Смещение равновесий в растворах амфотерных электролитов.

Типичными амфотерными электролитами (амфолитами) являются амфотерные гидроксиды металлов способные к диссоциации, как по основному, так и по кислотному механизму в зависимости от pH среды. К ним относятся Zn(OH)₂, Cr(OH)₃, Al(OH)₃, Be(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂ и другие гидроксиды. При диссоциации этих гидроксидов могут устанавливаться два типа ионных равновесий. Смещение этих равновесий может происходить как при добавлении кислот, так и при добавлении оснований.

ПРИМЕР 4 Гетерогенные равновесия в растворе амфотерного гидроксида цинка.

Zn²⁺ +2OH- +2H₂O Û Zn(OH)₂ + 2H₂O Û [Zn(OH)₄]^2- + 2H+

--------------¯ ¯--------------®

диссоциация по основному механизму диссоциация по кислотному механизму

Смещение равновесия влево происходит при взаимодействии с кислотой за счет связывания ионов OH-:

Zn(OH)₂ - + 2H+ = Zn2+ + 2H₂O

Cмещение равновесия вправо происходит при взаимодействии со щелочью за счет связывания ионов H+:

Zn(OH)₂ + 2OH- = [Zn(OH)₄]2-

6.Реакции ионного обмена.

Обязательным условием протекания реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Для правильного отражения сущности и механизма реакций ионного обмена уравнения реакций необходимо записывать в ионно-молекулярной форме. При этом сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые и малорастворимые – в молекулярной форме.

ПРИМЕР 5. Реакция нейтрализации. Реакция с участием сильных электролитов.

HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O

Полное ионно-молекулярное уравнение: H+ + NO₃- + Na+ + OH- = Na+ + NO₃- + H₂O

Краткое ионно-молекулярное уравнение: H+ + OH- = H₂O (выражает химическую сущность реакции).

Вывод: в растворах сильных электролитов реакция протекает в результате связывания ионов с образованием слабого электролита (в данном случае – воды).

ПРИМЕР 6. Реакция с участием слабых электролитов. HCN + NH₄OH = NH₄CN + H₂O

Ионно-молекулярное уравнение реакции: HCN + NH₄OH = NH₄+ + CN- + H₂O

Реакция с участием слабых электролитов (пример 6) включает две стадии: диссоциацию слабых (или труднорастворимых) электролитов на ионы и связывание ионов с образованием более слабого электролита. Так как процессы разложения на ионы и связывания ионов обратимы, то реакции ионного обмена обратимы.

Направление реакций ионного обмена определяют по изменению энергии Гиббса. Самопроизвольное протекание реакции возможно только в направлении, для которого DG<0 до достижения состояния равновесия, когда DG = 0. Количественной мерой степени протекания реакции слева направо является константа равновесия К_С. Для реакции, приведенной в примере 6: К_С = [NH₄+][CN-]/[HCN][NH₄OH].

Константа равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

DG0_T = - 2,3RTlgK_C (15)

Если К_С>1, DG < 0 самопроизвольно протекает прямая реакция, если К_С<1, DG > 0 реакция протекает в обратном направлении.

Константу равновесия К_С рассчитывают через константы диссоциации слабодиссоциирующих электролитов:

К_С =К_{исх. в-в}/К_прод. (16)

Для реакции, приведенной в примере 6, константа равновесия рассчитывается по уравнению:

К_С = K_HCN.K_NH4OH/K_H2O = 4,9.10-9.!,76.10-5/1014=8,67.K_C>1, след. реакция протекает в прямом направлении.

Общим правилом, вытекающим из выражения для К_С, является то, что реакции ионного обмена протекают в направлении более прочного связывания ионов, т.е. в направлении образования электролитов с меньшими значениями констант диссоциации.

Гидролиз солей.

Гидролиз соли – реакция ионного обмена между солью и водой. Гидролиз является реакцией обратной реакции нейтрализации: KatAn + H₂O Û KatOH + HAn (17)

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: