9 Deplasarea echilibrului echilibrului ionic în soluțiile de electroliți, ca orice alt produs chimic

2.9 Deplasarea echilibrului ionic

Echilibrul în soluțiile de electroliți, ca orice echilibru chimic, rămâne neschimbat, atâta timp cât condițiile care o determină nu se schimbă; schimbarea condițiilor implică o încălcare a echilibrului.







Astfel, echilibrul este rupt prin variația concentrației unuia dintre ionii implicați, în acest echilibru: când crește, procesul prin care acești ioni sunt legați. De exemplu, dacă o soluție de acid acetic, conform ecuației disociind introduce orice sare a acestui acid și, astfel, crește ionii SN3SOO- de concentrare, în conformitate cu principiul Le Chatelier, echilibrul deplasează spre stânga, adică. E. Gradul de disociere a acidului acetic scade.

CH3COOH ↔ CH3COO - + H +

Aceasta implică faptul că introducerea unui electroliți slab de soluție similară (m. E. Ion identic cu unul din ionii de electrolit) reduce gradul de disociere a electrolitului. Dimpotrivă, o scădere a concentrației unuia dintre ioni determină o disociere a unui număr nou de molecule. De exemplu, când ionii de hidroxid de acid care leagă ionii de hidrogen sunt adăugați la o soluție din acest acid, disociarea acidului crește.

In mod similar, echilibrul este rupt în cazul electrolit slab solubil: de fiecare dată când un produs al concentrațiilor greu solubili de electroliți în soluție depășește mărimea produsului de solubilitate, se formează un precipitat. Astfel, în cazul în care o soluție saturată de sulfat de calciu pentru a adăuga alt electrolit solubil care conține un ion comun cu sulfat de calciu, de exemplu, sulfatul de potasiu, apoi, datorită creșterii schimbare echilibrului SO42- concentrației ionilor spre formarea cristalelor CaSO4; Ca2 + și SO42- sunt îndepărtate din soluție, formând un precipitat. Procesul va merge atâta timp cât produsul a concentrațiilor acestor ioni va fi egală cu produsul CaSO4 solubilitate. Ca rezultat, cantitatea de sulfat de calciu în soluție scade.

Astfel, solubilitatea electrolitului scade de la introducerea în soluție a ionilor de același nume. Excepții sunt acele cazuri în care unul din ionii din soluție se leagă de ionii introduși în ioni mai complexi (complexi).

Pe baza exemplelor luate în considerare, se poate trage o concluzie generală.

O reacții de curgere între condiție electrolitul este îndepărtat din soluția de anumiți ioni - de exemplu, prin formarea unei substanțe slab disociindu sau substanțe, sunt eliberate din soluție sub formă de precipitat sau un gaz. Cu alte cuvinte, reacțiile de soluții electrolitice merge întotdeauna spre formarea substanțelor puțin disociați sau mai puțin solubile.

Din aceasta, în special, rezultă că acizii puternici îi înlocuiesc pe cei slabi de soluțiile sărurilor lor. De exemplu, în interacțiunea acetatului de sodiu cu acid clorhidric, reacția are loc aproape complet cu formarea acidului acetic.







CH3COONa + HCI = CH3COOH + NaCI

sau în forma moleculară ionică:

CH3COO- + H + = CH3COOH

În mod similar, reacțiile apar între baze puternice și săruri ale bazelor slabe. De exemplu, acțiunea hidroxidului de sodiu pe sulfat de fier (II) eliberează hidroxid de fier (II)

FeSO4 + 2NaOH = Na2S04 + Fe (OH) 2 ↓

sau în forma moleculară ionică:

Fe2 + + 2OH- = Fe (OH) 2 ↓

Ultima reacție servește drept exemplu de formare a unui electrolit slab, dar și ușor solubil.

