ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Раппопееие и гомогенных системах из "Химия воды и микробиология" Химическая реакция, протекающая в пределах одной фазы, называется гомогенной химической реакцией (например, в растворах или в газообразной среде). Все химические реакции делятся на необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают в одном направлении до конца. В этпх процессах, по крайней мере, одно ич веществ расходуется полностью. Обратимыми реакциями называются такие, у которых получающиеся в итоге реакции продукты вновь реагируют с образованием исходных веществ. Следовательно, обратимые реакции протекают при одних и тех же заданных условиях одновременно в двух противоположных направлениях А+В С-Ь +0. Обратимая реакция не доходит до конца, а протекает только до определенного момента, когда скорости обоих процессов — прямого и обратного — становятся одинаковыми, т. е. в системе настл-пает динамическое равновесие. После этого момента концентрацни всех участвующих в равновесии веществ остаются постоянными неограниченно долгое время. [c.38] Напишем уравнения скоростей прямой и обратной реакции 1= 1 [А][В] и2= 2[С][0], где У], и о , 2 — соответственно скорости и константы скоростей прямой и обратной реакций. [c.38] При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны V = V2. Следовательно, 1 [А][В]= 2[С][0]. [c.38] Соотношение, связывающее концентрации реагирующих веществ с константой равновесия, является математическим выражением закона действия масс, который можно сформулировать так для данной обратимой реакции при состоянии химического равновесия отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веи еств при данной температуре есть величина постоянная, причем концентрация каждого вещества должна быть возведена в степень его стехиометрического коэффициента. [c.39] Константа равновесия имеет вполне определенный физический смысл. Представляя собой отношение констант скоростей прямой и обратной реакций, она показывает, во сколько раз прямая реакция идет быстрее обратной при одной и той же температуре и при концентрациях, равных 1 моль/л. [c.39] Константа равновесня не зависит от концентрации, а зависит от природы реагирующих веществ и температуры. Для каждой данной температуры константа равновесия определенной реакции имеет определенную постоянную величину. [c.39] Уравнение константы равновесия позволяет сделать вывод, что произойдет, если мы будем изменять концентрацию одного из участвующих в обратимой реакции веществ. Такие изменения приводят к смеп(ению химического равновесия. Процесс изменения концентраций, вызванный нарушением равновесия, называется сдвигом равновесия. [c.39] Увеличение температуры вызывает усиление эндотермической реакции, и наоборот, понижение температуры усиливает экзотермический процесс. [c.39] Увеличение давления вызывает смещение равновесия в сторону образования меньшего числа молекул, а при уменьшении давления усиливается реакция, приводящая к увеличению числа молекул. [c.39] Увеличение концентраций веществ, стоящих в одной части равенства, вызывает образование продуктов, стоящих в другой части равенства. [c.39] С помощью закона действия масс можно охарактеризовать состояние различных равновесных систем. [c.40] Зная две величины, входящие в это уравнение, можно определить значение третьей для данных условий. [c.41] Подобные вычисления дают постоянные значения величины К только для слабых электролитов, У сильных электролитов величина К не является постоянной она возрастает с увеличением концентрации раствора. Это видно из вычисленных величин К для хлористого калия — сильного электролита (табл. 3). Для сравнения приводятся данные для слабого электролита (уксусной кислоты). [c.41] Следовательно, закон действия масс приложим только к слабым электролитам. [c.41] В растворах сильных электролитов находится большее количество ионов, чем в растворах слабых электролитов, поэтому в них заметно сказывается электростатическое взаимодействие ионов друг с другом, результатом чего является отклонение от закона действия масс и изменение величины К при разбавлении раствора. [c.41] В табл. 4 приводятся константы диссоциации некоторых электролитов (при 25°С). [c.41] Пользуясь тем, что константа диссоциации слабого электролита величина постоянная, можно изменять концентрации отдельных ионов в растворе. [c.41] Согласно теории Дебая — Гюккеля, сильные электролиты полностью диссоциированы на ионы. Однако свободному движению частиц в жидкости препятствуют электростатические силы, действующие между ионами. В растворе, также как и в кристалле, каждый ион окружен ионами противоположного знака, так называемой ионной атмосферой, которая перемещается вместе с центральным ноном и ограничивает его подвижность. В результате электропроводность раствора сильного электролита оказывается меньше той величины, которая должна быть, если бы все ионы могли беспрепятственно перемешаться в электролитическом поле. Следовательно, создается впечатление, что в растворах сильных электролитов число свободных ионов меньше, чем их общая (аналитическая) концентрация. Поэтому для характеристики сильного электролита вводится понятие эффективной (т. е. проявляющей себя в действии) концентрации ионов, называемой также активностью а. Эта величина аналогична концентрации свободных гидратированных ионов (согласно теории электролитической диссоциации). [c.41] Между аналитической концентрацией ионов данного вида с и их активностью а существует соотношение а=[с, где / — коэффициент активности — величина, аналогичная степени диссоциации х. [c.41] Коэффициент активности суммарно отображает различные взаимодействия п растворе электролита (взаимодействие иоиов между собой, влияние гидратации иоиов, влияние ассоциации и других факторов). [c.41] Вернуться к основной статье