании силы диссоциации на каждой последующей ступени.

Таблица растворимости также является незаменимым инструментом при работе с кислотами, позволяя определить их растворимость в воде. Как было упомянуто, к нерастворимым кислотам относятся H₂SiO₃ и высшие жирные кислоты, такие как пальмитиновая и стеариновая, что влияет на их способность участвовать в ионных реакциях.

Произведение растворимости (ПР): Расчеты и условия образования осадков

В мире растворов не все вещества спешат раствориться до последней молекулы. Некоторые предпочитают находиться в состоянии тонкого баланса между твердой фазой и ионами в растворе. Именно для таких «скромных» веществ введена концепция произведения растворимости, которая становится ключевым инструментом для прогнозирования образования и растворения осадков.

Определение и физический смысл произведения растворимости (K_sp)

Произведение растворимости (ПР, K_sp) – это не просто число, а константа равновесия, которая описывает насыщенный раствор малорастворимого электролита. Она выражается как произведение равновесных молярных концентраций ионов электролита, возведенных в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам в уравнении диссоциации.

Представьте себе стакан с водой, на дне которого лежит крупинка соли, которая растворяется очень медленно. Достигнув насыщенного раствора, скорость растворения и скорость осаждения становятся равными – система находится в динамическом равновесии:
Твердое вещество ⇄ Ионы в растворе

ПР является фундаментальной константой для данной системы при определенной температуре и давлении. Изменение температуры будет влиять на подвижность ионов и энергию взаимодействия с растворителем, а следовательно, и на значение ПР. Чем больше значение ПР, тем выше растворимость вещества, поскольку это означает, что в насыщенном растворе может находиться больше ионов. Иногда для удобства используют показатель растворимости pПР, который равен -lgПР. Но что это означает для практика? Это позволяет точно предсказать, выпадет ли осадок при смешивании растворов, что критически важно для аналитической химии и технологии.

Формулы для расчета ПР

Вывод выражения для ПР зависит от стехиометрии малорастворимого электролита. Для общего случая вещества с формулой A_mB_n, которое диссоциирует на m катионов Aⁿ⁺ и n анионов B^m-, выражение для произведения растворимости будет выглядеть так:
ПР = [An+]m ⋅ [Bm-]n

Где [Aⁿ⁺] и [B^m-] – равновесные молярные концентрации ионов в насыщенном растворе.

Примеры:

1. Для AgCl (хлорид серебра):
   AgCl(тв) ⇄ Ag+(р-р) + Cl-(р-р)
ПР(AgCl) = [Ag+][Cl-]
2. Для PbI₂ (иодид свинца(II)):
   PbI2(тв) ⇄ Pb2+(р-р) + 2I-(р-р)
ПР(PbI2) = [Pb2+][I-]2
3. Для Ca₃(PO₄)₂ (фосфат кальция):
   Ca3(PO4)2(тв) ⇄ 3Ca2+(р-р) + 2PO43-(р-р)
ПР(Ca3(PO4)2) = [Ca2+]3[PO43-]2

Расчет равновесных концентраций ионов

Понимание ПР позволяет не только оценить растворимость, но и рассчитать конкретные концентрации ионов в насыщенном растворе. Пусть ‘s’ обозначает молярную растворимость малорастворимого электролита, выраженную в моль/л. Тогда равновесные концентрации ионов могут быть выражены через ‘s’ с учетом их стехиометрических коэффициентов.

Примеры расчетов:

1. Для соли типа AB (например, AgCl), диссоциирующей на A⁺ и B^—:
   AgCl(тв) ⇄ Ag+(р-р) + Cl-(р-р)
   Если растворимость AgCl ��авна ‘s’ моль/л, то в насыщенном растворе:
   [Ag+] = s
[Cl-] = s
   Тогда ПР = s ⋅ s = s2
   Отсюда, молярная растворимость s = √ПР.
2. Для соли типа AB₂ (например, PbI₂), диссоциирующей на A²⁺ и 2B^—:
   PbI2(тв) ⇄ Pb2+(р-р) + 2I-(р-р)
   Если растворимость PbI₂ равна ‘s’ моль/л, то в насыщенном растворе:
   [Pb2+] = s
[I-] = 2s
   Тогда ПР = s ⋅ (2s)2 = s ⋅ 4s2 = 4s3
   Отсюда, молярная растворимость s = 3√ (ПР/4).
3. Для соли типа A₃B₂ (например, Ca₃(PO₄)₂), диссоциирующей на 3A²⁺ и 2B^3-:
   Ca3(PO4)2(тв) ⇄ 3Ca2+(р-р) + 2PO43-(р-р)
   Если растворимость Ca₃(PO₄)₂ равна ‘s’ моль/л, то в насыщенном растворе:
   [Ca2+] = 3s
[PO43-] = 2s
   Тогда ПР = (3s)3 ⋅ (2s)2 = 27s3 ⋅ 4s2 = 108s5
   Отсюда, молярная растворимость s = 5√ (ПР/108).

Условия образования и растворения осадков

ПР служит мощным инструментом для прогнозирования поведения малорастворимых соединений в растворах. Для этого сравнивают ионное произведение (ИП), то есть произведение текущих концентраций ионов в растворе, с табличным значением ПР.

