Константа диссоциации — таблицы электронного справочника по химии, содержащие Константа диссоциации
Электролитическая диссоциация. Степень и константа диссоциации
По способности проводить электрический ток в водном растворе или в расплаве, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.
Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся соли, кислоты, основания. В молекулах этих веществ имеются ионные или ковалентные сильно полярные химические связи.
Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся, например, кислород, водород, многие органические вещества (сахар, эфир, бензол и др.). В молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.
Для объяснения электропроводности растворов и расплавов солей, кислот и оснований шведский ученый С. Аррениус создал теорию электролитической диссоциации (1887 г.):
1.Молекулы электролитов при растворении или расплавлении распадаются на ионы.
Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или в расплаве называется электролитической диссоциацией, или ионизацией.
Ионы — это атомы или группы атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд.
2.В растворе или расплаве электролитов ионы движутся хаотически.
При пропускании через раствор или расплав электрического тока, положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы движутся к положительно заряженному электроду (аноду). Поэтому положительные ионы называются катионами, отрицательные ионы — анионами.
К катионам относятся: ион водорода Н+, ион аммония NH4+, ионы металлов Na+, K+ , Fe2+, Al3+, катионы основных солей CuOH+, Аl(ОН)2+, FeOH2+ и т. д.
К анионам относятся: гидроксид-ион ОН—, ионы кислотных остатков Сl—, NO3—, SO42-, Cr2O72-, анионы кислых солей НСО3—, Н2РО4—, HPO42- и т. д.
3.Диссоциация — процесс обратимый. Это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы (ионизация, или диссоциация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация, или моляризация).Диссоциацию молекул электролитов выражают уравнениями, в которых вместо знака равенства ставят знак обратимости. В левой части уравнения записывают формулу молекулы электролита, в правой — формулы ионов, которые образуются в процессе электролитической диссоциации. Например:
Каждая молекула нитрата магния диссоциирует на ион магния и два нитрат-иона. Следовательно, в результате диссоциации одной молекулы Mg(NO3)2 образуются три иона.
Общая сумма зарядов катионов равна общей сумме зарядов анионов и противоположна по знаку (так как растворы электролитов электронейтральны).
Механизм электролитической диссоциации. Гидратация ионов
Причины и механизм диссоциации электролитов объясняются химической теорией раствора Д. И. Менделеева и природой химической связи. Как известно, электролитами являются вещества с ионной или ковалентной сильно полярной связями.
Растворители, в которых происходит диссоциация, состоят из полярных молекул. Например, вода — полярный растворитель. Диссоциация электролитов с ионной и полярной связями протекает различно.
Рассмотрим механизм диссоциации электролитов в водных растворах.
I. Механизм диссоциации электролитов с ионной связью
При растворении в воде ионных соединений, например хлорида натрия NaCl, дипольные молекулы воды ориентируются вокруг ионов натрия и хлорид-ионов. При этом положительные полюсы молекул воды притягиваются к хлорид-ионам Сl—, отрицательные полюсы — к положительным ионам Na+ .
В результате этого взаимодействия между молекулами растворителя и ионами электролита притяжение между ионами в кристаллической решетке вещества ослабевает. Кристаллическая решетка разрушается, и ионы переходят в раствор. Эти ионы в водном растворе находятся не в свободном состоянии, а связаны с молекулами воды, т. е. являются гидратированными ионами.
Диссоциация ионных соединений в водном растворе протекает полностью. Так диссоциируют соли и щелочи: KCl, LiNO3, Ba(OH)2 и др.
II. Механизм диссоциации электролитов, которые состоят из полярных молекул
При растворении в воде веществ с полярной ковалентной связью происходит взаимодействие дипольных молекул электролита с дипольными молекулами воды. Например, при растворении в воде хлороводорода происходит взаимодействие молекул НСl с молекулами Н2O.
