Как найти константу диссоциации кислоты пример - Сайт, где вы сможете решить свои вопросы

Как правильно рассчитать константу диссоциации слабого электролита

Задача 94.
Концентрация ионов Н⁺ в 0,1 М растворе СН₃СООН равна 1,3 · 10^–3 моль/дм³. Вычислите константу и степень диссоциации кислоты.
Решение:
С_М(СН₃СООН) = 0,1 моль/дм³;
[H⁺] = 1,3 · 10^–3 моль/дм³;
K_D(CH₃COOH) = ?
α = ?

1. Вычисление степень диссоциации уксусной кислоты

Для расчета будем использовать формулу: [H⁺] = С_М · α

Тогда

α = [H⁺]/C_M(CH₃COOH) = (1,3 · 10^–3)/0,1 = 1,3 · 10^–2 или 1,3%.

2. Вычисление константы диссоциации уксусной кислоты

В случае слабых электролитов константа диссоциации определяется по формуле:

K_D = (αC_M · αC_M)/C_M(1 – α) = α²C_M/(1 – α).

Тогда

K_D(СН₃СООН) = [(α)² · С_М(СН₃СООН)]/(1 – α) = [(1,3 · 10^–2)² · 0,1]/(1 – 1,3 · 10^–2) =
= 0,0000169/0,987 = 0,0000171 = 1,71 · 10^–5.

Ответ: K_D(СН₃СООН) = 1,71 · 10^–5; альфа = 1,3%.

Задача 95.
Вычислите константу диссоциации НСООН, если в растворе w% = 0,46% и она диссоциирована на 4,2%.
Решение:
М(НСООН) = 46 г/моль;
w% = 0,46%;
α = 4,2% или 0,042
K_D(НСООН) = ?

1. Вычисление концентрацию муравьиной кислоты

Концентрацию кислоты находим из вычисления:

С_М(НСООН) = [(w% · 1000г)/100%]/M(НСООН); СМ(НСООН) = [(0,46% · 1000г)/100%]/46 г/моль = 0,1 моль/дм3.

2. Вычисление константы диссоциации НСООН

В случае слабых электролитов константа диссоциации определяется по формуле:

K_D = (αC_M · αC_M)/C_M(1 – α) = α²C_M/(1 – α).

Тогда

K_D(НСООН) = [(0,042)² · 0,1]/(1 – 0,042) = 0,0001764/0,958 = 0,000184 или 1,84 · 10^–4.

Ответ: K_D(НСООН) = 1,84 · 10^–4.

Задача 96.
Вычислите константу диссоциации диметиламина, если в 0,2 М растворе он диссоциирован на 7,42%.
Решение:
M[(CH₃)₂NH] = 45,08 г/моль;
C_M[(CH₃)²NH] = 0,2 М;
α = 7,42% или 0,0742.

1. Вычисление константы диссоциации (CH₃)₂NH

В случае слабых электролитов константа диссоциации определяется по формуле:

K_D = (αC_M · αC_M)/C_M(1 – α) = α²C_M/(1 – α).

Тогда

K_D[(CH₃)₂NH] = [(0,0742)² · 0,2]/(1 – 0,0742) = 0,0011/0,9258 = 0,0012 или 1,20 · 10^–3.

Ответ: K_D[(CH₃)₂NH] = 1,20 · 10^–3.

Задача 97.
Концентрация ионов Н⁺ в 0,2 М растворе C₂H₅COOH равна 1,2 · 10^–2 моль/дм³. Вычислите константу и степень диссоциации кислоты.
Решение:
С_М(C₂H₅COOH) = 0,2 моль/дм³;
[H⁺] = 1,2 · 10^–2 моль/дм³;
K_D(C₂H₅COOH) = ?
α = ?

1. Вычисление степень диссоциации этановой кислоты

Для расчета будем использовать формулу: [H⁺] = С_М · α

Тогда

α = [H⁺]/C_M(C₂H₅COOH) = (1,2 · 10^–2)/0,2 = 6,0 · 10^–2 или 6%.

2. Вычисление константы диссоциации этановой кислоты

В случае слабых электролитов константа диссоциации определяется по формуле:

K_D = (αC_M · αC_M)/C_M(1 – α) = α²C_M/(1 – α).

Тогда

K_D(C₂H₅COOH) = [(α)² · С_М(СН₃СООН)]/(1 – α) = [(6,0 · 10^–2)² · 0,2]/(1 – 6,0 · 10^–2) = 0,00072/0,94 = 0,0000171 = 7,7 · 10^-4.

Ответ: K_D(C₂H₅COOH) = 7,7 · 10^-4; α = 0,06%.

Источник

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Степень диссоциации

Классификация электролитов

Диссоциация электролитов

Константа диссоциации

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Степень диссоциации

Вещества, которые в растворах или расплавах полностью или частично распадаются на ионы, называются электролитами.

Степень диссоциации α — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N′ к общему числу растворенных молекул N:

α = N′/N

Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если α =0, то диссоциация отсутствует и вещество не является электролитом. В случае если α =1, то электролит полностью распадается на ионы.

Классификация электролитов

Согласно современным представлениям теории растворов все электролиты делятся на два класса: ассоциированные (слабые) и неассоциированные (сильные). Неассоциированные электролиты в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Для этого класса электролитов a близко к единице (к 100 %). Неассоциированными электролитами являются, например, HCl, NaOH, K₂SO₄ в разбавленных водных растворах.

Ассоциированные электролиты подразделяются на три типа:

- 1. Слабые электролиты существуют в растворах как в виде ионов, так и в виде недиссоциированных молекул. Примерами ассоциированных электролитов этой группы являются, в частности, Н₂S, Н₂SO₃, СН₃СOОН в водных растворах.
  2. Ионные ассоциатыобразуются в растворах путем ассоциации простых ионов за счет электростатического взаимодействия. Ионные ассоциаты возникают в концентрированных растворах хорошо растворимых электролитов. В результате в растворе находятся как простые ионы, так и ионные ассоциаты. Например, в концентрированном водном растворе КCl образуются простые ионы К⁺, Cl^— , а также возможно образование ионных пар (К⁺Cl^— ), ионных тройников (K₂Cl⁺, KCl₂^— ) и ионных квадруполей (K₂Cl₂, KCl₃^2-, K₃Cl²⁺).
  3. Комплексные соединения(как ионные, так и молекулярные), внутренняя сфера которых ступенчато диссоциирует на ионные и (или) молекулярные частицы.
    Примеры комплексных ионов: [Cu(NH₃)₄]²⁺_,[Fe(CN)₆]³⁺_,[Cr(H₂O)₃Cl₂]⁺.

При таком подходе один и тот же электролит может относиться к различным типам в зависимости от концентрации раствора, вида растворителя и температуры. Подтверждением этому являются данные, приведенные в таблице.

Таблица. Характеристика растворов KI в различных растворителях

Концентрация электролита, С, моль/л	Температура t,^оС	Растворитель	Тип электролита
0,01	25	Н₂О	Неассоциированный (сильный)
5	25	Н₂О	Ионный ассоциат
0,001	25	С₆Н₆	Ассоциированный (слабый)

Приближенно, для качественных рассуждений можно пользоваться устаревшим делением электролитов на сильные и слабые. Выделение группы электролитов “средней силы” не имеет смысла. Эти электролиты являются ассоциированными. К слабым электролитам обычно относят электролиты, степень диссоцииации которых мала α<<1.

Таким образом, к сильным электролитам относятся разбавленные водные растворы почти всех хорошо растворимых в воде солей, многие разбавленные водные растворы минеральных кислот (НСl, HBr, НNО₃, НСlO₄ и др.), разбавленные водные растворы гидроксидов щелочных металлов. К слабым электролитам принадлежат все органические кислоты в водных растворах, некоторые водные растворы неорганических кислот, например, H₂S, HCN, H₂CO₃, HNO₂, HСlO и др. К слабым электролитам относится и вода.

Диссоциация электролитов

Уравнение реакции диссоциации сильного электролита можно представить следующим образом. Между правой и левой частями уравнения реакции диссоциации сильного электролита ставится стрелка или знак равенства:

HCl → H⁺ + Cl^—

Na₂SO₃ = 2Na⁺ + SO₃^2-

Допускается также ставить знак обратимости, однако в этом случае указывается направление, в котором смещается равновесие диссоциации, или указывается, что α≈1. Например:

NaOH → Na⁺ + OH^—

Диссоциация кислых и основных солей в разбавленных водных растворах протекает следующим образом:

NaHSO₃ → Na⁺ + HSO₃^—

Анион кислой соли будет диссоциировать в незначительной степени, поскольку является ассоциированным электролитом:

HSO₃^— → H⁺ + SO₃^2-

Аналогичным образом происходит диссоциация основных солей:

Mg(OH)Cl → MgOH⁺ + Cl^—

Катион основной соли подвергается дальнейшей диссоциации как слабый электролит:

MgOH⁺ → Mg²⁺ + OH^—

Двойные соли в разбавленных водных растворах рассматриваются как неассоциированные электролиты:

KAl(SO₄)₂ → K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-

Комплексные соединения в разбавленных водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы:

K₃[Fe(CN)₆] → 3K⁺ + [Fe(CN)₆]^3-

В свою очередь, комплексный ион в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации:

[Fe(CN)₆]^3- → Fe³⁺ + 6CN^—

Константа диссоциации

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие:

КА ↔ К⁺ + А^—

которое количественно описывается величиной константы равновесия К_д, называемой константой диссоциации:

Kд = [К⁺] · [А^—] /[КА] (2)

Константа диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе слабого электролита. Например, в растворе азотистой кислоты HNO₂ ионов Н⁺ больше, чем в растворе синильной кислоты HCN, поскольку К(HNO₂) = 4,6·10^— ⁴, а К(HCN) = 4,9·10^— ¹⁰.

Для слабых I-I электролитов (HCN, HNO₂, CH₃COOH) величина константы диссоциации К_д связана со степенью диссоциации α и концентрацией электролита c уравнением Оствальда:

К_д = (α^2·с)/(1-α) (3)

Для практических расчетов при условии, что α<<1 используется приближенное уравнение:

К_д = α^2·с (4)

Поскольку процесс диссоциации слабого электролита обратим, то к нему применим принцип Ле Шателье. В частности, добавление CH₃COONa к водному раствору CH₃COOH вызовет подавление собственной диссоциации уксусной кислоты и уменьшение концентрации протонов. Таким образом, добавление в раствор ассоциированного электролита веществ, содержащих одноименные ионы, уменьшает его степень диссоциации.

Следует отметить, что константа диссоциации слабого электролита связана с изменением энергии Гиббса в процессе диссоциации этого электролита соотношением:

ΔG_T⁰ = — RTlnK_д (5)

Уравнение (5) используется для расчета констант диссоциации слабых электролитов по термодинамическим данным.

Примеры решения задач

Задача 1. Определите концентрацию ионов калия и фосфат-ионов в 0,025 М растворе K₃PO₄.

Решение. K₃PO₄ – сильный электролит и в водном растворе диссоциирует полностью:

K₃PO₄ → 3К⁺ + РО₄^3-

Следовательно, концентрации ионов К⁺ и РО₄^3-равны соответственно 0,075М и 0,025М.

Задача 2. Определите степень диссоциации α_д и концентрацию ионов ОН^— (моль/л) в 0,03 М растворе NH₃·H₂О при 298 К, если при указанной температуре К_д(NH₃·H₂О) = 1,76× 10^— ⁵.

Решение. Уравнение диссоциации электролита:

NH₃·H₂О → NH₄⁺ + OH^—

Концентрации ионов: [NH₄⁺] = αС ; [OH^—] = αС , где С – исходная концентрация NH₃·H₂О моль/л. Следовательно:

K_д = αС · αС /(1 — αС)

Поскольку α << 1, то:

К_д ≈ α ²С

Константа диссоциации зависит от температуры и от природы растворителя, но не зависит от концентрации растворов NH₃·H₂О. Закон разбавления Оствальда выражает зависимость α слабого электролита от концентрации.

α = √(К_д/ С) = √(1,76× 10^— ⁵/ 0,03) = 0,024 или 2,4 %

[OH^—] = αС, откуда [OH^— ] = 2,4·10^— 2·0,03 = 7,2·10^-4 моль/л.

Задача 3. Определите константу диссоциации уксусной кислоты, если степень диссоциации CH₃CОOH в 0,002 М растворе равна 9,4 %.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты:

CH₃CОOH → СН₃СОО^— + Н⁺.

α = [Н⁺] / С_исх(CH₃CОOH)

откуда [Н⁺] = 9,4·10—2·0,002 = 1,88·10^-4 М.

Так как [CH₃CОO^—] = [Н⁺] и [CH₃CОOH] ≈ С_исх(CH₃CОOH), то:

Kд = [Н⁺]² / С_исх(CH₃CОOH)

Константу диссоциации можно также найти по формуле: К_д ≈ α ²С.

Задача 4. Константа диссоциации HNO₂ при 298К равна 4,6× 10^— 4. Найдите концентрацию азотистой кислоты, при которой степень диссоциации HNO₂ равна 5 %.

Решение.

К_д =α ²С , откуда получаем С_исх(HNO₂) = 4,6·10^— 4/(5·10^— 2)² = 0,184 М.

Задача 5. На основе справочных данных рассчитайте константу диссоциации муравьиной кислоты при 298 К.

Решение. Уравнение диссоциации муравьиной кислоты

НСООН →Н⁺ + СООН^—

В “Кратком справочнике физико–химических величин” под редакцией А.А. Равделя и А.М. Пономаревой приведены значения энергий Гиббса образований ионов в растворе, а также гипотетически недиссоциированных молекул. Значения энергий Гиббса для муравьиной кислоты и ионов Н⁺ и СООН^— в водном растворе приведены ниже:

Вещество, ион	НСООН	Н⁺	СООН^—
ΔG_T⁰, кДж/моль	— 373,0	0	— 351,5

Изменение энергии Гиббса процесса диссоциации равно:

ΔG_T⁰ = — 351,5- (- 373,0) = 21,5 кДж/моль.

Для расчета константы диссоциации используем уравнение (5). Из этого уравнения получаем:

lnK_д = — Δ G_T⁰/RT= — 21500/(8,31 298) = — 8,68

Откуда находим: K_д = 1,7× 10^— 4.

Задачи для самостоятельного решения

1. К сильным электролитам в разбавленных водных растворах относятся:

СН₃СOOH
Na₃PO₄
NaCN
NH₃
C₂H₅OH
HNO₂
HNO₃

13.2. К слабым электролитам в водных растворах относятся:

KAl(SO₄)₂
NaNO₃
HCN
NH₄Cl
C₂H₅OH
H₂SO₃
H₂SO₄

3. Определите концентрацию ионов NH₄⁺ в 0,03 М растворе (NH₄)₂Fe(SO₄)₂;

4. Определите концентрацию ионов водорода в 6 мас.% растворе H₂SO₄, плотность которого составляет 1,038 г/мл. Принять степень диссоциации кислоты по первой и второй ступеням равной 100 %.

5. Определите концентрацию гидроксид-ионов в 0,15 М растворе Ba(OH)₂.

6. Степень диссоциации муравьиной кислоты в 0,1 М растворе равна 4 %. Рассчитайте Концентрацию ионов водорода в этом растворе и константу диссоциации НСООН.

7. Степень диссоциации муравьиной кислоты в водном растворе увеличится при:

а) уменьшении концентрации HCOOH;

б) увеличении концентрации HCOOH;

в) добавлении в раствор муравьиной кислоты HCOONa;

г) добавлении в раствор муравьиной кислоты НCl.

8. Константа диссоциации хлорноватистой кислоты равна 5× 10^— 8. Определите концентрацию HClO, при которой степень диссоциации HClO равна 0,5 %, и концентрацию ионов Н⁺ в этом растворе.

9. Вычислите объем воды, который необходимо добавить к 50 мл 0,02 М раствора NH₃·H₂О, чтобы степень диссоциации NH₃·H₂О увеличилась в 10 раз, если К_д(NH₄OH) = 1,76·10^— 5.

10. Определите степень диссоциации азотистой кислоты в 0,25 М растворе при 298 К, если при указанной температуре К_д(HNO₂) = 4,6× 10^— 4.

Источник

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 31 августа 2021 года; проверки требует 71 правка.

У этого термина существуют и другие значения, см. Константа.

Константа диссоциации кислоты K_a (также известная как константа кислотности) — константа равновесия реакции диссоциации кислоты на катион водорода и анион кислотного остатка. Для многоосновных кислот, диссоциация которых проходит в несколько стадий, оперируют отдельными константами для разных стадий диссоциации, обозначая их как K_a1, K_a2 и т. д. Чем больше значение K_a, тем больше молекул диссоциирует в растворе и, следовательно кислота более сильная.

Примеры расчета[править | править код]

Одноосновная кислота[править | править код]

Реакция	K_a
${displaystyle {ce {HA <=> A^- + H^+}}}$	${displaystyle K_{{ce {a}}}={frac {[{ce {A^-}}][{ce {H+}}]}{{ce {[HA]}}}}}$

где A^– — условное обозначение аниона кислоты, [HA] — равновесная концентрация в растворе частицы HA.

Двухосновная кислота[править | править код]

Реакция	K_a
	$K_{a1} = {left[ H^+ right] left[ HA^- right] over left[ H_2A right]}$
$HA^- = H^+ + A^{2-}$	$K_{a2} = {left[ H^+ right] left[ A^{2-} right] over left[ HA^- right]}$

Фигурирующая в выражениях концентрация [H₂A] — это равновесная концентрация недиссоциировавшей кислоты, а не изначальная концентрация кислоты до её диссоциации.

Величины pK_a и pH[править | править код]

Чаще вместо самой константы диссоциации ${displaystyle K_{mathrm {a} }}$ (константы кислотности) используют величину ${displaystyle mathrm {p} K_{mathrm {a} }}$ (показатель константы кислотности), которая определяется как отрицательный десятичный логарифм самой константы ${displaystyle K_{mathrm {a} }}$ , выраженной в моль/л. Аналогично может быть выражен водородный показатель pH.

${displaystyle mathrm {p} K_{mathrm {a} }=-lg left(K_{mathrm {a} }right)}$

Величины pK_a и pH связаны уравнением Гендерсона — Хассельбаха.

Уравнение Гендерсона — Хассельбаха[править | править код]

${displaystyle {ce {pH}}=mathrm {p} K_{mathrm {a} }+lg left(mathrm {frac {[A^{-}]}{[HA]}} right)}$

Преобразование уравнения[править | править код]

Пусть

– исходная молярная концентрация кислоты

${displaystyle alpha approx {sqrt {K_{a} over c}}}$ — степень диссоциации

		${displaystyle {ce {A^-}}}$		${displaystyle {ce {H^+}}}$

Преобразуем уравнение

${displaystyle {ce {pH}}=mathrm {p} K_{mathrm {a} }+lg left(mathrm {frac {[A^{-}]}{[HA]}} right)}$

${displaystyle {ce {pH}}=mathrm {p} K_{mathrm {a} }-lg left(mathrm {frac {c(1-alpha )}{calpha }} right)}$

${displaystyle {ce {pH}}=mathrm {p} K_{mathrm {a} }-lg left(mathrm {{frac {1}{alpha }}-1} right)}$

Можно заметить, что при имеем ${displaystyle {ce {pH}}=mathrm {p} K_{mathrm {a} }}$ , значит ${displaystyle pK_{a}}$ показывает такое значение , при котором кислота диссоциирует наполовину.

${displaystyle {ce {pH}}<mathrm {p} K_{mathrm {a} }}$	В более кислой среде диссоциация кислоты уменьшается	${displaystyle [A^{-}]<[HA]}$
${displaystyle {ce {pH}}=mathrm {p} K_{mathrm {a} }}$	Равновесие концентраций кислоты и её соли	${displaystyle [A^{-}]=[HA]}$
${displaystyle {ce {pH}}>mathrm {p} K_{mathrm {a} }}$	В более щелочной среде диссоциация кислоты увеличивается	${displaystyle [A^{-}]>[HA]}$

Другая связь pK_a и pH[править | править код]

		${displaystyle {ce {A^-}}}$		${displaystyle {ce {H^+}}}$

${displaystyle K={[A^{-}][H^{+}] over [HA]}={[H^{+}]^{2} over [HA]}, [H^{+}]={sqrt {mathrm {K_{a}c} }}}$

${displaystyle {ce {pH}}=-lg left(mathrm {alpha c} right)=-lg left(mathrm {{sqrt {K_{a} over c}}c} right)=-lg left(mathrm {sqrt {K_{a}c}} right)={-lg left(mathrm {K_{a}} right)-lg(mathrm {c} ) over 2}}$

пример нахождения pH[править | править код]

Найти pH раствора 0,1 M Na₂CO₃

pK_a1(H₂CO₃) = 6.3696

pK_a2(H₂CO₃) = 10.3298

Решение:

Na₂CO₃ + H₂O = NaOH + NaHCO₃

${displaystyle {begin{bmatrix}{ce {pOH}}={-lg left(mathrm {K_{b}} right)-lg(mathrm {c} ) over 2}\-lg left(K_{b}right)=pK_{b}=14-pK_{a}\{ce {pH}}=14-{ce {pOH}}end{bmatrix}} }$

откуда получаем

${displaystyle {ce {pH}}=14-{14-{ce {pK}}_{a} - lg(mathrm {c} ) over 2}}$

Значение pH > 7 означает, что соль Na₂CO₃ даёт щелочную среду

Константа диссоциации основания K_b[править | править код]

${displaystyle mathrm {p} K_{mathrm {a} }=-lg left(K_{mathrm {a} }right)}$ — показатель константы кислотности (от англ. acid — кислота), характеризующий реакцию отщепления протона от кислоты HА.

${displaystyle mathrm {p} K_{mathrm {b} }=-lg left(K_{mathrm {b} }right)}$ — показатель константы основности (от англ. base — основание), характеризующий реакцию присоединения протона к основанию B.

Реакция	K
${displaystyle {ce {HA <=> A^- + H^+}}}$	${displaystyle K_{{ce {a}}}={frac {[{ce {A^-}}][{ce {H+}}]}{{ce {[HA]}}}}}$
${displaystyle {mathsf {B+H_{2}O}}rightleftharpoons {mathsf {BH^{+}+OH^{-}}}}$	${displaystyle K_{b}={frac {[{mathsf {BH^{+}}}]cdot [{mathsf {OH^{-}}}]}{[{mathsf {B}}]}}}$

${displaystyle pK_{{ce {a}}}+pK_{{ce {b}}}=14=pK_{{ce {W}}}(25^{circ }C)}$ — ионное произведение воды

${displaystyle pK_{{ce {a}}}=14-pK_{{ce {b}}}}$

${displaystyle pK_{{ce {BH^+}}}=14-pK_{{ce {B}}}}$

Константы диссоциации некоторых соединений[править | править код]

Кислотность воды pK_a (H₂O) = 15,74

Чем больше pK_a , тем более основное соединение; чем меньше pK_a , тем соединение более кислотное.

Например, по значению pK_a можно понять, что спирты проявляют основные свойства (их pK_a больше, чем у воды), а фенолы проявляют кислотные свойства.

Также по pK_a можно установить ряд сил кислот, приведённый в российских школьных учебниках

Ряд сил кислот^[1]

	Название	Кислота	pK_a1	pK_a2	pK_a3	${displaystyle alpha _{1}}$ при С = 1 моль/л, %
Сильные кислоты	Йодоводородная	HI	-10			100
Хлорная	HClO₄	-10			100
Бромоводородная	HBr	-9			100
Соляная (хлороводородная)	HCl	-7			100
Серная	H₂SO₄	-3	1.92		99,90
Селеновая	H₂SeO₄	-3	1.9		99,90
Гидроксоний	H₃O⁺	-1.74	15.74	21	98,24
Азотная	HNO₃	-1.4			96,31
Хлорноватая	HClO₃	-1			91,61
Иодноватая	HIO₃	0.8			32,67
Средние кислоты	Сульфаминовая	NH₂SO₃H	0.99			27,28
Щавелевая	H₂C₂O₄	1.42	4.27		17,69
Йодная	H₅IO₆	1.6			14,64
Фосфористая	H₃PO₃	1.8	6.5		11,82
Сернистая	H₂SO₃	1.92	7.20		10,38
Гидросульфат	HSO₄^–	1.92			10,38
Фосфорноватистая	H₃PO₂	2.0			9,51
Хлористая	HClO₂	2.0			9,51
Фосфорная	H₃PO₄	2.1	7.12	12.4	8,52
Гексаакважелеза (III) катион	[Fe(H₂O)₆]₃⁺	2.22			7,47
Мышьяковая	H₃AsO₄	2.32	6.85	11.5	6,68
Селенистая	H₂SeO₃	2.6	7.5		4,89
Теллуристая	H₂TeO₃	2.7	7.7		4,37
Фтороводородная (плавиковая)	HF	3			3,11
Теллуроводородная	H₂Te	3	12.16		3,11
Слабые кислоты	Азотистая	HNO₂	3.35			2,09
Уксусная	CH₃COOH	4.76			0,4160
Гексаакваалюминия (III) катион	[Al(H₂O)₆]³⁺	4.85			0,3751
Угольная	H₂CO₃	6.37	10.33		0,0653
Сероводородная	H₂S	6.92	13		0,0347
Дигидрофосфат	H₂PO₄^–	7.12	12.4		0,0275
Хлорноватистая	HClO	7.25			0,0237
Ортогерманиевая	H₄GeO₄	8.6	12.7		0,0050
Бромноватистая	HBrO	8.7			0,0045
Ортотеллуровая	H₆TeO₆	8.8	11	15	0,0040
Мышьяковистая	H₃AsO₃	9.2			0,0025
Синильная (циановодородная)	HCN	9.21			0,0025
Ортоборная	H₃BO₃	9.24			0,0024
Аммоний	NH₄⁺	9.25			0,0024
Ортокремниевая	H₄SiO₄	9.5	11.7	12	0,0018
Гидрокарбонат	HCO₃^–	10.4			6,31*10^-4
Иодноватистая	HIO	11.0			3,16*10^-4
Пероксид водорода	H₂O₂	11.7			1,41*10^-4
Гидрофосфат	HPO₄^2-	12.4			6,31*10^-5
Гидросульфат	HS^–	14.0			1,00*10^-5
Вода	H₂O	15.7	21		1,41*10^-6
Основания	Гидроксид	OH^–	21			3,16*10^-9
Фосфин	PH₃	27			0
Аммиак	NH₃	33			0
	Метан	CH₄	34			0
	Водород	H₂	38.6			0

См. также[править | править код]

Буферные растворы
Титрование
Степень диссоциации
Изоэлектрическая точка
pH

Примечания[править | править код]

↑ Primchem 2002. Дата обращения: 14 октября 2021. Архивировано 23 октября 2021 года.

Источник

Пример
1. Константа
диссоциации муравьиной кислоты 1,7010^–4.
Найти концентрацию ионов водорода и
степень диссоциации кислоты в ее 1 М
растворе.

Решение.
В соответствии с уравнением диссоциации
кислоты:

записываем
выражение для константы диссоциации:

К_дис=
^.

Концентрация
ионов водорода существенно меньше
единицы и ею можно пренебречь. Находим
концентрацию ионов водорода:

Наконец,
определяем степень диссоциации кислоты:

или
1,31 %.

Пример
2.
Степень диссоциации слабой одноосновной
кислоты в 0,1 М растворе составляет 0,1 %.
Найти концентрацию ионов водорода в ее
1 М растворе.

Решение.
Для нахождения константы диссоциации
кислоты воспользуемся соотношением

К_дис=
.

В
соответствии с уравнением диссоциации
кислоты

константа
диссоциации связана с концентрацией
ионов водорода следующим образом:

К_дис=

Определяем
концентрацию ионов водорода в 1 М
растворе:

^{моль/л

.}

Пример
3. В
1 л 0,1 М раствора уксусной кислоты
растворили 4,48 л (н.у.) хлороводорода. Как
изменилась при этом степень диссоциации
уксусной кислоты? Принять объем
окончательного раствора равным 1 л,
константа диссоциации уксусной кислоты
составляет 1,7510^–5.

Решение.
Определим степень диссоциации уксусной
кислоты в исходном растворе:

К_дис=

В
соответствии с уравнением диссоциации
появление в растворе сильной хлороводородной
кислоты приведет к резкому смещению
равновесия диссоциации уксусной кислоты
влево. Пусть концентрация ионов водорода,
образующихся за счет собственной
диссоциации уксусной кислоты равна Х
моль/л, такова же концентрация и
ацетат-анионов; общая концентрация
ионов водорода в растворе составит (X +
0,2) моль/л (4,48 л хлороводорода составляют
0,2 моль). Подставляем эти величины в
выражение для константы диссоциации и
находим X:

К_дис=.

Определяем
степень диссоциации уксусной кислоты
в окончательном растворе:

Таким
образом, введение в раствор 0,2 моль
хлороводорода привело к уменьшению
степени диссоциации уксусной кислоты
в:

раз.

Пример
4.
Константы ступенчатой диссоциации
сероводородной кислоты составляют
9,7410^–8,
1,3610^–13.
Найти концентрации ионов Н⁺,
HS^–
и S^2–

в 0,01 М растворе этой кислоты.

Решение.
В соответствии с уравнением диссоциации
H₂S
по первой ступени

определяем
концентрацию ионов Н⁺
и HS^–:

К_дис(1)=
;

Диссоциация
по второй ступени

протекает
в значительно меньшей степени за счет
подавления ее продуктами диссоциации
по первой ступени и большей трудности
отрыва протона от аниона по сравнению
с нейтральной молекулой. Пусть концентрация
анионов серы в растворе равна Х моль/л,
концентрация ионов водорода составит
(X + 3,1210^–5)
моль/л, а концентрация ионов HS^–
– (3,1210^–5
– X) моль/л. Подставляем эти величины в
выражение для второй константы
диссоциации:

К_дис(2)=.

Таким
образом, концентрация аниона серы
практически равна значению второй
константы диссоциации кислоты.

3.3. Шкала термодинамических функций образования ионов в водных растворах

Пример
1.
На основе справочных данных определить
вторую константу диссоциации ортофосфорной
кислоты при 298,15 К.

Решение.
Второй ступени диссоциации ортофосфорной
кислоты соответствует процесс:

Находим
стандартную энергию Гиббса этого
процесса:

G⁰=G⁰_обр
H⁺(р-р,
ст.с) +
G⁰_обр
HPO₄^2-(р-р,
ст.с, гип.недис) –

–
G⁰_обр
H₂PO₄^–(р-р,
ст.с, гип.недис) =
0 + (–1083,2) – (–1124,3) = 41,1 кДж .

Затем
определяем константу диссоциации:

G⁰=
–RTlnK_равн
= –RTlnK_дис(2)

К_дис(2)=.

Пример
2.
Стандартная энтальпия образования NaCl
(к) равна –411,1 кДж/моль, энтальпия
растворения этого соединения в воде с
образованием бесконечно разбавленного
раствора равна 3,6 кДж/моль, а стандартная
энтальпия образования аниона хлора в
водном растворе составляет –167,1 кДж/моль.
Определить стандартную энтальпию
образования иона Na⁺
.

Решение.
Ключом к нахождению искомой величины
является положение, что стандартная
энтальпия образования NaCl
в растворе равна сумме стандартных
энтальпий образования ионов Na⁺
и Сl^–
в растворе. Первая же величина, в свою
очередь, равна
сумме
стандартных энтальпий образования NaCl
(к) и энтальпии его растворения с
образованием бесконечно разбавленного
раствора. Таким образом:

H⁰_обрNaCl
(р-р,
ст.с)
=
H⁰_обрNa⁺
(р-р,
ст.с)
+
H⁰_обрCl^–
(р-р,
ст.с)
=

= H⁰_обрNaCl
(к)
+
H⁰_раств;

H⁰_обрNa⁺
(р-р,
ст.с)
=
H⁰_обрNaCl
(к)
+
H⁰_раств
–
H⁰_обрCl^–
(р-р,
ст.с)
=

=
–411,1 + 3,6 – (–167,1) = –240,4 кДж/моль .

Пример
3. По
следующим данным:

H⁰_обрNaCl
(р-р,
ст.с)
=
–407,5 кДж/моль = H⁰₁;

H⁰_обрKCl
(р-р,
ст.с)
=
–419,4 кДж/моль = H⁰₂;

H⁰_обрNaBr
(р-р,
ст.с)
=
–361,8 кДж/моль = H⁰₃;

H⁰_обрNaI
(р-р,
ст.с)
=
–295,6 кДж/моль = H⁰₄
.

определить
H⁰_обрKBr
(р-р,
ст.с);
H⁰_обрKI
(р-р,
ст.с) .

Решение.
Поскольку стандартные энтальпии
образования электролитов в растворе
тождественно равны сумме стандартных
энтальпий образования составляющих их
ионов, можно записать:

H⁰_обрKCl
(р-р,
ст.с)
–
H⁰_обрNaCl
(р-р,
ст.с)
=
H⁰_обрK⁺
(р-р,
ст.с)
+

+
H⁰_обрCl^–
(р-р,
ст.с)
–
H⁰_обрNa⁺
(р-р,
ст.с)
–
H⁰_обрCl^–
(р-р,
ст.с) =

=
H⁰_обрK⁺
(р-р,
ст.с)
–
H⁰_обрNa⁺
(р-р,
ст.с)

Складываем
эту величину c
H⁰_обрNaBr
(p-p,
ст.с)
и
получаем:

H⁰_обрK⁺
(р-р,
ст.с)
–
H⁰_обрNa⁺
(р-р,
ст.с) +
H⁰_обрNaBr
(р-р,
ст.с)
=

=
H⁰_обрK⁺
(р-р,
ст.с)
–
H⁰_обрNa⁺
(р-р,
ст.с)
+ H⁰_обрNa⁺
(р-р,
ст.с)
+

+
H⁰_обрBr^–
(р-р,
ст.с)
=
H⁰_обрKBr
(р-р,
ст.с)

Находим
одну из искомых величин:

H⁰_обрKBr
(р-р,
ст.с)
=
H⁰₂–H⁰₁+H⁰₃=
–419,4 – (–407,5) + (–361,8) =

=
– 373,7 кДж/моль.

Аналогично
определяем H⁰_обрKI
(р-р,
ст.с):

H⁰_обрKCl
(р-р,
ст.с)
–
H⁰_обрNaCl
(р-р,
ст.с)
+
H⁰_обрNaI
(р-р,
ст.с)
=

=
H⁰_обрK⁺
(р-р,
ст.с)
–
H⁰_обрNa⁺
(р-р,
ст.с)
+ H⁰_обрNa⁺
(р-р,
ст.с)
+

+
H⁰_обрI^–(р-р,
ст.с)
=
H⁰_обрKI
(р-р,
ст.с)
=
H⁰₂–
H⁰₁+H⁰₄=

=
–419,4 – (–407,5) + (–295,6) = – 307,5 кДж/моль.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Источник

На чтение 4 мин. Просмотров 270 Опубликовано 19.05.2021

Константа диссоциации кислоты является константой равновесия реакции диссоциации кислоты и обозначается K _a. Эта константа равновесия является количественной мерой силы кислоты в растворе. K _a обычно выражается в моль/л. Для удобства имеются таблицы констант диссоциации кислоты. Для водного раствора общая форма равновесной реакции:

HA + H ₂ O ⇆ A ^– + H ₃ O ⁺

где НА представляет собой кислоту, которая диссоциирует в сопряженном основании кислоты A ^– и иона водорода, который объединяется с водой с образованием иона гидроксония H ₃ O ⁺. Когда концентрации HA, A ^– и H ₃ O ⁺ больше не изменяются со временем, реакция в состоянии равновесия и константу диссоциации можно рассчитать:

K _a = [A ^–] [H ₃ O ⁺]/[HA] [H ₂ O]

где квадратные скобки обозначают концентрацию. Если кислота не очень концентрированная, уравнение упрощается, если концентрация воды остается постоянной:

HA ⇆ A ^– + H ⁺
K _a = [A ^–] [H ⁺]/[HA]

Константа кислотной диссоциации также известна как константа кислотности или константа кислотной ионизации .

Содержание

Связь Ka и pKa
Использование Ka и pKa для прогнозирования равновесия и силы Кислоты
Пример Ka
Константа диссоциации кислоты от pH

Связь Ka и pKa

Связанное значение – pK _a, который представляет собой логарифмическую константу диссоциации кислоты:

pK _a = – log ₁₀ K _a

Использование Ka и pKa для прогнозирования равновесия и силы Кислоты

K _a могут использоваться для измерения положения равновесия:

Если K _a велико, образование продуктов диссоциации благоприятно.
Если K _a мало, предпочтение отдается нерастворенной кислоте.

K _a может использоваться для прогнозирования силы кислоты:

Если K _a велико (pK _a мало), это означает, что кислота в основном диссоциирована, поэтому кислота сильная. Кислоты с pK _a менее примерно -2 являются сильными кислотами.
Если K _a мало (pK _a большой), диссоциация небольшая, поэтому кислота слабая. Кислоты с pK _a в диапазоне от -2 до 12 в воде являются слабыми кислотами.

K _a – лучший показатель силы кислоты, чем pH, потому что добавление воды в кислотный раствор не изменяет его константу кислотного равновесия, но изменяет H ⁺ концентрация ионов и pH.

Пример Ka

Константа кислотной диссоциации K _a кислоты HB равна :

HB (aq) ↔ H ⁺ (aq) + B ^– (aq)
K _a = [H ⁺] [B ^–]/[HB]

Для диссоциации этановой кислоты:

CH ₃ COOH _(aq) + H ₂ O _(l) = CH ₃ COO ^– _(aq) + H ₃ O ⁺ _(aq)
K _a = [CH ₃ COO ^– _(aq)] [H ₃ O ⁺ _(aq) ]/[CH ₃ COOH _(aq)]

Константа диссоциации кислоты от pH

Константу диссоциации кислоты можно определить, если известен pH. Например:

Рассчитайте константу диссоциации кислоты K _a для 0,2 М водного раствора пропионовой кислоты (CH ₃ CH ₂ CO ₂ H), для которого установлено значение pH 4,88.

Чтобы решить проблему, сначала напишите химическое уравнение реакции. Вы должны уметь распознать пропионовую кислоту как слабую кислоту (потому что это не одна из сильных кислот, и она содержит водород). Его диссоциация в воде:

CH ₃ CH ₂ CO ₂ H + H ₂ ⇆ H ₃ O ⁺ + CH ₃ CH ₂ CO ₂ ^–

Установите таблицу, чтобы отслеживать начальные условия, изменение условий и равновесную концентрацию видов. Иногда это называется таблицей ICE:

	CH ₃ CH ₂ CO ₂ H	H ₃ O ⁺	CH ₃ CH ₂ CO ₂ ^–
Начальная концентрация	0,2 M	0 M	0 M
Изменение концентрации	-x M	+ x M	+ x M
Равновесная концентрация	(0,2 – x) M	x M	x M