ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ Химическое равновесие в гомогенных системах из "Курс аналитической химии" Из курса неорганической химии известно, что скорость хиияческих реакций, характеризуемая изменением молярных концентраций реагирующих веществ в единицу времени, зависит от их природы, концентрации, температуры, присутствия катализаторов и других факторов. [c.14] В случае обратимых реакций устанавливаеггся подвижное химическое равновесие, при котором в системе одновременно присутствуют как исходные, так и образующиеся вещества. [c.15] При химическом равновесии произведение молярных концентраций получающихся веществ, деленное на произведение молярных концентраций исходных веществ, представляет собой постоянную для данной реакции величину, называемую константой равновесия (значение концентрации каждого компонента возводят в степень, равную стехиомегг-рическому коэффициенту его в уравнении реакции). [c.15] Добавление в систему одного из реагирующих веществ вызывает смещение (сдат) химического равновесия, т. е. изменение равновесных концентраций. Равновесие снова установится, но уже при других, новых концентрациях исходных веществ и получающихся продуктов. В этом случае обязательно повышается скорость той реакции, при которой прибавленное вещество расходуется. Например, если в рассматриваемой равновесной системе увеличить концентрацию тиоциана-та аммония, то химическое равновесие сместится в сторону прямой реакции, концентрация Ре(8СМ)з возрастет и интенсивность обусловленного им розового окрашивания раствора усилится. И наоборот, добавление хлорида аммония вызовет усиление обратной реакции, химическое равновесие сместится влево, концентрация тиоцианата железа уменьшится и интенсивность розовой окраски раствора понизится. [c.16] Чтобы достичь более полного смещения (сдвига) химического равновесия, нужно действовать избытком реагента, вызывающего это смещение. [c.16] Однако закон действующих масс и понятие о химическом равновесии применимы только к неэлектролитам и к слабым электролитам в разбавленных водных (или неводных) растворах. Слабые электролиты в концентрированных водных растворах и все сильные электролиты (кислоты, щелочи, соли) не вполне подчиняются закону действующих масс. [c.16] Однако для простоты написания уравнений эти индексы обычно опускают. [c.17] В растворах сильных электролитов происходит как гидратация ионов молекулами воды, так и воздействие ионов на пространственную структуру воды. Термодинамические представления о растворении и гидратации рассматривают в курсе физической химии. [c.18] Такие реакции принято называть реакциями протолиза. Особенно большое значение они имеют для понимания процессов в неводных растворах. [c.19] В зависимости от условий некоторые вещества (или ионы) могут проявлять свойства как кислот, так и оснований. Такой двойственный (амфипротный) характер проявляет, например, вода. При растворении кислот молекула воды присоединяет протоны, образуя ионы гидроксония Н3О, и, следовательно, ведет себя как основание. Наоборот, молекулы оснований при протолитических р еак1щях отнимают протоны у молекул воды, и в этом случае вода играет роль кислоты. [c.19] Логарифм величины К, взятый с обратным знаком, называют силовым показателем и обозначают рК. рК = —lg К. [c.20] Иначе говоря, более сильной кислотой является тот протолит, который легче отдает протон. Более сильным основанием является протолит, легче принимающий протон и сильнее его удерживающий. [c.20] Основания также бывают нейтральные (Н2О), анионные (С1 ) и катионные [Al(H20)s0H]2+. [c.20] Не все вещества растворимы в воде. Поэтому нередко приготовляют и анализируют растворы некоторых веществ в неводных растворителях в безводном жидком аммиаке, в безводной уксусной кислоте, в этиловом спирте, ацетоне, хлороформе, тетрахлориде углерода, пиридине и в других растворителях. Применительно к неводным растворам прежние представления о кислотах и основаниях не достаточны. [c.20] Теорию кислот и оснований для неводных систем разработал Франклин. Большой вклад в развитие этой теории внесли А. Шатен-штейн, М. Усанович, Н. Измайлов. [c.21] По современным представлениям, кроме воды существует ряд других неорганических и органических растворителей, которые обладают свойством диссоциировать на ионы, аналогичные ионам воды. При этом ионы водорода, т. е. протоны, сольватируются молекулами растворителя и образуют так называемые ионы лиония. Получающиеся же при ионизации растворителя анионы называют ионами лиатпа. [c.21] Иначе говоря, протоны обладают свойством соединяться в растворах с молекулами растворителей и давать положительно заряженные комплексные ионы гидроксония, аммония, ацетония и т. п. [c.21] Следовательно, кислотность обусловливается в водном растворе — ионами гидроксония, в жидком аммиаке — ионами аммония, в безводной уксусной кислоте — ионами ацетония. Щелочность обусломивает-ся. в водном растворе — гидроксид-ионами, в жидком аммиаке — амид-ионами, в безводной уксусной кислоте — ацетат ионами. [c.22] Из этого следует, что амид калия KNH2 в жидком аммиаке и ацетат калия КСН3СОО в безводной уксусной кислоте можно считать такими же сильными основаниями, как КОН в водном растворе. [c.22] Из этого вытекает, что KNH2 в жидком аммиаке и СН3СООК в безводной уксусной кислоте нельзя считать солями, как нельзя счи тать солью гидроксид калия в водном растворе. [c.23] Вернуться к основной статье