• Образование осадка: Если произведение текущих концентраций ионов в растворе становится больше значения ПР (ИП > ПР), то раствор пересыщен, и избыток вещества выпадает в осадок до тех пор, пока концентрации ионов не достигнут равновесного состояния, соответствующего ПР.
• Растворение осадка: Если произведение текущих концентраций ионов меньше значения ПР (ИП < ПР), то раствор недосыщен, и осадок будет растворяться до достижения насыщенного состояния.
• Насыщенный раствор: Если произведение текущих концентраций ионов равно ПР (ИП = ПР), раствор насыщен, и система находится в равновесии.

Влияние одноименных ионов на растворимость

Принцип Ле Шателье-Брауна наглядно демонстрирует свое действие в растворах малорастворимых электролитов. Если в насыщенный раствор добавить растворимый электролит, содержащий одноименный ион с малорастворимым веществом, равновесие сместится в сторону образования осадка. Это приводит к уменьшению растворимости малорастворимого электролита.

Например, в насыщенном растворе AgCl (AgCl(тв) ⇄ Ag+ + Cl-) добавление NaCl (который диссоциирует на Na⁺ и Cl^—) увеличивает концентрацию ионов Cl^—. Чтобы восстановить равновесие, система будет стремиться уменьшить концентрацию Ag⁺, что приведет к выпадению дополнительного количества AgCl в осадок. Таким образом, растворимость AgCl в присутствии NaCl становится ниже, чем в чистой воде. Это явление широко используется в аналитической химии для полного осаждения труднорастворимых соединений.

Реакции ионного обмена: Условия протекания и роль константы равновесия

Реакции ионного обмена – это одна из самых распространенных и важных категорий химических превращений в растворах. Они лежат в основе многих аналитических методов, промышленных процессов и даже биологических явлений. Понимание их механизмов и условий протекания является краеугольным камнем химической грамотности.

Сущность реакций ионного обмена

Реакции ионного обмена – это процессы, происходящие между сложными веществами (электролитами: кислотами, основаниями, солями) в растворах, при которых происходит обмен их составными частями – ионами. Ключевая особенность этих реакций заключается в том, что в них не происходит изменения степеней окисления элементов. Это реакции «перетасовки» ионов.

Молекулярное уравнение реакции показывает общие формулы исходных веществ и продуктов. Однако истинная природа этих реакций раскрывается в ионных уравнениях, которые демонстрируют, какие именно ионы участвуют в процессе.

Условия самопроизвольного (необратимого) протекания реакций ионного обмена

Несмотря на то, что реакции ионного обмена – это, по сути, обмен партнерами, они не всегда протекают «до конца», то есть необратимо. Для того чтобы реакция ионного обмена была практически необратимой и шла до завершения, необходимо выполнение одного из трех основных условий:

1. Образование осадка (малорастворимого или нерастворимого вещества):
   Если в результате реакции образуются ионы, которые связываются в нейтральные молекулы или кристаллы, выпадающие из раствора, то реакция считается необратимой. Это происходит потому, что осадок выводится из сферы реакции, смещая равновесие в сторону продуктов. Для определения образования осадка незаменимым инструментом является таблица растворимости.
   • Пример: Взаимодействие хлорида бария с сульфатом натрия.
     Молекулярное уравнение: BaCl2(р-р) + Na2SO4(р-р) → BaSO4↓(тв) + 2NaCl(р-р)
     Полное ионное уравнение: Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO42- → BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl-
     Сокращенное ионное уравнение: Ba2+ + SO42- → BaSO4↓
     Здесь образуется нерастворимый сульфат бария (BaSO₄), который выпадает в осадок.
2. Образование газа (летучего вещества):
   Если одним из продуктов реакции является газообразное вещество, которое покидает раствор, то равновесие также смещается в сторону продуктов, и реакция идет практически до конца. Часто газообразные продукты образуются в результате разложения неустойчивых промежуточных соединений, таких как угольная кислота (H₂CO₃) или сернистая кислота (H₂SO₃).
   • Пример: Взаимодействие карбоната натрия с соляной кислотой.
     Молекулярное уравнение: Na2CO3(р-р) + 2HCl(р-р) → 2NaCl(р-р) + H2O(ж) + CO2↑(г)
     Полное ионное уравнение: 2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- → 2Na+ + 2Cl- + H2O + CO2↑
     Сокращенное ионное уравнение: CO32- + 2H+ → H2O + CO2↑
     Образовавшаяся угольная кислота H₂CO₃ сразу разлагается на воду и углекислый газ, который улетает.
3. Образование воды или другого слабого электролита:
   Если в результате реакции образуется слабодиссоциирующее вещество (например, вода, слабая кислота или слабое основание), которое мало распадается на ионы, то концентрация участвующих ионов уменьшается, и равновесие смещается в сторону продуктов.
   • Пример (образование воды): Реакция нейтрализации гидроксида натрия соляной кислотой.
     Молекулярное уравнение: NaOH(р-р) + HCl(р-р) → NaCl(р-р) + H2O(ж)
     Сокращенное ионное уравнение: H+ + OH- → H2O
     Образование воды, которая является очень слабым электролитом, делает эту реакцию необратимой.
   • Пример (образование слабого электролита): Взаимодействие хлорида аммония с гидроксидом калия.
     Молекулярное уравнение: NH4Cl(р-р) + KOH(р-р) → KCl(р-р) + NH4OH(р-р)
     Сокращенное ионное уравнение: NH4+ + OH- → NH4OH
     Здесь образуется слабое основание гидроксид аммония (NH₄OH), которое мало диссоциирует.

Составление молекулярных и ионных уравнений

Для успешного выполнения контрольной работы необходимо владеть навыками составления всех типов уравнений:

1. Молекулярное уравнение: Отражает общие формулы веществ.
   Например: FeCl3 + 3KOH → Fe(OH)3↓ + 3KCl
2. Полное ионное уравнение: Все сильные электролиты (растворимые соли, сильные кислоты и основания) записываются в виде ионов. Осадки, газы и слабые электролиты записываются в молекулярном виде.
   Например: Fe3+ + 3Cl- + 3K+ + 3OH- → Fe(OH)3↓ + 3K+ + 3Cl-
3. Сокращенное ионное уравнение: Из полного ионного уравнения исключаются так называемые «ионы-зрители» – те ионы, которые не участвуют в химическом превращении и присутствуют в растворе как до, так и после реакции в неизменном виде.
   Например: Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3↓

Реакции с участием амфотерных соединений

Амфотерные оксиды и гидроксиды – это особый класс соединений, которые проявляют двойственную химическую природу: они могут реагировать как с кислотами, так и с основаниями, выступая в одной реакции как основание, а в другой – как кислота. Это делает их реакции особенно интересными и важными для понимания.
Примеры амфотерных гидроксидов: Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃, Be(OH)₂.

• Реакции с кислотами (проявление основных свойств):
  Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами, образуя соль и воду.
  • Молекулярное: Zn(OH)2 + 2HCl → ZnCl2 + 2H2O
  • Ионное: Zn(OH)2 + 2H+ → Zn2+ + 2H2O (поскольку Zn(OH)₂ малорастворим, его записывают в молекулярном виде)
• Реакции со щелочами (проявление кислотных свойств):
  В присутствии сильных щелочей амфотерные гидроксиды образуют комплексные соли, в которых амфотерный элемент выступает в роли комплексообразователя.
  • Молекулярное: Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)
  • Ионное: Zn(OH)2 + 2OH- → [Zn(OH)4]2-

Объяснение самопроизвольного протекания через константу равновесия (K_c)

Термодинамика предоставляет элегантное объяснение того, почему некоторые реакции протекают самопроизвольно, а другие нет. Ключевым параметром здесь является изменение энергии Гиббса (ΔG). Самопроизвольные процессы протекают при ΔG < 0.

Константа равновесия (K_c) количественно характеризует степень протекания реакции и тесно связана с энергией Гиббса уравнением:
ΔG⁰ = -R⋅T⋅lnKc

Где:

• ΔG⁰ – стандартное изменение энергии Гиббса
• R – универсальная газовая постоянная (8.314 Дж/(моль⋅К))
• T – абсолютная температура в Кельвинах
• lnK_c – натуральный логарифм константы равновесия

Интерпретация значений K_c:

• Если K_c > 1, то lnK_c > 0, и, следовательно, ΔG⁰ < 0. Это означает, что прямая реакция протекает самопроизвольно, и в равновесной системе преобладают продукты реакции. Чем больше K_c, тем сильнее смещено равновесие вправо и тем полнее протекает реакция.
• Если K_c < 1, то lnK_c < 0, и, следовательно, ΔG⁰ > 0. Прямая реакция не является самопроизвольной в стандартных условиях, и реакция протекает преимущественно в обратном направлении. В равновесной системе преобладают исходные вещества.
• Если K_c = 1, то lnK_c = 0, и ΔG⁰ = 0. Система находится в равновесии, и концентрации реагентов и продуктов примерно равны.

В случае реакций ионного обмена, которые протекают практически до конца (с образованием осадка, газа или слабого электролита), значение константы равновесия (K_c) будет очень большим – зачастую порядка 10⁴ и выше. Это огромное значение K_c является термодинамическим подтверждением сильного смещения равновесия в сторону образования продуктов и, как следствие, необратимости реакции.

Следует отметить, что константа равновесия ионного обмена может зависеть от множества факторов, включая свойства раствора, общую концентрацию, количественные соотношения ионов и температуру.

Заключение: Ключевые выводы и рекомендации для контрольной работы

Мы совершили увлекательное путешествие по фундаментальным разделам общей химии, разобравшись в строении и номенклатуре комплексных соединений, нюансах диссоциации кислот, тонкостях произведения растворимости и динамике реакций ионного обмена. Эти знания – не просто теоретические конструкты, а мощные инструменты для понимания и прогнозирования химических процессов.

