ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Примеры применения закона енствия масс из "Аналитическая химия. Кн.1" Закон действия масс открыли в 1884 г. норвежские ученые К. Гульдберг и П. Вааге. Это — фундаментальный закон химии. В аналитической химии закон действия масс является теоретической основой многих методов анализа. Он устанавливает количественные соотношения между веществами, участвующими в обратимой химической реакции после достижения состояния равновесия. Обратимыми называют такие химические реакции, которые идут не только в прямом, но и в обратном направлении равновесие устанавливается после того, как скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми. [c.37] Под термином частицы подразумеваются ионы, молекулы или атомы элементов, находящиеся в растворе или в газовой фазе. [c.37] Это равенство справедливо только для очень разбавленных водных растворов или для идеальных газов. [c.38] Уравнение (2.5) представляет собой математическую формулировку следствия из закона действия масс для обратимой химической реакции в состоянии равновесия произведение концентраций продуктов реакции, деленное на произведение концентраций исходных веществ, есть величина постоянная при постоянной температуре ее обозначают символом К и называют константой равновесия. [c.39] Состояние равновесия является динамическим, это значит, что реакция между А и В и между С и О продолжается. Однако при равновесии сколько частиц А и В реагирует в единицу времени с образованием С и О, столько же частиц СиО взаимодействует за это же время с образованием частиц А и В. [c.39] Химические реакции ири постоянных давлении и температуре протекают до тех пор, пока сумма свободных энергий продуктов реакции не станет равной сумме свободных энергий оставшихся непрореагировавшими исходных веществ. [c.40] Аналогичное явление происходит в том случае, когда в раствор, содержащий ионы реагирующих элементов А и В вводят посторонний сильный электролит, ионы которого не вступают в химическое взаимодействие с А и В. Этот важный для аналитической химии случай необходимо рассмотреть более подробно. [c.41] В очень разбавленных растворах, например при миллимолярных концентрациях компонентов, межион-ное взаимодействие между ними еще незаметно, оно не оказывает тормозящего действия на движение ионов, и поэтому активности частиц а можно считать численно равными их концентрации а = С. [c.41] Понятие об активности и о коэффициентах активности более глубоко и подробно рассмотрено в курсе физической химии. Там же изложена теория Дебая и Гюккеля, на основании которой выводятся уравнения для вычисления коэффициентов активности с учетом ионной силы растворов. [c.42] В табл. 2.1 приведены значения а для некоторых неорганических ионов. [c.43] Уравнение (2.20) справедливо для растворов с ионной силой в интервале О ц 0,1. [c.43] Константу равновесия К, выраженную через концентрации частиц в соответствии с уравнением (2.7), называют концентрационной константой, ее значение зависит не только от температуры, но также от ионной силы раствора. Величину в уравнении (2.23) называют термодинамической константой равновесия, и ее значение не зависит от ионной силы раствора. [c.44] В аналитической химии чаще используют концентрационные константы, однако для расчетов применяют термодинамические константы, приведенные в таблицах, поскольку обычно можно принимать К = = К . [c.44] При стехиометрических соотношениях и ЗО некоторая часть свинца остается в растворе из-за заметной растворимости осадка в воде. Для того чтобы полностью перевести весь свинец в осадок, т. е. сдвинуть равновесие вправо, вводят в раствор избыток серной кислоты или сульфата натрия. [c.45] Концентрация ионов водорода резко уменьшается и весь алюминий осаждается в виде гидроксида или основного ацетата. [c.45] При такой обработке ионы серебра образуют нерастворимый сульфид серебра и выводятся из сферы реакции (2.30), концентрация ионов серебра сильно уменьшается и равновесие реакции (2.30) полностью смещается вправо. [c.46] Константы равновесия реакций такого типа в таблицах обычно не приводятся, но их легко найти путем несложных преобразований. [c.48] Таким образом, константа равновесия сложной реакции с участием двух комплексных соединений равна константе, характеризующей малодиссоциированный продукт реакции, деленной на константу, характеризующую малодиссоциированный исходный комплекс. Это общее правило применимо и к другим типам химических реакций. [c.48] Константа равновесия очень мала, сдвинуть состояние равновесия реакции вправо можно, увеличив концентрацию аммиака, но несложный расчет показывает, что влияние этого фактора крайне незначительно. Естественно, что в обратном направлении реакция будет протекать практически полностью. [c.49] Более подробная информация о количественных расчетах с использованием констант приведена в соответствующих разделах учебника. [c.49] Вернуться к основной статье