Зырить аржан for Равновесие в водных растворах электролитов

{{YouTube|BwOQwLaNKec|width=300|height=250}}

== Общие сведения ==
В водных растворах электролитов протекают химические реакции, характеризующиеся установлением сложного динамического равновесия. Фундаментальным примером является гетерогенное равновесие между твердым осадком малорастворимого вещества и его насыщенным раствором. Данная система описывается двумя взаимопротивоположными процессами, протекающими на поверхности раздела фаз: растворением твердого компонента и кристаллизацией ионов из раствора. 

Химические реакции в растворах электролитов относятся к категории быстрых реакций. Это обусловлено тем, что взаимодействующие частицы представлены ионами, которые обладают значительно более высокой реакционной способностью по сравнению с нейтральными молекулами и обеспечивают высокую скорость столкновений. Именно ионный состав определяет химическую специфику и реакционную способность растворов. Различные химические соединения, диссоциирующие с образованием одного и того же вида ионов, демонстрируют идентичные химические свойства, что является основой для их аналитической идентификации.

== Классификация ==
Процессы в водных растворах электролитов классифицируются по характеру взаимодействия растворенных солей с молекулами растворителя — воды. Основным процессом такого рода является гидролиз солей, представляющий собой реакцию обмена, обратную реакции нейтрализации. В зависимости от природы исходных компонентов, образующих соль, выделяют несколько типов гидролитических взаимодействий, формирующих различную реакцию среды.

Первый тип включает соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой. При их гидролизе в растворе накапливаются гидроксид-ионы, что приводит к образованию щелочной среды. Второй тип — соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой. Их гидролиз сопровождается накоплением ионов водорода, формирующих кислотную среду. Соли, происходящие от сильной кислоты и сильного основания, формально гидролизу не подвергаются; в их растворах устанавливается нейтральная среда, поскольку равновесие полностью смещено в сторону образования молекул воды. Если соль образована слабой кислотой и слабым основанием, характер среды зависит от соотношения констант диссоциации соответствующих кислот и оснований.

Дополнительная классификация процессов диссоциации и гидролиза многоосновных кислот и многокислотных оснований осуществляется по ступеням протекания. Классическим примером служит угольная кислота, диссоциация которой протекает многоступенчато. Константа равновесия каждого последующего этапа существенно снижается, из-за чего процессы гидролиза и диссоциации на практике, как правило, ограничиваются первой ступенью.

== Способы получения ==
Способы искусственного смещения равновесия и получения химических систем с заданными параметрами базируются на термодинамическом принципе Ле Шателье. Поскольку жидкости практически несжимаемы, изменение внешнего давления не оказывает существенного влияния на равновесие в водных растворах (за исключением реакций с участием газообразных веществ). Главным инструментом управления равновесием выступает изменение концентрации взаимодействующих ионов.

Для получения нерастворимых осадков из растворов малорастворимых электролитов в систему целенаправленно вводят хорошо растворимый сильный электролит, содержащий одноименный ион. Повышение активности одного из ионов закономерно приводит к уменьшению активности другого, что вызывает немедленную кристаллизацию целевого вещества. Чтобы химическая реакция протекала необратимо и до конца, необходимо создать условия, при которых продукты покидают сферу взаимодействия: выпадают в виде твердого осадка или испаряются в виде газа.

Управление глубиной протекания гидролиза также осуществляется химическими и физическими методами. Для получения высокой степени гидролиза раствор максимально разбавляют (увеличивают объем воды) и подвергают нагреванию. Повышение температуры резко увеличивает степень диссоциации самой воды на ионы водорода и гидроксила, что способствует интенсификации гидролиза солей. Для подавления (уменьшения) гидролиза применяют концентрированные растворы при низких температурах. Кроме того, гидролиз эффективно подавляется введением в систему кислоты (для солей с кислотной реакцией гидролиза) или щелочи (для солей со щелочной реакцией).

== Свойства ==
Важнейшим термодинамическим свойством, характеризующим состояние равновесия малорастворимых электролитов, является произведение растворимости. Эта величина представляет собой константу равновесия гетерогенного процесса и равна произведению активностей ионов электролита в насыщенном растворе. Произведение растворимости является строго постоянной величиной при заданной температуре и не зависит от активности (количества) твердой фазы осадка.

Количественной мерой гидролитических свойств солей выступает степень гидролиза. Она определяется как отношение концентрации гидролизованной части соли к ее исходной аналитической концентрации. Из-за того, что вода является чрезвычайно слабым электролитом, равновесие гидролиза обычно сильно смещено в сторону исходных веществ, и степень гидролиза остается низкой. Тем не менее, этого количества образовавшихся ионов достаточно для кардинального изменения кислотно-основных свойств раствора.

Свойства реальных растворов электролитов отличаются высокой структурной сложностью. В процессе гидролиза, помимо простых гидратированных протонов и гидроксид-ионов, образуется множество промежуточных комплексных частиц. В зависимости от природы ионов металлов могут формироваться многозарядные полимерные (полиядерные) комплексы, содержащие несколько атомов металла и гидроксильных групп, что значительно усложняет истинную картину ионного состава по сравнению с упрощенными уравнениями химических реакций.

== Применение ==
Закономерности равновесия в растворах электролитов имеют фундаментальное значение для препаративной химии, аналитического контроля и химической технологии. Понятие произведения растворимости широко применяется для прецизионных математических расчетов, позволяющих заранее определить, выпадет ли осадок при смешивании конкретных растворов, а также для вычисления коэффициентов активности отдельных ионов в многокомпонентных смесях. 

Наличие общих химических свойств у электролитов, содержащих одноименные ионы, активно используется в качественном химическом анализе. Применение специфических химических индикаторов и реагентов (например, использование нитрата серебра для гарантированного осаждения хлорид-ионов в виде белого творожистого осадка хлорида серебра) позволяет точно идентифицировать состав неизвестных жидких сред. 

Механизмы подавления и усиления гидролиза, а также выведения продуктов из зоны реакции в виде газа или осадка, применяются в промышленном синтезе для обеспечения максимального выхода целевых продуктов и минимизации протекания обратимых процессов.

== См. также ==
[[Распространенность элементов в земной коре]]
[[Растворы]]

[[Category:Общая химия]]
[[Category:Растворы]]

[https://www.youtube.com/watch?v=BwOQwLaNKec Смотреть видео]