Для успешного выполнения контрольной работы критически важно не только усвоить определения и формулы, но и научиться применять их на практике. Вот несколько ключевых рекомендаций:

1. Систематизируйте знания: Создайте собственные таблицы и схемы для классификации кислот, типов комплексных соединений и условий протекания реакций.
2. Практикуйтесь: Решайте как можно больше задач. Начинайте с простых, постепенно переходя к более сложным, комбинированным заданиям. Особое внимание уделите амфотерным соединениям – это частый «камень преткновения».
3. Используйте справочные материалы: Таблица растворимости, значения констант диссоциации и произведения растворимости – ваши лучшие друзья. Умение быстро находить нужные данные сэкономит время и предотвратит ошибки.
4. Понимайте, а не заучивайте: Механическое запоминание формул без понимания их физического смысла – путь к забвению. Стремитесь понять, почему химические реакции протекают именно так, а не иначе, особенно в контексте константы равновесия и энергии Гиббса.
5. Контролируйте расчеты: При вычислениях с ПР всегда проверяйте, что стехиометрические коэффициенты возведены в правильные степени, а единицы измерения согласованы.

Успех в общей химии – это не только признак академической успеваемости, но и ключ к пониманию окружающего мира на молекулярном уровне. Пусть эта контрольная работа станет для вас не испытанием, а возможностью продемонстрировать глубокое и осмысленное владение химическими законами и принципами.

Список использованной литературы

1. Жуков, С. Т. Химия-10/11 класс. Глава 17. Комплексные соединения. URL: https://www.chem.msu.su/rus/school/zhukov1/17.html (дата обращения: 07.11.2025).
2. Лиганд // Википедия. URL: https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9B%D0%B8%D0%B3%D0%B0%D0%BD%D0%B4 (дата обращения: 07.11.2025).
3. Классификация комплексных соединений. URL: http://www.chem-astu.ru/lectures/lecture_12_04_04.htm (дата обращения: 07.11.2025).
4. Номенклатура комплексных соединений. URL: http://www.chem-astu.ru/lectures/lecture_12_05_03.htm (дата обращения: 07.11.2025).
5. Лиганды // Химическая энциклопедия. ХиМиК.ру. URL: https://www.xumuk.ru/encyklopedia/2/2361.html (дата обращения: 07.11.2025).
6. Комплексные соединения. URL: http://chemistry.bmstu.ru/files/metodichki/kompleksnye-soedineniya.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
7. Координационное число // Википедия. URL: https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%BE%D0%BE%D1%80%D0%B4%D0%B8%D0%BD%D0%B0%D1%86%D0%B8%D0%BE%D0%BD%D0%BD%D0%BE%D0%B5_%D1%87%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE (дата обращения: 07.11.2025).
8. 9.1. Общие сведения о координационных соединениях // Chemistry.ru. URL: http://www.chemistry.ru/course/content/chapter9/section1/subsection1/9_1_1.html (дата обращения: 07.11.2025).
9. Учебник Глинка общая химия. URL: https://static.bsu.by/upload/documents/chemistry/general-chemistry-glinka.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
10. Химия комплексных соединений. URL: https://core.ac.uk/download/pdf/196602058.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
11. Комплексные соединения – это. URL: https://kubsau.ru/upload/iblock/d76/d7621c4309a4d872b21c5720d2979207.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
12. Структура комплексных соединений. URL: https://chem.kpfu.ru/assets/files/students/dopolnitelno/kompleksnyie_soedineniya.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
13. Комплексные соединения. Определяем заряд комплексного иона и валентность комплексообразователя. URL: https://www.youtube.com/watch?v=0Uj1c37Vb4Q (дата обращения: 07.11.2025).
14. Определение заряда основных частиц комплексного соединения. URL: https://www.elibrary.ru/download/elibrary_35711693_91934983.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
15. Диссоциация комплексных соединений. URL: https://studfile.net/preview/2610731/page:20/ (дата обращения: 07.11.2025).
16. Определить заряд комплексного иона, степень окисления и координационное число // Школьные Знания.com. URL: https://znanija.com/task/2157577 (дата обращения: 07.11.2025).
17. Неорганическая химия. Комплексные соединения // mathprofi. URL: https://mathprofi.ru/neorganicheskaya_himiya_kompleksnye_soedineniya.html (дата обращения: 07.11.2025).
18. Номенклатура органических соединений // Электронный научный архив УрФУ. URL: https://elar.urfu.ru/bitstream/10995/103986/1/978-5-7996-3204-5_2021.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
19. Глинка, Николай Леонидович. URL: https://library.kemsu.ru/node/148483 (дата обращения: 07.11.2025).
20. Систематика и номенклатура координационных и супрамолекулярных соединений. URL: https://elib.bspu.by/bitstream/doc/29285/1/%D0%A1%D0%B8%D1%81%D1%82%D0%B5%D0%BC%D0%B0%D1%82%D0%B8%D0%BA%D0%B0%20%D0%B8%20%D0%BD%D0%BE%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D0%BA%D0%BB%D0%B0%D1%82%D1%83%D1%80%D0%B0%20%D0%BA%D0%BE%D0%BE%D1%80%D0%B4%D0%B8%D0%BD%D0%B0%D1%86%D0%B8%D0%BE%D0%BD%D0%BD%D1%8B%D1%85%20%D0%B8%20%D1%81%D1%83%D0%BF%D1%80%D0%B0%D0%BC%D0%BE%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%83%D0%BB%D1%8F%D1%80%D0%BD%D1%8B%D1%85%20%D1%81%D0%BE%D0%B5%D0%B4%D0%B8%D0%BD%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B9.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
21. Санкт-Петербургский государственный медицинский университет имени. URL: https://www.spbmedu.ru/cont/images/Ucheba/kafedra_himii/materialy/him_neorg.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
22. Особенности диссоциации комплексных солей // Форум химиков на XuMuK.ru. URL: https://forum.xumuk.ru/topic/136774-%D0%BE%D1%81%D0%BE%D0%B1%D0%B5%D0%BD%D0%BD%D0%BE%D1%81%D1%82%D0%B8-%D0%B4%D0%B8%D1%81%D1%81%D0%BE%D1%86%D0%B8%D0%B0%D1%86%D0%B8%D0%B8-%D0%BA%D0%BE%D0%BC%D0%BF%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%81%D0%BD%D1%8B%D1%85-%D1%81%D0%BE%D0%BB%D0%B5%D0%B9/ (дата обращения: 07.11.2025).
23. Комплексные соединения // Белорусский государственный университет информатики и радиоэлектроники. URL: https://lib.bsuir.by/sites/default/files/html_files/2019-11/complektnye_soedineniya.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
24. Общая химия. Глинка Н.Л. // Alleng. URL: http://www.alleng.me/d/chem/chem08.htm (дата обращения: 07.11.2025).
25. Классификация и номенклатура химических соединений // Репозиторий БГАТУ! URL: https://repo.bgatu.by/bitstream/handle/123456789/2293/Klassifikatsiya_i_nomenklatura_khimicheskikh_soedineniy.pdf?sequence=1&isAllowed=y (дата обращения: 07.11.2025).
