Читайте также:
|
Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс. Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита KA выражается уравнением типа:
(7.6.1.)
Константа диссоциации Kd определяется равновесными активностями катионов 
, анионов 
и недиссоциированных молекул 
следующим образом:
(7.6.2.)
В обще виде константу диссоциации для равновесия AnBm «nAm+ + mBn- надо представлять так:
Kd = 
(7.6.3.)
Здесь [Am+] и [Bn-] равновесные концентрации ионов, 
– равновесная концентрация непродиссоциированного вещества.
Значение Kd не зависит от концентрации раствора, а определяется только природой растворённого вещества и растворителя и температурой и может быть определено различными экспериментальными методами. Таким образом, для различных электролитов при постоянной температуре константа диссоциации есть величина – характеризующая его природу и для каждого электролита она имеет свое определенное значение. В таблицах 7.6.1. и 7.6.2. приведены значения констант диссоциации некоторых электролитов (кислот и оснований) в водных растворах.
Таблица 7.6.1. Константы диссоциации кислот в водном растворе при 250 С.*
| Кислота | К1 | К2 | К3 |
| HI | 1·1011 | ||
| HBr | 1·109 | ||
| HCl | 1·107 | ||
| H2SO4 | 1·103 | 1,2·10-2 | |
| HNO3 | 4,36·10 | ||
| CCl3COOH | 2,2·10-2 | ||
| H2SO3 | 1,58·10-2 | 6,31·10-8 | |
| H3PO4 | 7,52·10-3 | 6,31·10-8 | 1,26·10-12 |
| HF | 6,61·10-4 | ||
| HCOOH | 1,77·10-4 | ||
| CH3COOH | 1,75·10-5 | ||
| H2CO3 | 4,45·10-7 | 4,69·10-11 | |
| H2S | 6·10-8 | 1·10-14 | |
| HClO | 5,01·10-8 | ||
| HCN | 7,9·10-10 | ||
| H4SiO4 | 1,6·10-10 | 1,9·10-12 | |
| C6H5OH | 1,0·10-10 | ||
| H2O | 1,8·10-16 |
Таблица 7.6.2. Константы диссоциации оснований в водном растворе при 250 С.*
| Основание | К1 | К2 | К3 |
| KOH | 2,9 | ||
| NaOH | 1,5 | ||
| LiOH | 0,44 | ||
| Ba(OH)2 | 0,23 | ||
| Ca(OH)2 | 4,3·10-2 | ||
| Mg(OH)2 | 2,5·10-3 | ||
| Fe(OH)2 | 1,2·10-2 | 5,5·10-8 | |
| CH3NH2 | 4,2·10-4 | ||
| NH4(ОН) | 1,7·10-5 | ||
| Zn(OH)2 | 1,3·10-5 | 4,9·10-7 | |
| Al(OH)3 | 8,3·10-9 | 2,1·10‑9 | 1,0·10-9 |
| C6H5NH2 | 3,8·10-10 | ||
| Fe(OH)3 | 4,8·10-11 | 1,8·10‑11 | 1,5·10-12 |
* Данные взяты с сайта http://www.maratakm.ru/konstdis.htm
Из уравнения (7.6.3.) и таблиц 7.6.1. и 7.6.2 следует, что величина константы диссоциации для различных электролитов может принимать значения от достаточно больших 1011 и больше до очень малых 10-11. Это означает, что константа диссоциации характеризует «силу электролита», если она больше 1, электролит считается сильным, если < 1, слабым.
Следует отметить, что для многоосновных электролитов, константа диссоциации уменьшается по мере возрастания стадий. Пример: диссоциация многоосновной борной кислоты:
I стадия: H3BO3 ↔ H+ + H2BO3−,
II стадия: H2BO3− ↔ H+ + HBO32−,
III стадия: HBO32− ↔ H+ + BO33−,
Константа диссоциации по первой ступени для таких электролитов всегда много больше последующих, что означает, что диссоциация таких соединений идёт главным образом по первой стадии. Первый ион водорода H+ отрывается от молекулы легче, чем последующие от положительно заряженных анионов, поэтому
.
Дата добавления: 2015-07-11; просмотров: 280 | Нарушение авторских прав
| <== предыдущая страница | | | следующая страница ==> |
| Химическая теория | | | Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты |