Равновесие данной реакции практически нацело смещено вправо, так как одним из продуктов реакции является летучее вещество, покидающее зону реакции (раствор).

Равновесие данной реакции практически нацело смещено вправо, так как одним из продуктов реакции является летучее вещество, покидающее зону реакции (раствор).

3. Реакции, идущие с образование слабых электролитов

Причиной данных реакций является образование очень устойчивых молекул. Например, при добавлении к раствору цианида калия раствора соляной кислоты, образуется цианистоводородная кислота, которая является слабым электролитом и в растворе присутствует в основном в виде молекул:

KCN(p) + HCl(p) = HCN(p) + KCl(p) (К_{д HCN}=7, 8•10^-10),                            (МУ)                                                                                             

K⁺ + CN^- + Н⁺ + Cl^- = HCN + K⁺ + Cl^-,                                                 (ИМУ)

CN^- + H⁺ ® HCN.                                                                     (сокр. ИМУ)

Образование слабодиссоциирующих молекул HCN сдвигает равновесие вправо. Обобщая этот пример, можно сделать вывод о том, что сильные кис­лоты и основания «вытесняют» из растворов более слабые.

К этому же типу реакций относятся реакции нейтрализации между кислотами и основаниями, в результате которых образуется слабый электролит – вода, например:

KОН(p) + HCl(p) = KCl(p)  + H₂О             (К_д H₂О =1, 8•10^-16),                             (МУ)                                                                                             

K⁺ + OH^- + Н⁺ + Cl^- = K⁺ + Cl^- + H₂О,                                               (ИМУ)

OH^- + Н⁺ ® H₂О.                                                                       (сокр. ИМУ)

4. Реакции, идущие с образованием комплексных ионов

ZnCl₂+4NH₃ = [Zn (NH₃)₄]Cl₂,                                                           (МУ)

Zn²⁺+2Cl^-+4NH₃ ® [Zn (NH₃)₄]²⁺ + 2Cl^-,                                        (ИМУ)

Zn²⁺+4NH₃ ® [Zn(NH₃)₄]²⁺.                                                   (сокр. ИМУ)

Встречаются процессы, при которых слабые электролиты или малорастворимые соединения входят в число исходных веществ и продуктов реакции. Равновесие в этом случае смещается в сторону образования веществ, имеющих наименьшую константу диссоциации (а) или в сторону образования менее растворимого вещества (б):

а) NH₄OH + HCl = NH₄Cl + H₂O,                                                             (МУ)

NH₄OH + H⁺ + Cl^- ® NH₄⁺ + Cl^- + H₂O,                                               (ИМУ)

NH₄OH + H⁺ ® NH₄⁺ + H₂O.                                                   (сокр. ИМУ)

Так как, К_д(NH₄OH) =1, 8× 10^-5 > К_д(H₂O)  =1, 8× 10^-16, равновесие сдвинуто в сторону образования молекул воды.

б) AgCl¯ + NaI =AgI¯ + NaCl,                                                                (МУ)

AgCl¯ + Na⁺ +I^- ®AgI¯ + Na⁺ +Cl^-,                                                   (ИМУ)

AgCl¯ + I^- ®AgI¯ + Cl^-.                                                           (сокр. ИМУ)

Так как, ПР_AgCl=1, 78× 10^-10 >  ПР_AgI =8, 3× 10^-17, равновесие сдвинуто в сторону образования менее растворимого соединения AgI.

Подводя итог изложенному, можно сделать вывод: реакции ионного обмена протекают необратимо в прямом направлении, если в результате них образуются труднорастворимые вещества, газы, слабодиссоциирующие вещества (слабые электролиты или комплексные ионы).

 

Примеры решения задач

                                                         

Пример 4. 1. Вычислить концентрацию ионов водорода и степень диссоциации 0, 002М раствора HNO₂. Константа диссоциации К_д= 5∙ 10^-4.

Решение. Азотистая кислота – слабый электролит, процесс диссоциации можно выразить следующим уравнением:

HNO₂ ⇄ H⁺ + NO₂^-.

Запишем математическое выражение константы диссоциации . Обозначим [H⁺] = X моль/л. Из уравнения диссоциации (согласно стехиометрическим коэффициентам) следует, что               [H⁺] = [NO₂^-] = X. Концентрация недиссоциированной кислоты составит [HNO₂] = =(0, 002 – X) моль/л.

Подставляя данные значения в выражение константы диссоциации и пренебрегая величиной X в знаменателе из-за ее малого значения, находим [H⁺] =X =  = 1∙ 10^-4 моль/л. Зная концентрацию ионов водорода, можно определить степень диссоциации a = [H⁺]/C_м = =(1∙ 10^-4/0, 002) = 0, 05 или в процентах a= 0, 05∙ 100% = 5%.

Пример 4. 2. Рассчитать концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе NH₄OH, концентрацией С_м= 0, 01М, если К_д= 1, 8× 10^-5. Определить рН этого раствора.

Решение. Гидроксид аммония диссоциирует следующим образом:

NH₄OH ⇄ NH₄⁺ + OH^-,

Запишем для этого уравнения выражение константы диссоциации:   

К_д= .

Концентрации ионов аммония [NН₄⁺] и гидроксид-ионов [OH^-] совпадают, так как n (NH₄⁺): n (OH^-) = 1: 1, обозначим их концентрацию за «х»: [NH₄⁺] = [OH^-] = х моль/л, тогда выражение для К_д примет вид:

1, 8× 10^-5 = х²/ 0, 01-х. Считая, что х < < С_м, уравнение преобразуется к виду 1, 8× 10^-5=x²/0, 01. Затем, решая это уравнение относительно «х», получаем:

х = =4, 2∙ 10^-4моль/л; или [OH^-]= 4, 2∙ 10^-4 моль/л.

Концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов связаны через ионное произведение воды К_w= [H⁺][OH^-]=10^-14. Выразим концентрацию ионов водорода [H⁺] = K_w/[OH^-] и рассчитаем её значение:

[H⁺]=1× 10^-14/4, 2× 10^-4 = 2, 3× 10^-11моль/л.

Водородный показатель: рН = - lg[H⁺] = - lg2, 3× 10^-11 = 10, 6

Пример 4. 3. Определить рН раствора НСl (a=1), если                  С_м =2∙ 10^-3 моль/л.

Решение. Диссоциация соляной кислоты протекает по уравнению

HCl ⇄ H⁺ + Cl^-, концентрация ионов водорода [H⁺] = aC_м =1∙ 2∙ 10^-3 = =2∙ 10^-3 моль/л. Водородный показатель: рН = - lg[H⁺] = - lg2∙ 10^-3 = 2, 7.       

 

 

Раздел 5.

 

⇐ Предыдущая12131415161718192021Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: