Найдите константу диссоциации кислоты как

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%. 

---

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—
ΔGT0, 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:

1. СН₃СOOH
2. Na₃PO₄
3. NaCN
4. NH₃
5. C₂H₅OH
6. HNO₂
7. HNO₃

13.2. К слабым электролитам в водных растворах относятся:

1. KAl(SO₄)₂
2. NaNO₃
3. HCN
4. NH₄Cl
5. C₂H₅OH
6. H₂SO₃
7. 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.

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	Ka

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

Двухосновная кислота[править | править код]

Реакция	Ka

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 (константы кислотности) используют величину (показатель константы кислотности), которая определяется как отрицательный десятичный логарифм самой константы , выраженной в моль/л. Аналогично может быть выражен водородный показатель pH.

.

Величины pK_a и pH связаны уравнением Гендерсона — Хассельбаха.

Уравнение Гендерсона — Хассельбаха[править | править код]

Преобразование уравнения[править | править код]

Пусть

– исходная молярная концентрация кислоты

— степень диссоциации

Преобразуем уравнение

Можно заметить, что при имеем , значит показывает такое значение , при котором кислота диссоциирует наполовину.

		В более кислой среде диссоциация кислоты уменьшается
		Равновесие концентраций кислоты и её соли
		В более щелочной среде диссоциация кислоты увеличивается

Другая связь pK_a и pH[править | править код]

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

откуда получаем

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

Константа диссоциации основания K_b[править | править код]

— показатель константы кислотности (от англ. acid — кислота), характеризующий реакцию отщепления протона от кислоты HА.

— показатель константы основности (от англ. base — основание), характеризующий реакцию присоединения протона к основанию B.

Реакция	K

— ионное произведение воды

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	pKa1	pKa2	pKa3	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	HPO42-	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]

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

1. Связь Ka и pKa
2. Использование Ka и pKa для прогнозирования равновесия и силы Кислоты
3. Пример Ka
4. 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

x = [H ₃ O ⁺

Теперь используйте формула pH:

pH = -log [H ₃ O ⁺ ]
-pH = log [H ₃ O ⁺ ] = 4.88
[H ₃ O ⁺ = 10 ^-4,88 = 1. 32 x 10 ^-5

Подставьте это значение для x, чтобы найти K _a :

K _a = [H ₃ O ⁺ ] [CH ₃ CH ₂ CO ₂ ^– ]/[CH ₃ CH ₂ CO ₂ H]
K _a = x ² /(0,2 – x)
K _a = (1,32 x 10 ^{– 5} ) ² /(0,2 – 1,32 x 10 ^-5 )
K _a = 8,69 x 10 ^-10

• 

  Объяснение pH, pKa, Ka, pKb и Kb

• 

• 

  Как рассчитать pH слабой кислоты

• 

  Что такое кислоты и основания?

• 

  Таблица общих значений Ka для слабых кислот

• 

  Взаимосвязь pH и pKa: уравнение Хендерсона-Хассельбаха

• 

  Определение и примеры Acid-Bas Индикатор

• 

• 

• 

  Вот как рассчитать значения pH

• 

  Теория кислот и оснований Бренстеда Лоури

• 

  Определение и примеры сильных кислот

• 

  Определение буфера в химии и биологии

• 

  Список Сильные и слабые кислоты

• 

  Как работает реакция нейтрализации при образовании соли

• 

  Пример химической проблемы полипротонной кислоты

1. Константа диссоциации

К_д
– константа диссоциации – это отношение
произведения концентрации диссоциированных
ионов к концентрации недиссоциированных
молекул электролита. Например,

КАK⁺+A^–

К_д
– показывает во сколько раз скорость
диссоциации больше скорости ассоциации.
Чем больше К_д,
тем сильнее электролит. К_д
зависит от природы электролита и
растворителя, температуры и не зависит
от концентрации раствора.

1. Взаимосвязь степени диссоциации и константы диссоциации

Напомним,
что
степень
диссоциации α – отношение числа молекул,
распавшихся на ионы, к общему числу
молекул, тогда для уравнения

КАK⁺+A^–

С∙
α – количество диссоциированных моль
электролита КА,

(С-(С∙
α)) – количество недиссоциированных
моль электролита КА.

