Равновесие в растворах электролитов
В растворах слабых электролитов диссоциация является обратимым процессом: частицы распадаются на ионы и одновременно соединяются обратно. Поэтому в системе устанавливается подвижное равновесие, положение которого зависит от концентрации, температуры и присутствия других веществ.
Динамическое равновесие диссоциации
Слабый электролит диссоциирует не полностью. Например, для уксусной кислоты устанавливается равновесие между молекулами кислоты, ионами водорода и ацетат-ионами. Знак обратимости показывает, что реакция идёт в обоих направлениях.
Динамическое равновесие — состояние обратимой системы, при котором скорости прямого и обратного процессов равны, а концентрации всех участников практически постоянны. Реакции при этом не прекращаются.
Для общего процесса \(AB \rightleftarrows A^+ + B^-\) в состоянии равновесия выполняется закон действующих масс. Его количественно описывает константа диссоциации. Для слабого электролита при постоянной температуре её значение не зависит от начальной концентрации раствора.
Квадратные скобки обозначают равновесные молярные концентрации. Чем больше \(K_\mathrm{дис}\), тем сильнее электролит диссоциирует и тем больше равновесная доля ионов. Связь между концентрацией раствора и долей распавшихся частиц рассматривается при изучении слабых электролитов.
Равновесие устанавливается в закрытой системе, если прямой и обратный процессы возможны, а температура постоянна. В момент равновесия \(v_\mathrm{прям}=v_\mathrm{обр}\), но концентрации веществ обычно не обязаны быть равными.
Как изменяется равновесие: принцип Ле Шателье
Если изменить условия равновесной системы, она смещается в сторону процесса, который ослабляет внесённое изменение. Это не означает, что равновесие обязательно сместится в сторону большей концентрации или большего числа частиц: нужно анализировать конкретное воздействие.
- Добавление исходного слабого электролита обычно усиливает прямую диссоциацию, поэтому количество ионов возрастает.
- Удаление одного из продуктов диссоциации также смещает равновесие вправо.
- Добавление продукта диссоциации смещает равновесие влево и уменьшает степень диссоциации слабого электролита.
- Изменение температуры влияет на равновесие в соответствии с тепловым эффектом процесса.
При внешнем воздействии равновесие смещается в направлении, ослабляющем это воздействие. Для диссоциации слабого электролита особенно важны изменения концентрации и добавление общего иона.
Разбавление и концентрация
При разбавлении раствора водой концентрации всех растворённых частиц сначала уменьшаются. Однако число молекул слабого электролита и число его ионов уменьшается неодинаково: система смещается в сторону образования большего числа частиц, то есть в сторону диссоциации.
Поэтому при разбавлении слабого электролита его степень диссоциации увеличивается. Для одноосновного электролита \(AB\) при малой степени диссоциации справедлива приближённая связь:
Здесь \(c\) — исходная молярная концентрация электролита, а \(\alpha\) — степень диссоциации. При уменьшении \(c\) значение \(\alpha\) возрастает, но концентрации самих ионов могут уменьшаться из-за общего разбавления.
Что произойдёт с равновесием \(HA \rightleftarrows H^+ + A^-\) при добавлении небольшого количества раствора \(HCl\)?
Эффект общего иона
Эффект общего иона — подавление диссоциации слабого электролита при добавлении хорошо растворимого электролита, содержащего один из тех же ионов. Например, в растворе уксусной кислоты добавление ацетата натрия увеличивает концентрацию \(CH_3COO^-\).
По принципу Ле Шателье равновесие смещается влево: концентрация молекул \(CH_3COOH\) увеличивается, а доля диссоциировавших молекул уменьшается. При этом общий объём и концентрацию добавленного вещества также учитывают, если требуется численный расчёт.
В раствор слабой кислоты \(HA\) добавили раствор, содержащий ионы \(A^-\). Определим направление смещения равновесия и изменение степени диссоциации.
Такой же анализ применяют к слабым основаниям. Для равновесия \(NH_3\cdot H_2O \rightleftarrows NH_4^+ + OH^-\) добавление соли аммония увеличивает концентрацию общего иона \(NH_4^+\) и подавляет диссоциацию аммиака.
Температура и роль растворителя
Температурное воздействие определяют по тепловому эффекту диссоциации. Если диссоциация эндотермическая, повышение температуры смещает равновесие вправо; если экзотермическая — влево. Одновременно температура изменяет значение \(K_\mathrm{дис}\), поэтому считать его постоянным можно только при неизменной температуре.
Растворитель тоже влияет на взаимодействие частиц. В воде ионы стабилизируются гидратацией, поэтому для многих полярных веществ диссоциация идёт легче. В школьных задачах влияние растворителя обычно считают заданным и отдельно не рассчитывают.
1. Нельзя говорить, что при равновесии концентрации реагентов и продуктов равны: равны только скорости процессов. 2. Нельзя считать, что разбавление уменьшает степень диссоциации слабого электролита: она увеличивается. 3. Общий ион подавляет диссоциацию, даже если он внесён сильным электролитом. 4. Константа диссоциации постоянна только при данной температуре. 5. При добавлении соли сначала проверяйте, есть ли в ней общий ион.
Запишите уравнение равновесия; выделите исходные вещества и продукты; определите, какая частица добавлена или удалена; примените принцип Ле Шателье; затем проверьте, как изменились концентрации и степень диссоциации.
Quick-test
Проверь тему
Главное
- Слабый электролит диссоциирует обратимо, поэтому в растворе устанавливается динамическое равновесие.
- При равновесии равны скорости прямого и обратного процессов, а не концентрации веществ.
- Разбавление обычно увеличивает степень диссоциации слабого электролита.
- Добавление общего иона смещает равновесие в сторону недиссоциированных молекул.
- Повышение температуры учитывают по тепловому эффекту диссоциации; значение \(K_\mathrm{дис}\) постоянно только при данной температуре.