Ионные равновесия в растворах амфотерных электролитов

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^-, (а)

кислотный тип (раствор) основной тип

Если к раствору гидроксида алюминия добавлять кислоту ( увеличивать концентрацию катионов водорода Н⁺), равновесие (а) 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 (а) дисоциации гидроксида алюминия будет смещаться в сторону дисоциации 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.