Константа диссоциации слабого электролита
Процесс диссоциации молекул электролита является обратимым. В растворе устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. Поэтому можно использовать ЗДМ. Допустим, что ионизация слабого электролита протекает по схеме
Если обозначить равновесную концентрацию недиссоциированных молекул [AB], а концентрацию ионов соответственно [A + ] и [B — ], то константа равновесия примет вид
Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Ее величина зависит от природы электролита и растворителя, от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данного электролита распадаться на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее диссоциирует слабый электролит и тем выше концентрация его ионов в растворе. Принято обозначать константы диссоциации кислот символом Ка, оснований – Кв. Например, реакцию диссоциации уксусной кислоты можно представить уравнением
Константа равновесия этой реакции (константа кислотности) имеет вид
Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливается сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени:
Каждое уравнение характеризуется своей константой диссоциации. Для первой реакции ее обозначают К1, для второй – К2.
отвечает суммарная константа диссоциации К
Величины К, К1 и К2 связаны друг с другом соотношением К = К1×К2.
При ступенчатой диссоциации веществ распад до последней ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Иначе говоря, соблюдается неравенство
Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона, минимальна при его отрыве от нейтральной молекулы и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.
Если обозначить концентрацию электролита, распадающегося на два иона, через с, а степень его диссоциации в данном растворе через α, то концентрация каждого из ионов будет с∙α, а концентрация недиссоциированных молекул с∙(1 — α). Тогда уравнение константы диссоциации принимает вид
Это уравнение выражает закон разбавления Оствальда. Оно дает возможность вычислять степень диссоциации при различных концентрациях электролита, если известна его константа диссоциации, или вычислять константу диссоциации электролита, зная его степень диссоциации при той или иной концентрации.
Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала, т.е. α
Это уравнение наглядно показывает связь, существующую между концентрацией слабого электролита и степенью его диссоциации: при разбавлении степень диссоциации увеличивается.
Понравилась статья? Добавь ее в закладку (CTRL+D) и не забудь поделиться с друзьями:
Источник
Константа диссоциации слабого электролита
Процесс диссоциации молекул электролита является обратимым. В растворе устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. Поэтому можно использовать ЗДМ. Допустим, что ионизация слабого электролита протекает по схеме
Если обозначить равновесную концентрацию недиссоциированных молекул [AB], а концентрацию ионов соответственно [A + ] и [B — ], то константа равновесия примет вид
Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Ее величина зависит от природы электролита и растворителя, от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данного электролита распадаться на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее диссоциирует слабый электролит и тем выше концентрация его ионов в растворе. Принято обозначать константы диссоциации кислот символом Ка, оснований – Кв. Например, реакцию диссоциации уксусной кислоты можно представить уравнением
Константа равновесия этой реакции (константа кислотности) имеет вид
Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливается сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени:
Каждое уравнение характеризуется своей константой диссоциации. Для первой реакции ее обозначают К1, для второй – К2.
отвечает суммарная константа диссоциации К
Величины К, К1 и К2 связаны друг с другом соотношением К = К1×К2.
При ступенчатой диссоциации веществ распад до последней ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Иначе говоря, соблюдается неравенство
Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона, минимальна при его отрыве от нейтральной молекулы и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.
Если обозначить концентрацию электролита, распадающегося на два иона, через с, а степень его диссоциации в данном растворе через α, то концентрация каждого из ионов будет с∙α, а концентрация недиссоциированных молекул с∙(1 — α). Тогда уравнение константы диссоциации принимает вид
Это уравнение выражает закон разбавления Оствальда. Оно дает возможность вычислять степень диссоциации при различных концентрациях электролита, если известна его константа диссоциации, или вычислять константу диссоциации электролита, зная его степень диссоциации при той или иной концентрации.
Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала, т.е. α
Это уравнение наглядно показывает связь, существующую между концентрацией слабого электролита и степенью его диссоциации: при разбавлении степень диссоциации увеличивается.
Источник
Равновесие в растворах слабых электролитов
Диссоциация слабых электролитов — обратимый процесс. Для диссоциации слабого бинарного электролита KA:
KA K y+ + A x-
на основании закона действия масс справедливо соотношение:
Константу равновесия в данном случае называют константой диссоциации (константой ионизации).
Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, температуры и не зависит от концентрации раствора.
Константа диссоциации — важная характеристика слабых электролитов. Чем меньше величина Kд , тем слабее диссоциирует электролит в данном растворителе.
Kд связана с простой зависимостью. Если общую молярную концентрацию электролита в растворе обозначить СКА , то для бинарных электролитов концентрации ионов K y + и A x — будут равны CKA . Очевидно, что
Для слабых электролитов 0 и (1 — ) 1. Следовательно,
Kд 2 C или
Полученная зависимость является математическим выражением закона разбавления Оствальда (1888 г.): степень диссоциации слабого электролита увеличивается при разбавлении раствора обратно пропорционально корню квадратному из его молярной концентрации.
Вильгельм Фридрих Оствальд
Основания, кислоты и соли в свете теории электролитической диссоциации
С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты — это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка.
Следует различать кислородсодержащие кислоты типа H2SO4, HNO3 и бескислородные кислоты типа HCl, H2S.
В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид:
кислота ион водорода + анион кислотного остатка
К кислотам — сильным электролитам относят H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI и др. В водном растворе они полностью распадаются на ионы.
