Аналитическая практика постоянно связана с химическим равновесием, с необходимостью создания условий, которые позволили бы сдвинуть установившееся равновесие в нужном направлении и довести до конца используемую реакцию. Все случаи химического равновесия подразделяют на гомогенное и гетерогенное равновесие (см. гл. 1, § 7). Качественная характеристика направления смещения равновесия объясняется принципом Ле Шателье (см. гл. 1, § 11). Количественная характеристика химического равновесия определяется константой химического равновесия (см. гл. 1, § 10). Практика неорганического анализа прежде всего связана с ионными равновесиями. Константу равновесия в этом случае называют константой электролитической диссоциации.

Прибавление к слабому электролиту сильного электролита с одноименным ионом нарушает равновесие. Используя уравнение константы диссоциации, можно определить изменение концентрации того или иного иона в этом случае (см. гл. 4, § 4). Большинство реакций гидролиза (см. гл. 1, § 15) являются, обратимыми и также могут быть охарактеризованы константой , равновесия. Константу равновесия для гидролиза солей называют константой гидролиза. Знание константы гидролиза позволяет управлять этим процессом. \

Опираясь на обратимость процесса диссоциации воды, можно . характеризовать количественно кислотность и щелочность среды. , Эта величина получила название водородного показателя (см,д гл. 5, § 2). Количественная характеристика кислотности или щелочности среды имеет во многих случаях решающее значение при проведении реакций. Многие аналитические реакции можно осуществить только при определенной кислотности или щелочности среды.

Большое число комплексных соединений является электролитами. В их растворах наблюдаются ионные равновесия. Для анализа важное значение имеет диссоциация комплексных ионов, которая протекает по типу диссоциации слабого электролита. Константу > динамического равновесия, характеризующую прочность комплекса, называют константой устойчивости комплексного иона. Она является мерой устойчивости комплекса. Зная числовое значение этих констант, можно определить, какие комплексные реактивы. | подходят для определения того или иного иона (см. гл. 5, § 7).

Применяя основной закон химического равновесия—закон действующих масс—к гетерогенным системам, В. Г. Нернст в 1889 г. сформулировал правило произведения растворимости (см. гл. 4, § 6), которое используют при решении задач, связанных с осаждением ионов в виде малорастворимых соединений, а также с растворением малорастворимых осадков. Осаждение ионов и переведение их в раствор являются важнейшими операциями как качественного, так и количественного анализа,.

§ 2. РАВНОВЕСИЯ В ГОМОГЕННОЙ СИСТЕМЕ. КОНСТАНТА ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Рассмотрим динамическое равновесие в водных растворах слабых электролитов на примере азотистой кислоты. Ее диссоциация (ионизация) идет по схеме:

HN02*±H++N02-

Применив к этой реакции закон действующих масс, получим выражение для константы электролитической диссоциации: <:{,„';

[H+][NQ2] *'х

*hno,- [hn02] ,

где [Н+] и [N02]—равновесные молярные концентрации Н+-и N02 -ионов; [HN02]—молярная равновесная концентрация HN02.

Константу равновесия KHNQ2 называют в данном случае константой электролитической диссоциации или константой диссоциации. Она характеризует состояние диссоциации. Чем больше данная величина, тем больше диссоциация данного электролита. Чем больше константа диссоциации, тем больше сила данного электролита. Константа диссоциации азотистой кислоты ^hno2 = 4,5 • 10~4, соответствующая константа для уксусной кислоты АсНСООН = 1,8 • 10"5. Следовательно, уксусная кислота является более слабым электролитом, чем азотистая. Указанные константы относятся к водным растворам. В водном растворе не могут существовать свободные протоны, поэтому уравнение константы характеризует не диссоциацию уксусной кислоты:

СН3СООН?± н+ + сн3соо -

а процесс, который учитывает наличие гидратированных протонов, т. е. НэО+-ионов (гидроксониевых ионов):

сн3соон+н2о?±н3о+ +сн3соо_

С учетом этого уравнения константа равновесия примет вид

[н3о+][сн3соо] [сн3соон]

Величину Ка называют константой кислотной диссоциации.

§ 3. ЗАВИСИМОСТЬ МЕЖДУ КОНСТАНТОЙ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ И СТЕПЕНЬЮ ДИССОЦИАЦИИ

Слабые электролиты можно охарактеризовать константой кислотной или основной электролитической диссоциации и степенью электролитической диссоциации (см. гл. 1, § 12). Если в уравнение, константы ввести степени электролитической диссоциации, то можно найти зависимость между этими величинами.

Copyright © 2007-2012 Zomber.Ru

Использование материалов сайта возможно при условии указания активной ссылки
Решить химию