Диссоциация кислот, оснований и солей

Диссоциация сильных одно- и двухосновных кислот в разбавленных растворах проходит по одной (первой) ступени (a > 30 %). Причем равновесие сдвинуто в сторону образования ионов:

HNO3 « H+ + NO3-

H2SO4 « 2H+ + SO4-2

Слабые электролиты в растворах находятся преимущественно в молекулярной форме, равновесие сдвинуто в сторону образования молекул кислоты:

HNO2 « H+ + NO2-

CH3COOH « H+ + CH3COO-

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

I ступень H2CO3 « H+ + HCO3- a1

II ступень HCO3- « H+ + CO3-2 a2 (a1>>a2)

Сильные основания дисоциируют по одной ступени и находятся в растворе преимущественно в ионной форме:

Sr(OH)2 « Sr+2 + 2OH-

KOH « K+ + OH-

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

I ступень Al(OH)3 « Al(OH)2+ + OH- a1

II ступень Al(OH)2+ « AlOH+2 + OH- a2

III ступень AlOH+2 « Al+3 + OH- a3 (a1>>a2>>a3)

Соли диссоциируют в растворе на катионы металлов и анионы кислотных остатков. Независимо от состава соли диссоциируют в одну ступень:

средняя соль: AlCl3 ® Al+3 + 3Cl-

кислая соль: NaHCO3 ® Na+ + HCO3-

основная соль: CaOHCl ® CaOH+ + Cl-

Вторичная диссоциация кислых и основных солей происходит при экстремальных условиях (повышенная температура).

 

Закон разбавления

Константа электролитической диссоциации электролита в общем, виде:

K+A- « K+ + A-, , (7.4)

где [K+], [A-], [KA] – равновесные концентрации ионов и молекул, моль/л. Для конкретного случая

HCN « H+ + CN-,

где Кд – постоянная при данной температуре.

Чем больше константа диссоциации, тем в большей степени электролит распадается на ионы. Константа диссоциации при определенной температуре – величина постоянная и в отличие от a не зависит от концентрации.

Связь между Кд и a для бинарного электролита следующая:

 

. (7.5)

 

Уравнение (7.5) выражает закон разбавления Оствальда. Для слабых электролитов a очень мала, (1 - a) » 1 и уравнение (7.5) имеет вид

или , (7.6)

где СМ – исходная молярная концентрация электролита (моль/л). Из уравнения (7.6) следует, что с уменьшением концентрации электролита в растворе степень электролитической диссоциации возрастает (одна из формулировок закона Оствальда). При диссоциации бинарного электролита K+A- « K+ + A- концентрации [K+] = [A-] = a×СМ, тогда уравнение (7.6) можно переписать в следующем виде:

 

(7.7)

 

Пример 2. Константа диссоциации синильной кислоты равна 7,2·10-10. Найти степень диссоциации HCN в 0,002 М растворе.

Решение. Воспользуемся уравнением (7.6). Получим

Пример 3. Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе HCN.

Решение. Найдем по уравнению (7.6) степень диссоциации HCN,

отсюда [Н+] = a×СМ = 8,5×10-5 × 0,1 = 8,5×10-6 моль/л.

Пример 4. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода в 0,2 М растворе муравьиной кислоты HCOOH (Кд = 1,76×10-4), если к 1 л этого раствора добавить 0,1 моль соли HCOONa, считая, что соль полностью диссоциировала?

Решение. Исходную концентрацию ионов [H+] и [HCOO-] в растворе (до добавления соли) найдем по уравнению (7.7):

моль/л.

Концентрация ионов [HCOO-] существенно увеличится после добавления соли. Именно ионы HCOO-, перешедшие в раствор в результате полной диссоциации соли, вносят основной вклад в [HCOO-], поэтому конечная концентрация [HCOO-] » 0,1 М. Согласно принципу Ле Шателье при увеличении концентрации ионов [HCOO-] равновесие смещается в сторону образования молекул муравьиной кислоты, что ведет к связыванию [HCOO-] и уменьшению концентрации ионов водорода, которую рассчитаем по формуле

Следовательно, концентрация ионов водорода уменьшается в