Закон действия масс

Закон действия масс. Катионы 1-й аналитической группы.

РАСТВОРЫ.

II. КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ ВАЖНЕЙШИХ КАТИОНОВ

В настоящее время существуют пять методов классификации ионов. Это сероводородный, аммиачно-фосфатный, дифталатный, тиоацетамидный и кислотно-основной методы. Сероводородный метод основан на различной растворимости сульфидов, хлоридов и карбонатов. В дифталатном методе для разделения групп ионов используют дифталат калия с гидроксидом калия или натрия. Тиоацетамидный метод основан на применении в качестве группового реагента тиоацетамида, хлороводородной кислоты и карбоната аммония. В кислотно-основном методе основными реагентами являются кислоты HCl и H₂SO₄, гидроксиды калия и натрия и водный раствор аммиака. В данной методической разработке более подробно рассматривается аммиачно-фосфатный метод, который отличается простотой, не требует дорогостоящих и токсичных реактивов и легко усваивается студентами.

1. Классификация катионов по аммиачно-фосфатному методу

В аммиачно-фосфатном методе все катионы делятся на 5 групп на основании различной растворимости фосфатов и гидроксидов в водной и водно-аммиачной среде.

1 группа: K⁺, Na⁺, NH₄⁺

Катионы 1-ой группы не имеют группового реагента, их фосфаты растворимы в воде.

2 группа состоит из двух подгрупп:

а) Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Mn²⁺, Fe²⁺

б) Fe³⁺, Al³⁺, Cr³⁺, Bi³⁺

Катионы 2-ой группы образуют с растворимыми фосфатами (гидрофосфатом аммония (NH₄)₂HPO₄) малорастворимые в воде и растворе аммиака соединения. Фосфаты катионов 2а подгруппы растворимы в уксусной кислоте, фосфаты катионов 2б группы не растворяются в уксусной, но переходят в раствор при обработке раствором хлороводородной кислоты.

3 группа: Co²⁺, Ni²⁺, Cu²⁺, Zn²⁺, Cd²⁺, Hg²⁺

Катионы 3-ей группы в водном растворе аммиака в присутствии фосфат-ионов образуют растворимые аммиачные комплексы [Me(NH₃)₄]²⁺.

4 группа: Sn (IV), Sn (II), Sb (V), As (V)

В азотнокислой среде катионы 4-ой группы образуют малорастворимые кислоты H₂SnO₃, H₂SnO₂, HSbO₃, H₃AsO₄.

5 группа: Ag⁺, Pb²⁺, Hg₂²⁺

С хлороводородной кислотой катионы 5-ой группы образуют малорастворимые хлориды.

Взаимодействие между различными веществами происходит в различных условиях и с различной скоростью. Понятие о скорости химических реакций является одним из важнейших в химии. Скоросгь химических реакций характеризуется изменением концентрации, реагирующих веществ эа единицу времени. При этом концентрация выражается числом молей в литре, время — секундами, минутами или часами в зависимости от природы реаги­рующих веществ.

Для того чтобы произошло химическое взаимодействие веществ, их молекулы или ионы должны столкнуться. Только при этом станет возможным образование молекул новых веществ — продуктов реакции. Ясно, что скорость реакции пропорциональна числу столкновений, которое тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ.

В 1867 г. К. Гульдберг и П. Вааге открыли так называемый закон действия масс, устанавливающий зависимость скорости химической реакции от концентрации. Согласно этому закону, при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Так, в случае реакции:

А + В = АВ

выражение для скорости реакции имеет вид:

υ = k [А] * [В], где

υ – скорость реакции; [А] - концентрация вещества А; [В] - концентрация вещества В; k - коэффициент пропорциональности, или константа скорости.

Если [А] = 1 моль/л и [В] = 1 моль/л, то скорость данной реакции υ = k1 * 1 = k.

Таким образом, константа скорости k численно равна скорости данной реакции, если концентрации реагирующих веществ или их произведение равны единице.

Скорость химической реакции зависит от температу­ры — с повышением температуры скорость большинства реакций увеличивается. Это объясняется тем, что при повышении температуры увеличивается скорость движе­ния молекул, а следовательно, число столкновений между ними.

Кроме того, следует учитывать, что не всякое столкновение частиц (атомов, молекул) приводит к их взаимодействию и образованию продукта реакции. Прохождение реакции обеспечивается столкновением только тех час­тиц, которые обладают достаточной энергией, чтобы ослабить или разрушить связь между частицами исход­ного вещества. Увеличение температуры приводит к уве­личению числа таких молекул с избыточной энергией — энергией активации.

Энергия активации неодинакова для различных ре­акций. Ее величина, а соответственно и скорость хими­ческой реакции определяются природой реагирующих веществ. Так, энергия активации ионных реакций очень мала и такие реакции протекают почти мгновенно. При­мером реакции с низкой скоростью прохождения может служить реакция синтеза аммиака N2 + 3H2 = 2NH3, для осуществления которой необходима высокая энергия активации (более 120 кДж/моль).

Таким образом, скорость химической реакции зависит от температуры и природы реагирующих веществ.

На скорость многих химических реакций влияет при­сутствие катализатора. Катализаторами называются ве­щества, увеличивающие скорость химической реакции и не расходующиеся в ходе реакции. Катализатор облег­чает прохождение реакции за счет образования проме­жуточного продукта реакции, для образования которого необходима меньшая энергия активации, чем для образо­вания конечного продукта реакции. В свою очередь молекулы промежуточного продукта активнее молекул исход­ного вещества и легко вступают во взаимодействие с молекулами другого исходного вещества, образуя конечный продукт реакции. Катализатор при этом освобождается и вновь участвует в образовании промежуточного продукта. Таким образом, для прохождения реакции достаточно даже незначительного количества катализатора. Схематично этот процесс можно изобразить следующим образом:

А + В = АВ

А + К = АК

АК + В = АВ + К,

где А и В – исходные продукты, АВ – конечный продукт реакции, К – катализатор.

Дата добавления: 2015-06-04