Константы кислотности и основности


К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для электролитической диссоциации (протолиза) уксусной кислоты, протекающей под действием молекул воды,

СН3СООН + Н2О Н3О+ + СН3СОО

константа равновесия имеет вид

Кк = [H3O+][CH3COO] [CH3COOH]

Здесь в числителе дроби стоят равновесные концентрации ионов - продуктов диссоциации, а в знаменателе - равновесная концентрация недиссоциированных молекул.

Константа протолитического равновесия, определяющая полноту протекания протолиза слабой кислоты при данной температуре, называется константой кислотности.

Аналогично для протолиза слабого основания

NH3·HOH NH4+ + OH

существует константа основности, определяющая полноту протекания протолиза слабого основания при данной температуре

Кo = [NH4+][OH] [NH3 · HOH]

Используются два способа записи значения констант кислотности и основности. При первом способе значения константы и температуры указываются в одной строке после уравнения реакции и запятой, например,

HF + H2O H3O+ + F, Kk = 6,67·10–4 моль·л–1 (25°С).

При втором способе сначала записывают значение константы, а затем в скобках приводятся кислотная и основная формы электролита, растворитель (обычно вода) и температура:

Кк = 6,67·10–4 (HF, F, H2O, 25°C) моль·л–1.

Константы кислотности и основности зависят от природы электролита, растворителя, от температуры, но не зависят от концентрации раствора. Они характеризуют способность данной кислоты или данного основания распадаться на ионы: чем выше значение константы, тем легче электролит диссоциирует.

Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени:

Н2СО3 + Н2О Н3О+ + НСО3 ;
НСО3 + Н2О Н3О + СО32–.

Первое равновесие - первая ступень протолиза - характеризуется константой кислотности, обозначаемой Кк1:

Кк1 = [H3O+][HCO3] [H2CO3]

а второе - вторая ступень протолиза - константой кислотности Кк2:

Кк2 = [H3O+][CO32 –] [HCO3]

Суммарному равновесию

Н2СО3 + 2Н2О 3О+ + СО32 –

отвечает суммарная константа кислотности Кк:

Кк = [H3O+][HCO32 –] [H2CO3]

Величины Кк, Кк1, и Кк2 связаны друг с другом соотношением:

Кк = Кк1Кк2.

При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей (по второй меньше, чем по первой и т.д.) Иначе говоря, соблюдаются неравенства:

Кк > Кк2 > Кк3 и К01 > К02 > К03 . . .

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 cв, а степень его диссоциации в данном растворе через α, то концентрация каждого из ионов будет cвα, а концентрация недиссоциированных молекул cв(1 – α). Тогда уравнение константы протолиза Кк,ω (либо константы кислотности, либо константы основности) принимают вид:

Кк, 0 = (cB α)2 cB(1 – α) или Кк, 0 = α2 1 – α cB

Это уравнение выражает закон разбавления Оствальда. Оно даeт возможность вычислить степень диссоциации при различных концентрациях электролита, если известна его константа диссоциации. Пользуясь этим уравнением, можно также вычислить константу диссоциации электролита, зная его степень диссоциации при той или иной концентрации.

Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала, уравнение законно Оствальда упрощается. Поскольку в таких случаях α <<, то величиной α в знаменателе уравнения для Кк,ω можно пренебречь. При этом уравнение принимает вид:

Кк,0 = α2св

Это уравнение наглядно показывает связь, существующую между концентрацией слабого электролита и степенью его диссоциации: степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.



Дата добавления: 2016-10-26; просмотров: 10732;


Поиск по сайту:

Воспользовавшись поиском можно найти нужную информацию на сайте.

Поделитесь с друзьями:

Считаете данную информацию полезной, тогда расскажите друзьям в соц. сетях.
Poznayka.org - Познайка.Орг - 2016-2024 год. Материал предоставляется для ознакомительных и учебных целей.
Генерация страницы за: 0.01 сек.