Закон действующих масс

Поведение в водном растворе каких-либо веществ, вступающих между собой в реакцию, управляется константой равновесия, отвечающей отношению произведения концентрации реагирующих веществ к произведению концентраций продуктов реакции, т. е. если в исследуемом растворе А + В = Y + X, то количества этих веществ будут отвечать уравнению:

(7.1)

где К — константа равновесия.
В более общем виде:

(7.2)

и

(7.3)

где а, b, у, х — число молекул соответствующих соединений, участвующих в реакции. Так, например, рассматривая реакцию образования хлористого водорода Н₂ + С1₂ = 2НС1, можно записать:

7.3.Правило Ле-Шателье

Это правило гласит: если какой-либо внешний фактор воздействует на равновесную систему, эта система в свою очередь активизирует процесс, противодействующий подобному эффекту. Так, например, при охлаждении системы в ней будут протекать реакции, сопровождающиеся выделением тепла; при повышении давления возникнут минералы большей плотности (при увеличении давления на лед он будет расплавляться, превращаясь в воду, так как при этом плотность воды будет возрастать до 1,00 г/см³ по сравнению со льдом - 0,92 г/см³).

Весьма распространена реакция так называемого волластонитового равновесия: СаСO₃ +SiO₂ = CaSiO₃ + СО₂, которая при значительном увеличении давления не может протекать, так как давление препятствует образованию газообразной фазы СO₃.

7.4. Величина рН

Растворенная в воде HCI полностью диссоциирует:

НС1→ Н⁺ + С1^-.

То же самое происходит с NaOH:

NaOH→OH^- + Na⁺.

При их слиянии в эквивалентных количествах произойдет нейтрализация раствора, определяемая тем, что Н⁺ + ОН^- = Н₂0.

Однако вода, отвечающая нейтральным условиям, сама может в незначительной степени диссоциировать: н₂о=он^-+н⁺

причем

Кн₂о = [Н⁺][ОН^-] = 10^-14;

откуда

[Н⁺]=10^-7, а [ОН^-] = 10-⁷.

Отрицательный логарифм концентрации водородных ионов обозначается через рН и служит показателем меры концентрации водородных ионов в растворе: рН= 0 отвечает раствору сильной кислоты, рН = 14 — раствору щелочей, рН = 7 — нейтральной среде. Для речных вод характерна величина рН = 5÷6,5, почвенные воды и воды торфяных болот отличаются еще более кислой реакцией, за счет органических кислот (рН = 3,5-4), в то время как в водах океана рН = 8,1÷8,3. В некоторых бессточных озерах пустынь рН достигает за счет щелочного резерва (СаСO₃) 9-10. Гидраты окислов ряда элементов выпадают в осадок в строгой зависимости от величины рН. Так, например, А1 (ОН)₃ выпадает при рН = 4 и затем может растворяться снова при рН = 10; Fe (ОН)₃ всегда осаждается при рН = 3, в то время как Fe (OH)₃ удерживается в растворе до рН = 5,5; Мn (ОН)₄ осаждается лишь при рН = 8,5÷8, в то время как Zn (ОН)₂, Сu (ОН)₂, Рb (ОН)₂, Ni (ОН)₂ выпадают в интервале рН = 5,2÷6.5

С последним обстоятельством связано накопление марганца в виде конкреций на дне океана вдали от области его выноса и сравнительно большие скопления халькофильных элементов в осадках, отличавшихся обилием органического материала в прибрежных частях океана.

Мы можем утверждать, таким образом, что рН природных вод оказывается мощным фактором, регулирующим миграцию и осаждение многих соединений в земной коре. В то же время сама величина рН в значительной степени регулируется концентрацией в водах СО₂ и H₂S — продуктов жизнедеятельности организмов.