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.

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 ихдиссоциации. 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.