книги / Физическая химия.-1
.pdfионы электролита при полной диссоциации и при отсутствии межионных сил:
f |
__Р нзм |
/ 0 |
р |
|
г пш |
Если молекула электролита распадается на п ионов, то Рвич |
в данной формуле в п раз больше соответствующей величины в формуле (1) коэффициента i вант-Гоффа (стр. 90). Следовательно,
/ . = £ • '(« )
Это соотношение показывает, что коэффициент осмотической активности отличается от степени диссоциации, вычисленной из коэффициента ъ по теории Аррениуса. Согласно уравнению (3), последняя равна:
В |
частности для бинарного электролита а = г —1, между тем |
как |
/ 0 = г /2. |
В представление о способности ионов к химическим взаимо действием теория активности также вносит существенный кор ректив.
Неприменимость к сильным электролитам закона разведения Оствальда объясняется тем обстоятельством, что диссоциация их при всех концентрациях является практически полной и со
вершенно не определяется отношением— . Однако и в тех слу- 1*°о
чаях, когда сильные электролиты принимают участие в истин ных химических равновесиях, обнаруживаются отклонения от за кона действия масс. Так, ионное произведение растворимости (стр. 105) остается строго постоянным только при невысоких кон центрациях ионов. Если, например, к насыщенному раствору AgCl постепенно прибавлять AgN03, то концентрация ионов хлора.в растворе, с самого начала весьма незначительная (около 10-& т), еще более понизится, так что произведение ионных кон центраций [Cr]-[Ag‘] останется сперва постоянным. Однако при более значительном повышении концентрации второй ооли это произведение — вопреки требованию закона действия масс — заметно возрастает. Применение теории полной диссоциации сильных электролитов (согласно которой концентрация Ag-ионов оказывается более высокой, чем по прежним расчетам) не устра няет, а, напротив, еще более усиливает эту аномалию произве
дения растворимости. |
Еще более неожиданным является то, |
что прибавление любых |
других сильных электролитов, не имею |
щих общих с AgCl ионов, также увеличивает произведение раство римости.
^Сохранить для сильных электролитов закон действия масс как универсальный закон химических равновесий можно только путем совершенно нового допущения. Электростатическая теория
на
принимает, что при повышении концентрации сильного электро лита уменьшается не степень его диссоциации, а осмотическое давление и электропроводность его ионов. Очевидно, подобным же образом межионные силы понижают и химическую активность ионов. Это уменьшение Бьеррум предложил выражать особым коэффициентом — фактором химической активности Д (при чем /а < 1), отличным от коэффициентов /0 и / . Закон действия масс и все выведенные из него формулы могут быть сохранены при условии замены в них истинной концентрации ионов (с) не которою фиктивною величиною, получившей название активной концентрации, или активности (а):
(17)
Только при очень низкой ионной концентрации Д прибли жается к единице и закон действия масс сохраняет свою обычную форму. В более крепких растворах в уравнение химического равновесия вместо концентраций необходимо подставить актив ность реагирующих веществ. Химическаяактивность каждого иона зависит от электрических воздействий, которым он под вергается со стороны остальных находящихся в растворе ионов. Она изменяется поэтому не только при изменении концентрации данного иона, но и при прибавлении постороннего, не реагирую щего с ним электролита: фактор активности является функцией общей концентрации всех находящихся в растворе ионов. В этом заключается глубокое, принципиальное различие между новой и старой формулировкой законов химического равновесия. Ионное произведение растворимости, например, вместо прежнего соотно шения Icfo —P, выражается теперь следующим уравнением:
° 1 •°2 = /'аС1* /1С2= Р = COnSt- |
(18) |
Прибавление сильного электролита, уменьшая коэффициенты активности, должно — в силу постоянства произведения (18) — соответственно повышать концентрации обоих ионов. Поэтому
присутствие больших количеств любого сильного электролита заметно повышает растворимость малорастворимых солей. С точки зрения классической теории, эта аномалия произведения раство римости оставалась совершенно необъяснимой.