Под влиянием этого взаимодействия изменяется характер связи в молекуле HCl: сначала связь становится более полярной, а затем переходит в ионную связь. Результатом процесса является диссоциация электролита и образование в растворе гидратированных ионов.
Так диссоциируют кислородсодержащие и бескислородные кислоты: H2SO4, HNO3, НI и др. Диссоциация электролитов с полярной связью может быть полной или частичной. Это зависит от полярности связей в молекулах электролитов.
Таким образом, главной причиной диссоциации в водных растворах является гидратация ионов. В растворах электролитов все ионы находятся в гидратированном состоянии. Например, ионы водорода соединяются с молекулой воды и образуют ионы гидроксония Н3O+ по донорно-акцепторному механизму:
Для простоты в химических уравнениях ионы изображают без молекул воды: Н+ , Ag+, Mg2 +, F—, SO42- и т. д.
Свойства ионов
Ионы по физическим, химическим и физиологическим свойствам отличаются от нейтральных атомов, из которых они образовались. Например, ионы натрия Na+ и хлорид-ионы Сl— не взаимодействуют с водой, не имеют цвета, запаха, неядовиты.
Атомы натрия Na0 энергично взаимодействуют с водой. Вещество хлор C12 в свободном состоянии — газ желто-зеленого цвета, ядовит, сильный окислитель.
Различные свойства атомов и ионов одного и того же элемента объясняются разным электронным строением этих частиц.
Химические свойства свободных атомов металлов определяются валентными электронами, которые атомы металлов легко отдают и переходят в положительно заряженные ионы.Атомы неметаллов легко присоединяют электроны и переходят в отрицательно заряженные ионы. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы.
Ионы имеют различную окраску. Гидратированные и негидратированные ионы s- и р-элементов обычно бесцветны. Так, бесцветны ионы Н+, Na+, K+ , Ва2 +, Аl3+ и др. Ионы некоторых d-элементов имеют окраску.
Окраска гидратированных и негидратированных ионов одного и того же d-элемента может быть различной.
Например, негидратированные ионы Cu2+ — бесцветные, а гидратированные ионы меди Cu2+ • 4Н2О — синего цвета
Степень диссоциации
В водных растворах некоторые электролиты полностью распадаются на ионы. Другие электролиты распадаются на ионы частично, часть их молекул остается в растворе в недиссоциированном виде.
Число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации (степенью ионизации).
Степень электролитической диссоциации (α) равна отношению числа молекул, которые распались на ионы, к общему числу молекул в растворе:
где n — число молекул, распавшихся на ионы; N — общее число растворенных молекул.
Например, степень диссоциации (α) уксусной кислоты СН3СООН в 0,1 М растворе равна 1,36%. Это означает, что из 10000 молекул СН3СООН 136 молекул распадаются на ионы по уравнению:Степень диссоциации зависит от природы растворителя и природы растворяемого вещества, концентрации раствора, температуры и других факторов.
Различные вещества диссоциируют в разной степени. Например, муравьиной кислоты НСООН при одинаковых условиях больше α уксусной кислоты СН3СООН.
При уменьшении концентрации электролита, т. е. при разбавлении раствора, степень диссоциации увеличивается, так как увеличиваются расстояния между ионами в растворе и уменьшается возможность соединения их в молекулы.
При повышении температуры степень диссоциации, как правило, увеличивается.
В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.
Сильные электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, т. е. их степень диссоциации равна 1 (100%). К сильным электролитам относятся: 1) соли; 2) сильные кислоты (HClO4, НСlO3, НNО3, H2SO4, HCl, НВr, HI и др.); 3) щелочи (LiОН, NaOH, КОН, RbOH, СsОН, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Слабые электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы, т. е. их степень диссоциации меньше 1 (100%).
К слабым электролитам относятся: 1) слабые кислоты (НСlO2, HClO, HNO2, H2SO3, Н2СO3, H2SiO3, Н3РО4, H3РО3, H3BO3, СН3СООН, Н2S, HCN, HF и др.); 2) слабые нерастворимые в воде основания Fe(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2 и др.
); 3) гидроксид аммония (NH4OH); 4) вода (Н2О).
Константа диссоциации (ионизации)
Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации (Kд). Вследствие того, что слабые электролиты диссоциируют на ионы не полностью, в их растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Для слабого электролита общей формулы АnВm уравнение диссоциации имеет вид:
Применяя закон действующих масс, запишем выражение константы равновесия:
где [Аm+], [Bn— ] — равновесные концентрации ионов Аm+ и Bn—, [АnВm] — равновесная концентрация недиссоциированных молекул АnВm.
Константу равновесия в этом случае называют константой диссоциации (Kд), или константой ионизации.
Константа ионизации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем легче электролит распадается на ионы, тем больше ионов в его растворе, тем сильнее электролит. Например:
Следовательно, уксусная кислота СН3СООН более сильный электролит, чем циановодородная кислота HCN.
Для слабого электролита константа диссоциации — постоянная величина при данной температуре, которая не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры. Константы диссоциации некоторых слабых электролитов приведены в таблице.
Значение электролитов для живых организмов
Электролиты являются составной частью жидкостей и плотных тканей живых организмов. Ионы натрия Na+, калия K+ , кальция Са2+, магния Mg2+, водорода Н+ , анионы ОН— , Сl—, SO42-, НСО3— имеют большое значение для физиологических и биохимических процессов.
Концентрации различных ионов в организме человека различны. Концентрации ионов водорода Н+ и гидроксид-ионов ОН— очень малы, но они играют большую роль в жизненных процессах.
Ионы водорода Н+ способствуют нормальному функционированию ферментов, обмену веществ, перевариванию пищи и т.д. Концентрации ионов натрия Na+ и хлорид-ионов Cl— в организме человека весьма значительны. Эти ионы человек получает ежедневно, используя в пищу поваренную соль NaCl.
В медицине применяется 0,85%-ный раствор хлорида натрия в качестве физиологического раствора при большой потере жидкости организмом.Таблица констант диссоциации
В таблице приведены константы диссоциации неорганических кислот и оснований в водных растворах.
Константы диссоциации веществ, способных диссоциировать как по типу кислоты, так и по типу основания, приводятся соответственно в двух таблицах («Кислоты», «Основания»).
Что такое диссоциация описано в статье.
Таблица констант диссоциации кислот
Кислота | Формула | Т,°С | Ка | рКа |
