СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ. КОНСТАНТА ДИССОЦИАЦИИ

В табл. 9 приведены значения степени диссоциации некоторых электролитов.

В отличие от сильных электролитов, в водных растворах которых не удается обнаружить непродиссоциировавшие молекулы, а «кажущаяся» степень диссоциации, отличная от 1, объясняется электростатическим взаимодействием между ионами, в растворах слабых электролитов можно говорить о равновесии между ионами и реально существующими недиссоциированными молекулами. Таким образом, процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым и может быть описан константой равновесия, выраженной через концентрации образующихся ионов и непродиссоциировавших молекул.

Таблица 9.

Степень диссоциации электролитов в 0,1 н. растворе при температуре 18°С (для сильных электролитов - кажущаяся)

В общем виде это равновесие можно записать так:

KA ↔ K⁺+ A^-,

где K⁺– катион, A^– – анион.

По закону действующих масс скорость диссоциации при постоянной температуре равна v₁ = k₁[KA], а скорость обратной реакции (моляризации) равна v₂ = k₂[K⁺][A^–]. В состоянии равновесия

v₁ = v₂, или k₁[KA] = k₂[K⁺][A^–].

Отсюда

k₁/k₂ = [K⁺][A^–]/[KA] = K_Д.

Величина K_Д называется константой диссоциации слабого электролита и показывает отношение произведения концентраций ионов в растворе слабого электролита к концентрации недиссоциированных молекул.

Величина K_д для слабого электролита зависит от природы растворенного вещества и растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Тепловой эффект диссоциации различных веществ может быть и положительным, и отрицательным. Если диссоциация сопровождается выделением теплоты, то, в соответствии с приципом Ле-Шателье, при увеличении температуры равновесие смещается влево, т. е константа диссоциации уменьшается, и наоборот.

Для сильных электролитов в разбавленных растворах не существует недиссоциированных молекул, поэтому для них понятие константы диссоциации не имеет смысла. С учетом кажущейся степени диссоциации для сильного электролита формально можно вычислить константу диссоциации. Однако с изменением концентрации данного электролита она не остается постоянной.

Таким образом, константа диссоциации может служить критерием деления электролитов на сильные и слабые. Слабые электролиты характеризуются константой диссоциации, а у сильных электролитов такая характеристика отсутствует. Чем больше константа диссоциации, тем значительнее электролит диссоциирует на ионы, тем он сильнее. Если K_д > 10^-1 , то электролит относится к сильным, при K_д < 10^-3– к слабым, а при 10^-3< K_д < 10^-1– к электролитам средней силы. Как уже было отмечено, константа диссоциации в отличие от степени диссоциации не меняется при разбавлении раствора. Поэтому она является важной характеристикой электролита. Для большинства слабых электролитов значения K_д сведены в таблицы и приведены в справочниках.

Слабые многоосновные кислоты и основания при растворении в воде диссоциируют на ионы ступенчато, последовательно отдавая в раствор один, два и более ионов водорода или гидроксида.

Рассмотрим примеры ступенчатой диссоциации многоосновных кислот:

а) H₂S диссоциирует на ионы в две ступени:

I. H₂S ↔ H⁺+ HS^–;

II. HS ↔ H⁺+ S^2–.

Соответственно, каждое из равновесий может быть охарактеризовано своей константой равновесия:

K₁ = [H⁺][HS^–] / [H₂S] = 8,9·10^–8;

K₂ = [H⁺][S^2–] / [HS] = 1,0·10^–13.

б) H₃PO₄ как трехосновная кислота диссоциирует на ионы в три ступени:

I. H₃PO₄ ↔ H⁺+ H₂PO₄‾;

II. H₂PO₄‾↔ H⁺+ HPO₄^2–;

III. HPO₄^2–↔ H⁺+ PO₄^3–;

K₁ = [H⁺][H₂PO₄‾] / [H₃PO₄] = 7,5·10^–3;

K₂ = [H⁺][ HPO₄^2–] / [ H₂PO₄‾] = 6,2·10^–8;

K₃ = [H⁺][PO₄^3–] / [HPO₄^2–] = 2,2·10^–13.

Способностью многоосновных кислот диссоциировать ступенчато объясняется их склонность к образованию кислых солей.

К слабым основаниям относятся растворимый в воде гидроксид аммония NH₄OH и труднорастворимые гидроксиды металлов, а также некоторые органические соединения. Ступенчатой диссоциации может подвергнуться основание, содержащее несколько гидроксидных групп:

I. Mg(OH)₂ ↔ MgOH⁺+ OH^–;

II. MgOH⁺↔ Mg²⁺+ OH^–.

K₁ = [MgOH⁺][OH^–] / [Mg(OH)₂];

K₂ = [Mg²⁺][OH^–] / [MgOH⁺].

Этим объясняется способность оснований многовалентных металлов образовывать основные соли, например Zn(OH)Cl, (СuОН)₂СО₃. Константа диссоциации каждой следующей стадии всегда значительно (в несколько тысяч раз) меньше, чем предыдущей. Константа полной диссоциации электролита равна произведению констант его диссоциации по ступеням. Например,

для H₂CO₃ K_д = K₁K₂ = 2,2·10^-17;

для Pb(OH)₂ K_д = K₁K₂ = 2,86·10^-11 .

Часто при рассмотрении равновесий в растворах кислот и оснований используют не константы диссоциации, а их отрицательные логарифмы, по аналогии с рН. Так, для фосфорной кислоты

рК₁ = 2,12, рК₂ = 7,21, рК₃ = 12,67.

Величины констант диссоциации некоторых слабых электролитов приведены в табл. 10.

Таблица 10.

Константы диссоциации некоторых слабых электролитов при 25 °С

Соли при электролитической диссоциации в воде образуют катионы металлов или комплексные катионы и одноатомные или многоатомные анионы. Соли бывают средние (например, Na₃РO₄), кислые (NaН₂РO₄), основные (Zn(OH)Cl).

Как уже было отмечено, подавляющее большинство средних солей, являяются сильными электролитами, и в водных растворах полностью диссоциированы на ионы:

Na₃РO₄ → 3 Na⁺+ PO₄^3–,

причем все три катиона натрия отщепляются практически с одинаковой легкостью.

Кислые соли диссоциируют ступенчато, легко отщепляя вначале ионы металла, например:

I. NaН₂РO₄ → Na⁺+ Н₂РO₄^– (полная ионизация),

а затем дигидрофосфат-ион диссоциирует по типу слабого электролита:

II. H₂PO₄‾↔ H⁺+ HPO₄^2–;

III. HPO₄^2–↔ H⁺+ PO₄^3–;

причем в последних двух ступенях равновесие сдвинуто влево, поэтому ионов H⁺ в растворе очень мало.

Аналогичные рассуждения могут быть применены и к растворам основных солей.

• ⇐ Назад
• -4
• -3
• -2
• -1
• 0
• 1
• 2
• 3
• 4
• 5
• 6
• 7
• 8910
• 11
• Далее ⇒