Не менее интересно другое явление, получившее объяснение в свете теории активности. Как установил уже Аррениус, при бавление нейтральных солей (сильных электролитов) к раствору слабой кислоты (или щелочи) заметно повышает диссоциацию последней. Таким образом, слабые электролиты строго следуют закону действия масс (в его классической форме) лишь до тех пор, пока они одни находятся в растворе. Межионные электро статические силы, обусловленные присутствием постороннего сильного электролита, как и в предыдущем случае, понижают активность их ионов. Это уменьшение коэффициентов активности должно иметь своим непосредственным результатом увеличение
истинных ионных концентраций, т. е.. повышение степени дис социации слабого электролита. Явление происходит таким об разом, как если бы последний приобрел более высокую константу диссоциации. Измерения Михаэлиса и Крюгера, произведенные над уксусной кислотой, дают пример такого изменения константы диссоциации. В чистом растворе уксусной кислоты К равняется 1.85*10"*, а в присутствии некоторых солей измененная или так называемая редуцированная константа диссоциации К' прини мает следующие значения:
|
Раствор |
|
|
К' |
0.02 |
т NaCHgCOO |
|
|
2.16-10-6 |
0.1 |
от NaCH,COO |
0.5 |
от NaCl |
2.42-10"® |
0.02 от NaCHjCOO + |
3.30-10-5 |
|||
0.02 |
от NaCII3COO + |
0.5 |
т КС1 |
2.70-10-® |
Таким образом, электростатическая теория полностью при менима ко всем электролитам — не только сильным, но и слабым, если только в растворе содержится достаточное количество ионов, чтобы межиониые силы могли играть заметную роль. Сильные электролиты послужили главной основой для разработки теории лишь потому, что их диссоциация практически не зависит от кон центрации, и влияние последней на мзжионные силы могло быть изучено в чистом виде, подобно тому, как в чистых растворах слабых электролитов полностью проявляются законы химиче ского равновесия.
Активность, с которой каждый вид ионов участвует в хими ческих реакциях, зависит от совокупности действующих в рас творе электростатических сил. Она является поэтому функцией молярной концентрации всех находящихся в растворе ионов и их валентности. Обозначив концентрацию и валентность каждого иона буквами с и г с соответствующими индексами г = 1, 2, введем выражение:
Льюис и Рендалл (Lewis a. Randall, 1923), которые ввели ве личину J, дали ей название тонная крепость» раствора. Таким образом, ионная крепость раствора равняется половине суммы произведений концентрации каждого иона на квадрат его валент ности. Полусумма берется потому, что в 5] включаются ионы обоих знаков. Поэтому, например, в случае бинарнрго электро лита, состоящего ив двух одновалентных ионов, ионная кре пость равняется молярной концентрации электролита. Другие авторы берут полную сумму, т. е. вдвое большую величину, обозначаемую как «общая ионалъная концентрация» раствора. Как установили Льюис и Рендалл, коэффициент активности данного сильного электролита имеет одинаковое значение во всех растворах одинаковой ионной крепости, независимо от их ионного
114
состава. К более концентрированным растворам это правило неприменимо.
Дебай и Гюккель смогли вывести функциональную зависимость, свя зывающую коэффициент активности с величиной J. Для водного раствора (при 25°) логарифм (десятичный) /а равняется:
l0g/a = — 0.5 |
z“ ]/~J_____ |
(20) |
|
1 + |
0.232-10*0^7 * |
где z — валентность данного иона, а а — его «кажущийся диаметр», т. е. расстояние, на которое два нона могут приблизиться друг к другу (а измеряется обычно немногими ангстремами, т. е. является величиной порядка 10“ 8).
Для точечных ионов, диаметром которых можно было бы пренебречь, знаменатель предыдущего уравнения приближался бы к единице. То же имеет место в очень разбавленных растворах, при малой величине J . Мы получаем тогда очень простую приближенную зависимость:
log /а = — 0.5 s* j /J • |
(21) |
Осмотический коэффициент и коэффициент электропровод ности также зависят от ионной крепости раствора, однако харак тер функциональной зависимости для всех трех коэффициентов (/*, fy. И /о) не одинаков.
Итак, основные различия между химической и электроста тической теорией сильных электролитов сводятся, в немногих словах, к следующему.
Согласно теории Аррениуса, ионы находятся либо в хими чески связанном (недиссоциированном), либо во вполне свобод ном, активном состоянии. Изменения активности раствора (прояв ляющиеся в осмотическом давлении, электропроводности или химическом действии) обусловлены исключительно изменениями соотношения свободных и связанных ионов, т. е. степенью дис социации электролита, которая, в свою очередь,^ определяется общими законами химического равновесия. Теория активности сохраняет это объяснение только для тех случаев, когда общая ионная концентрация невелика (чистые растворы слабых электро литов). Во всех остальных случаях изменения активности опре деляются не степенью диссоциации (или же — в случае электро литов средней силы — не только степенью диссоциации), а меж
ионными электростатическими силами. Последние в |
большей |
||
или |
меньшей мере понижают подвижность, кинетическую энер |
||
гию |
и химическую |
активность всех ионов. Некоторые |
из ионов |
противоположного |
8нака, особенно тесно сблизившиеся друг |
с другом, могут «ассоциироваться», образуя электронейтральные комплексы. Однако равновесие между ионами определяется при этом не химическими, а электростатическими силами.
При всем принципиальном различии между обоими представ лениями, практически во многих случаях безразлично, прини мать ли, что средняя активность всех ионов понижена, или же считать, как это делал Аррениус, что изменилось процентное отношение активных и неактивных ионов.
11S
Гидратация ионов
Электростатическими силами определяются не только взаимо действия ионов; от них зависят также взаимодействия между находящимися в растворе ионами и молекулами растворителя.
Каждый ион связывает обычно известное количество моле кул растворителя. Это явление носит название сольватации,
вводном растворе — гидратации.
В.водном растворе свободный водородный ион, например, никогда не представляет собой голое положительное ядро —
протон, но состоит из соединения последнего по меньшей мере с одной молекулой воды (по аналогии с аммонийным ионом NH4‘, представляющим соединение Н’ с аммиаком, соединение протона с одной молекулой воды Н'Н20 или Н30' называется «гидроксо- ний-ион»). В других случаях гидратация может быть значительно более сильной, — ион окру?кается целой оболочкой, обкладкой из водяных молекул.
Эту гидратацию объясняли прежде истинным химическим соединением ионов с молекулами воды. Борну удалось разра ботать для нее чисто электростатическую теорию. Молекула воды представляет собой типичный диполь, на одном конце ко торого находятся оба положительные водородные иона, на дру гом — отрицательный кислородный. Если близ такого диполя находится заряженный ион, то к последнему притягивается про тивоположно заряженный конец диполя, в то время как одноимен ный отталкивается. Так как разноименный полюс оказывается при этом более близким, чем одноименный, то притяжение пре валирует над отталкиванием. В результате каждый ион окру жается обкладкой из ориентированных молекул воды. По мере удаления от центра эта ориентировка делается менее точной, постепенно переходя в совершенно беспорядочное расположение молекул. Чем сильнее образуемое ионом электрическое поле (зависящее от величины и плотности ионного заряда), тем толще окружающий е^о слой ориентированных диполей воды. При своем движении ион увлекает с собой эту обкладку или образует ее каж
дый раз заново, в результате |
чего |
его подвижность |
понижается. |
С уменьшением размера |
иона |
растет плотность |
его заряда, |
а вследствие этого — и толщина его гидратационной оболочки. Трение, испытываемое ионом при его движении, а вследствие этого его подвижность и электропроводность зависят не от истин ного ионного радиуса, а от суммарной величины иона вместе с его гидратационной оболочкой. Поэтому мы наталкиваемся на такие своеобразные соотношения, что, например, у щелочных катионов электролитическая подвижность (стр. 100) возрастает в ряду:
L i < N a < К,
несмотря на то, что атомный объем соответствующих элементов (рис. 5) быстро растет в той же последовательности.
Гидратация каждого иона зависит не только от его электри ческих свойств, но и от ионной крепости раствора. При повы шении последней ионы могут вступать между собой в конку ренцию, препятствовать друг другу в свойственном каждому из них стремлении ориентировать вокруг себя окружающие моле кулы воды. Поэтому при увеличении ионной крепости гидратация должна уменьшаться, причем это изменение влияет в свою очередь на коэффициенты активности.
Конечно, нельзя отрицать существования в некоторых слу чаях настоящих химических соединений между ионами и водой — гидратов в точном смысле слова. Однако огромное большинство явлений, заставлявших предполагать существование гидратов, находит себе естественное объяснение (нередко даже количествен ное) в све^е теории Борна. Таким образом, электростатическая теория охватывает все особенности электролитов, вытекающие из взаимодействий ионов как между собой, так и с растворителем.
Диэлектрическая постоянная и певодные растворы
Межионные силы, понижающие активность ионов в концен трированных растворах, как и все вообще электростатические силы, подчиняются закону Кулона. В частности, они должны ослабляться с повышением диэлектрической постоянной. Вслед ствие этого для диссоциации электролитов, для равновесия ионов в растворах большое значение приобретает диэлектрическая постоянная растворителя (D).
Различные жидкости крайне сильно отличаются друг от друга по величине диэлектрической постоянной. Как мы видели, она крайне мала у веществ, имеющих неполярную структуру моле кулы (представителем которых может служить бензол), и быстро растет у полярных молекул по мере увеличения их дипольного момента (ндпример, у воды). В следующей таблице приведены значения диэлектрической постоянной нескольких веществ при 18° (большинство данных по измерениям Оствальда, 1928):
Вещество |
D |
Вещество |
D |
Анилин |
7.2 |
Синильная кислота |
96 |
Ацетон |
20.7 |
Спирт метиловый |
31.2 |
Бензол |
2.26 |
Спирт этиловый |
25.8 |
Вода |
81.1 |
Спирт пропиловый |
22.2 |
Глицерин |
56 |
Спирт л-амиловый |
16.0 |
о-ксилол |
2.57 |
Стекло |
5— 7 |
т-ксилол |
2.38 |
Толуол |
2.34 |
р-ксилол |
2.34 |
Углерод четыреххлорп- |
2.23 |
Муравьиная кислота |
62 |
стый |
|
Нитробензол |
34.0 |
Хлороформ |
5.2 |
Парафин |
2.0 |
Этилацетат |
6.3 |
Сера |
3.6—4.3 |
Эфир этиловый |
4.3 |
Сероуглерод |
2.64 |
|
|
Очевидно, чем выше диэлектрическая постоянная раствори теля, тем больше ослабляются электростатические силы, соеди няющие разноименные ионы электролита. Это ослабление связи между противоположно заряженными ионами должно облегчать их диссоциацию и увеличивать их активность. Поэтому ионизи рующая способность растворителя тем больше, чем выше его диэлектрическая постоянная. Уже в 1893 г. Нернст и Дж. Дж. Том сон одновременно указали на эту зависимость. Впоследствии Вальден (Walden, 1924) произвел точные измерения степени дис социации одного и того же электролита в разных растворителях, чтобы установить таким образом количественную зависимость степени диссоциации от диэлектрической постоянной. Эта зави симость оказалась крайне сильной. Если сравнить концентрации, при которых данный электролит достигает в разных раствори телях одинаковой степени диссоциации, то эти концентрации ока зываются приблизительно пропорциональными кубу диэлектри ческой постоянной растворителя.