Азотистая (0,5 М) | HNO2 | 18 | 4·10-4 | 3,4 |
Пероксомоноосмиевая | H2ОsО5 | 18 | 8·10-13 | 12,1 |
Азотная | HNO3 | 25 | 4,36·10 | -1,64 |
Одовянистая | H2SnО2 | 18 | 6·10-8 | 17,2 |
Азотноватистая | H2N2O2 | 18 | 2·10-8 210-12 | 7,7 11,7 |
Оловянная (мета) | H2SnО3 | 25 | 4·10-10 | 9,4 |
Азотоводородная | HN3 | 20 | 2,09·10-5 | 4,68 |
Пероксодифосфорная | H4P2О8 | 25 | 6,61·10-6 2,09·10-8 | 5,18 7,68 |
Алюминиевая (мета) | НАlO2 | 18 | 4·10-13 | 12,4 |
25 | 6·10-13 | 12,22 | ||
Рениевая | HReО4 | 25 | 17,78 | -1,25 |
Свинцовистая | Н2РbО2 | 18 | 2·10-16 | 15,7 |
Борная (мета) | Н3ВО2 | 18 | 7,5·10-10 | 9,12 |
Селенистая | H2SeО3 | 25 | 3,5·10-3 5 ·10-8 | 2,26 7,3 |
Таблица 1. Константы диссоциации кислот |
Кислота | Формула | Т,°С | Ка | рКа |
Борная (орто) | Н3ВОз | 25 | 5,8·10-10 | 9,24 |
20 | 1,8·1013 1,6·10-14 | 12,74 13,80 | ||
Селеноводородная | H2Se | 18 | 1,7·10-4 1·10-11 | 3,77 11,0 |
Селеновая | H2SeО4 | 25 | 1·103 1,2·10 2 | -3 1,9 |
Бромоводородная | НВr | 25 | 1·109 | — 9 |
Селеноциановая | HSeCN | 25 | 2,19·10-2 | 1,66 |
Бромноватая | НВrO3 | 18 | 2·10-1 | 0,7 |
Серная | H2SО4 | 25 | 1 ·103 1,2·10-2 | -3 1,9 |
Бромноватистая | НВrО | 25 | 2,06·10-9 | 8,7 |
Сернистая | H2SО3 | 25 | 1,58·10-2 6,3·10-8 | 1,8 7,2 |
Ванадиевая (орто) | Н3VО4 | 25 | 3,24·10-5 1,12·10-9 7,41·10-2 | 4,49 8,95 11,13 |
Сероводородная | H2S | 25 | 6·10-8 1·10-14 | 7,2 14,0 |
Вольфрамовая | H2WО4 | 25 | 6,3·10-5 | 4,2 |
Сульфаминовая | NH2SО2OH | 25 | 9,77·10-2 | 1,01 |
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение) |
Кислота | Формула | Т,°С | Ка | рКа |
Галлиевая (орто) | H3GaО3 | 18 | 5·10-11 2·10-12 | 10,3 11,7 |
Супероксид водорода | HО2 | 25 | 6,3·10-3 | 2,2 |
Гексагидроксосурьмяная | H[Sb(OH)6] | 25 | 4·10-5 | 4,4 |
Сурьмяная (орто) | H3SbО4 | 18 | 4·10-5 | 4,4 |
Гексацианоферрат(И) водорода (железистосинеродистая) | H4[Fe(CN)6] | 18 | 1·10-3 | 3,0 |
25 | 5,6·10 -5 | 4,25 | ||
Сурьмянистая (мета) | HSbО2 | 18 | 1·10-11 | 11,0 |
Теллуристая | H2TeО3 | 25 | 3·10-3 2·10-8 | 2,5 7,7 |
Германиевая (мета) | H2GeО3 | 25 | 1,7·10-9 1,9·10-13 | 8,77 12,72 |
Телуроводородная | H2Te | 25 | 1,0·10-3 | 3,0 |
Германиевая (орто) | H4GeО4 | 25 | 1,7·10-9 2·10-3 | 8,78 12,7 |
Теллуровая (мета) | H2TeО4 | 25 | 2,29·10-8 | 7,64 |
18 | 6,46·10-12 | 11,19 | ||
Гипофосфорная (дифосфорноватая) | H4P2O6 | 25 | 6,31·10-3 | 2,2 |
1,55·10-3 5,37·10-8 9,33·10-11 | 2,81 7,27 10,03 | |||
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение) |
Кислота | Формула | Т,°С | Ка | рКа |
Гидросернистая (дитионистая) | H2S2O4 | 18 | 4·10-3 | 2,4 |
Теллуровая(орто) | H6TeО6 | 25 | 2· 10-8 1,1·10-11 1·10-15 | 7,70 10,95 15 |
Тетраборная | H2B4О7 | 25 | 10-4 10—9 | -4 -9 |
Димолибденовая | H2Mo2О7 | 25 | 9,55·10-6 | 5,02 |
Тетрафтороборная | H[BF4] | 25 | 2,63 · 103 | -2,58 |
Дитионовая | H2S2O6 | 25 | 6,3·10-1 4,0·10-4 | 0,2 3,4 |
Технециевая | HTcО4 | 18 | 2,29·10-1 | 0,64 |
Дифосфорная | H4P2O7 | 18 | 1,4·10-1 | 0,85 |
25 | 1,1·10-2 2,1·10-7 4,1·10-10 | 1,95 6,68 9,39 | ||
Тиосерная | H2S2О3 | 25 | 2,2·10-1 2,8·10-2 | 0,66 1,56 |
Тиоциановая (родановодородная) | HSCN | 18 | 1,4·10-1 | 0,85 |
Дихромовая | H2Cr2О7 | 25 | 2,3·10-2 | 1,64 |
Трифосфорная | H5P3O10 | 25 | 1,26·10-1 8,13·10-5 1,05·10-7 1,17·10-10 |
0,9 4,09 6,98 9,93 |
Иодоводородная | HI | 25 | 1·10-11 | -11 |
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение) |
Кислота | Формула | Т,°С | Ка | рКа |
Тритиоугольная | H2CS3 | 20 | 2,09·10-3 6,03·10-9 | 2,68 8,22 |
Йодная (орто) | H5IО6 | 25 | 3,09·10-2 7,08·10-9 | 1,51 8,15 |
16 | 2,5·10-13 | 12,60 | ||
Угольная (истинная константа) | H2CО3 | 25 | 1,32·10-4 | 3,88 |
Угольная (кажущиеся константы) | H2CО3 | 25 | 4,45·10-7 4,69·10-11 | 6,35 10,33 |
Йодная (мета) | HIO4 | 25 | 2,3·10-2 | 1,64 |
Фосфористая | H3PО3 | 25 | 1,6·10-2 6,3 ·10-7 | 1,80 6,2 |
Йодноватая | HIO3 | 18 | 1,9·10-1 | 0,72 |
25 | 1,7·10-1 | 0,77 | ||
Фосфорная (орто) | H3PO4 | 25 | 7,52·10-3 6,31·10-8 1,26·10-12 | 2,12 7,20 11,9 |
Фосфорноватистая | H3PO2 | 25 | 7,9·10-2 | 1,1 |
Иодноватистая | HIO | 25 | 2,29·10-11 | 10,64 |
Фтороводородная | HF | 25 | 6,61·10-4 | 3,18 |
Кремниевая (орто) | H4SiО4 | 25 | 2·10-10 | 9,7 |
30 | 2·10-12 1·10-12 1·10-12 | 11,7 12,0 12,0 | ||
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение) |
Кислота | Формула | Т,°С | Ка | рКа |
Фтороводородная (димер) | H2F2 | 25 | 2,63·10-3 | 2,58 |
Фторофосфорная | H2[PO3F] | 25 | 2,8·10-1 1,6·10-5 | 0,55 4,80 |
Кремниевая (мета) | H2SiО3 | 18 | 2,2·10-10 1,6·10-12 | 9,66 11,80 |
Хлористая | HC1О2 | 18 | 5·10-3 | 2,3 |
Ксеноновая | H4XeО6 | 25 | 1·10-2 1·10-6 1·10-11 | 2 6 11 |
Хлороводородная (соляная) | HCl | 25 | 1·107 | -7 |
Марганцовистая | H2MnО4 | 25 | 7,1·10-11 | 10,15 |
Хлорноватистая | HC1О | 25 | 5,01·10-8 | 7,3 |
Марганцовая | HMnО4 | 25 | 2·102 | -2,3 |
Хлорсульфоновая | ClSO3H | 20 | 2,69·1010 | -10,43 |
Молибденовая | H2MoО4 | 18 | 1·10-6 | 6,0 |
