вора, лежащих в определенном интервале, характерном для ? данного вида растения. Свойства природных вод, в частности их коррозионная активность, сильно зависят от их рН,

9i. Смещение ионных равновесий. Равновесие в растворах электролитов, как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным, пока определяющие его условия не меняются; изменение условий влечет за собой нарушение равновесия.

Так, равновесие нарушается при изменении концентрации одного из участвующих в этом равновесии ионов: при ее \ увеличении происходит процесс, в ходе которого эти ионы связываются. Например, если в раствор уксусной кислоты, диссоциирующей согласно уравнению

СН3СООН Н+ + СН3СОО"

ввести какую-либо соль этой кислоты и тем самым увеличить концентрацию ионов СН3СОО~, то, в соответствии с t принципом Ле Шателье, равновесие смещается влево, т. е. степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается. Отсюда следует, что введение в раствор слабого электролита одноименных ионов (т. е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) уменьшает степень диссоциации этого электролита. Наоборот, уменьшение концентрации, одного из ионов вызывает диссоциацию нового количества молекул. Например, при введении в раствор указанной кислоты гидроксид-ионов, связывающих ионы водорода, диссоциация кислоты, возрастает.

Аналогично нарушается равновесие в случае малорастворимого электролита: всякий раз, как только произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в растворе превысит величину произведения растворимости, i образуется осадок. Так, если к насыщенному раствору сульфата кальция добавить другой, хорошо растворимый электролит, содержащий общий с сульфатом кальция ион, например, сульфат калия, то вследствие увеличения концентрации ионов SOt" равновесие сместится в сторону образования кристаллов CaS04; ионы Са2+ и SO?~ будут удаляться из раствора, образуя осадок. Процесс будет идти до тех пор, пока произведение концентраций этих ионов станет равно произведению растворимости CaS04. В итоге количество сульфата кальция в растворе уменьшится.

Таким образом, растворимость электролита уменьшается от введения в раствор одноименных ионов. Исключением являются те случаи, когда происходит связывание одного из находящихся в растворе ионов с вводимыми ионами в более сложные (комплексные) ионы (см, гл. XVIII).

На основании рассмотренных примеров можно сделать общий вывод.

Обязательным условием течения реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов ~~ например, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ или ее-ществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Иначе говоря, реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования ? наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ.

Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей. Например, при взаимодействии ацетата натрия с соляной кислотой реакция практически нацело протекает с образованием уксусной кислоты

CHgCOONa + НС1 = СНзСООН + ХаС1

или в ионно-молекулярной форме:

СНзСОО" + н+ = СН3СООН

Аналогично протекают реакции между сильными основаниями и солями слабых оснований. Например, при действии гидроксида натрия на сульфат железа (II) выделяется гидроксид железа (II)

FeS04 + 2NaOH = Na2S04 -f Fe(OH)2J,

или в ионно-молекулярной форме:

Fe2+ + 20Н~ =* Fe(OH)2|

Последняя реакция служит примером образования не только слабого, но и малорастворимого электролита.

С рассмотренной точки зрения становится ясным различие между реакциями нейтрализации сильной кислоты сильным основанием и случаями нейтрализации, когда хотя бы одно из исходных веществ — слабый электролит. При нейтрализации сильной кислоты сильным основанием в растворе образуется только один слабый электролит — вода. При этом равновесие

Н+-ЬОН~ Н20

сильно смещено вправо и реакция в этом случае доходит практически до конца. При нейтрализации же слабой кислоты или ела-; бого основания в растворе существуют, по крайней мере, два сла^

бых электролита — вода и слабая кислота или слабое основание. Например, при нейтрализации уксусной кислоты сильным основанием в растворе устанавливаются два равновесия:"

Н+ + СНзСОО" ^=fc СНзСООН и Н+ + ОН' z<=± Н20

Ион водорода может, таким образом, связаться в молекулу уксусной кислоты или в молекулу воды. Ионы СН3СОО~ и ОН-как бы «конкурируют» друг с другом в связывании иона водорода. Поэтому в данном случае реакция нейтрализации доходит не до конца, а до состояния равновесия:

СНзСООН + ОН" СНзСОО" + Н20

Однако это равновесие сильно смещено вправо, поскольку вода — значительно более слабый электролит, чем уксусная кислота, так что связывание ионов Н+ в молекулы воды происходит полнее, чем в молекулы уксусной кислоты.

При нейтрализации слабого основания — гидроксида аммония— сильной кислотой з растворе тоже устанавливаются два равновесия:

NH4+ +ОН" ^=fc NH4OH и Н+ + ОН~ =^ Н20

Здесь конкурируют ионы NHf и Н+, связывающие гидрокс