Подставим
эти значения в формулу выражения К_д:

получим
.

Это
математическое выражение закона
разбавления В. Оствальда (1888 г). Выражение
можно упростить, если принять α→0.
Величиной α в знаменателе пренебрегают
и уравнение принимает вид:

≈ α²C,
или α ≈

Формулировка
закона разбавления В. Оствальда: «C
разбавлением раствора слабого электролита
степень диссоциации увеличивается».

1. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Согласно
протолитической теории Брэнстеда и
Лоури, вода не нейтральный растворитель.
Ее молекула может быть донором и
акцептором протонов, т.е. является
амфолитом. Явление, когда молекулы
одного и того же вещества одновременно
выступают в качестве кислоты и основания,
называются автопротолизом. Сокращенно
автопротолиз воды можно записать как
процесс ее диссоциации на ионы.

Н₂О
Н⁺+ОН^–

Применяя
закон действующих масс, запишем константу
диссоциации воды, значение которой
можно вычислить по данным измерения
электрической проводимости воды.

К_д=
=1,8·10^-16
(при 22ºС)

В
знаменателе дроби – концентрация
недиссоциированных молекул воды, которую
можно считать постоянной и определить
в 1 л, приняв массу 1л воды за 1000г.

[Н₂О]==55,56
молей,

тогда

К_д==1,8·10^-16

Или
[Н⁺]·[ОН^–]=1·10^-14
моль-ион/л (ионное произведение воды
или константа автопротолиза).

Ионное
произведение воды
– произведение равновесных концентраций
катионов водорода и гидроксид ионов,
величина постоянная и равна 10^-14
моль-ион/л.

Таким
образом, ионное произведение воды
позволяет для любого водного раствора
найти концентрацию ОН^–
по
известной концентрации Н⁺,
и наоборот.

Кислотность
растворов обычно выражают через
концентрацию ионов Н⁺.
В нейтральных растворах
[Н⁺]=[ОН^–]=√10^-14=10^-7моль-ион/л.
В кислых растворах [Н⁺]>10^-7моль-ион/л,
в щелочных [Н⁺]<10^-7моль-ион/л.

Чтобы
не писать числа с показателем степени,
кислотность раствора выражают через
отрицательный логарифм концентрации
ионов водорода, называя эту величину
водородным
показателем
и обозначая ее рН.

рН=-lg[Н⁺],
рОН=-lg[ОН^–],
рН+рОН=14

Величина
рН впервые была введена датским химиком
С. Серенсоном. Буква «р» – начальная от
датского слова potenz
(степень), «Н»- символ водорода.

В
кислых растворах рН <7, в нейтральных
=7, в щелочных >7.

В
обычной лабораторной практике рН
измеряют с погрешностью 0,02. По этой
причине не следует приводить значение
рН раствора более чем с двумя цифрами
после запятой.

В
растворах слабых кислот НА кислотно-основное
равновесие имеет вид

НА+Н₂О
Н₃О⁺+А^–

или

НА
Н⁺+А^–

Константа
кислотной диссоциации (константа
кислотности)
К_а
равна:

К_а=[Н⁺]·
[А^–]/[НА]

В
растворе слабых оснований В кислотно-основное
равновесие имеет вид

В+
Н₂О
ВН⁺+ОН^–

Где
В-основание, а ВН⁺
–
сопряженная В кислота. Константа
кислотно-основного равновесия в этом
случае в соответствии с законом
действующих масс равна:

К_b=[BН⁺]·
[ОН^–]/[В]

Константу
К_b
называют константой диссоциации
основания В или константой
основности.

Величины
К_а
и
К_b
для
сопряженной кислотно-основной пары
связаны также простым соотношением.

К_а
К_b=10^-14
или рК_а+рК_b=14,
рК_b=14-рК_а

Таким
образом, сила кислот и оснований может
быть выражена в общей шкале рК_а,
подобно тому, как реакция среды
характеризуется водородным показателем
рН.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #