Закон действия масс

В 1884 г. норвежские ученые К. Гульдберг и П. Вааге открыли ЗДМ, который применим к обратимым химическим процессам, протекающим в 2-х взаимообратных направлениях: Скорость химической реакции промопропорциональна молярным концентрациям веществ. Например,

nA + mB pC + qD

Скорость прямой реакции v₁ пропорциональна концентрациям веществ, вступающих в реакцию: v₁= k₁ [A] [B];

k₁ – константа скорости прямой реакции.

Аналогично для обратной реакции: v₂= k₂ [C] [D]. В течение времени скорость прямой и обратной реакции изменяются и в определенный момент они равны. Этот момент называется химическим равновесием, для него справедливо равенство:

k₁ [A] [B] = k₂ [C] [D] =K_равн.

Следствие из ЗДМ: При установившемся химическом равновесии отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций веществ, вступающих в реакцию, в степенях их стехеометрических коэффициентов, при постоянной температуре величина постоянная и называется константой равновесия.

К_равн не зависит от концентрации веществ, но зависит от их природы, температуры и природы растворителя.

Химическое равновесие является динамическим, поэтому смещается по правилу Ле Шателье. Добавление одного из реагирующих веществ вызывает смещение равновесия, продолжающееся до того момента, когда концентрации всех веществ не будут удовлетворять ЗДМ.

Теория электролитической диссоциации

В 1884 г. шведский химик С.Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации, согласно которой электролиты распадаются на ионы под действием полярных молекул растворителя. Количественно диссоциация описывается степенью эл. диссоциации α – число, показывающее, какая часть от общего количества растворенного электролита распадается на ионы.

α = число диссоциирующих молекул / общее число молекул вещества.

α характеризует силу электролита, по степени диссоциации все электролиты делятся на 3 группы: сильные, слабые и средней силы…

Классическая теория электролитической диссоциации применима лишь для слабых электролитов.

Состояние слабых электролитов в растворе

Ионизация слабого электролита под действием диполей воды протекает в соответствии с уравнением реакции:

СН₃СООН СН₃СОО^– + Н⁺

Реакция обратима, подчиняется ЗДМ. Состояние слабых электролитов характеризуется константой равновесия, которая наз. константой ионизации:

K_i =

K_i – отношение произведения концентрации ионов в растворе к концентрации непродиссоциировавших молекул; величина зависит от природы электролита, температуры и природы растворителя. Чем больше К_i, тем сильнее электролит (при прочих равных условиях).

Состояние сильных электролитов в растворе

Сильные электролиты полностью диссоциируют (ионизируют). Ионизация сильных электролитов ЗДМ не подчиняется, поэтому сильные электролиты констант ионизации не имеют.

Поведение сильных электролитов в водных растворах описали в 1923 г. Дебай и Хюккель теорией сильных электролитов. Согласно этой теории сильные электролиты в растворе находятся в виде ионов. Между ионами действуют силы электростатического притяжения или отталкивания. Скорость движения ионов уменьшается. На преодоление сил межионного взаимодействия затрачивается часть энергии иона. На проявление химической активности затрачивается часть оставшейся энергии. Для оценки химической способности иона еще в 1907 г. Г.Льюис ввел понятия «активность» и «коэффициент активности».

Активность (а) – эффективная, кажущаяся концентрация иона, согласно которой он вступает в химическое взаимодействие. Активность всегда меньше концентрации.

Коэффициент активности (f_а) – отношение активности к действительной концентрации иона в растворе:

f_а = а /с; f_а< 1;

а = f_а· с.

Для бесконечно разбавленных растворов f_а = 1, тогда а = с. В остальных случаях необходимо учитывать межионное взаимодействие и коэффициент активности.

Мера электростатического взаимодействия ионов, которая характеризует степень отклонения концентрации от активности называется ионной силой раствора (µ):

µ= ½ (с₁z₁ + с₂z₂+…+ с_nz_n)

Ионная сила раствора равна полусумме произведения концентрации ионов на квадрат заряда иона. Ионная сила раствора зависит от концентрации и зарядов всех присутствующих в растворе ионов.

Чем больше ионная сила раствора, тем меньше коэффициент активности.