ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Приложения закона химического равновесия I. Гомогенные системы из "Полумикрометод качественного анализа" ПРИЛОЖЕНИЯ ЗАКОНА ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ. [c.17] Посмотрим, как закон химического равновесия, развитый в предыдущей главе, может быть приложен к многочисленным случаям гомогенного равновесия. [c.17] Гомогенные системы состоят из одной фазы. Так, реакции между ионами в растворе — гомогенные реакции, как и реакции в газовой фазе. [c.17] Вещества, водные растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами и обычно делятся на два класса (1) сильные электролиты и (2) слабые электролиты. Понятие об электролитах можно применять как к неорганическим, так и к органическим веществам. Сильные электролиты — это соединения, полностью ионизированные (диссоциированные) в водных растворах и легко проводящие электрический ток. Примерами сильных электролитов могут быть соляная кис-лота — H I азотная кислота — HNO3 едкий натр — NaOH , гидроокись бария — Ва(0Н)2 хлористый калий — K l уксус- нокислый калий — КС НдО цианистый калий — K N. [c.17] Для более глубокого изучения разницы между слабыми и сильными электролитами, в особенности в отношении их элек-тронно.го строения, студент должен обратиться к учебнику по общей химии. Для нашей цели представляет интерес только поведение их в водных растворах. [c.18] В водном растворе слабого электролита присутствуют следующие виды ионов и молекул недиссоцинрованные молекулы слабого электролита (в большом количестве), катионы слабого электролита, анионы слабого электролита, водородные ионы, получающиеся вследствие диссоциации воды, гидроксильные ионы из того же источника и, наконец, недиссоцинрованные молекулы воды. [c.18] Так как количество водородных и гидроксильных ионов, получающихся из воды,. чало по сравнению с другими вилами ионов, мы можем им пренебречь. [c.18] Новые экспериментальные данные указывают скорее на существование в водном растворе гидратированного протона Н3О+, а не простого иона И +. Однако, обсуждение этого вопроса не входит в задачу данной книги, и наши рассуждения не пострадают, если для простоты мы примем существование Н+. [c.18] Соответствующими способами можно измерить степень диссоциации кислоты. В 0,1 М растворе она составляет 1,32 0. [c.18] Эта величина близка к 0,1, и ошибка будет невелика, если мы пренебрежем диссоциированной частью кислоты. [c.19] Если мы приготовим другой раствор уксусной кислоты, более разбавленный, то будет ионизирован больший процент уксусной кислоты. (Почему можно допустить правильность этого ) Тем не менее, если мы измерим а, произведем вычисления, как выше, определим [Н + ] и [Ас ] и вычислим величину К, мы найдем, что она будет та же самая, что и выше. Константа ионизации слабого электролита, кислоты или основания при постоянной температуре обычно остается неизменной в широком интервале концентраций. Константы ионизации были определены для большого числа слабых кислот и оснований. Величины некоторых из них даны в приложении, на стр. 139. [c.19] Из ионного произведения воды следует, что концентрации водородного и гидроксильного ионов обратно пропорциональны друг другу, и что даже в сильно кислых растворах имеется некоторое количество гидроксильных ионов, подобно тому, как в концентрированных щелочных растворах остаются в небольшом количестве водородные ионы. [c.20] В чистой воде [Н+] = [0Н ] = 10 или рН = 7 = рОН. [c.21] Таким образом, мы установили связь между концентрацией сульфидного иона и концентрацией водородного иона в любом насыщенном водном растворе сероводорода. [c.22] Практическое использование этого выражения для предсказания, выпадет или нет осадок сульфида того или иного металла, будет рассмотрено далее. [c.22] Следовательно, [Н+] —1,75-10 . Прибавление одноименного иона уменьшило концентрацию водородного иона в тысячу раз. [c.24] Растворы рассмотренного типа называются буферными растворами. Они определяются как растворы слабой кислоты или слабого основания и их соли, имеющие свойство поддерживать постоянную концентрацию водородного или гидроксильного иона при разбавлении или при прибавлении к ним небольшого количества кислоты или основания. Обычно буферными растворами бывают растворы, содержащие уксусную кислоту и ацетатный ион или гидроокись аммония и ион аммония. [c.24] Способ действия буферного раствора, например раствора уксусной кислоты, в присутствии ацетатного иона следующий если водородный ион в виде сильной кислоты прибавляется к буферному раствору, ацетатный ион соединяется с ним, образуя уксусную кислоту. Поскольку уксусная кислота диссоциирует слабо, концентрация водородного иона не изменится в заметной степени. Если бы раствор не содержал ацетатного иона, то при прибавлении крепкой кислоты возрастала бы концентрация водородного иона. При прибавлении к буферному раствору основания, уксусная кислота реагирует с ним, образуя воду и ацетат. Это вызывает, конечно, некоторый расход кислоты, но так как степень ионизации кислоты мала, то, в общем, на концентрации водородного иона это скажется незначительно. [c.24] Подобные же рассуждения могут быть приложены к объяснению буферного действия гидроокиси аммония и иона аммония. Конечно, буферное действие ограничивается определенным количеством кислоты или основания, которое может быть нейтрализовано до того, как концентрация водородного иона изменится. Прибавление больших количеств водородного или гидроксильного иона приводит к потере буферных свойств. [c.24] Вернуться к основной статье