2.9 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 ввести какую-либо соль этой кислоты и тем самым увеличить концентрацию ионов СН3СОО-, то, в соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие смещается влево, т. е. степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается.

СН3СООН ↔ СН3СОО- + H+

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, 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 SO42- равновесие сместится в сторону образования кристаллов CaSО4; ионы Са2+ и SO42- будут удаляться из раствора, образуя осадок. Процесс будет идти до тех пор, пока произведение концентраций этих ионов станет равно произведению растворимости CaSO4. 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.

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 веществ, 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.

CH3COONa + НС1 = СН3СООН + NaCl

или в ионно-молекулярной форме:

СН3СОО- + H+ = СН3СООН

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

FeSO4+ 2NaOH = Na2SO4+ Fe(OH)2

или в ионно-молекулярной форме:

Fe2+ + 2OH- = 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 сильно смещено вправо и реакция в этом случае доходит практически до конца

Н+ + OH- ↔ Н2О

При нейтрализации же слабой кислоты или слабого основания в растворе существуют, по крайней мере, два слабых электролита — вода и слабая кислота или слабое основание. Например, при нейтрализации уксусной кислоты сильным основанием в растворе устанавливаются два равновесия:

Н+ + СН3СОО- ↔ СН3СООН

Н+ + ОН- ↔ Н2О

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:

СН3СООН + OH- ↔ СН3СОО- + Н2О

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 в растворе тоже устанавливаются два равновесия:

NH4+ + OH- ↔ NH4OH

H+ + OH- ↔ Н2О

Здесь конкурируют ионы NH4+ и H+, связывающие гидроксид-ионы в недиссоциированные молекулы. В результате и эта реакция доходит не до конца, а до состояния равновесия:

H+ + NH4OH ↔ NH4+ + Н2О


Но поскольку вода — значительно более слабый электролит, чем NH4OH, равновесие сильно смещено вправо.

Подобные процессы происходят и при реакциях, в ходе которых малорастворимое вещество превращается в растворимый, но слабо диссоциирующий продукт. К таким реакциям относится, например, растворение сульфидов некоторых металлов в соляной кислоте. Так, взаимодействие сульфида марганца с соляной кислотой выражается уравнением

MnS(к) + 2НСl =MnCl2 + H2S

или

MnS(к) + 2Н+ =Mn2+ + H2S

Присутствие в числе исходных веществ малорастворимого электролита (MnS), при образовании которого связываются ионы S2-, обусловливает протекание реакции влево. С другой стороны, при образовании слабого электролита (H2S) также связываются ионы S2-, что способствует протеканию реакции вправо. Таким образом, ионы S2- участвуют в двух конкурирующих процессах, приводящих к установлению двух равновесий:

S2- + Mn2+ ↔ MnS(к)

и

S2- + 2Н+ ↔ H2S

Направление рассматриваемой реакции зависит от того, какое из двух веществ — H2S или MnS — в большей степени связывает ионы S2-. Суммарная константа диссоциации сероводорода К = К1 К2 = 6∙10-22; произведение же растворимости MnS равно 2,5∙10-10 . Отсюда ясно, что связывание ионов S2- в молекулы сероводорода происходит полнее, чем в MnS. Поэтому рассматриваемая реакция протекает вправо — сульфид марганца растворяется в соляной кислоте.

Аналогичные два равновесия устанавливаются в системе соляная кислота — сульфид меди(II). Но произведение растворимости CuS очень мало, оно равно 6∙10-36. Поэтому связывание ионов S2- в CuS происходит полнее, чем в молекулы сероводорода, и равновесие в системе

CuS(к) + 2HC1 ↔ CuCl2 + Н2S

смещено влево; сульфид меди(II) нерастворим в соляной кислоте.

Рассмотренные закономерности позволяют понять поведение амфотерных гидроксидов. Так, равновесие между осадком гидроксида цинка и раствором нарушается при добавлении как кислоты, так и щелочи. В этом случае равновесие можно записать в форме:

+ + ZnO22- ↔ Zn(OH)2 ↔ Zn2+ + 2OH-

раствор

Zn(OH)2

осадок

При добавлении к гидроксиду цинка кислоты возрастает концентрация ионов водорода. Произведение [Н+][ОН-] становится больше ионного произведения воды — идет процесс образования молекул Н2О из ионов; при этом нарушается равновесие и в системе Zn(OH)2. Согласно принципу Ле Шателье, вследствие возрастания концентрации ионов Н+ и расхода ионов ОН-, диссоциация Zn(OH)2 по типу кислоты подавляется, а по типу основания усиливается. В итоге осадок Zn(OH)2 растворяется и образуется соль, в которой цинк является катионом. Например, в случае соляной кислоты пойдет реакция:


Zn(OH)2+ 2HC1= ZnСl2 + H2O

При добавлении к гидроксиду цинка щелочи возрастает концентрация ионов ОН-: в этом случае процесс идет в направлении связывания ионов водорода. Равновесие в системе нарушается, но теперь преобладает диссоциация Zn(OH)2 по типу кислоты. В итоге осадок Zn(OH)2 растворяется и образуется соль, в которой цинк входит в состав аниона. Например, при добавлении NaOH идет реакция:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnО2 + 2H2O

В обоих случаях процесс возможен и протекает потому, что связывание ионов Н+ и ОН- в молекулы воды происходит в большей степени, чем в молекулы Zn(OH)2.


Информация о работе «Электролиты и их свойства»
Раздел: Химия
Количество знаков с пробелами: 73378
Количество таблиц: 4
Количество изображений: 1

Похожие работы

Скачать
53287
0
6

... с другими растворителями рассмот­ренные закономерности сохраняются, но имеются и отступления от них, например на кривых λ-с часто наблюдается минимум (аномальная электропроводность).                  2. Подвижность ионов Свяжем электропроводность электролита со скоростью движе­ния его ионов в электрическом поле. Для вычисления электропро­водности достаточно подсчитать число ионов, ...

Скачать
442397
6
13

... с кислородом, восстановлением - отнятие кислорода. С введением в химию электронных представлений понятие окислительно-восстановительных реакций было распространено на реакции, в которых кислород не участвует. В неорганической химии окислительно-восстановительные реакции (ОВР) формально могут рассматриваться как перемещение электронов от атома одного реагента (восстановителя) к атому другого ( ...

Скачать
125739
1
12

... при изучении синтеза новых материалов и процессов ионного транспорта в них. В чистом виде такие закономерности наиболее четко прослеживаются при исследовании монокристаллических твердых электролитов. В то же время при использовании твердых электролитов в качестве рабочих сред функциональных элементов необходимо учитывать, что нужны материалы заданного вида и формы, например в виде плотной керамики ...

Скачать
53910
2
0

... 17-25 кг/т алюми­ния, что на ~ 10-15 кг/т выше по сравнению с результатами для пес­чаного глинозёма. В глинозёме, используемом для производства алюминия, должно содержаться минимальное количество соединений железа, кремния, тяжелых металлов с меньшим потенциалом выделения на катоде, чем алюминий, т.к. они легко восстанавливаются и перехо­дят в катодный алюминий. Нежелательно также присутствие в ...

0 комментариев


Наверх