26. Комплексные соединения // НГТУ им. Р.Е. Алексеева. URL: https://www.nntu.ru/frontend/web/assets/files/education/uchebnye-izdaniya/kompleksnye-soedineniya.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
27. Определить заряд комплексного иона степень окисления и координационное число комплексообразователя…. // tekalika — Ответы. URL: https://otvet.mail.ru/question/70244672 (дата обращения: 07.11.2025).
28. Общая химия. URL: https://static.biblio-online.ru/demo/4957f867-0c65-4f7f-8c31-edfb2587f7a3.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
29. Общая химия // E-library SamMU. URL: https://repo.ssmu.ru/bitstream/handle/SSMU/1049/%D0%93%D0%BB%D0%B8%D0%BD%D0%BA%D0%B0%20%D0%9D.%D0%9B.%20%D0%9E%D0%B1%D1%89%D0%B0%D1%8F%20%D1%85%D0%B8%D0%BC%D0%B8%D1%8F.pdf?sequence=1 (дата обращения: 07.11.2025).
30. Номенклатура комплексных соединений. URL: http://www.chem.msu.su/rus/school/romantsev/nomen.html (дата обращения: 07.11.2025).
31. Химия комплексных соединений // Электронная библиотека БГТУ. URL: https://elib.bstu.by/bitstream/123456789/19445/1/%D0%A5%D0%B8%D0%BC%D0%B8%D1%8F%20%D0%BA%D0%BE%D0%BC%D0%BF%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%81%D0%BD%D1%8B%D1%85%20%D1%81%D0%BE%D0%B5%D0%B4%D0%B8%D0%BD%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B9.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
32. Номенклатура неорганических соединений ИЮПАК // Википедия. URL: https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9D%D0%BE%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D0%BA%D0%BB%D0%B0%D1%82%D1%83%D1%80%D0%B0_%D0%BD%D0%B5%D0%BE%D1%80%D0%B3%D0%B0%D0%BD%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B8%D1%85_%D1%81%D0%BE%D0%B5%D0%B4%D0%B8%D0%BD%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B9_%D0%98%D0%AE%D0%9F%D0%90%D0%9A (дата обращения: 07.11.2025).
33. Глава 2 // Alhimik.ru. URL: http://www.alhimik.ru/abitur/gl2.html (дата обращения: 07.11.2025).
34. Глава 1. Комплексные соединения. URL: https://www.sgu.ru/sites/default/files/textdocsfiles/2016/02/19/koordinacionnaya_himiya.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
35. Алгоритм составления ионных уравнений // Статья по химии (7 класс). URL: https://nsportal.ru/shkola/khimiya/library/2020/05/22/algoritm-sostavleniya-ionnyh-uravneniy (дата обращения: 07.11.2025).
36. Правила написания уравнений реакций в ионном виде. URL: https://him.l9k.ru/pravila-napisaniya-uravnenij-reakcij-v-ionnom-vide.html (дата обращения: 07.11.2025).
37. Как составлять ионные уравнения. Задача 30 на ЕГЭ по химии. URL: https://chemege.ru/innye-uravneniya/ (дата обращения: 07.11.2025).
38. Алгоритм составления полного и краткого уравнений реакций ионного обмена (8 класс). URL: https://infourok.ru/algoritm-sostavleniya-polnogo-i-kratkogo-uravneniy-reakciy-ionnogo-obmena-klass-3051406.html (дата обращения: 07.11.2025).
39. Составление полных ионных и сокращённых ионных уравнений на основе молекулярного уравнения // Химия — YouTube. URL: https://www.youtube.com/watch?v=0kH83bM8lYg (дата обращения: 07.11.2025).
40. Параграф 20 Вопрос 2 ГДЗ Габриелян Остроумов 11 класс (Химия) // Reshak.ru. URL: https://reshak.ru/otvet/gabrieljan-ostroumov-11-klass-himija-gdz/paragraf-20-vopros-2.html (дата обращения: 07.11.2025).
41. Амфотерные соединения — урок. Химия, 8 класс // ЯКласс. URL: https://www.yaklass.ru/p/himnoya-tablitsa-menteleeva/8-klass/osnovnye-klassy-neorganicheskikh-soedinenii-127993/amfoternye-soedineniia-127996/re-892b1cf5-22d7-463e-ac3a-c0b7d341b53e (дата обращения: 07.11.2025).
42. Составление ионно-молекулярных уравнений. URL: https://www.youtube.com/watch?v=gT83Nl-13-I (дата обращения: 07.11.2025).
43. Амфотерные органические и неорганические соединения. URL: https://www.elibrary.ru/download/elibrary_12891334_60216790.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
44. Амфотерность // Химия | Фоксфорд Учебник. URL: https://foxford.ru/wiki/himiya/amfoternost (дата обращения: 07.11.2025).
45. Как писать ионные уравнения реакций: пошаговое руководство. URL: https://vuzlit.ru/852528/kak_pisat_ionnye_uravneniya_reaktsiy (дата обращения: 07.11.2025).
46. ЕГЭ. Химические свойства амфотерных соединений. URL: https://himege.ru/himicheskie-svoystva-amfoternyh-soedineniy/ (дата обращения: 07.11.2025).
47. Правила составления уравнений ионно-молекулярных реакций. URL: https://rudocs.exdat.com/docs/index-208947.html (дата обращения: 07.11.2025).
48. Ионные уравнения // Группа компаний — Просвещение. URL: https://old.prosv.ru/info.aspx?ob_no=49886 (дата обращения: 07.11.2025).
49. Алгоритм составления ионно-молекулярных уравнений (ИМУ) // Инфоурок. URL: https://infourok.ru/algoritm-sostavleniya-ionnomolekulyarnih-uravneniy-imu-5282055.html (дата обращения: 07.11.2025).
50. Сильные и слабые электролиты: что это, как определить и отличить. URL: https://online.yaguo.ru/articles/silnye-i-slabye-elektrolity-chto-eto-kak-opredelit-i-otlichit (дата обращения: 07.11.2025).
51. Диссоциация сильных и слабых электролитов — урок. Химия, 11 класс // ЯКласс. URL: https://www.yaklass.ru/p/himiya/11-klass/rastvory-216954/elektroliticheskaia-dissotsiatsiia-127181/re-c0f38b36-5868-450f-a9b0-96f3c09f8742 (дата обращения: 07.11.2025).
52. Кислоты // Википедия. URL: https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE%D1%82%D1%8B (дата обращения: 07.11.2025).
53. Классификация кислот — урок. Химия, 8 класс // ЯКласс. URL: https://www.yaklass.ru/p/himiya/8-klass/osnovnye-klassy-neorganicheskikh-soedinenii-127993/kisloty-sostav-svoistva-poluchenie-127994/re-68740c0b-193e-4638-b99f-e3c38f9725f0 (дата обращения: 07.11.2025).
54. Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение в — Кафедра химии и инженерной экологии. URL: https://mgups.elpub.ru/jour/article/download/239/239 (дата обращения: 07.11.2025).
55. Классификация и свойства растворов электролитов // Химия | Фоксфорд Учебник. URL: https://foxford.ru/wiki/himiya/klassifikatsiya-i-svoystva-rastvorov-elektrolitov (дата обращения: 07.11.2025).
56. Электролитическая диссоциация. Электролиты // материалы для подготовки к ЕГЭ по Химии. URL: https://himege.ru/elektroliticheskaya-dissotsiatsiya-elektrolity/ (дата обращения: 07.11.2025).
57. Классификация и номенклатура кислот // Химия | Фоксфорд Учебник. URL: https://foxford.ru/wiki/himiya/klassifikatsiya-i-nomenklatura-kislot (дата обращения: 07.11.2025).
58. Химия. URL: https://cyberleninka.ru/article/n/himiya-4/viewer (дата обращения: 07.11.2025).
59. Таблица растворимости. PDF // Scribd. URL: https://ru.scribd.com/document/425539750/%D0%A2%D0%90%D0%91%D0%9B%D0%98%D0%A6%D0%90-%D0%A0%D0%90%D0%A1%D0%A2%D0%92%D0%9E%D0%A0%D0%98%D0%9C%D0%9E%D0%A1%D0%A2%D0%98 (дата обращения: 07.11.2025).
60. Сильные и слабые электролиты, соли (химия, 9 класс) // Образовака. URL: https://obrazovaka.ru/himiya/silnye-i-slabye-elektrolity-soli-9-klass.html (дата обращения: 07.11.2025).
61. § 3.2. Кислоты : Классификация кислот. URL: https://www.uchebnik-online.com/131-khimiya/2589-3-2-kisloty.html (дата обращения: 07.11.2025).
62. Таблица растворимости. URL: http://www.xumuk.ru/spravochnik/653.html (дата обращения: 07.11.2025).
63. §10.1. Сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации. URL: https://www.chem.msu.su/rus/school/zhukov1/10_1.html (дата обращения: 07.11.2025).
64. Таблица сильных и слабых кислот. URL: https://chemanalytica.ru/basics/chemical-elements/acids-and-bases/tablica-silnyh-i-slabyh-kislot (дата обращения: 07.11.2025).
65. Таблица растворимости солей, кислот и оснований // Webmath.ru. URL: https://webmath.ru/poleznoe/tablica_rastvorimosti.php (дата обращения: 07.11.2025).
66. Напишите уравнения диссоциации сильных и слабых электролитов 1) кислот, 2) оснований, 3) солей, и // Школьные Знания.com. URL: https://znanija.com/task/2017006 (дата обращения: 07.11.2025).
67. Константы диссоциации кислот и оснований. URL: https://studfile.net/preview/6789125/page:10/ (дата обращения: 07.11.2025).
68. Константы диссоциации кислот и оснований (справочная таблица). URL: https://chemanalytica.ru/basics/chemical-elements/acids-and-bases/tablica-konstant-dissociacii (дата обращения: 07.11.2025).
69. Уравнения диссоциации. URL: https://himiya.ru/dissociation-equations.html (дата обращения: 07.11.2025).
70. Таблица силы кислот и оснований. Относительная сила кислот и оснований. Значения констант кислотности и констант основности. Амфолиты. Кислые соли // Инженерный справочник. URL: https://dpva.ru/Guide/GuideChemistry/AcidsBases/AcidsBasesStrength/ (дата обращения: 07.11.2025).
71. ЕГЭ. Химические свойства кислот. URL: https://himege.ru/himicheskie-svoystva-kislot/ (дата обращения: 07.11.2025).
72. Лекция № 8 Представление о кислотах и основаниях. Диссоциация воды. Водородный показатель. Гидролиз солей. URL: https://portal.novsu.ru/fileadmin/materials/759/11956/lektsiya-8-predstavlenie-o-kislotah-i-osnovaniyah.-dissotsiatsiya-vody.-vodorodnyy-pokazatel.-gidroliz-soley.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
73. Константа диссоциации кислоты // Википедия. URL: https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%BE%D0%BD%D1%81%D1%82%D0%B0%D0%BD%D1%82%D0%B0_%D0%B4%D0%B8%D1%81%D1%81%D0%BE%D1%86%D0%B8%D0%B0%D1%86%D0%B8%D0%B8_%D0%BA%D0%B8%D1%81%D0%BB%D0%BE%D1%82%D1%8B (дата обращения: 07.11.2025).
74. Диссоциация кислот. URL: https://www.youtube.com/watch?v=FjIuC24tH58 (дата обращения: 07.11.2025).
75. Электролитическая диссоциация сильных кислот — урок. Химия, 9 класс // ЯКласс. URL: https://www.yaklass.ru/p/himiya/9-klass/elektroliticheskaia-dissotsiatsiia-127181/elektroliticheskaia-dissotsiatsiia-silnykh-kislot-127182/re-7f288764-77e4-4161-9f93-4a57c5f850d5 (дата обращения: 07.11.2025).
76. 2. Электролитическая диссоциация слабых многоосновных кислот // ЯКласс. URL: https://www.yaklass.ru/p/himiya/9-klass/elektroliticheskaia-dissotsiatsiia-127181/elektroliticheskaia-dissotsiatsiia-slabykh-mnogoo/re-c709e9f6-02e0-41ed-a111-e1291b8d234d (дата обращения: 07.11.2025).
77. Произведение растворимости // Википедия. URL: https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D1%80%D0%BE%D0%B8%D0%B7%D0%B2%D0%B5%D0%B4%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B5_%D1%80%D0%B0%D1%81%D1%82%D0%B2%D0%BE%D1%80%D0%B8%D0%BC%D0%BE%D1%81%D1%82%D0%B8 (дата обращения: 07.11.2025).