Двухосновная H2SO4 диссоциирует ступенчато, причем первый ион H + отрывается от молекулы легче, чем второй. Вторая ступень диссоциации является обратимым процессом и характеризуется значением константы диссоциации:
К кислотам — слабым электролитам относят HF, H2CO3, HCN, H2S, CH3COOH и др. В водном растворе они частично распадаются на ионы.
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Каждую ступень характеризуют своим значением константы диссоциации, например:
Первый ион водорода H + отрывается от молекулы легче, чем последующие от положительно заряженных анионов, поэтому >> .
В связи со ступенчатой диссоциацией многоосновные кислоты способны образовывать кислые соли, NaHSO4, NaHCO3, K2HPO4 и т.д.
С точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием гидроксид-ионов OH — и катионов металла.
В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:
основание гидроксид-ион + катион металла
Сильные основания (щелочи) в водном растворе практически полностью распадаются на ионы, например:
Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
Pb(OH)2 OH — + PbOH + , 1 ступень = 9,5510 -4
PbOH + OH — + Pb 2+ 2 ступень = 3,0010 -8
Этим объясняют способность многокислотных оснований образовывать основные соли: CuOHCl, (ZnOH)2SO4 и др.
С точки зрения теории электролитической диссоциации амфотерные гидроксиды (амфолиты) — это вещества, диссоциирующие в водном растворе как по типу кислот, так и по типу оснований. К ним относят Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, и др. Например, уравнения электролитической диссоциации Be(OH)2:
1) диссоциация по типу основания:
2) диссоциация по типу кислоты:
Рассмотрим некоторые общие закономерности в изменении свойств гидроксидов. Диссоциация кислородсодержащих гидроксидов зависит от сравнительной прочности и полярности связей Э-О и О-Н. Чем менее прочна или более полярна связь, тем легче происходит электролитическая ионизация по этой связи в водных растворах.
Таким образом, диссоциация гидроксидов может протекать по двум направлениям:
1) ЭОН ОН — + Э + (по типу основания)
2) ЭОН Н + + ЭО — (по типу кислоты)
Чем больше степень окисления и меньше радиус центрального иона (Э), тем менее полярна связь Э-О и выше ее прочность сравнительно со связью О-Н. В данном случае диссоциация идет по типу кислоты, т.е. с отщеплением иона водорода.
И наоборот, чем меньше степень окисления и больше радиус центрального иона, тем более полярна связь Э-О и меньше ее прочность, чем связи О-Н. В этом случае диссоциация идет, преимущественно, по типу основания, т.е. с отщеплением гидроксид-ионов.
Если полярности связей Э-О и О-Н близки, то диссоциация гидроксида ЭОН может протекать как по типу основания, так и по типу кислоты, т.е. гидроксид является амфотерным.
В периодах с увеличением заряда ядер элементов радиусы ионов уменьшаются, а максимальная степень окисления в соединениях типа ЭОm(ОН)n возрастает от 1 до 7. В связи с этим уменьшается полярность и увеличивается прочность связи Э-О, т.е. основные свойства гидроксидов ослабевают, а кислотные возрастают.
NaOH — сильное основание, Al(OH)3 — амфолит, H2SiO3 — слабая кислота, HClO4 — сильная кислота.
В главных подгруппах с увеличением заряда ядер элементов радиусы ионов увеличиваются, а максимальная степень окисления постоянна. В связи с этим увеличивается полярность и уменьшается прочность связи Э-О, т.е. сверху вниз основные свойства увеличиваются, а кислотные убывают. Это хорошо видно на примере гидроксидов элементов IIА группы: Be(OH)2 — амфолит, Mg(OH)2 — основание средней силы, Ba(OH)2 — сильное основание.
Если элемент образует гидроксиды в различных степенях окисления, то в соединениях элементов с низшими степенями окисления более выражены основные свойства, а в соединениях с высшими степенями окисления преобладают кислотные свойства, например:
Объясняется это тем, что для одного и того же элемента с увеличением степени окисления его электроотрицательность растет, а радиус иона уменьшается, что приводит к уменьшению полярности и увеличению прочности связи Э-О и, следовательно, ослаблению основных свойств гидроксида.
Следовательно, с возрастанием степени окисления и уменьшением ионного радиуса у кислородсодержащих гидроксидов преобладает кислотный тип диссоциации. Наоборот, с уменьшением степени окисления и увеличением ионного радиуса центрального иона преобладает основный тип диссоциации.
В бескислородных кислотах (образуют элементы VIА — VIIА групп) полярность связи Э-Н возрастает при переходе от элементов VIА группы к элементам VIIА группы и уменьшается в пределах каждой группы сверху вниз. Однако, в этом же направлении, соответственно, увеличивается и уменьшается прочность связи. Поэтому сила кислот возрастает в ряду HF — HCl — HBr — HI, несмотря на то, что полярность связи в этом направлении уменьшается.
С точки зрения теории электролитической диссоциации соли — это вещества, диссоциирующие в водном растворе на катион металла и анион кислотного остатка. Соли, как правило, являются сильными электролитами (исключение составляют ZnCl2, Fe(CNS)3, HgCl2, Mg(CN)2, и др.) и в водных растворах полностью распадаются на ионы:
При этом, в отличие от средних солей, кислые и основные соли диссоциируют ступенчато:
а) Na2HPO4 2Na + + 1 ступень
б) CuOHCl CuOH + + Cl — 1 ступень
CuOH + Cu 2+ + OH — 2 ступень
Следует иметь в виду, что определения Аррениуса справедливы только для водных растворов электролитов.
Источник