Константа диссоциации — таблицы электронного справочника по химии, содержащие Константа диссоциации

Электролитическая диссоциация. Степень и константа диссоциации

Константа диссоциации - таблицы электронного справочника по химии, содержащие 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

Константа диссоциации - таблицы электронного справочника по химии, содержащие Константа 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 10-4 109 -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
Поделиться:
Нет комментариев

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Все поля обязательны для заполнения.