Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!
МегаЛекции

Равновесие в растворах слабых электролитов




 

Электролитическая диссоциация слабых электролитов - про­цесс обратимый в связи с тем, что в их растворах одновременно имеются и недиссоциированные молекулы, и ионы. Следовательно, в растворах слабых электролитов имеет место химическое равновесие, выражающееся в равенстве скоростей диссоциации и ассоциации :

( = )

СН3СООН ⇄ СН3СОО + Н+,

[СН3СООН] = [СН3СОО][Н+]; (2.1)

 

3 · Н2О ⇄ NН4+ + ОН,

[NН3 · Н2О] = [NН4+][ОН]. (2.2)

 

Скорости диссоциации и ассоциации в водных растворах очень велики, поэтому равновесие в растворах слабых электролитов устанавливается очень быстро (τ < 0,001 с).

 

На основании закона действующих масс, электролитическое равновесие в растворе слабого электролита можно количест­венно выразить величиной константы диссоциации. В случае слабой кислоты эта величина обозначается Ка(асid – кислота), в случае слабых оснований – Кb(bаsе – основание):

 

СН3СООН ⇄ СН3СОО + Н+,

Ка = = ; (2.3)

 

3 · Н2О ⇄ NН4+ + ОН,

Кb = = . (2.4)

 

Величина константы электролитической диссоциации как константы истинного равновесия не зависит от концентрации слабого электролита в растворе, но зависит от следующих факторов:

 

- природы вещества (табл. 1);

- природы растворителя (с увеличением диэлектрической проницаемости среды ε Кg возрастает);

- температуры (при повышении температуры Kg увеличивается).

 

Значения констант диссоциации слабых электролитов много меньше единицы (К << 1, табл. 1), и поэтому вместо констант диссоциа-ции используют показатели этих величин рКа и рКb: рКа = –lgКа и рКb = –lgКb. Чем меньше значе­ние рКа (то есть, чем больше значение константы диссоциации), тем в большей степени это вещество распадается на ионы и тем сильнее электролит.

Электролитическая диссоциация многоосновных кислот (Н3РО4, Н2СО3) и многокислотных оснований [Сa(ОН)2, Fe(OH)3] протекает ступенчато. При этом первая ступень протекает в значи­тельно большей степени, чем последующие. Например;

 

    I ступень:   Н3РО4 ⇄Н+ + Н2РО4   = 7,5 · 10–3     р = 2,12
  II ступень:   Н2РО4 ⇄Н+ + НРО42–   = 6,3 · 10–8     р = 7,20
  III ступень:   НРО42– ⇄Н+ + РО43–   = 1,3 · 10–12     р = 11,89.

 

 

Ступенчатая электролитеская диссо­циация характеризуется значениями констант диссо­циации, уменьшающимися в следующей последовательности:

 

К1 > К2 > К3 >... > Кn.

 

В связи со ступенчатой диссоциацией многоосновные кислоты способны образовывать кислые соли (NаН2РО4 – дигидрофосфат натрия, Nа2НРО4 – гидрофосфат натрия).

Таблица 1

 

Константы диссоциации некоторых слабых электролитов

в водных растворах при 25 0С

 

Кислота Ка рКа = – lg Ка
Азотистая HNO2 4,0 ∙ 10-4 3,40
Метакремниевая Н2SiO3 К1 2,2 ∙ 10-10 9,66
    K2 1,6 ∙ 10-12 11,80
Серная Н2SO4* K2 1,2 ∙ 10-2 1,92
Сернистая Н2SO3 К1 1,6 ∙ 10-2 1,80
    K2 6,3 ∙ 10-8 7,21
Сероводородная Н2S К1 6,0 ∙ 10-8 7,22
    K2 1,0 ∙ 10-14 14,00
Угольная Н2СО3 К1 4,5 ∙ 10-7 6,35
    K2 4,7 ∙ 10-11 10,33
Уксусная СН3СООН   1,8 ∙ 10-5 4,75
Ортофосфорная Н3РО4 К1 7,5 ∙ 10-3 2,12
    K2 6,3 ∙ 10-8 7,20
    К3 1,3 ∙ 10-12 11,89
Фтороводородная НF   6,6 ∙ 10-4 3,18
Хлорноватистая НОСl   5,0 ∙ 10-8 7,30
Циановодородная НСN   7,9 ∙ 10-10 9,10  
Основание Кb рКb = – lg Кb
Гидрат аммиака NH3 · Н2О   1,8 ∙ 10-5 4 ∙ 10-13 1,38 ∙ 10-9 1,3 ∙ 10-4 1,82 ∙ 10-11 4 ∙ 10-5 4,5 · 10–4 4,3 · 10–10 4,75
Гидроксид алюминия Аl(ОН)3   12,39
    К3 8,86
Гидроксид железа(II) Fe(OH)2* K2 3,88
Гидроксид железа(III) Fe(OH)3* K2 10,73
Гидроксид цинка Zn(OH)2* K2 4,39
Метиламина гидрат СН32 · Н2О   3,34
Анилин С6Н52   9,37  
* Сильный электролит, поэтому не указаны первые константы диссоциации.

 

Ступенчатой диссоциацией оснований многозарядных металлов объясняется их способность образовывать основные соли (FеОНСl – гидроксохлорид железа, Аl(ОН)23 – дигидроксонитрат алюминия).

Поделиться:





Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 megalektsii.ru Все авторские права принадлежат авторам лекционных материалов. Обратная связь с нами...