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 К _д – 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 К _д 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 С _М – 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× С _М, 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× С _М = 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 (К _д = 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