Растворы. Химическое равновесие. Закон действующих масс

Большинство аналитических реакций протекает в растворах, поэтому основным фундаментом аналитической химии является теория растворов.
Растворами называют гомогенные многокомпонентные системы переменного состава, в которых возможны разнообразные физико-химические взаимодействия (ионизация, сольватация (гидратация)), между молекулами растворимого вещества и растворителя, характер которого зависит от природы растворенного вещества и растворителя.

Ионизация - превращение нейтральных атомов или молекул в ионы под влиянием химических процессов, под действием ионизирующих активных излучений, высоких температур и др.
Сольватация — электростатическое взаимодействие между частицами (ионами, молекулами) растворенного вещества и растворителя. Сольватация в водных растворах называется гидратацией.

Закон действующих масс открыли в 1864 году норвежские учёные.
Данный закон устанавливает связь между скоростью и молярными концентрациями (действующими массами), участвующими в обратимой химической реакции.
Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
К. Гульдберг
П. Вааге

Скорость этой реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
где k1 – коэффициент пропорциональности, равный скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ 1 моль/л и называемый константой скорости реакции; [A], [B] – молярные концентрации веществ А и В.
В результате обратной реакции образуются исходные вещества.
Скорость этой обратной реакции прямо пропорциональна произведению концентраций образовавшихся веществ при прямой химической реакции, то есть C и D.
где k2 – константа скорости обратной реакции; [C] и [D] – молярные концентрации веществ C и D.

При достижении определённых концентраций веществ A,B, C и D, скорости прямой и обратной реакций уравниваются – наступает химическое равновесие.
При равновесии v1 = v2 поэтому k1[A][B] = k2[C][D]. Поскольку k1 и k2 для участвующих в реакции веществ при неизменной температуре ¬ постоянные величины, то и отношение их ¬ величина постоянная. Обычно ее обозначают К и называют константой равновесия химической реакции.
Закон можно сформулировать так: при обратимых реакциях равновесие наступает, когда отношение произведения концентраций образующихся веществ к произведению концентраций вступающих в реакцию веществ становится равным некоторой постоянной для данной химической реакции величине, называющейся константой химического равновесия

При составлении уравнений для констант равновесия учитывают только вещества (атомы, ионы, молекулы, радикалы), которые находятся в реакционном объёме. Если реагирующие или образующиеся вещества уходят из реакционного объёма (выпадают в осадок, выделяются в виде газа), то их не учитывают в уравнении константы равновесия, подразумевая, что они эффективно входят в К.

Знание константы равновесия химической реакции позволяет:
- предсказать направление ее протекания при существующих условиях, сделать вывод о преобладании прямой или обратной реакции в системе: при К > 1 числитель (произведение концентраций продуктов реакции) больше знаменателя (произведения концентраций исходных веществ) преобладает прямая реакция,
при К < 1 ¬ обратная;
- рассчитать степень протекания (выход) реакции, найти отношение количества вещества, образовавшеrося в результате ее протекания в данных условиях, к количеству вещества, которое должно бьло бы образоваться при условии ее протекания до конца;
- рассчитать концентрацию каждоrо из участников реакции в условиях равновесия при известных начальных концентрациях;
- оценить влияние на равновесие изменения концентрации каждоrо из реаrирующих веществ, т.е. управлять направлением сдвиrа равновесия;
- оценить применимость химической реакции для целей aнaлиза. Например, для количественного анализа применимы только реакции, константа равновесия которых К > 1 * 108.