Хімічна рівновага в гомогенних та гетерогенних системах. Добуток розчинності.

Коли хімічна реакція завершується за малий проміжок часу, то кажуть, що вона має велику швидкість, і навпаки, якщо перетворення триває довго – воно має малу швидкість. Наприклад, кисень взаємодіє з воднем миттєво (реакція має велику швидкість), а з міддю – повільно (реакція має малу швидкість). Відомі настільки повільні реакції, що людина їх навіть не помічає, зокрема перетворення в гірських породах (відбуваються протягом мільйонів років).

Швидкість хімічної реакції залежить від багатьох чинників, серед яких 5 основних: природа реагуючих речовин, їх температура, концентрація, ступінь подрібненості й наявність каталізаторів.

Залежність швидкості реакції від концентрації виражається законом діючих мас: швидкість хімічної реакції при даній температурі прямо пропорційна добутку концентрації реагуючих речовин. Наприклад, для реакції А + В = С + Д швидкість реакції пропорційна добутку концентрації речовин А і В. Позначив швидкість даної реакції через υ, молярні концентрації реагуючих речовин через [А] і [В], коефіцієнт пропорційності через К, можна записати закон діючих мас:

υ = К [А] ∙ [В]

Коефіцієнт пропорційності К називають константою швидкості даної реакції. Значення константи швидкості залежить від природи реагуючих речовин і від температури, но не залежить від концентрації.

Реакції, що відбуваються у двох взаємно протилежних напрямках, називаються зворотніми. Ці реакції записуються не двома, а лише одним хімічним рівнянням, у якому позначаються дві стрілки, направлені у протилежні боки. Стрілка направлена вправо, означає пряму реакцію, вліво – зворотню: Н₂О + СО₂ Н₂СО₃

Хімічні реакції, що відбуваються тільки в одному напрямку, називаються незворотніми. Цих реакцій значно менше, ніж зворотніх. Для них характерні такі ознаки:

1. Виділення газу. Zn + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂­

2. Виділення тепла. 2Mg + O₂ ® 2Mg + Q

3. Утворення води або випадання осаду. NaOH + HCl ® NaCl + H₂O

Стан, коли швидкість прямої і зворотньої реакцій стають однаковими, називається хімічною рівновагою. Вона зовні непомітна. Наприклад, коли дивитися на закриту пляшку з газованою водою, то ніякі ознаки хімічних реакцій не спостерігаються, хоча насправді реакції відбуваються. Стан хімічної рівноваги може зберігатися як завгодно довго в ізольованій системі. Наприклад, в запаяній ампулі.

Наприклад, розглянемо рівняння: А + В D С + Д. Швидкість прямої реакції υ₁ = К₁ [А] ∙ [В], швидкість зворотної реакції υ₂ = К₂ [С] ∙ [Д] (К₁ і К₂ – константи прямої і зворотної реакції; [А], [В], [С], [Д] – концентрації взятих та отриманих речовин у відповідності до рівноваги). Коли досягли хімічної рівноваги швидкості прямої і зворотної реакцій дорівнюють, тобто υ₁ = υ₂ та К₁ [А] ∙ [В] = К₂ [С] ∙ [Д]. Тоді

Так як К₁ і К₂ – величини постійні при незмінній температурі, то їх співвідношення теж постійне; позначається К і називається константою рівноваги.

Дисоціація електроліта – процес зворотній. Використовуючи закон діючих мас до процесу дисоціації, отримаємо наступне рівняння константи рівноваги, яка називається константою дисоціації: К_д = .

Константа дисоціації даного електроліта дорівнює відношенню добутку концентрації іонів у розчині до концентрації недосоціюючих молекул цього електроліта.

Система, яка має в складі одне середовище, тобто розчин-розчин або газ-газ називається гомогенною системою. Система, яка має в складі різні середовища, наприклад: розчин-тверда речовина, називається гетерогенною системою. Гетерогенні системи мають велике значення у аналітичній хімії. З ними стикаєшся у процесі осадження, відділення іонів, розчинення і промивання осадів.

Швидкість розчинення твердої фази у стані рівноваги постійна і дорівнює деякій постійній величині К₁:

υ₁ = К₁.

Швидкість протилежного процесу – осадження – υ₂ визначається числом зіткнення іонів з одиницею поверхні кристала. Вона буде пропорційна добутку концентрацій іонів. Звідси

υ₂ = К₂ [Н⁺] ∙ [ОН^-].

де К₂ – величина постійна при данній температурі.

К₁ = К₂ [Н⁺] ∙ [ОН^-];

[Н⁺] ∙ [ОН^-]

Відношення двух постійних величин є величина постійна, яка позначається через ДР :

ДР = [Н⁺] ∙ [ОН^-]

Таким чином, добуток концентрації іонів малорозчинного електроліта у насиченому розчині є величина постійна при даній температурі, яка називається добутком розчинності і позначається ДР з індексом того електроліта, про який йде мова.