Как показывает приведенная таблица, вода обладает очень высокой диэлектрической постоянной, во много раз большей, чем большинство неводных растворителей. Отсюда ее хорошо известное «диссоциирующее действие». Высокой диэлектриче ской постоянной воды объясняются сильная диссоциация и ак тивность большинства растворенных в ней электролитов. Наши обычные представления о «силе» электролитов основаны на их поведении в водных растворах. В растворителях, имеющих мень шую диэлектрическую постоянную, активность ионов соответ ственно понижается. Электролиты, почти полностью диссоцииро ванные в воде, оказываются значительно менее сильно диссо циированными в спиртах или в ацетоне и обнаруживают лишь едва заметную диссоциацию в жидкостях, имеющих такую низ кую диэлектрическую постоянную, как бензол или ксилол. В не водных (например, липоидных) средах, содержащихся в каждой клетке, активность электролитов точно так же должна быть 'сильно пониженной.
Большое влияние на диэлектрическую постоянную оказывает температура, причем с повышением температуры диэлектриче ская постоянная жидкости уменьшается. Для воды это изменение выражается следующими цифрами: при 0° — 88.2, при 18° — 81.1, при 37° — 73. Пар имеет диэлектрическую постоянную, близкую к единице. Еще большее значение, чем температура, имеет аггрегатное состояние. При переходе в твердое кристаллическое со стояние и достаточном охлаждении диполи воды постепенно те ряют свою подвижность и способность ориентироваться- в на правлении силовых линий электрического поля (ориентацион ную поляризацию). Вследствие этого диэлектрическая постоян ная льда резко сни?кается, сводясь в пределе к одной лишь поля ризации смещения. При —175° диэлектрическая постоянная льда падает до 2.43 и не изменяется больше при дальнейшем
218
понижении температуры. Уже при —111° она возрастает до 10.8, а при 0° D льда сравнительно мало отличается от D воды.
Очень большой интерес представляет далее то обстоятель ство, что даже в жидком состоянии вода сохраняет указанное высокое значение диэлектрической постоянной, повидимому, только при условии свободной подвижности ее молекул в толще жидкости. Согласно Блю (Blüh, 1927), водная обкладка гидрати рованных ионов, состоящая из правильно ориентированных дипо лей воды, должна иметь крайне низкую диэлектрическую постоян ную. В настоящее время трудно сказать, в какой мере сходные со ображения приложимы к гидратационной воде, связываемой набу хающими коллоидами, в частности биоколлоидами живой клетки.
|
|
|
ЛИТЕРАТУРА |
|
|
|
|
A r r h e n i u s |
Sv. |
Über die Dissoziation |
der |
in Wasser |
gelôsten Stoffe. |
||
Z. physik. Chem. 1, 631, 1887. |
|
den Ionen |
und |
ihre Wir- |
|||
В j e r r u m N. Die |
elektrisclien Krâfte zwischen |
||||||
kungen. Erg. exakt. Natunviss. 5, 125, 1926 (пер. «Успехи |
фи8. |
наук», 7, |
|||||
269, |
1927). |
Hydratation. Protoplasma |
3, 8Г, |
1927. |
|
|
|
B l ü h |
O. Die |
|
|
||||
B l ü h |
O. Dielektrizitâtskonstante undLeitfâhigkeit.Protoplasma 23, 410,1935. |
D e b y e |
P. u. |
H ü c k e 1 |
E. Zur Théorie |
der Elektrolyte. Physik. Z. 24, |
|||||||
185 |
u. |
305, |
1923. |
|
|
Quecksilbers. Arch, |
exper. Pathol. 32, |
||||
D r e s e r |
H. Zur Pharmakologie des |
||||||||||
456, |
1893. |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
E r r e r a |
J. Methoden zur Bestimmung der Dielektrizitâtskonstante. Abder- |
||||||||||
halden’s Handb. III A, |
6, 911, |
1925. |
|
Phil. |
Trans. 77, |
1834 |
|||||
F a r a d a y |
M. |
On |
electrochemical |
decomposition. |
|||||||
(также |
Ostwald's Klass. № 86, 87). |
wàssrigen |
Lôsungen. Ann. |
Phy |
|||||||
F ü г t h |
O. Dielektrizitâtskonstante |
einiger |
|||||||||
sik, 4 Fol. 70, 63, 1923. |
|
|
1935. |
|
|
|
|||||
Ф а л ь к |
е н г а г е н |
Г. Электролиты. Л. |
|
|
|
H a f n е г E. |
|
Biologie und Dielektrizitâtskonstante. Erg. Physiol. 24, 566, 1924. |
|||||||||||||||||
II i 11 о r f |
|
N. |
Über die Wanderung der Ionen wahrend der |
Elektrolyse. |
|||||||||||||||
Ostwald’s Klass. № 21, 23. |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||
Il ü c k e 1 |
|
E. ZurTheorie der Elektrolyte. Erg. exakt. Naturwiss. 3,199, 1924. |
|||||||||||||||||
K e l l e r |
|
R. Dielektrizitatskonstanten kolloider Lôsungen. |
Kolloid. |
Z. |
29, |
||||||||||||||
193, |
1921. |
|
F. u. |
H o l b o r n L. |
Das |
Leitvermogen |
der |
|
Elektro |
||||||||||
K o h l r a u s c h |
|
||||||||||||||||||
lyte. Leipzig |
1916. |
|
M. |
Thermodynamics |
and |
the |
free |
energy |
of |
||||||||||
L e w i s |
G. |
a. |
R a n d a l l |
||||||||||||||||
chemical substances. New-York 1923. |
|
|
|
|
|
|
1936. |
|
|||||||||||
Л ы о и с |
Г. |
|
и |
Р е н д а л л |
М. |
Химическая термодинамика. Л. |
der |
||||||||||||
O r t h m a n n |
W. Kritische |
Arbeiten zur elektrostatischen |
Théorie |
||||||||||||||||
starken |
|
Elektrolyte. Erg. exakt. Natunviss. 6, 155, |
1927. |
|
|
|
|
||||||||||||
O s t w a 1 d |
W. |
Zur Kenntnis der Rolle der |
Dielektrizitâtskonstante. Koll. |
||||||||||||||||
Z. 45, |
56, |
1*928. |
|
B. Über das Verhalten der Bakterien zu chemischen |
|||||||||||||||
P a u l |
Th. u. K r ô n i g |
||||||||||||||||||
Reagenten. Z. physik. Chem. 21, 414, 1896 (также Z. f. Hygiene 25, |
1 ,1S97). |
||||||||||||||||||
R e m e s o v |
|
J. Eine |
Mikrovorrichtung |
für |
Leitfahigkeitsmessungen |
der |
|||||||||||||
kleinsten Flüssigkeitsvolumina. Biochem. Z. 207, 66, |
1929. |
phys. chem. |
|||||||||||||||||
S z y s z k o w s k i B. A dilution |
law for uni-univalent salts. J. |
||||||||||||||||||
*28, |
193, |
1924. |
|
|
|
nichtwâsseriger |
Lôsungen. |
Handbuch |
angew. |
||||||||||
W a l d e n |
|
P. Elelctrochemie |
|||||||||||||||||
physik. |
|
Chem. 13, 1924. |
|
|
|
|
|
Chem., |
09, |
445, |
1933.. |
|
|||||||
W h i t e |
H. A |
micro |
conductance cell. J. biol. |
|
Глава V
АКТИВНАЯ РЕАКЦИЯ
Все растворенные вещества, — электролиты и неэлектролиты, ионы и недиссоциированные молекулы, — производят осмоти ческое давление. Однако химическое, а в огромном большинстве случаев и физиологическое, действие электролитов зависит не от молекул, а от образуемых ими ионов. Мы рассмотрим здесь прежде всего действие двух ионов — водородного и гидроксиль ного, учение о которых в настоящее время наиболее подробно разработано. Оба эти иона оказывают исключительно сильное влияние на все жизненные явления. Они занимают несколько обособленное положение, являясь составными частями воды — наиболее распространенного в природе растворителя и един ственной жизненной среды.
Кислоты и щелоча
Электролиты, отщепляющие в растворе Н'- или ОН'-ионы, называются в первом случае кислотами, во втором — щелочами. Все кислоты обладают рядом общих признаков. Они расщепляют- (инвертируют) тростниковый сахар, дают при действии на язык ощущение кислого вкуса, изменяют цвет лакмуса и некоторых других красок, которыми благодаря этому пользуются как ин дикаторами для обнаружения присутствия кислот. При действии на металл они растворяют его, образуя с ним соответствующую соль, причем водородный ион кислоты, вытесненный металлом, выделяется в виде свободного водорода:
Zn + II,S04 — ZnS04 + На.
Все кислоты легко соединяются со щелочами, причем и те и дру гие теряют свои характерные свойства, «нейтрализуются» и превращаются в соли. Характерными для щелочей признаками являются их способность ускорять омыление и ряд других хи мических реакций, изменять цвет индикаторов, соединяться с кислотами, производить определенные физиологические дей ствия и т. д. Подобно тому как свойства кислот зависят от от щепляемого ими Н’-иона, все свойства щелочей принадлежат общему им аниону — гидроксильному иону ОН'. При. нейтрал
лизации ионы Н’ и ОН' взаимно друг друга связывают, и все свойства кислот и щелочей исчезают. Процесс нейтрализации, например соляной кислоты и едкого натра, может быть выражен уравнением:
NaOII + HCl — NaCl + Н20,
или, учитывая практически полную диссоциацию первых трех электролитов:
Na*+ О Н '+ Н’ + СГ Na + СГ + Н20.
Каковы бы ни были реагирующие кислоты и щелочи, процесс ней трализации представляет всегда одну и ту оке химическую реак цию — соединение водородных и гидроксильных ионов в молекулы воды.
Это доказывается, между прочим, и тем, что при взаимодействии одного моля какой-либо сильной кислоты с молем любой^ сильной щелочи всегда выделяется одинаковое количество тепла, характерное для реакции образо вания одного моля воды. Теплота нейтрализации равна приблизительно 13700 калорий.
В зависимости от образуемых ими попов все электролиты можно классифицировать на следующие основные группы: кисло той называется электролит, катионом которого является Н'-ион, щелочью — электролит, имеющий анион ОН'; электролиты, имею щие другие катионы и анионы, называются солями. Впрочем, и соли, на ряду *с солевыми анионами и «катионами, могут также содержать и отщеплять ионы Н* или ОН', приобретая тем самым кислотный или щелочный характер. Так, кислый фосфорнокислый калий (КН2Р 04) может служить примером кислой соли. При полном отсутствии этих ионов мы имеем нейтральную соль (на пример KG1).
При цолном качественном сходстве, между действием различ ных кислот наблюдаются резкие количественные различия. По сте пени активности их можно расположить в последовательный ряд в порядке возрастающей пли убывающей силы. Кислотные свой ства, например, последовательно убывают в следующем порядке: HCl H2S04 > муравьиная > уксусная > масляная > угольная к-та.
В одинаковой (эквивалентной) концентрации 1 каждый следую щий член этого ряда действует слабее предыдущего и должен быть применен в соответственно более высокой 'Концентрации, чтобы произвести одинаковый эффект.
1 Эквивалентными являются концентрации кислот, способные нейтра лизовать одинаковое количество щелочи. Единицей эквивалентной кон центрации является «нормальный раствор», который содержит в литре рас твора грамм-эквивалент кислоты, т. е. г-молекулу, деленную на число содержащихся в молекуле водородов, способных замещаться металлом. Для HG1 или CHgGOOH нормальная концентрация (п) совпадает с молярной (т), для H2S04 — равняется ее половине, для Ы3Р 0 4 — трети. Концентрацию щелочей, так же как и кцслрт, выражают в долях я.