ТОР 5 статей: Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы КАТЕГОРИИ:
|
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 КС. Для реакции, приведенной в примере 6: КС = [NH4+][CN-]/[HCN][NH4OH]. Константа равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением: DG0T = - 2,3RTlgKC (15) Если КС>1, DG < 0 самопроизвольно протекает прямая реакция, если КС<1, DG > 0 реакция протекает в обратном направлении. Константу равновесия КС рассчитывают через константы диссоциации слабодиссоциирующих электролитов: КС =Кисх. в-в/Кпрод. (16) Для реакции, приведенной в примере 6, константа равновесия рассчитывается по уравнению: КС = KHCN.KNH4OH/KH2O = 4,9.10-9.!,76.10-5/1014=8,67.KC>1, след. реакция протекает в прямом направлении. Общим правилом, вытекающим из выражения для КС, 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:
|