Din punctul de vedere considerat, devine clar diferența dintre reacțiile puternice de neutralizare a acizilor cu o bază puternică și cazurile de neutralizare, atunci când cel puțin unul dintre materiile prime este un electrolit slab. Când se neutralizează un acid puternic cu o bază puternică, se formează doar un singur electrolit slab, apă, în soluție. În același timp, echilibrul este puternic deplasat spre dreapta, iar reacția în acest caz ajunge aproape în cele din urmă

Când neutralizează același acid slab sau o bază slabă în soluție, există cel puțin doi electroliți slabi - apă și un acid slab sau o bază slabă. De exemplu, când se neutralizează acidul acetic cu o bază puternică, în soluție se stabilesc două echilibre:

H + + CH3COO-CH3COOH

Astfel, ionul de hidrogen poate fi conectat la o moleculă de acid acetic sau la o moleculă de apă. Ioniunile CH3COO- și OH- par să "concureze" unul cu celălalt în legarea ionului de hidrogen. Prin urmare, în acest caz, reacția de neutralizare nu ajunge la final, ci la starea de echilibru:

CH3COOH + OH- ↔ CH3COO - + H20

Cu toate acestea, acest echilibru este deplasat puternic spre dreapta, deoarece apa - electrolit considerabil mai slabă decât acidul acetic, astfel încât legarea de ioni H + în molecula de apă are loc mai bine decât în ​​molecula de acid acetic.

La neutralizarea unei baze slabe - hidroxid de amoniu - cu un acid puternic în soluție, se stabilesc și două echilibre:

NH4 + + OH- ↔ NH4OH

Aici, concurează ionii NH4 + și H +, care leagă ionii de hidroxid de molecule nedisociate. Ca rezultat, această reacție nu ajunge la final, ci la starea de echilibru:

H + + NH4OH ↔ NH4 + + H2O

Dar, deoarece apa este un electrolit mult mai slab decât NH4OH, echilibrul este puternic părtinitor la dreapta.

Procese similare se produc și în reacțiile în care o substanță puțin solubilă este transformată într-un produs solubil, dar ușor disociant. Astfel de reacții includ, de exemplu, dizolvarea anumitor sulfuri metalice în acid clorhidric. Astfel, interacțiunea sulfurii de mangan cu acidul clorhidric este exprimată prin ecuație

MnS (k) + 2 HCI = MnCl2 + H2S

MnS (k) + 2H + = Mn2 + + H2S

Prezența printre materiile prime electrolit slab solubil (MNS), dintre care formarea leagă ionii S2- determină reacția la stânga. Pe de altă parte, formarea unui electrolit slab (H2S), se leagă, de asemenea, ionii S2-, care promovează reacția la dreapta. Astfel, ionii S2 participă la două procese concurente, ducând la stabilirea a două echilibre:

S2- + Mn2 + ↔ MnS (k)

S2 + 2H + H2S

Direcția reacției luate în considerare depinde de una dintre cele două substanțe - H2S sau MnS - care leagă ionii S2 într-un grad mai mare. Concentrația totală de disociere a hidrogenului sulfurat este K = K1 K2 = 6 # 8729; 10-22; produsul solubilității MnS este 2,5 # 8729; 10-10. Prin urmare, este clar că legarea ionilor de S2 la molecule de sulfură de hidrogen are loc mai mult decât în ​​MnS. Prin urmare, reacția luată în considerare se realizează la dreapta - sulfura de mangan se dizolvă în acid clorhidric.

Similar două echilibre sunt stabilite în sistemul de acid clorhidric-sulfură de cupru (II). Dar produsul de solubilitate al CuS este foarte mic, este 6 # 8729; 10-36. Prin urmare, legarea ionilor de S2 la CuS are loc mai mult decât la moleculele de hidrogen sulfurat, iar echilibrul în sistem

CuS (k) + 2HC1 ↔ CuCl2 + H2S

mutat spre stânga; sulfura de cupru (II) este insolubilă în acid clorhidric.

Regularitățile luate în considerare fac posibilă înțelegerea comportamentului hidroxidurilor amfoterice. Astfel, echilibrul dintre precipitatul de hidroxid de zinc și soluție este perturbat prin adăugarea de acid și de alcalii. În acest caz, echilibrul poate fi scris în forma:







Trimiteți-le prietenilor: