Читайте также:
|
Амфотерные электролиты являются слабыми электролитами. Способность амфотерных электролитов практически полностью реагировать как с кислотами, так и со щелочами, образуя и в том, и в другом случае соли, связана с двойственным характером их диссоциации. В растворах амфотерных электролитов устанавливается сложное гетерогенное равновесие между осадком и раствором. Например, диссоциацию амфотерного электролита - гидроксида алюминия можно выразить схемой
Al(OH)3 (осадок)
↨
H+ + AlO2- + Н2О «Al(OH)з«Al3+ + 3OH-.
кислотный тип (раствор) основной тип
Если к раствору гидроксида алюминия добавлять кислоту ( увеличивать концентрацию катионов водорода Н+), равновесие будет смещаться в сторону диссоциации по основному типу, гидроксид алюминия будет вести себя как основание.
Этот процесс (если прибавляется соляная кислота) может быть выражен уравнением
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O.
Ионно-молекулярные уравнения:
Al(OH)3 + 3H++ 3Cl- = Al3++ 3Cl-+ 3H2O;
Al(OH)3 + 3H+ = Al3++ 3H2O.
Если к раствору Al(OH)3 добавлять щелочь, то увеличивается концентрация гидроксил-ионов и равновесие диссоциации гидроксида алюминия будет смещаться в сторону диссоциации по кислотному типу. Гидроксид алюминия будет вести себя как кислота:
Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O;
Al(OH)3 + Na++ OH- = Na++ AlO2-+ 2H2O;
Al(OH)3 + OН- = AlO2- + 2H2O.
В щелочных растворах алюминий находится в виде иона [Al(OH)4]-, ион AlO2- обнаружен только в растворах с рН > 13, поэтому последнюю реакцию можно записать в следующем виде:
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4];
Al(OH)3 + Na++ OH-= Na+ + [Al(OH)4]-;
Al(OH)3 + OH-= [Al(OH)4]-.
Таким образом, проявление амфотерными электролитами двойственных свойств кислоты и основания объясняется также смещением равновесия при введении в раствор одноименных ионов.
Дата добавления: 2015-07-10; просмотров: 191 | Нарушение авторских прав