константи дисоціації
константа дисоціації
Закон діючих мас може бути застосований до водних розчинів кислот. Наприклад, у водному розчині оцтової кислоти встановлюється наступне рівновагу:
Константа цієї рівноваги визначається виразом
Величина називається константою дисоціації кислоти. Її розмірність така ж, як розмірність концентрації: Константу дисоціації кислоти можна також виразити за допомогою закону розведення Оствальда:
Константа дисоціації кислоти є мірою сили цієї кислоти. Для таких кислот, як соляна кислота, яка практично повністю диссоциирована у водному розчині, константа дисоціації має дуже велику величину. І навпаки, для слабких кислот константа дисоціації КЛ має надзвичайно малі значення. Тому для зіставлення відносної сили кислот зручніше користуватися замість їх констант дисоціації величинами які визначаються наступним
Таблиця 8.1. Константи дисоціації кислот і підстав у воді при 25 ° С
Таблиця 8.2. Константи послідовної дисоціації
Для більшості відомих кислот величина приймає значення в інтервалі від 1 до 14. Сильні кислоти мають низькі значення а слабкі кислоти - високі значення. У табл. 8.1 вказані значення Кл і для деяких кислот. Многопротонние кислоти, як, наприклад, характеризуються кількома константами дисоціації. Наприклад, як трехпротонная кислота має три константи дисоціації (табл. 8.2). Вони називаються першою, другою і третьою константами дисоціації і позначаються відповідно
Експерименти по визначенню електропровідності водного розчину оцтової кислоти з концентрацією показують, що ступінь дисоціації кислоти при цій концентрації і температурі дорівнює 0,057. Обчислимо за цими даними значення
Величина К, визначається виразом
Підставляючи в це вираз знаходимо
Закон діючих мас можна також застосувати і до дисоціації підстав у водному розчині. Наприклад, при розчиненні аміаку в воді встановлюється наступне рівновагу:
Константа дисоціації підстави для цього рівноваги визначається виразом
Для визначення відносної сили підстав зручно користуватися шкалою значень де
Сильні підстави характеризуються низькими значеннями а слабкі підстави-високими значеннями. Значення для деяких підстав наведені в табл. 8.1.
Іонний добуток води
Електропровідність води, навіть в самих її чистих зразках, ніколи не зменшується строго до нуля. Це обумовлено самоіонізаціей води. Щоб зрозуміти це явище, розглянемо рівновагу
Застосовуючи до цієї рівноваги закон діючих мас, отримаємо
Константа рівноваги називається іонним добутком води. Вона має розмірність (концентрація), тобто Конкретні значення іонного добутку води залежать від температури (табл. 8.3). При 25 ° С воно має значення Це відповідає значенню де
Між іонним твором води і константами дисоціації будь кислоти і сполученого їй підстави існує просте співвідношення. Це співвідношення можна вивести знову, розглядаючи в якості прикладу рівновагу дисоціації оцтової кислоти у водному розчині:
Для ацетату, який є зв'язаним підставою оцтової кислоти:
Перемножая отримані вирази для отримаємо
Логаріфміруя останню рівність, знаходимо
Отримане співвідношення дозволяє легко визначити за відомим значенням будь-якої кислоти значення для сполученого їй підстави.
Звернемо увагу на те, що якщо кислота є сильною, т. Е. Характеризується низьким значенням то поєднане їй основа повинна мати велике значення Це означає, що поєднане підставу сильної кислоти повинно бути слабким, як вже було зазначено раніше.
Таблиця 8.3. Зміна іонного добутку вода в залежності від температури