6.4. Смещение ионных равновесий
В растворе слабого электролита устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. Согласно принципу Ле Шателье, изменяя концентрации участников равновесия, его можно смещать в нужном направлении.
Рассмотрим смещение ионного равновесия при диссоциации уксусной кислоты, диссоциирующей по уравнению
СН3СООН Н+ + СН3СОО-.
1. Если к раствору уксусной кислоты прибавить ее соль CH3COONa, которая полностью диссоциирует на ионы:
СН3СООNa = СН3СОО- + Na+,
то в растворе появится добавочное количество одноименных ионов СН3СОО-, и, согласно принципу Ле Шателье, произойдет смещение равновесия диссоциации уксусной кислоты влево, в сторону образования недиссоциированных молекул СН3СООН.
2. Удаляя из сферы равновесия слабого электролита одного из ионов, например, связывая его в слабо диссоциирующее соединение (Н2О), можно усилить диссоциацию этого электролита:
СН3СООН Н+ + СН3СОО-.
Так, связывая ионы Н+ уксусной кислоты в недиссоциированные молекулы воды путем введения в раствор ионов ОН-, равновесие диссоциации уксусной кислоты смещается вправо, вызывая этим дополнительную диссоциацию кислоты, и она полностью вступает в реакцию со щелочью:
СН3СООН
Н+
+ СН3СОО-,
CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O.
В сокращенном ионном виде реакция записывается так:
CH3COOH + OH- = CH3COO- + H2O.
6.5. Ионные равновесия в растворах амфотерных электролитов
Амфотерные электролиты являются слабыми электролитами. Способность амфотерных электролитов практически полностью реагировать как с кислотами, так и со щелочами, образуя и в том, и в другом случае соли, связана с двойственным характером их диссоциации. В растворах амфотерных электролитов устанавливается сложное гетерогенное равновесие между осадком и раствором.
Например, диссоциацию амфотерного электролита – гидроксида алюминия можно выразить схемой:
|
|
Al(OH)3 (осадок) |
|
|
Кислотный тип диссоциации |
|
↕ |
|
Основной тип диссоциации |
H++ AlO2- + Н2О
|
|
Al(OH)з (раствор) |
|
Al3+ + 3OH-
|
Если к раствору гидроксида алюминия добавлять кислоту (увеличивать концентрацию катионов водорода Н+), равновесие будет смещаться в сторону диссоциации по основному типу. Гидроксид алюминия будет вести себя как основание.
Этот процесс может быть выражен уравнением
Al(OH)3 + 3HCl AlCl3 + 3H2O.
Ионно-молекулярные уравнения:
Al(OH)3 + 3H+ + 3Cl- Al3+ + 3Cl- + 3H2O;
Al(OH)3 + 3H+ Al3+ + 3H2O.
Если к раствору Al(OH)3 добавлять щелочь, то увеличивается концентрация гидроксид-ионов (ОН-) и равновесие диссоциации гидроксида алюминия будет смещаться в сторону диссоциации по кислотному типу. Гидроксид алюминия будет вести себя как кислота:
Al(OH)3 + NaOH NaAlO2 + 2H2O;
Al(OH)3 + Na+ + OH- Na+ + AlO2- + 2H2O;
Al(OH)3 + OН- = AlO2- + 2H2O.
В щелочных растворах алюминий находится в виде иона [Al(OH)4]-, ион AlO2- обнаружен только в растворах с рН>13, поэтому последнюю реакцию можно записать в следующем виде:
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4];
Al(OH)3 + Na+ + OH- = Na+ + [Al(OH)4]-;
Al(OH)3 + OH- = [Al(OH)4]-.
Таким образом, проявление амфотерными электролитами двойственных свойств кислоты и основания объясняется смещением равновесия при введении в раствор одноименных ионов.