78. Произведение растворимости // Циклопедия. URL: https://cyclowiki.org/wiki/%D0%9F%D1%80%D0%BE%D0%B8%D0%B7%D0%B2%D0%B5%D0%B4%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B5_%D1%80%D0%B0%D1%81%D1%82%D0%B2%D0%BE%D1%80%D0%B8%D0%BC%D0%BE%D1%81%D1%82%D0%B8 (дата обращения: 07.11.2025).
79. Произведение растворимости // Химия | Фоксфорд Учебник. URL: https://foxford.ru/wiki/himiya/proizvedenie-rastorimosti (дата обращения: 07.11.2025).
80. Произведение растворимости. URL: https://www.xumuk.ru/encyklopedia/2/3687.html (дата обращения: 07.11.2025).
81. 6.5. Растворимость малорастворимых электролитов. Произведение растворимости. URL: https://krasgmu.ru/upload/ibloc/6d1/6d18398e847c2e39178498b5a1bcf4d1.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
82. Таблица. Произведения растворимости (ПР и -lg(ПР)) по Ю.Ю.Лурье Справочник по аналитической химии, 1979 // Инженерный справочник. URL: https://dpva.ru/Guide/GuideChemistry/SolubilityProduct/ (дата обращения: 07.11.2025).
83. Произведение растворимости // CHEMEGE.RU. URL: https://chemege.ru/proizvedenie-rastvorimosti/ (дата обращения: 07.11.2025).
84. Таблица произведений растворимости — ALL-IN-ONE : универсальный справочник — энциклопедия. URL: https://all-in-one.kz/ru/articles/tablica-proizvedeniy-rastvorimosti (дата обращения: 07.11.2025).
85. Как определить произведение растворимости // Студворк. URL: https://studwork.org/spravochnik/himiya/kak-opredelit-proizvedenie-rastvorimosti (дата обращения: 07.11.2025).
86. Произведение растворимости (ПР или Ksp) // YouTube. URL: https://www.youtube.com/watch?v=0h5o7wLw19k (дата обращения: 07.11.2025).
87. 4.6. Равновесия в насыщенных растворах. URL: https://www.chem.msu.su/rus/teaching/glinka/ch4/4-6.html (дата обращения: 07.11.2025).
88. Расчет равновесных концентраций ионов разной валентности // Форум химиков. URL: https://forum.xumuk.ru/topic/192231-raschet-ravnovesnyx-kontsentratsii-ionov-raznoi-valentnosti/ (дата обращения: 07.11.2025).
89. Реакции ионного обмена и условия их осуществления // Школа 332. URL: https://www.school332.ru/DswMedia/reakcii-ionnogo-obmena-i-usloviya-ih-osushhestvleniya.pdf (дата обращения: 07.11.2025).
90. Реакции ионного обмена // материалы для подготовки к ЕГЭ по Химии. URL: https://himege.ru/reaktsii-ionnogo-obmena/ (дата обращения: 07.11.2025).
91. Реакции ионного обмена // энциклопедия «Знание.Вики». URL: https://znanierussia.ru/articles/Reaktsii_ionnogo_obmena (дата обращения: 07.11.2025).
92. Реакции ионного обмена // Википедия. URL: https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A0%D0%B5%D0%B0%D0%BA%D1%86%D0%B8%D0%B8_%D0%B8%D0%BE%D0%BD%D0%BD%D0%BE%D0%B3%D0%BE_%D0%BE%D0%B1%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D0%B0 (дата обращения: 07.11.2025).
93. Реакции обмена — что это и как составить химическое уравнение? // Skysmart. URL: https://blog.skysmart.ru/reaktsii-obmena-i-himicheskie-uravneniya-dlya-nih/ (дата обращения: 07.11.2025).
94. Ионообменные равновесия. URL: https://elib.rsvpu.ru/handle/123456789/2202 (дата обращения: 07.11.2025).
95. Константа равновесия ионного обмена — решение задачи с разбором // Кампус. URL: https://campus.ru/work/304445 (дата обращения: 07.11.2025).
96. Реакции ионного обмена в растворах // Химия | Фоксфорд Учебник. URL: https://foxford.ru/wiki/himiya/reaktsii-ionnogo-obmena-v-rastvorah (дата обращения: 07.11.2025).
97. Реакции ионного обмена и условия их протекания // Наука для тебя. URL: https://sites.google.com/site/naukadlyatebya/himiq/reakcii-ionnogo-obmena-i-uslovia-ih-protekania (дата обращения: 07.11.2025).
98. Растворы. Произведение растворимости (ПР) // Форум — ХимЛаб — сайт о химии и химической технологии. URL: http://chemlab.ru/forum/viewtopic.php?p=21029 (дата обращения: 07.11.2025).
99. 08 Условия протекания реакций ионного обмена до конца. URL: https://interneturok.ru/lesson/9-klass/himiya/elektroliticheskaya-dissotsiatsiya-reaktsii-ionnogo-obmena/usloviya-protekaniya-reaktsiy-ionnogo-obmena-do-kontsa (дата обращения: 07.11.2025).
100. Условия самопроизвольного протекания процессов. URL: https://m.studfiles.net/preview/4383617/page:17/ (дата обращения: 07.11.2025).
101. Константа равновесия // Википедия. URL: https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9A%D0%BE%D0%BD%D1%81%D1%82%D0%B0%D0%BD%D1%82%D0%B0_%D1%80%D0%B0%D0%B2%D0%BD%D0%BE%D0%B2%D0%B5%D1%81%D0%B8%D1%8F (дата обращения: 07.11.2025).
102. Жуков, С. Т. Химия-10/11 класс. Глава 20. Количественное описание химического равновесия. URL: https://www.chem.msu.su/rus/school/zhukov1/20.html (дата обращения: 07.11.2025).
103. ION EXCHANGE REACTIONS and the conditions under which they occur | How to write molecular and ion… // YouTube. URL: https://www.youtube.com/watch?v=D-P_t8i8Q9Q (дата обращения: 07.11.2025).
104. Условия самопроизвольного протекания химической реакции. URL: https://m.studfiles.net/preview/4383617/page:18/ (дата обращения: 07.11.2025).
105. Условия протекания реакций ионного обмена до конца // YouTube. URL: https://www.youtube.com/watch?v=qO5W0BfQvJk (дата обращения: 07.11.2025).