У этого термина существуют и другие значения, см.
Константа .
Константа диссоциации кислоты Ka (также известная как константа кислотности ) — константа равновесия реакции диссоциации кислоты на катион водорода и анион кислотного остатка. Для многоосновных кислот, диссоциация которых проходит в несколько стадий, оперируют отдельными константами для разных стадий диссоциации, обозначая их как Ka1 , Ka2 и т. д. Чем больше значение Ka , тем больше молекул диссоциирует в растворе и, следовательно кислота более сильная.
Энциклопедичный YouTube
1 / 5
Просмотров: 13 255
5 612
14 918
90 913
33 669
№ 86. Неорганическая химия. Тема 10. Электролитическая диссоциация. Часть 7. Константа диссоциации
Химическое равновесие. Константа равновесия. 10 класс.
Расчет рН растворов сильных и слабых кислот. Химия для поступающих.
Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. 9 класс.
Содержание
Примеры расчета
Одноосновная кислота
Реакция
Ka
HA
↽
−
−
⇀
A
−
+
H
+
{\displaystyle {\ce {HA <=> A^- + H^+}}}
K
a
=
[
A
−
]
[
H
+
]
[
HA
]
{\displaystyle K_{{\ce {a}}}={\frac {[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}{{\ce {[HA]}}}}}
где A− — условное обозначение аниона кислоты, [HA] — равновесная концентрация в растворе частицы HA.
Двухосновная кислота
Реакция
Ka
H
2
A
=
H
+
+
H
A
−
{\displaystyle H_{2}A=H^{+}+HA^{-}}
K
a
1
=
[
H
+
]
[
H
A
−
]
[
H
2
A
]
{\displaystyle K_{a1}={\left[H^{+}\right]\left[HA^{-}\right] \over \left[H_{2}A\right]}}
H
A
−
=
H
+
+
A
2
−
{\displaystyle HA^{-}=H^{+}+A^{2-}}
K
a
2
=
[
H
+
]
[
A
2
−
]
[
H
A
−
]
{\displaystyle K_{a2}={\left[H^{+}\right]\left[A^{2-}\right] \over \left[HA^{-}\right]}}
Фигурирующая в выражениях концентрация [H2 A] — это равновесная концентрация недиссоциировавшей кислоты, а не изначальная концентрация кислоты до её диссоциации.
Чаще вместо самой константы диссоциации
K
a
{\displaystyle K_{\mathrm {a} }}
(константы кислотности) используют величину
p
K
a
{\displaystyle \mathrm {p} K_{\mathrm {a} }}
(показатель константы кислотности), которая определяется как отрицательный десятичный логарифм самой константы
K
a
{\displaystyle K_{\mathrm {a} }}
, выраженной в моль/л. Аналогично может быть выражен водородный показатель pH .
p
K
a
=
−
lg
(
K
a
)
{\displaystyle \mathrm {p} K_{\mathrm {a} }=-\lg \left(K_{\mathrm {a} }\right)}
pH
=
−
lg
[
H
+
]
{\displaystyle {\ce {pH}}=-\lg[{\ce {H+}}]}
.
Величины pKa и pH связаны уравнением Гендерсона — Хассельбаха.
pH
=
p
K
a
+
lg
(
[
A
−
]
[
H
A
]
)
{\displaystyle {\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\lg \left(\mathrm {\frac {[A^{-}]}{[HA]}} \right)}
Преобразование уравнения
Пусть
c
{\displaystyle c}
- исходная молярная концентрация кислоты
α
≈
K
a
c
{\displaystyle \alpha \approx {\sqrt {K_{a} \over c}}}
— степень диссоциации
HA
{\displaystyle {\ce {HA}}}
↽
−
−
⇀
{\displaystyle {\ce {<=>}}}
A
−
{\displaystyle {\ce {A^-}}}
+
{\displaystyle {\ce {+}}}
H
+
{\displaystyle {\ce {H^+}}}
c
−
c
α
{\displaystyle \mathrm {c-c\alpha } }
c
α
{\displaystyle \mathrm {c\alpha } }
c
α
{\displaystyle \mathrm {c\alpha } }
Преобразуем уравнение
pH
=
p
K
a
+
lg
(
[
A
−
]
[
H
A
]
)
{\displaystyle {\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\lg \left(\mathrm {\frac {[A^{-}]}{[HA]}} \right)}
pH
=
p
K
a
−
lg
(
c
(
1
−
α
)
c
α
)
{\displaystyle {\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }-\lg \left(\mathrm {\frac {c(1-\alpha )}{c\alpha }} \right)}
pH
=
p
K
a
−
lg
(
1
α
−
1
)
{\displaystyle {\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }-\lg \left(\mathrm {{\frac {1}{\alpha }}-1} \right)}
Можно заметить, что при
α
=
0
,
5
{\displaystyle \alpha =0,5}
имеем
pH
=
p
K
a
{\displaystyle {\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }}
, значит
p
K
a
{\displaystyle pK_{a}}
показывает такое значение
pH
{\displaystyle {\ce {pH}}}
, при котором кислота диссоциирует наполовину.
α
<
0
,
5
{\displaystyle \alpha <0,5}
pH
<
p
K
a
{\displaystyle {\ce {pH}}<\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }}
В более кислой среде диссоциация кислоты уменьшается
[
A
−
]
<
[
H
A
]
{\displaystyle [A^{-}]<[HA]}
α
=
0
,
5
{\displaystyle \alpha =0,5}
pH
=
p
K
a
{\displaystyle {\ce {pH}}=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }}
Равновесие концентраций кислоты и её соли
[
A
−
]
=
[
H
A
]
{\displaystyle [A^{-}]=[HA]}
α
>
0
,
5
{\displaystyle \alpha >0,5}
pH
>
p
K
a
{\displaystyle {\ce {pH}}>\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }}
В более щелочной среде диссоциация кислоты увеличивается
[
A
−
]
>
[
H
A
]
{\displaystyle [A^{-}]>[HA]}
Другая связь pKa и pH
HA
{\displaystyle {\ce {HA}}}
↽
−
−
⇀
{\displaystyle {\ce {<=>}}}
A
−
{\displaystyle {\ce {A^-}}}
+
{\displaystyle {\ce {+}}}
H
+
{\displaystyle {\ce {H^+}}}
c
−
c
α
{\displaystyle \mathrm {c-c\alpha } }
c
α
{\displaystyle \mathrm {c\alpha } }
c
α
{\displaystyle \mathrm {c\alpha } }
K
=
[
A
−
]
[
H
+
]
[
H
A
]
=
[
H
+
]
2
[
H
A
]
,
[
H
+
]
=
K
a
c
{\displaystyle K={[A^{-}][H^{+}] \over [HA]}={[H^{+}]^{2} \over [HA]},\ \ \ [H^{+}]={\sqrt {\mathrm {K_{a}c} }}}
pH
=
−
lg
(
α
c
)
=
−
lg
(
K
a
c
c
)
=
−
lg
(
K
a
c
)
=
−
lg
(
K
a
)
−
lg
(
c
)
2
{\displaystyle {\ce {pH}}=-\lg \left(\mathrm {\alpha c} \right)=-\lg \left(\mathrm {{\sqrt {K_{a} \over c}}c} \right)=-\lg \left(\mathrm {\sqrt {K_{a}c}} \right)={-\lg \left(\mathrm {K_{a}} \right)-\lg(\mathrm {c} ) \over 2}}
пример нахождения pH
Найти pH раствора 0,1 M Na2 CO3
pKa1 (H2 CO3 ) = 6,3696
pKa2 (H2 CO3 ) = 10,3298
Решение:
Na2 CO3 + H2 O = NaOH + NaHCO3
[
pOH
=
−
lg
(
K
b
)
−
lg
(
c
)
2
−
lg
(
K
b
)
=
p
K
b
=
14
−
p
K
a
pH
=
14
−
pOH
]
{\displaystyle {\begin{bmatrix}{\ce {pOH}}={-\lg \left(\mathrm {K_{b}} \right)-\lg(\mathrm {c} ) \over 2}\\-\lg \left(K_{b}\right)=pK_{b}=14-pK_{a}\\{\ce {pH}}=14-{\ce {pOH}}\end{bmatrix}}\ }
откуда получаем
pH
=
14
−
14
−
pK
a
−
lg
(
c
)
2
{\displaystyle {\ce {pH}}=14-{14-{\ce {pK}}_{a}\ -\ \lg(\mathrm {c} ) \over 2}}
pH
=
14
−
14
−
10.3298
−
lg
(
0.1
)
2
=
11
,
66
{\displaystyle {\ce {pH}}=14-{14-10.3298\ -\ \lg(0.1) \over 2}=11,66}
Значение pH > 7 означает, что соль Na2 CO3 даёт щелочную среду
Константа диссоциации основания Kb
p
K
a
=
−
lg
(
K
a
)
{\displaystyle \mathrm {p} K_{\mathrm {a} }=-\lg \left(K_{\mathrm {a} }\right)}
— показатель константы кислотности (от англ. acid — кислота), характеризующий реакцию отщепления протона от кислоты HА.
p
K
b
=
−
lg
(
K
b
)
{\displaystyle \mathrm {p} K_{\mathrm {b} }=-\lg \left(K_{\mathrm {b} }\right)}
— показатель константы основности (от англ. base — основание), характеризующий реакцию присоединения протона к основанию B.
Реакция
K
HA
↽
−
−
⇀
A
−
+
H
+
{\displaystyle {\ce {HA <=> A^- + H^+}}}
K
a
=
[
A
−
]
[
H
+
]
[
HA
]
{\displaystyle K_{{\ce {a}}}={\frac {[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}{{\ce {[HA]}}}}}
B
+
H
2
O
⇌
B
H
+
+
O
H
−
{\displaystyle {\mathsf {B+H_{2}O}}\rightleftharpoons {\mathsf {BH^{+}+OH^{-}}}}
K
b
=
[
B
H
+
]
⋅
[
O
H
−
]
[
B
]
{\displaystyle K_{b}={\frac {[{\mathsf {BH^{+}}}]\cdot [{\mathsf {OH^{-}}}]}{[{\mathsf {B}}]}}}
p
K
a
+
p
K
b
=
14
=
p
K
W
(
25
∘
C
)
{\displaystyle pK_{{\ce {a}}}+pK_{{\ce {b}}}=14=pK_{{\ce {W}}}(25^{\circ }C)}
— ионное произведение воды
p
K
a
=
14
−
p
K
b
{\displaystyle pK_{{\ce {a}}}=14-pK_{{\ce {b}}}}
p
K
BH
+
=
14
−
p
K
B
{\displaystyle pK_{{\ce {BH^+}}}=14-pK_{{\ce {B}}}}
Константы диссоциации некоторых соединений
Кислотность воды pKa (H2 O) = 15,74
Чем больше pKa , тем более основное соединение; чем меньше pKa , тем соединение более кислотное.
Например, по значению pKa можно понять, что спирты проявляют основные свойства (их pKa больше, чем у воды), а фенолы проявляют кислотные свойства.
Также по pKa можно установить ряд сил кислот, приведённый в российских школьных учебниках:
Ряд сил кислот[1]
Название
Кислота
pKa1
pKa2
pKa3
α
1
{\displaystyle \alpha _{1}}
при С = 1 моль/л, %
Сильные
кислоты
Иодоводородная
HI
−10
100
Хлорная
HClO4
−10
100
Бромоводородная
HBr
−9
100
Соляная (хлороводородная)
HCl
−7
100
Серная
H2 SO4
−3
1,92
99,90
Селеновая
H2 SeO4
−3
1,9
99,90
Гидроксоний
H3 O+
−1,74
15,74
21
98,24
Азотная
HNO3
−1,4
96,31
Хлорноватая
HClO3
−1
91,61
Иодноватая
HIO3
0,8
32,67
Средние
кислоты
Сульфаминовая
NH2 SO3 H
0,99
27,28
Щавелевая
H2 C2 O4
1,42
4,27
17,69
Йодная
H5 IO6
1,6
14,64
Фосфористая
H3 PO3
1,8
6,5
11,82
Сернистая
H2 SO3
1,92
7,20
10,38
Гидросульфат
HSO4 -
1,92
10,38
Фосфорноватистая
H3 PO2
2,0
9,51
Хлористая
HClO2
2,0
9,51
Фосфорная
H3 PO4
2,1
7,12
12,4
8,52
Гексаакважелеза(III) катион
[Fe(H2 O)6 ]3 +
2,22
7,47
Мышьяковая
H3 AsO4
2,32
6,85
11,5
6,68
Селенистая
H2 SeO3
2,6
7,5
4,89
Теллуристая
H2 TeO3
2,7
7,7
4,37
Фтороводородная (плавиковая)
HF
3
3,11
Теллуроводородная
H2 Te
3
12,16
3,11
Слабые
кислоты
Азотистая
HNO2
3,35
2,09
Уксусная
CH3 COOH
4,76
0,4160
Гексаакваалюминия(III) катион
[Al(H2 O)6 ]3+
4,85
0,3751
Угольная
H2 CO3
6,37
10,33
0,0653
Сероводородная
H2 S
6,92
13
0,0347
Дигидрофосфат
H2 PO4 -
7,12
12,4
0,0275
Хлорноватистая
HClO
7,25
0,0237
Ортогерманиевая
H4 GeO4
8,6
12,7
0,0050
Бромноватистая
HBrO
8,7
0,0045
Ортотеллуровая
H6 TeO6
8,8
11
15
0,0040
Мышьяковистая
H3 AsO3
9,2
0,0025
Синильная (циановодородная)
HCN
9,21
0,0025
Ортоборная
H3 BO3
9,24
0,0024
Аммоний
NH4 +
9,25
0,0024
Ортокремниевая
H4 SiO4
9,5
11,7
12
0,0018
Гидрокарбонат
HCO3 -
10,4
6,31*10−4
Иодноватистая
HIO
11,0
3,16*10−4
Пероксид водорода
H2 O2
11,7
1,41*10−4
Гидрофосфат
HPO4 2-
12,4
6,31*10−5
Гидросульфид
HS-
14,0
1,00*10−5
Вода
H2 O
15,7
21
1,41*10−6
Основания
Гидроксид
OH-
21
3,16*10−9
Фосфин
PH3
27
0
Аммиак
NH3
33
0
Метан
CH4
34
0
Водород
H2
38,6
0
См. также
Примечания
Эта страница в последний раз была отредактирована 22 марта 2024 в 07:34.
Как только страница обновилась в Википедии она обновляется в Вики 2.
Обычно почти сразу, изредка в течении часа.