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.

Источник: https://al-himik.ru/jelektroliticheskaja-dissociacija-stepen-i-konstanta-dissociacii/

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

КислотаФормулаТ,°СКарКа
Азотистая (0,5 М)HNO2184·10-43,4
ПероксомоноосмиеваяH2ОsО5188·10-1312,1
АзотнаяHNO3254,36·10-1,64
ОдовянистаяH2SnО2186·10-817,2
АзотноватистаяH2N2O2182·10-8 210-127,7 11,7
Оловянная (мета)H2SnО3254·10-109,4
АзотоводороднаяHN3202,09·10-54,68
ПероксодифосфорнаяH4P2О8256,61·10-6 2,09·10-85,18 7,68
Алюминиевая (мета)  НАlO2  184·10-1312,4
256·10-1312,22
РениеваяHReО42517,78-1,25
СвинцовистаяН2РbО2182·10-1615,7
Борная (мета)Н3ВО2187,5·10-109,12
СеленистаяH2SeО3253,5·10-3 5 ·10-82,26 7,3
Таблица 1. Константы диссоциации кислот
КислотаФормулаТ,°СКарКа
Борная (орто)  Н3ВОз  255,8·10-109,24
201,8·1013 1,6·10-1412,74 13,80
СеленоводороднаяH2Se181,7·10-4 1·10-113,77 11,0
СеленоваяH2SeО4251·103 1,2·10 2-3 1,9
БромоводороднаяНВr251·109– 9
СеленоциановаяHSeCN252,19·10-21,66
БромноватаяНВrO3182·10-10,7
СернаяH2SО4251 ·103 1,2·10-2-3 1,9
БромноватистаяНВrО252,06·10-98,7
СернистаяH2SО3251,58·10-2 6,3·10-81,8 7,2
Ванадиевая (орто)Н3VО4253,24·10-5 1,12·10-9 7,41·10-24,49 8,95 11,13
СероводороднаяH2S256·10-8 1·10-147,2 14,0
ВольфрамоваяH2WО4256,3·10-54,2
СульфаминоваяNH2SО2OH259,77·10-21,01
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)
КислотаФормулаТ,°СКарКа
Галлиевая (орто)H3GaО3185·10-11 2·10-1210,3 11,7
Супероксид водородаHО2256,3·10-32,2
ГексагидроксосурьмянаяH[Sb(OH)6]254·10-54,4
Сурьмяная (орто)H3SbО4184·10-54,4
Гексацианоферрат(И) водорода (железистосинеродистая)H4[Fe(CN)6]  181·10-33,0
255,6·10 -54,25
Сурьмянистая (мета)HSbО2181·10-1111,0
ТеллуристаяH2TeО3253·10-3 2·10-82,5 7,7
Германиевая (мета)H2GeО3251,7·10-9 1,9·10-138,77 12,72
ТелуроводороднаяH2Te251,0·10-33,0
Германиевая (орто)H4GeО4251,7·10-9 2·10-38,78 12,7
Теллуровая (мета)  H2TeО4  252,29·10-87,64
186,46·10-1211,19
Гипофосфорная (дифосфорноватая)H4P2O6  25  6,31·10-32,2
1,55·10-3 5,37·10-8 9,33·10-112,81 7,27 10,03
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)
КислотаФормулаТ,°СКарКа
Гидросернистая (дитионистая)H2S2O4184·10-32,4
Теллуровая(орто)H6TeО6252· 10-8 1,1·10-11 1·10-157,70 10,95 15
ТетраборнаяH2B4О72510-4 109-4 -9
ДимолибденоваяH2Mo2О7259,55·10-65,02
ТетрафтороборнаяH[BF4]252,63 · 103-2,58
ДитионоваяH2S2O6256,3·10-1 4,0·10-40,2 3,4
ТехнециеваяHTcО4182,29·10-10,64
Дифосфорная  H4P2O7  181,4·10-10,85
251,1·10-2 2,1·10-7 4,1·10-101,95 6,68 9,39
ТиосернаяH2S2О3252,2·10-1 2,8·10-20,66 1,56
Тиоциановая (родановодородная)HSCN181,4·10-10,85
ДихромоваяH2Cr2О7252,3·10-21,64
ТрифосфорнаяH5P3O10251,26·10-1
8,13·10-5
1,05·10-7
1,17·10-10
0,9 4,09 6,98 9,93
ИодоводороднаяHI251·10-11-11
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)
КислотаФормулаТ,°СКарКа
ТритиоугольнаяH2CS3202,09·10-3 6,03·10-92,68 8,22
Йодная (орто)  H5IО6  253,09·10-2 7,08·10-91,51 8,15
162,5·10-1312,60
Угольная (истинная константа)H2CО3251,32·10-43,88
Угольная (кажущиеся константы)H2CО3254,45·10-7 4,69·10-116,35 10,33
Йодная (мета)HIO4252,3·10-21,64
ФосфористаяH3PО3251,6·10-2 6,3 ·10-71,80 6,2
Йодноватая  HIO3  181,9·10-10,72
251,7·10-10,77
Фосфорная (орто)H3PO4257,52·10-3 6,31·10-8 1,26·10-122,12 7,20 11,9
ФосфорноватистаяH3PO2257,9·10-21,1
ИодноватистаяHIO252,29·10-1110,64
ФтороводороднаяHF256,61·10-43,18
Кремниевая (орто)  H4SiО4  252·10-109,7
302·10-12 1·10-12 1·10-1211,7 12,0 12,0
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)
КислотаФормулаТ,°СКарКа
Фтороводородная (димер)H2F2252,63·10-32,58
ФторофосфорнаяH2[PO3F]252,8·10-1 1,6·10-50,55 4,80
Кремниевая (мета)H2SiО3182,2·10-10 1,6·10-129,66 11,80
ХлористаяHC1О2185·10-32,3
КсеноноваяH4XeО6251·10-2 1·10-6 1·10-112 6 11
Хлороводородная (соляная)HCl251·107-7
МарганцовистаяH2MnО4257,1·10-1110,15
ХлорноватистаяHC1О255,01·10-87,3
МарганцоваяHMnО4252·102-2,3
ХлорсульфоноваяClSO3H202,69·1010-10,43
МолибденоваяH2MoО4181·10-66,0
ХромоваяН2СrO4251·10 3,16·10-7-1 6,50
Мышьяковая (орто)  H3AsО4  255,98·10-3 1,05·10-72,22 6,98
183,89·10-1211,41
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)
КислотаФормулаТ,°СКарКа
Циановодородная (синильная)HCN257,9·10-109,1
ЦиановаяHCNO181,2·10-43,92
Мышьяковистая (орто)  H3AsО3  25610-109,2
161,7·10-1413,77
1,3,5-Триазин-2,4,6-триолH3C3N3O3251,8 ·10-76,75
ЦиклотриметафосфорнаяH3P3O9258,91 ·10-32,05
Мышьяковистая (мета)HAsО2256·10-109,2
ЦиклотетраметафосфорнаяH4P4O12251,66· 10-32,78
Пероксид водорода  H2О2  302,63·10-1211,58
181·10-2525,0
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)

Таблица констант диссоциации оснований

ОснованиеФормулаТ,°СКbрКb
Алюминия гидроксидАl(ОН)3251,38·10-98,86
Аммиака гидрат (истинная константа)NH3 · Н2О256,3·10-54,20
Аммиака гидрат (кажущаяся константа)NH3 ·Н2О251,79·10-54,75
Бария гидроксидВа(ОН)2252,3·10-10,64
Ванадия(III) гидроксидV(OH)3258,3·10-1211,08
Галлия(III) гидроксидGa(OH)3181,6·10-1110,8
4· 10-1211,4
Гидразина гидратN2H4H2О251,2·10-65,9
Гидроксиламина гидратNH2OH · H2 О259,33 · 10-98,03
Железа(II) гидроксидFe(OH)2251,3·10-43,89
Железа(III) гидроксидFe(OH)3251,82·10-11 1,35·10-1210,74 11,87
Кадмия(II) гидроксидCd(OH)2305,0·10-32,30
Кальция гидроксидCa(OH)2254,3 · 10-21,37
Кобальта(II) гидроксидCo(OH)2254·10-54,4
Лантана(Ш) гидроксидLa(OH)3255,0·10-43,30
Лития гидроксидLiOH256,75·10-10,17
Магния гидроксидMg(OH)2252,5·10-32,60
Марганца(II) гидроксидMn(OH)2305,0·10-43,30
Меди(II) гидроксидСu(ОН)2253,4 ·10-76,47
Натрия гидроксидNaOH255,9-0,77
Никеля(II) гидроксидNi(OH)2302,5 ·10-54,60
Плутония(IV) гидроксидPu(OH)4253,2 ·10-1312,49
Ртути(II)гидроксидHg(OH)2254,0·10-12 5,0·10-1111,40 10,30
Свинца(II) гидроксидPb(OH)2259,6·10-43,02
Серебра(I) гидроксидAgOH251,1 ·10-43,96
Скандия(III) гидроксидSc(OH)3257,6·10-109,12
Стронция гидроксидSr(OH)2251,50·10-10,82
Тадлия(I) гидроксидTlOH25>101

Источник: https://k-tree.ru/spravochnik/himiya/konstanti_dissociacii

Поделиться:
Нет комментариев

    Добавить комментарий

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