ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Химическое равновесие из "Качественный химический анализ" Преобладающее большинство химических реакций обратимо и могут протекать как в прямом, так и в обратном направле-шях. Поскольку скорость прямой реакции по мере расходования [СХОДНЫХ веществ уменьшается, а скорость обратной реакции накоплением продуктов реакции увеличивается, наступает юмент, когда скорости обеих реакций делаются равными в си-теме -станавливается химическое равновесие, которое характе-щзуется тем, что огношение концентраций продуктов реакции 1 концентраций исходных веществ постоянно. [c.43] Сказанное одинаково справедливо как для реакций, протекающих в газообразной среде, так и в растворах. [c.43] Скорость химической реакции (о) при активных концентр, днях (см. стр. 53) реагирующих веществ, равных единице, ест характерная для каждой данной реакции (при постоянной тев пературе и постоянном давлении) постоянная величина К). [c.44] Из уравнения (4) следует, что в. момент равновесия отноше ние произведений активных концентраций продуктов реакции исходных веществ есть величина постоянная. [c.44] Химическое равновесие является подвткным (динамическим), ак как при этом взаимно противоположные реакции не пре-раш,аются, а непрерывно протекают с одинаковыми скоростями. [c.45] При изменении внешних условий химическое равновесие на-упиется и в системе происходят изменения до тех пор, пока -на не достигнет нового состояния равновесия, отвечающего но-ым условиям. При этом равновесие системы смещается в ту ли иную сторону. Согласно правилу Ле-Шателье внешнее воз-.ействие, нарушающее равновесие в равновесной системе, вы-ывает в ней изменения в направлении уменьшения этого воз- ействия. [c.45] В химическом анализе особенно большое значение имеет нз-генение концентрации реагирующих веществ и обус.повленяое ТИМ изменением смещение равновесия системы в ту или иную торону. [c.45] Особые свойства электролитов —- электропроводность, повь шенное осмотическое давление, аномальные температура киш ния и температура замерзания — нашли свое объяснение в те( рин электролитической диссоциации, созданной С. Аррениусо в конце XIX в. [c.46] Согласно этой теории электролиты (кислоты, основания соли) при растворении в воде распадаются — диссоциируют, н положительно и отрицательно заряженные ионы катионы анионы. Эта диссоциация протекает в зависимости бт трирод электролита, природы растворителя и концентрации раствор в различной степени. [c.46] В зависимости от степени диссоциации Аррениус разделял вс( электролиты на сильные (л 30%), средней силы ( = 5—30% и слабые (o =s5%). [c.46] Из уравнения (4) следует, что константа диссоциации не за-чсит от разбавления, в то время как степень диссоциации об-атно пропорциональна корню квадратному из величины перво-ачальной концентрации электролита. [c.47] В зависимости от числа водородных ионов, освобождающихся ри полной диссоциации, различают одно-, двух- и многооснов-ые кислоты. [c.47] Основания, по аналогии, могут быть одно-, двух- и много-ислотными. [c.47] Как видно из приведенных схем, в присутствии избытка ионов 1 равновесие б системах смещается справа палево, и в рас-оре преобладают анионы 2пО и АЮл в кислой среде под иянием избытка ионов Н+ равновесие смещается слева на-аво, и в растворе преобладают катиойы 2п + и А1 +. [c.49] как правило, независимо от того, какими кислота.ми и юваниями (сильными или слабыми) они образованы, являются аьными электролитами. Исключение составляют Н С1г, СсЮЬ Hg( N)2 они диссоциируют в очень малой степени. [c.49] Вернуться к основной статье