nekrasovI (1114433), страница 62
Текст из файла (страница 62)
С!' Ма', С!', СНвСООН мало: МаМОв, НС1, НМО„МаС! СН,СОО', Н', СНеСООМа, НС1, МаС! Если вместо СНаСООМа взять соль очень слабой синильной кислоты, то равновесие сместится вправо еше больше: ХаСМ + НС! — НС!к! + )к)аС! Из рассмотренного вытекает важное положение: реакции между ионами идут в сторону образовании малодиссоциированных веществ. Равновесие последней реакции настолько смещено вправо, что ее можно рассматривать, как практически необратимую. Отсюда, в частности, следует, что сильные кислоты выделяют слабые из их солей. Уменьшение концентрации тех или нных ионов в растворе и обусловленное этим смещение равновесия могут произойти ие только вследствие образования малодиссоциированного соединения, но и вследствие ухода того или иного вещества «из сферы реакции». Если, например, такое вещество при условиях опыта летуче, то оно будет улетучиваться из системы, уменьшая тем самым возможнс)сть протекания обратной реакции. Большей частью летучие соединения являются одновременно и малодиссоциированными, однако возможен и обратный случай.
Так, если взять разбавленные растворы ))аС! и НаЬОе, то в системе ен с!.~-н во, и во,тенс! т. ю яр е ° < нво. менее диссоцинрована, чем НС!). Напротив, взяв крепкий раствор ХаС! и концентрированную НаЗОе, можно при нагревании нацело сместить равновесие вправо за счет улетучивания НС! (летучесть вещества часто обозначают стрелкой, направленной вверх): тн о 4-нво, ннво, вена! Значительно чаше приходится иметь дело с образованием м алор а створ и м ы х веществ, которые удаляются из сферы реакции в виде осадка (что часто обозначают стрелкой, направленной вниз). Очевидно, что концентрация соответствующих ионов при этом тоже снижается и возможность протекания обратной реакции уменьшается.
Например, в системе АпНОа+ НС! к Н)к)Ов+ АдСЦ т. Раствори равновесые практически нацело смещено вправо вследствие малой растворимости АпС!. Предыдущая реакция в ионном виде запишется следующим образом: Ац'+ МОз + Н'+ С!' = Н + !к)Оз+ АйСЦ Так как ионы Н' и )к)Оз остаются неизмененными, нх можно исключыть из уравнения. Тогда последнее принимает вид: Ап + СГ = АйСЦ Такое схематическое уравнение показывает, что образование белого осадка АпС1 происходит во всех случаях, когда нон Ап' встречается с ионом СГ, независимо от природы других ионов.
Поэтому Ап!к!Оз может служить веществом, прн помощи которого обнаруживают присутствие или отсутствие в растворе иона С!', т. е. реактивом на ион СГ. Обратно, НС! может служить реактивом на иои Ац'. Так как сильные электролиты в очень разбавленных растворах почти нацело диссоциированы, растворимость малорастворнмых солей иногда бывает удобно выражать прн покзощи произведения растворимости (ПР), представляющего собой п р о из ведение к он центр аций конов малорастворимого сильного электролита в его насыщенном р а створе.
Например, в насыщенном растворе АпС! при обычных условиях (Ап) = [С1'] = 1.10-' г-ион)я. Отсюда (Ад](СГ) = 1 10-'о. В общем случае малорастворимого сильного электролыта типа А„В„выражение ПР имеет внд: ПР = !АКВ)в. Числовые значения произведений растворимости разных веществ могут быть очень различны. Оии важны для химического анализа.'-з Рассмотренные выше реакции объединяются названием р е а к ц и й и о н н о г о о б и е н а, так как в них из одной пары веществ может образоваться другая пара путем простого обмена ионами.
Теоретически они всегда о бр а тимы и каждой системе при данных условиях отвечает определенное состояние равновесия. Равновесие это смещено (часто практически нацело) в сторону образования веществ: маяодиссоииированных, маяорастворимых, яегкояетучих. Нередко приходится встречаться с процессами, при которых мало- растворимые соединения имеются в числе и исходных веществ, ы конечных продуктов, например: СаСОз~ + )к)азБО, а СаБО,) + ХазСОз ВаСОз! + )к)азБОз а ВаБО,э+ )к)азСОз Равновесие подобных систем смешается в сторону образования того из веществ, которое менее растворимо. Так как растворимость СаСОз (ПР = 5.10-з) гораздо меньше, чем СаБО, (ПР = 6 10 '), равновесие первой системы сильно смещено влево. Напротив, ВаСОз (ПР = = 8 10 з) более растворим„чем ВаБО, (ПР = 1 10 'о), и поэтолзу равновесие второй системы смещено вправо.' Довольно обычны также случаи, когда в данной системе одновре.
менно образуются и малодиссоциированное, и малорастворимое вещества. Если это происходит при одном и том же направленны реакции, то ее равновесие смещается еше больше, чем от влияния только одного фактора. Однако чаще наблюдается образование малодиссоциированного вещества при одном направлении реакции, а малорзстворимого— при обратном. б б. Ионные реакции Равновесие подобных систем смещается в сторону того из веществ, при образовании которого соответствующий ион связывается п ол и е е. Так как это зависит и от растворимости малорастворимого электролита, и от степени диссоциации образующегося малодиссоциированного вещества, преобладать может либо то, либо другое. Например, в системах ГеЬ~+2Н' — -н Ге" +НеБ и СцБ(+2Н' «=я Сц" +Н,З малодиссоциированным веществом является одно и то же — сероводород.
Между тем равновесие первой системы практически нацело смещено вправо, а второй — влево. Обусловлено это тем, что в сероводороде ионы Ве- связаны полнее, чем в сернистом железе, а сернистая медь растворима гораздо меньше, чем ГеБ, и ионы Ь' связаны в ней еще полнее, чем в Неб. Образованием малодиссоциированиых соединений обусловлены многие случаи р а от воре ни я кислота ми веществ, практическиескн нерастворимых в коде. Примером может служить приведенная выше реакция растворения Ге5, основанная на образовании малоднссоцнированного сероводорода.' " Одним из наименее днссоциированных веществ, которые могут образоваться при ионных реакциях, является в о д а. Поэтому.
особенно часты случаи смещения равновесий ионных реакций, обусловленные образованием недиссоциированных молекул воды. Кроме взаимодействия оснований с кислотами (реакция нейтрализации), сюда могут быть отнесены реакции оснований с кислотными ангидридами и окислов металлов с кислотами. Представив реакцию нейтрализации в ионном виде, получим например Ыа'+ ОН'+ Н'+ С!'=)к(а'+ С!'+ НеО илн, исключая ионы, не изменяющиеся в процессе реакции: Н'+ОН =Н»0 Последнее выражение представляет собой общее уравнение реакций нейтрализации и показывает, что во всех случаях, когда ионы Н' встречаются с ионами ОН', они соединяются в почти недиссоциированные молекулы воды.
При этом исчезают как «кислые» свойства ионов Н' (кислоты), так и «щелочные» ионов ОН' (основания) и полученный раствор приобретает «нейтральный» характер, свойственный воде и обусловленный равенством концентраций ионов Н' и ОН'. Отсюда и само название «реакции нейтрализации», которая по существу представляет собой частный случай реакций ионного обмена. 'о В предыдущем параграфе отмечалось, что процесс диссоциации воды на ионы идет со значительным поглощением тепла. Следовательно, при образовании из ионов Н' и ОН' недиссоциированиых молекул воды это же количество тепла должно выделиться.
Точные опыты показали, что количество тепла, выделяющееся при нейтрализации сильных оснований сильными кислотами, во всех случаях практически одинаково и равно теплоте образования воды из ее ионов, т. е. !3,5ккал/моль. Такая независимость от природы основания и кислоты вполне понятна, так как сильные электролиты в достаточно разбавленных растворах почти нацело диссоциированы и, следовательно, общий тепловой эффект реакции обусловлен только образованием недиссоциированных молекул воды.
" У. Растворы 192 До сих пор рассматривались ионные реакции, протекающие при э к в и в а л е н т н ы х количествах реа гирующих веществ. Увеличение концентрации одного из них будет изменять положение равновесия в системе. Это обстоятельство очень важно практически, так как выход получаемого продукта часто может быль значительно повышен путем увеличения концентрации одного нз исходных вегцеств. Вообще в технике по возможности избегают обратимости процессов и всегда стараются сместить равновесие в более выгодную сторону.
Как уже отмечалось ранее ((Ч $2), указания по этому вопросу дают закон действия масс и принцип смещения равновесий. Во многих случаях определяющую роль для направления процесса играет р е а к ц и я с р е д ы. Наиболее простым примером является диссоциация какого-нибудь амфотерного электролита. Так, молекулы гидроокиси цинка могут распадаться на ионы и по основному, и по кислотному типу. Следовательно, для этого соединения одновременно характерны следующие равновесия (НВХпОВ тождественно Хп(ОН)т); в кислоя среде 2 и" + 2ОН «.«,ЕпОН'+ ОН'«~ Еп(ОН)ециНеЕп01« . Н'+НЕпОт «~ 2Н'+2пОз в щелочяоа среде днссоцаацнв иак кислоты днссоциацнв как освованнн Как показывают стрелки, кислая среда смещает равновесие в сторону диссоциации по основному типу.
Происходит это потому, что образующиеся ионы ОН' связываются ионами Н' среды (с образованием молекул НзО). Наоборот, в щелочной среде подобным же образом связываются ионы Н', что благоприятствует диссоциации по кислотному типу. Благодаря возможности такого смешения равновесий диссоциация практически нерастворимые в воде амфотерные гндроокнси способны растворяться н в кислотах, и в щелочах.'т " Лополнемил Теинература, С ... 5 1О Вт ЗО 1ЕО па.шм ....... Взп о,зт 1ЛВ 1ЗЛ м,в Приводимые в литературе значения ПР относится, как правило. к комнатной температуре н насыщенным растворам соответствующих электролитов в чистой воде. Повышение общей нонной силы раствора влечет за собой н рост значений ПР (напрнмер, для ВвЯО< от 1 1О м для его собственного раствора в воде до 2 ° 1О а прн 1) Одним нз непосредственно наблюдаемых свойств ионов н молекул является пт цвет. Большинство ионов бесцветно, для тех же, которые окрашены, цвет часто служит важным отличительным признаком.
Например, во всех разбавленных водных растворах. содержащих двухзарядный нон меди, выявляется свойственная ему синяя окраска, тогда как в более крепких растворах, вслелствне влияния аннона, цвет солей меди может быть н иным. Хорошую нллюстрацню этому дают СцБО< ° 5Н<О н СцС11 ° 2Н10. Первое веще. стао — синего цвета, независимо от разбавления раствора. Второе — в крепком растворе зеленое, но по мере разбавления окраска переходит в свойственную гндратнрованным ионам медн синюю, н в достаточно разбавленных растворах нвет обоих веществ становится практически одинаковым. 2) Велнчнна ПР не зависит от относительных концентраций ионов, но меняется с изменением температуры, как то видно, например, нз данных для АКС1: р б.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
