2.9 Офсетни йонни равновесие

Равновесие в електролитни разтвори, както и всяко химично равновесие се поддържа, докато определянето на условията не се променя; променящите се условия водят до дисбаланс.

По този начин, равновесието е счупен чрез вариране на концентрацията на един от участващите йони, в това равновесие: когато се увеличава, процесът, чрез който тези йони са свързани. Например, ако разтвор на оцетна киселина, съгласно уравнението дисоцииране въвежда сол на тази киселина и по този начин се увеличи SN3SOO- йони концентрация, в съответствие с принципа на Le Шателие, равновесието се измества наляво, т.е.. Е. степента на дисоциация на оцетна киселина намалява.

CH 3 COOH ↔ SN3SOO- + Н +

Това предполага, че въвеждането на слаб електролит йони на подобен разтвор (т. Е. Ion идентичен с един от йони електролитни) намалява степента на дисоциация на електролита. Обратно, намаляването на концентрацията на един от йони причинява дисоциация на новия брой молекули. Например, когато се въвежда в споменатия разтвор киселина хидроксиден йон, йон водород свързване на дисоциация увеличава киселина.

По същия начин, равновесието е прекъсната в случай на слабо разтворим електролит: всеки път, продукт на слабо разтворими концентрации на електролит йони в разтвор надвишава размера на продукта във вода, се образува утайка. Така, ако наситен разтвор на калциев сулфат да се добави друг разтворим електролит, съдържащ обща йон с калциев сулфат, например, калиев сулфат, след което се дължи на увеличаване SO42- йон равновесна концентрация преминаване към образуването на CaSO4 кристали; Са2 + и SO42- се отстранява от разтвора, като образува утайка. Методът ще докато продуктът от концентрацията на тези йони ще бъде равна на произведението на разтворимост CaSO4. В резултат на това количеството на калциев сулфат в разтвора намалява.

Така, разтворимостта на електролита е намалено чрез въвеждане на разтвор на подобни йони. Изключение са случаите, когато свързването на един от по-сложни (комплекс) йони, присъстващи в разтвора на йони с йони прилагат.

Въз основа на горните примери може да се заключи, като цяло.

реакции предпоставка поток между електролита се отстранява от разтвора на някои йони - например, чрез образуване на слабо разлагане вещество или вещества, се освобождават от разтвора като утайка или газ. С други думи, електролитни разтвори реакции винаги отиват към образуването на поне дисоциират или по-малко разтворими вещества.

От това, по-специално, че силната киселина се премества от слаби разтвори на техните соли. Например, чрез взаимодействие на натриев ацетат със солна киселина, реакцията протича почти изцяло за образуване на оцетна киселина.

CH3COONa + HC1 = CH3COOH + NaCl

или в молекулна форма йони:

SN3SOO- + Н + = CH3COOH

По същия начин, реакции възникват между солите на силни основи и слаби основи. Например, под действието на натриев хидроксид в железен сулфат (II) хидроксид се разпределя желязо (II)

FeSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Fe (ОН) 2 ↓

или в молекулна форма йони:

Fe2 + + 2OH- = Fe (ОН) 2 ↓

Последната реакция е пример за обучение не е само слабо, но и умерено разтворим електролит.

От гледна точка на разглеждания става ясна разлика между реакцията на неутрализация на силна киселина и силни случаите база за неутрализиране, където поне един от изходните материали - слаб електролит. При неутрализиране на силната киселина със силна основа в форми разтвор само слаб електролит - вода. Когато това равновесие е силно изместен в дясно, и реакцията в този случай става въпрос почти до края

При неутрализиране на слаба киселина или слаба основа в разтвор, има най-малко две слаб електролит - вода и слаба киселина или слаба основа. Например, докато неутрализиращи оцетна киселина със силна основа две равновесия, установени в разтвор:

Н + CH 3 COOH ↔ SN3SOO-

водороден йон този начин може да се свърже с молекула на оцетна киселина или молекула вода. И ОН йони SN3SOO- като "конкурира" един с друг в свързване с водородни йони. Ето защо, в този случай, реакцията на неутрализация не идва до края, и до състояние на равновесие:

CH3COOH + ОН- ↔ SN3SOO- + H2O

Все пак, това равновесие е силно измества надясно, защото водата - значително по-слаб електролит от оцетна киселина, така че свързването на Н + йони в молекулата на вода се проявява по-добре, отколкото в молекулата на оцетна киселина.

При неутрализиране на слаба основа - амониев хидроксид - силна киселина в разтвор, също е снабден с две равновесие:

NH4 + + ОН- ↔ NH4OH

Има конкурентни йони на NH4 + и Н +, свързването на хидроксидни йони в недисоциираната молекули. В резултат на това тази реакция не идва до края, и до състояние на равновесие:

Н + + NH4OH ↔ NH4 + + H2O

Но тъй като водата - много по-слаб електролит от NH 4 OH, хармония в голяма степен измества надясно.

Подобни процеси настъпват в реакции, в които слабо разтворимо вещество се превръща в разтворим, но слабо разлагане на продукта. Такива реакции включват, например, разтваряне на някои метални сулфиди в солна киселина. По този начин, взаимодействие на манганов сулфид със солна киселина, изразена чрез уравнението

MnS (к) + = 2HCl MnCl2 + H2S

MnS (к) + 2Н + = Mn2 + + H2S

Наличието между изходните материали слабо разтворим електролит (MnS), образуване на S 2 ', които се свързват йони причинява реакцията на ляво. От друга страна, формирането на слаб електролит (H2S) също се свързват S 2 'йони, което насърчава реакцията надясно. По този начин, S 2 йони участват в две конкурентни процеси, което води до създаването на две равновесия:

S2- + Mn2 + ↔ MnS (к)

S 2 '+ 2Н + ↔ H2S

Посоката на реакцията зависи от това коя от двете вещества - H2S или MnS - до голяма степен се свързва S 2 'йони. Общият сероводород дисоциационна константа К = K1 K2 = 8729 # 6, 10-22; на разтворимост на продукта MnS е 2.5 # 8729; 10-10. Това ясно показва, че свързването на S 2 'йони в молекулите на сероводород са по-добре от MnS. Следователно, настоящото Реакцията протича в дясно - сулфид манган разтваря в солна киселина.

Подобни две равновесия са установени в системата, солна киселина - меден сулфид (II). Но разтворимост продукт на меден сулфид е много малък, той е 6 # 8729; 10-36. Следователно свързването на S 2 'йони в CuS настъпва по-пълно, отколкото в молекулите на водороден сулфид и баланс в системата

CUS (а) + 2HC1 ↔ CuCl2 + H2S

изместен в ляво; меден сулфид (II) се разтваря в солна киселина.

Посочените по-горе закони ни позволяват да се разбере поведението на амфотерни хидроксиди. По този начин, съотношението между депозит цинков хидроксид и разтворът се разбито чрез прибавяне на киселина, така и основи. В този случай, балансът може да се запише като: