2.4. Смещение ионных равновесий

Как уже было показано ранее, 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 это согласно принципу Ле Шателье, приведет к смещению равновесия диссоциации уксусной кислоты влево, в сторону образования недиссоциированных молекул СН₃СООН.

2. Наоборот, уводя из сферы равновесия слабого электролита один из ионов, например, связывая его в еще более слабо диссоциирующее соединение, можно усилить диссоциацию этого электролита.

Так, связывая ионы Н⁺уксусной кислоты в недиссоциированные молекулы воды путем введения в раствор ионов ОН^-(т.е. щелочи), смещаем равновесие диссоциации уксусной кислоты вправо, вызывая этим дополнительную диссоциацию кислоты, и она полностью вступает в реакцию со щелочью:

CH₃COOH + NaOH  CH₃COONa + H₂O.

Поэтому даже самые слабые электролиты могут практически полностью вступать в ионные реакции.

CH₃COOH + Na⁺ + OH^-  CH₃COO^- + Na⁺ + H₂O.

В сокращенном ионном виде реакция записывается так:

CH₃COOH + OH^-  CH₃COO^- + H₂O.

2.5. 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)

↨

H⁺+AlO₂^-+ Н₂ОAl(OH)_зAl³⁺+ 3OH^-.

кислотный тип (раствор) основной тип

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 какоснование.

Этот процесс (если прибавляется соляная кислота) 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)₃добавлять щелочь, то увеличивается концентрация гидроксил-ионов и равновесие диссоциации гидроксида алюминия будет смещаться в сторону диссоциации по кислотному типу. Гидроксид алюминия будет вести себя каккислота:

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]^-, ионAlO₂^-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 также смещением равновесия при введении в раствор одноименных ионов.