Хромовая | Н2СrO4 | 25 | 1·10 3,16·10-7 | -1 6,50 |
Мышьяковая (орто) | H3AsО4 | 25 | 5,98·10-3 1,05·10-7 | 2,22 6,98 |
18 | 3,89·10-12 | 11,41 | ||
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение) |
Кислота | Формула | Т,°С | Ка | рКа |
Циановодородная (синильная) | HCN | 25 | 7,9·10-10 | 9,1 |
Циановая | HCNO | 18 | 1,2·10-4 | 3,92 |
Мышьяковистая (орто) | H3AsО3 | 25 | 610-10 | 9,2 |
16 | 1,7·10-14 | 13,77 | ||
1,3,5-Триазин-2,4,6-триол | H3C3N3O3 | 25 | 1,8 ·10-7 | 6,75 |
Циклотриметафосфорная | H3P3O9 | 25 | 8,91 ·10-3 | 2,05 |
Мышьяковистая (мета) | HAsО2 | 25 | 6·10-10 | 9,2 |
Циклотетраметафосфорная | H4P4O12 | 25 | 1,66· 10-3 | 2,78 |
Пероксид водорода | H2О2 | 30 | 2,63·10-12 | 11,58 |
18 | 1·10-25 | 25,0 | ||
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение) |
Таблица констант диссоциации оснований
Основание | Формула | Т,°С | Кb | рКb |
Алюминия гидроксид | Аl(ОН)3 | 25 | 1,38·10-9 | 8,86 |
Аммиака гидрат (истинная константа) | NH3 · Н2О | 25 | 6,3·10-5 | 4,20 |
Аммиака гидрат (кажущаяся константа) | NH3 ·Н2О | 25 | 1,79·10-5 | 4,75 |
Бария гидроксид | Ва(ОН)2 | 25 | 2,3·10-1 | 0,64 |
Ванадия(III) гидроксид | V(OH)3 | 25 | 8,3·10-12 | 11,08 |
Галлия(III) гидроксид | Ga(OH)3 | 18 | 1,6·10-11 | 10,8 |
4· 10-12 | 11,4 | |||
Гидразина гидрат | N2H4H2О | 25 | 1,2·10-6 | 5,9 |
Гидроксиламина гидрат | NH2OH · H2 О | 25 | 9,33 · 10-9 | 8,03 |
Железа(II) гидроксид | Fe(OH)2 | 25 | 1,3·10-4 | 3,89 |
Железа(III) гидроксид | Fe(OH)3 | 25 | 1,82·10-11 1,35·10-12 | 10,74 11,87 |
Кадмия(II) гидроксид | Cd(OH)2 | 30 | 5,0·10-3 | 2,30 |
Кальция гидроксид | Ca(OH)2 | 25 | 4,3 · 10-2 | 1,37 |
Кобальта(II) гидроксид | Co(OH)2 | 25 | 4·10-5 | 4,4 |
Лантана(Ш) гидроксид | La(OH)3 | 25 | 5,0·10-4 | 3,30 |
Лития гидроксид | LiOH | 25 | 6,75·10-1 | 0,17 |
Магния гидроксид | Mg(OH)2 | 25 | 2,5·10-3 | 2,60 |
Марганца(II) гидроксид | Mn(OH)2 | 30 | 5,0·10-4 | 3,30 |
Меди(II) гидроксид | Сu(ОН)2 | 25 | 3,4 ·10-7 | 6,47 |
Натрия гидроксид | NaOH | 25 | 5,9 | -0,77 |
Никеля(II) гидроксид | Ni(OH)2 | 30 | 2,5 ·10-5 | 4,60 |
Плутония(IV) гидроксид | Pu(OH)4 | 25 | 3,2 ·10-13 | 12,49 |
Ртути(II)гидроксид | Hg(OH)2 | 25 | 4,0·10-12 5,0·10-11 | 11,40 10,30 |
Свинца(II) гидроксид | Pb(OH)2 | 25 | 9,6·10-4 | 3,02 |
Серебра(I) гидроксид | AgOH | 25 | 1,1 ·10-4 | 3,96 |
Скандия(III) гидроксид | Sc(OH)3 | 25 | 7,6·10-10 | 9,12 |
Стронция гидроксид | Sr(OH)2 | 25 | 1,50·10-1 | 0,82 |
Тадлия(I) гидроксид | TlOH | 25 | >101 |