что называется константой ионизации

Электролитическая диссоциация. Степень и константа диссоциации

По способности проводить электрический ток в водном растворе или в расплаве, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся соли, кислоты, основания. В молекулах этих веществ имеются ионные или ковалентные сильно полярные химические связи.

Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся, например, кислород, водород, многие органические вещества (сахар, эфир, бензол и др.). В молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.

Для объяснения электропроводности растворов и расплавов солей, кислот и оснований шведский ученый С. Аррениус создал теорию электролитической диссоциации (1887 г.):

1.Молекулы электролитов при растворении или расплавлении распадаются на ионы.

Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или в расплаве называется электролитической диссоциацией, или ионизацией.

Ионы — это атомы или группы атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд.

2.В растворе или расплаве электролитов ионы движутся хаотически. При пропускании через раствор или расплав электрического тока, положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы движутся к положительно заряженному электроду (аноду). Поэтому положительные ионы называются катионами, отрицательные ионы — анионами.

3.Диссоциация — процесс обратимый. Это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы (ионизация, или диссоциация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация, или моляризация).

Диссоциацию молекул электролитов выражают уравнениями, в которых вместо знака равенства ставят знак обратимости. В левой части уравнения записывают формулу молекулы электролита, в правой — формулы ионов, которые образуются в процессе электролитической диссоциации. Например:

Каждая молекула нитрата магния диссоциирует на ион магния и два нитрат-иона. Следовательно, в результате диссоциации одной молекулы Mg(NO₃)₂ образуются три иона.

Общая сумма зарядов катионов равна общей сумме зарядов анионов и противоположна по знаку (так как растворы электролитов электронейтральны).

Механизм электролитической диссоциации. Гидратация ионов

Причины и механизм диссоциации электролитов объясняются химической теорией раствора Д. И. Менделеева и природой химической связи. Как известно, электролитами являются вещества с ионной или ковалентной сильно полярной связями. Растворители, в которых происходит диссоциация, состоят из полярных молекул. Например, вода — полярный растворитель. Диссоциация электролитов с ионной и полярной связями протекает различно. Рассмотрим механизм диссоциации электролитов в водных растворах.

I. Механизм диссоциации электролитов с ионной связью

В результате этого взаимодействия между молекулами растворителя и ионами электролита притяжение между ионами в кристаллической решетке вещества ослабевает. Кристаллическая решетка разрушается, и ионы переходят в раствор. Эти ионы в водном растворе находятся не в свободном состоянии, а связаны с молекулами воды, т. е. являются гидратированными ионами.

Диссоциация ионных соединений в водном растворе протекает полностью. Так диссоциируют соли и щелочи: KCl, LiNO₃, Ba(OH)₂ и др.

II. Механизм диссоциации электролитов, которые состоят из полярных молекул

При растворении в воде веществ с полярной ковалентной связью происходит взаимодействие дипольных молекул электролита с дипольными молекулами воды. Например, при растворении в воде хлороводорода происходит взаимодействие молекул НСl с молекулами Н₂O. Под влиянием этого взаимодействия изменяется характер связи в молекуле HCl: сначала связь становится более полярной, а затем переходит в ионную связь. Результатом процесса является диссоциация электролита и образование в растворе гидратированных ионов.

Так диссоциируют кислородсодержащие и бескислородные кислоты: H₂SO₄, HNO₃, НI и др. Диссоциация электролитов с полярной связью может быть полной или частичной. Это зависит от полярности связей в молекулах электролитов.

Таким образом, главной причиной диссоциации в водных растворах является гидратация ионов. В растворах электролитов все ионы находятся в гидратированном состоянии. Например, ионы водорода соединяются с молекулой воды и образуют ионы гидроксония Н₃O+ по донорно-акцепторному механизму:

Свойства ионов

Ионы по физическим, химическим и физиологическим свойствам отличаются от нейтральных атомов, из которых они образовались. Например, ионы натрия Na + и хлорид-ионы Сl — не взаимодействуют с водой, не имеют цвета, запаха, неядовиты.

Атомы натрия Na 0 энергично взаимодействуют с водой. Вещество хлор C1₂ в свободном состоянии — газ желто-зеленого цвета, ядовит, сильный окислитель.

Различные свойства атомов и ионов одного и того же элемента объясняются разным электронным строением этих частиц. Химические свойства свободных атомов металлов определяются валентными электронами, которые атомы металлов легко отдают и переходят в положительно заряженные ионы. Атомы неметаллов легко присоединяют электроны и переходят в отрицательно заряженные ионы. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы.

Степень диссоциации

В водных растворах некоторые электролиты полностью распадаются на ионы. Другие электролиты распадаются на ионы частично, часть их молекул остается в растворе в недиссоциированном виде.

Число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации (степенью ионизации).

Степень электролитической диссоциации (α) равна отношению числа молекул, которые распались на ионы, к общему числу молекул в растворе:

где n — число молекул, распавшихся на ионы; N — общее число растворенных молекул.

Например, степень диссоциации (α) уксусной кислоты СН₃СООН в 0,1 М растворе равна 1,36%. Это означает, что из 10000 молекул СН₃СООН 136 молекул распадаются на ионы по уравнению:

Степень диссоциации зависит от природы растворителя и природы растворяемого вещества, концентрации раствора, температуры и других факторов.

Различные вещества диссоциируют в разной степени. Например, муравьиной кислоты НСООН при одинаковых условиях больше α уксусной кислоты СН₃СООН.

При уменьшении концентрации электролита, т. е. при разбавлении раствора, степень диссоциации увеличивается, так как увеличиваются расстояния между ионами в растворе и уменьшается возможность соединения их в молекулы.

При повышении температуры степень диссоциации, как правило, увеличивается.

В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, т. е. их степень диссоциации равна 1 (100%). К сильным электролитам относятся: 1) соли; 2) сильные кислоты (HClO₄, НСlO₃, НNО₃, H₂SO₄, HCl, НВr, HI и др.); 3) щелочи (LiОН, NaOH, КОН, RbOH, СsОН, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Слабые электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы, т. е. их степень диссоциации меньше 1 (100%). К слабым электролитам относятся: 1) слабые кислоты (НСlO₂, HClO, HNO₂, H₂SO₃, Н₂СO₃, H₂SiO₃, Н₃РО₄, H₃РО₃, H₃BO₃, СН₃СООН, Н₂S, HCN, HF и др.); 2) слабые нерастворимые в воде основания Fe(OH)₂, Pb(OH)₂, Cu(OH)₂ и др.); 3) гидроксид аммония (NH₄OH); 4) вода (Н₂О).

Константа диссоциации (ионизации)

Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации (Kд). Вследствие того, что слабые электролиты диссоциируют на ионы не полностью, в их растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Для слабого электролита общей формулы А_nВ_m уравнение диссоциации имеет вид:

Применяя закон действующих масс, запишем выражение константы равновесия:

Константу равновесия в этом случае называют константой диссоциации (Kд), или константой ионизации.

Константа ионизации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем легче электролит распадается на ионы, тем больше ионов в его растворе, тем сильнее электролит. Например:

Следовательно, уксусная кислота СН₃СООН более сильный электролит, чем циановодородная кислота HCN.

Для слабого электролита константа диссоциации — постоянная величина при данной температуре, которая не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры. Константы диссоциации некоторых слабых электролитов приведены в таблице.

Значение электролитов для живых организмов

Источник

Что называется константой ионизации

Кроме констант ионизации существует еще одна величина, которая количественно характеризует процесс ионизации слабого электролита – степень ионизации (a).

Степень ионизации (диссоциации) равна отношению числа ионизированных (или диссоциированных) молекул к общему числу растворенных молекул:

Между константой ионизации и степенью ионизации существует связь, которая математически описывается выражением закона разбавления Оствальда – с разбавлением раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается:

Если электролит слабый (a 400).

Степень ионизации увеличивается с повышением температуры.

Некоторые электролиты диссоциируют ступенчато. Это многоосновные кислоты и основания, а также кислые и основные соли. Например,

Степень диссоциации по каждой последующей ступени, как правило, на несколько порядков меньше по сравнению с предыдущей, поэтому, если в системе не происходят какие-либо сопряженные процессы, диссоциацию слабого электролита можно рассматривать только по первой ступени.

Сильные электролиты в растворах диссоциируют практически полностью. При написании уравнения диссоциации это подчеркивается стрелкой в одном направлении:

К сильным электролитам относятся:

1) практически все соли, за исключением малорастворимых;

2) минеральные кислоты: HCl, HClO₄, HNO₃, H₂SO₄ (по 1-й ступени), HBr, HJ;

3) основания, образованные щелочными и щелочноземельными металлами.

Слабые электролиты подвергаются ионизации. Этот процесс идет в незначительной степени, т.е. в растворе находится больше молекул, чем ионов и данный процесс обратим. При написании уравнения ионизации это подчеркивается стрелками в обоих направлениях:

Источник

Константа ионизации: уравнение и упражнения

Содержание:

Диссоциацию кислоты из водного раствора можно описать следующим образом:

Где HA представляет собой кислоту, которая ионизирует, H₃ИЛИ + к иону гидроксония, а A – его сопряженное основание. Если Ka высокий, больше HA будет диссоциировать и, следовательно, будет более высокая концентрация иона гидроксония. Это повышение кислотности можно определить, наблюдая за изменением pH раствора, значение которого ниже 7.

Ионизационный баланс

Двойные стрелки в верхнем химическом уравнении указывают на то, что установлен баланс между реагентами и продуктом. Поскольку каждое равновесие имеет константу, то же самое происходит с ионизацией кислоты и выражается следующим образом:

Термодинамически постоянная Ka определяется в терминах активности, а не концентрации. Однако в разбавленных водных растворах активность воды составляет около 1, а активности иона гидроксония, сопряженного основания и недиссоциированной кислоты близки к их молярным концентрациям.

По этим причинам было введено использование константы диссоциации (ka), которая не включает концентрацию воды. Это позволяет схематизировать диссоциацию слабой кислоты, и константа диссоциации (Ka) выражается в той же форме.

Ka = [H + ] [TO – ] / [У НЕГО ЕСТЬ]

Ка

Концентрации недиссоциированной кислоты, сопряженного основания и иона гидроксония или водорода остаются постоянными после достижения состояния равновесия. С другой стороны, концентрация сопряженного основания и иона гидроксония абсолютно одинакова.

Их значения даны в степени 10 с отрицательными показателями, поэтому была введена более простая и управляемая форма выражения Ka, которую они назвали pKa.

PKa обычно называют константой диссоциации кислоты. Значение pKa является четким показателем силы кислоты.

Уравнение Хендерсона-Хассельбаха

Уравнение, которое чрезвычайно полезно в аналитических расчетах, следует из выражения Ka.

Ka = [H + ] [TO – ] / [У НЕГО ЕСТЬ]

Затем, используя определения pH и pKa и перегруппировав термины:

pH = pKa + log (A – / У НЕГО ЕСТЬ)

Это знаменитое уравнение Хендерсона-Хассельбаха.

Использовать

Уравнение Хендерсона-Хассельбаха используется для оценки pH буферов, а также того, как относительные концентрации конъюгированного основания и кислоты влияют на pH.

Когда концентрация конъюгированного основания равна концентрации кислоты, соотношение между концентрациями обоих членов равно 1; и поэтому его логарифм равен 0.

Как следствие, pH = pKa, что очень важно, поскольку в этой ситуации эффективность буферизации максимальна.

Обычно берется зона pH, в которой существует максимальная буферная емкость, где pH = pka ± 1 единица pH.

Постоянные упражнения ионизации

Упражнение 1

Концентрация иона водорода или иона гидроксония равна концентрации сопряженного основания, поскольку они происходят в результате ионизации одной и той же кислоты.

Подставляя в уравнение:

Ka = [H + ] [TO – ] / У НЕГО ЕСТЬ

Подставляя в уравнение их соответствующие значения:

А затем вычисляя его pKa

Упражнение 2.

И, наконец, о степени ионизации: ее можно рассчитать, используя следующее выражение:

[ЧАС + ] или [A – ] / HA] x 100%

Упражнение 3.

Для расчета количества ионизированной кислоты определяют ее 4,8%.

Это количество ионизированной кислоты равно концентрации конъюгированного основания и концентрации иона гидроксония или водорода в состоянии равновесия.

А затем решая те же уравнения

Ka = [H + ] [TO – ] / [У НЕГО ЕСТЬ]

Ссылки

Семантическая память: функциональные и связанные с ними расстройства

Источник

Константа ионизации

Частные случаи константы химического равновесия для растворов.

Процесс распада электролита на ионы при растворении их в полярных растворителях называется электролитической диссоциацией.

Применив закон действующих масс к процессу распада соединения А_nВ_m в растворе на ионы А m + и B n-

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе, поэтому ее называют константой ионизацией. Очевидно, чем больше константа ионизации, тем более ионизировано соединение. Поскольку константа равновесия от концентрации не зависит, константа ионизации дает более общую характеристику силы электролита, чем степень ионизации.

Однако это верно лишь для слабых электролитов, растворы которых содержат сравнительно немного ионов. У сильных же электролитов вследствие большого числа ионов заметно сказывается электростатическое взаимодействие ионов друг с другом. Это лишает ион возможности вести себя независимо от других. Свойства электролита оказывается такими, как будто бы концентрация его ионов иная, чем на самом деле. Результатом этого является отклонение концентрации растворенного вещества (в частности, при разбавлении раствора).

К = a n A m+ a m B n- / a A_nB_m

Как и концентрацию, активность выражают в моль/л. Соотношение между активностью а и концентрацией с дается выражением а = fс, где f- коэффициент активности. Он характеризует отличие свойств растворов сильных электролитов от свойств разбавленных растворов слабых электролитов. В предельно разбавленных растворах (близких к «идеальным») практически отсутствует электростатическое взаимодействие ионов из-за их удаленности друг от друга. В этом случае коэффициент активности близок к единице, т.е. а » с. Активность и коэффициент активности определяют на основании экспериментальных данных.

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Источник

Вопрос №22 Растворы слабых электролитов. Применение ЗДМ к ионизации слабых электролитов. Константа ионизации(диссоциации). Ступенчатый характер ионизации.

Это соотношение называют законом разведения Оствальда. Уравнение (4.7) выражает зависимость степени диссоциации от концентрации раствора. Если электролит очень слабый, а

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато.
Например, диссоциация фосфорной кислоты происходит в три ступени:

Диссоциация по ступеням характеризуется константами:

Суммарное уравнение и общая константа диссоциации:

К = К1*К2*К3 = [H+]^3 * [PO4 3-]
[H3PO4]

Аналогично для многокислотных оснований, например Са(ОН)2 диссоциация проходит в две ступени.
Степенчатая диссоциация характеризуется тем, что распад электролита по каждой последующей ступени происходит в меньшей степени, чем по предыдущей, т.к К1больше К2большеК3. Такой характер изменения констант диссоциации можно объяснить электростатическим притяжением на основе закона Кулона. Энергия ионизации минимальна, когда ион открывается от нейтральной молекулы электролита. Отрыв иона на каждой следующей ступени диссоциации требует возрастающей энергии, т.к удаление иона происходит от частицы, заряд которой на последующих ступенях становится больше. Силу электролита можно выразить другим, более удобным способом. Вместо константы диссоциации часто используют её десятичный логарифм, взятый с обратным знаком: рКд=-lg Кд. Например у уксусной кислоты Кд=-1, 76*10(-5), соответственно рКд=4, 76

Вопрос № 23 Теория кислот и оснований(Аррениуса, Льюиса, Бренстеда-Лоури). Константы кислотности и основности.

Теория Аррениуса.

кислотой называют электролит, диссоциирующий в растворах с образованием водород-ионов Н+;
основанием называют электролит, диссоциирующий в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН-;
амфолитом(амфотерным гидроксидом) называют электролит, диссоциирующий в растворе с образованием как водород-ионов, так и гидроксид-ионов. ( цинк, алюминий, хром и др. амфотерные Э, аминокислоты, белки, нукл. Кислоты)

По принципу Ле Шателье

(Н+)+(ЭО-)=ЭОН=(Э+)+(ОН-)
показывает, что с увеличение в системе концентрации гидроксид-ионов (ОН-) возрастает вероятность диссоциации по кислотному типу. Увеличение в системе концентрации водород-ионов (Н+) приводит к преимущественной диссоциации по основному типу.
=> в кислой среде амфолит проявляет основной, а в щелочной среде-кислотный характер.

Протонная теория Брёнстеда-Лаури

кислотойназывают всякое вещество, молекулярные частицы которого ( в том числе и ионы ) способны отдавать протон, т.е быть донором протонов;
основанием называют всякое вещество, молекулярные частицы которого ( в том числе и ионы ) способны присоединять протоны, т.е быть акцептором протонов.
. Кислоты и основания получили общее название протолитов
Согласно протонной теории кислоты подразделяют на три типа:
1) нейтральные кислоты ( HCL, H2SO4, H3PO4 и др.)
H2SO4=(H+)+(HSO4-)
2) катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы ( NH4+, H3O+ )
(NH4+)=NH3+(H+)
3) анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы ( (HSO4-), (H2PO4-) )
(HSO4-)=(H+)+(SO4(2-))

классификация оснований:

1)нейтральные основания ( NH3, H2O, C2H5OH )
NH3+(H+)= (NH4+)
2) анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы ( (CL-), (CH3COO-),
(OH-) ) (CH3COO-)+(H+)=CH3COOH

3) катионные основания, представляющие собой положительные ионы ( H2N-(NH3+)

согласно теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте:
(кислота)1=(сопряженное основание)1+(Н+)
т.е. каждой кислоте соответствует сопряженное основание. И наоборот, основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту: (основание)2+(Н+)=(сопряженная кислота)2
например, кислоте H2SO4 соответствует сопряженное основание (HSO4-), основанию (CL-)- сопряженная кислота HCL

т.к. протон в растворах не существует в свободном виде, кислота может отдать протон только основанию, которое, приняв протон, становится кислотой. Поэтому согласно протонной теории имеет место кислотно-основное равновесие, обусловленное переносом протона:
(кислота)1+(основание)2=(кислота)2+(основание)1

Для краткости обратимый процесс кислотно-основного взаимодействия называют кислотно-основным равновесием.
например
HCL+NH3=(NH4+)+(CL-)
кислота1 основание2 кислота 2 основание 1

Одно и то же вещество в зависимости от условий взаимодействия может быть как кислотой, так и основанием (амфотерность). Например, вода при взаимодействии с сильными кислотами является основанием: H2O + H+ H3О+, а реагируя с аммиаком, становится кислотой: NH3 + H2O NH4+ + OH

Теория Льюиса (электронная теория)

кислотой называют вещество, принимающее электронные пары,-акцептор электронов;
основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи,-донор электронов.

Иначе говоря, взаимодействие между кислотой и основанием заключается в образовании химической донорно-акцепторной связи между реагирующими частицами:
D(основание) +A(кислота)=DA
где D-донор электронной пары, A-акцептор этой электронной пары.

Таким образом, теория Льюиса рассматривает разные химические процессы как однотипные:реакцию нейтрализации в водных растворах, взаимодействие аминов с галогенидом бора, комплексообразование.
К основаниям Льюиса относят галогенид-ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, кислородосодержащие соединения общей формулы R2CO( где R-органический радикал)
К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и др.Э.

Рассмотренные теории диссоциации (ионизации ) кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга и имеют глубокую внутренную связь. Так, кислоты, по Бренстеду, можно рассматривать как частный случай льюисовских кислот, поскольку протон характеризуется большим сродством к электронной паре и может рассматриваться, по Льюису, как кислота:
(HO-)+(H+)=HOH

Константы кислотности и основности.

Константа равновесия в соответствии с законом действующих масс

Источник