Константа диссоциации кислоты
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.
Примеры расчета
Одноосновная кислота
Реакция | Ka |
---|---|
[math]\ce{ HA <=> A^- + H^+ }[/math] | [math]\displaystyle{ K_\ce{a} = \frac{[\ce{A^-}][\ce{H+}]}{\ce{[HA]}} }[/math] |
где A- — условное обозначение аниона кислоты, [HA] — равновесная концентрация в растворе частицы HA.
Двухосновная кислота
Реакция | Ka |
---|---|
[math]\displaystyle{ H_2A = H^+ + HA^- }[/math] | [math]\displaystyle{ K_{a1} = {\left[ H^+ \right] \left[ HA^- \right] \over \left[ H_2A \right]} }[/math] |
[math]\displaystyle{ HA^- = H^+ + A^{2-} }[/math] | [math]\displaystyle{ K_{a2} = {\left[ H^+ \right] \left[ A^{2-} \right] \over \left[ HA^- \right]} }[/math] |
Фигурирующая в выражениях концентрация [H2A] — это равновесная концентрация недиссоциировавшей кислоты, а не изначальная концентрация кислоты до её диссоциации.
Величины pKa и pH
Чаще вместо самой константы диссоциации [math]\displaystyle{ K_\mathrm{a} }[/math] (константы кислотности) используют величину [math]\displaystyle{ \mathrm{p}K_\mathrm{a} }[/math] (показатель константы кислотности), которая определяется как отрицательный десятичный логарифм самой константы [math]\displaystyle{ K_\mathrm{a} }[/math], выраженной в моль/л. Аналогично может быть выражен водородный показатель pH.
- [math]\displaystyle{ \mathrm{p}K_\mathrm{a} = - \lg \left(K_\mathrm{a}\right) }[/math]
- [math]\displaystyle{ \ce{pH} = - \lg [\ce{H+}] }[/math].
Величины pKa и pH связаны уравнением Гендерсона — Хассельбаха.
Уравнение Гендерсона — Хассельбаха
- [math]\displaystyle{ \ce{pH} = \mathrm{p}K_\mathrm{a} + \lg \left(\mathrm{\frac{[A^-]}{[HA]}}\right) }[/math]
Преобразование уравнения
Пусть
[math]\displaystyle{ c }[/math] - исходная молярная концентрация кислоты
[math]\displaystyle{ \alpha \approx \sqrt{K_a \over c} }[/math] — степень диссоциации
[math]\ce{ HA }[/math] | [math]\ce{ <=> }[/math] | [math]\ce{ A^- }[/math] | [math]\ce{ + }[/math] | [math]\ce{ H^+ }[/math] |
[math]\displaystyle{ \mathrm{c-c\alpha} }[/math] | [math]\displaystyle{ \mathrm{c\alpha} }[/math] | [math]\displaystyle{ \mathrm{c\alpha} }[/math] |
Преобразуем уравнение
[math]\displaystyle{ \ce{pH} = \mathrm{p}K_\mathrm{a} + \lg \left(\mathrm{\frac{[A^-]}{[HA]}}\right) }[/math]
[math]\displaystyle{ \ce{pH} = \mathrm{p}K_\mathrm{a} - \lg \left(\mathrm{\frac{c(1-\alpha)}{c\alpha}}\right) }[/math]
[math]\displaystyle{ \ce{pH} = \mathrm{p}K_\mathrm{a} - \lg \left(\mathrm{\frac{1}{\alpha}-1}\right) }[/math]
Можно заметить, что при [math]\displaystyle{ \alpha = 0.5 }[/math] имеем [math]\displaystyle{ \ce{pH} = \mathrm{p}K_\mathrm{a} }[/math], значит [math]\displaystyle{ pK_a }[/math] показывает такое значение [math]\displaystyle{ \ce{pH} }[/math], при котором кислота диссоциирует наполовину.
[math]\displaystyle{ \alpha \lt 0.5 }[/math] | [math]\displaystyle{ \ce{pH} \lt \mathrm{p}K_\mathrm{a} }[/math] | В более кислой среде диссоциация кислоты уменьшается | [math]\displaystyle{ [A^-] \lt [HA] }[/math] |
[math]\displaystyle{ \alpha = 0.5 }[/math] | [math]\displaystyle{ \ce{pH} = \mathrm{p}K_\mathrm{a} }[/math] | Равновесие концентраций кислоты и её соли | [math]\displaystyle{ [A^-] = [HA] }[/math] |
[math]\displaystyle{ \alpha \gt 0.5 }[/math] | [math]\displaystyle{ \ce{pH} \gt \mathrm{p}K_\mathrm{a} }[/math] | В более щелочной среде диссоциация кислоты увеличивается | [math]\displaystyle{ [A^-] \gt [HA] }[/math] |
Другая связь pKa и pH
[math]\ce{ HA }[/math] | [math]\ce{ <=> }[/math] | [math]\ce{ A^- }[/math] | [math]\ce{ + }[/math] | [math]\ce{ H^+ }[/math] |
[math]\displaystyle{ \mathrm{c-c\alpha} }[/math] | [math]\displaystyle{ \mathrm{c\alpha} }[/math] | [math]\displaystyle{ \mathrm{c\alpha} }[/math] |
[math]\displaystyle{ K = {[A^-][H^+] \over [HA]} = {[H^+]^2 \over [HA]}, \ \ \ [H^+] = \sqrt{\mathrm{K_a c}} }[/math]
[math]\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} }[/math]
пример нахождения pH
Найти pH раствора 0,1 M Na2CO3
pKa1(H2CO3) = 6.3696
pKa2(H2CO3) = 10.3298
Решение:
Na2CO3 + H2O = NaOH + NaHCO3
[math]\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}\ }[/math]
откуда получаем
[math]\displaystyle{ \ce{pH} = 14 - {14 -\ce{pK}_a \ -\ \lg(\mathrm{c})\over 2} }[/math]
[math]\displaystyle{ \ce{pH} = 14 - {14 -10.3298 \ -\ \lg(0.1)\over 2} = 11.66 }[/math]
Значение pH > 7 означает, что соль Na2CO3 даёт щелочную среду
Константа диссоциации основания Kb
[math]\displaystyle{ \mathrm{p}K_\mathrm{a} = - \lg \left(K_\mathrm{a}\right) }[/math] — показатель константы кислотности (от англ. acid — кислота), характеризующий реакцию отщепления протона от кислоты HА.
[math]\displaystyle{ \mathrm{p}K_\mathrm{b} = - \lg \left(K_\mathrm{b}\right) }[/math] — показатель константы основности (от англ. base — основание), характеризующий реакцию присоединения протона к основанию B.
Реакция | K |
---|---|
[math]\ce{ HA <=> A^- + H^+ }[/math] | [math]\displaystyle{ K_\ce{a} = \frac{[\ce{A^-}][\ce{H+}]}{\ce{[HA]}} }[/math] |
[math]\displaystyle{ \mathsf{B+H_2O}\rightleftharpoons\mathsf{BH^++OH^-} }[/math] | [math]\displaystyle{ K_b=\frac{[\mathsf{BH^+}]\cdot[\mathsf{OH^-}]}{[\mathsf{B}]} }[/math] |
[math]\displaystyle{ pK_\ce{a} + pK_\ce{b} = 14 = pK_\ce{W} (25^\circ C) }[/math] — ионное произведение воды
[math]\displaystyle{ pK_\ce{a} = 14 - pK_\ce{b} }[/math]
[math]\displaystyle{ pK_\ce{BH^+} = 14 - pK_\ce{B} }[/math]
Константы диссоциации некоторых соединений
Кислотность воды pKa (H2O) = 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
Название | Кислота | pKa1 | pKa2 | pKa3 | [math]\displaystyle{ \alpha_1 }[/math]при С = 1 моль/л, % | |
---|---|---|---|---|---|---|
Сильные
кислоты |
Йодоводородная | HI | -10 | 100 | ||
Хлорная | HClO4 | -10 | 100 | |||
Бромоводородная | HBr | -9 | 100 | |||
Соляная (хлороводородная) | HCl | -7 | 100 | |||
Серная | H2SO4 | -3 | 1.92 | 99,90 | ||
Селеновая | H2SeO4 | -3 | 1.9 | 99,90 | ||
Гидроксоний | H3O+ | -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 | NH2SO3H | 0.99 | 27,28 | ||
Щавелевая | H2C2O4 | 1.42 | 4.27 | 17,69 | ||
Йодная | H5IO6 | 1.6 | 14,64 | |||
Фосфористая | H3PO3 | 1.8 | 6.5 | 11,82 | ||
Сернистая | H2SO3 | 1.92 | 7.20 | 10,38 | ||
Гидросульфат | HSO4- | 1.92 | 10,38 | |||
Фосфорноватистая | H3PO2 | 2.0 | 9,51 | |||
Хлористая | HClO2 | 2.0 | 9,51 | |||
Фосфорная | H3PO4 | 2.1 | 7.12 | 12.4 | 8,52 | |
Гексаакважелеза (III) катион | [Fe(H2O)6]3+ | 2.22 | 7,47 | |||
Мышьяковая | H3AsO4 | 2.32 | 6.85 | 11.5 | 6,68 | |
Селенистая | H2SeO3 | 2.6 | 7.5 | 4,89 | ||
Теллуристая | H2TeO3 | 2.7 | 7.7 | 4,37 | ||
Фтороводородная (плавиковая) | HF | 3 | 3,11 | |||
Теллуроводородная | H2Te | 3 | 12.16 | 3,11 | ||
Слабые
кислоты |
Азотистая | HNO2 | 3.35 | 2,09 | ||
Уксусная | CH3COOH | 4.76 | 0,4160 | |||
Гексаакваалюминия (III) катион | [Al(H2O)6]3+ | 4.85 | 0,3751 | |||
Угольная | H2CO3 | 6.37 | 10.33 | 0,0653 | ||
Сероводородная | H2S | 6.92 | 13 | 0,0347 | ||
Дигидрофосфат | H2PO4- | 7.12 | 12.4 | 0,0275 | ||
Хлорноватистая | HClO | 7.25 | 0,0237 | |||
Ортогерманиевая | H4GeO4 | 8.6 | 12.7 | 0,0050 | ||
Бромноватистая | HBrO | 8.7 | 0,0045 | |||
Ортотеллуровая | H6TeO6 | 8.8 | 11 | 15 | 0,0040 | |
Мышьяковистая | H3AsO3 | 9.2 | 0,0025 | |||
Синильная (циановодородная) | HCN | 9.21 | 0,0025 | |||
Ортоборная | H3BO3 | 9.24 | 0,0024 | |||
Аммоний | NH4+ | 9.25 | 0,0024 | |||
Ортокремниевая | H4SiO4 | 9.5 | 11.7 | 12 | 0,0018 | |
Гидрокарбонат | HCO32- | 10.4 | 6,31*10^-4 | |||
Иодноватистая | HIO | 11.0 | 3,16*10^-4 | |||
Пероксид водорода | H2O2 | 11.7 | 1,41*10^-4 | |||
Гидрофосфат | HPO42- | 12.4 | 6,31*10^-5 | |||
Гидросульфат | HS- | 14.0 | 1*10^-5 | |||
Вода | H2O | 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
- ↑ Primchem 2002 . Дата обращения: 14 октября 2021. Архивировано 23 октября 2021 года.
Для улучшения этой статьи желательно: |