Константа диссоциации

Таблица констант диссоциации

Константа диссоциации

В таблице приведены константы диссоциации неорганических кислот и оснований в водных растворах.

Константы диссоциации веществ, способных диссоциировать как по типу кислоты, так и по типу основания, приводятся соответственно в двух таблицах («Кислоты», «Основания»).

Что такое диссоциация описано в статье.

Таблица констант диссоциации кислот

КислотаФормулаТ,°СКарКа
Азотистая (0,5 М)HNO2184·10-43,4
ПероксомоноосмиеваяH2ОsО5188·10-1312,1
АзотнаяHNO3254,36·10-1,64
ОдовянистаяH2SnО2186·10-817,2
АзотноватистаяH2N2O2182·10-8 210-127,7 11,7
Оловянная (мета)H2SnО3254·10-109,4
АзотоводороднаяHN3202,09·10-54,68
ПероксодифосфорнаяH4P2О8256,61·10-6 2,09·10-85,18 7,68
Алюминиевая (мета)  НАlO2  184·10-1312,4
256·10-1312,22
РениеваяHReО42517,78-1,25
СвинцовистаяН2РbО2182·10-1615,7
Борная (мета)Н3ВО2187,5·10-109,12
СеленистаяH2SeО3253,5·10-3 5 ·10-82,26 7,3
Таблица 1. Константы диссоциации кислот
КислотаФормулаТ,°СКарКа
Борная (орто)  Н3ВОз  255,8·10-109,24
201,8·1013 1,6·10-1412,74 13,80
СеленоводороднаяH2Se181,7·10-4 1·10-113,77 11,0
СеленоваяH2SeО4251·103 1,2·10 2-3 1,9
БромоводороднаяНВr251·109– 9
СеленоциановаяHSeCN252,19·10-21,66
БромноватаяНВrO3182·10-10,7
СернаяH2SО4251 ·103 1,2·10-2-3 1,9
БромноватистаяНВrО252,06·10-98,7
СернистаяH2SО3251,58·10-2 6,3·10-81,8 7,2
Ванадиевая (орто)Н3VО4253,24·10-5 1,12·10-9 7,41·10-24,49 8,95 11,13
СероводороднаяH2S256·10-8 1·10-147,2 14,0
ВольфрамоваяH2WО4256,3·10-54,2
СульфаминоваяNH2SО2OH259,77·10-21,01
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)
КислотаФормулаТ,°СКарКа
Галлиевая (орто)H3GaО3185·10-11 2·10-1210,3 11,7
Супероксид водородаHО2256,3·10-32,2
ГексагидроксосурьмянаяH[Sb(OH)6]254·10-54,4
Сурьмяная (орто)H3SbО4184·10-54,4
Гексацианоферрат(И) водорода (железистосинеродистая)H4[Fe(CN)6]  181·10-33,0
255,6·10 -54,25
Сурьмянистая (мета)HSbО2181·10-1111,0
ТеллуристаяH2TeО3253·10-3 2·10-82,5 7,7
Германиевая (мета)H2GeО3251,7·10-9 1,9·10-138,77 12,72
ТелуроводороднаяH2Te251,0·10-33,0
Германиевая (орто)H4GeО4251,7·10-9 2·10-38,78 12,7
Теллуровая (мета)  H2TeО4  252,29·10-87,64
186,46·10-1211,19
Гипофосфорная (дифосфорноватая)H4P2O6  25  6,31·10-32,2
1,55·10-3 5,37·10-8 9,33·10-112,81 7,27 10,03
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)
КислотаФормулаТ,°СКарКа
Гидросернистая (дитионистая)H2S2O4184·10-32,4
Теллуровая(орто)H6TeО6252· 10-8 1,1·10-11 1·10-157,70 10,95 15
ТетраборнаяH2B4О72510-4 109-4 -9
ДимолибденоваяH2Mo2О7259,55·10-65,02
ТетрафтороборнаяH[BF4]252,63 · 103-2,58
ДитионоваяH2S2O6256,3·10-1 4,0·10-40,2 3,4
ТехнециеваяHTcО4182,29·10-10,64
Дифосфорная  H4P2O7  181,4·10-10,85
251,1·10-2 2,1·10-7 4,1·10-101,95 6,68 9,39
ТиосернаяH2S2О3252,2·10-1 2,8·10-20,66 1,56
Тиоциановая (родановодородная)HSCN181,4·10-10,85
ДихромоваяH2Cr2О7252,3·10-21,64
ТрифосфорнаяH5P3O10251,26·10-1 8,13·10-5 1,05·10-7 1,17·10-100,9 4,09 6,98 9,93
ИодоводороднаяHI251·10-11-11
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)
КислотаФормулаТ,°СКарКа
ТритиоугольнаяH2CS3202,09·10-3 6,03·10-92,68 8,22
Йодная (орто)  H5IО6  253,09·10-2 7,08·10-91,51 8,15
162,5·10-1312,60
Угольная (истинная константа)H2CО3251,32·10-43,88
Угольная (кажущиеся константы)H2CО3254,45·10-7 4,69·10-116,35 10,33
Йодная (мета)HIO4252,3·10-21,64
ФосфористаяH3PО3251,6·10-2 6,3 ·10-71,80 6,2
Йодноватая  HIO3  181,9·10-10,72
251,7·10-10,77
Фосфорная (орто)H3PO4257,52·10-3 6,31·10-8 1,26·10-122,12 7,20 11,9
ФосфорноватистаяH3PO2257,9·10-21,1
ИодноватистаяHIO252,29·10-1110,64
ФтороводороднаяHF256,61·10-43,18
Кремниевая (орто)  H4SiО4  252·10-109,7
302·10-12 1·10-12 1·10-1211,7 12,0 12,0
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)
КислотаФормулаТ,°СКарКа
Фтороводородная (димер)H2F2252,63·10-32,58
ФторофосфорнаяH2[PO3F]252,8·10-1 1,6·10-50,55 4,80
Кремниевая (мета)H2SiО3182,2·10-10 1,6·10-129,66 11,80
ХлористаяHC1О2185·10-32,3
КсеноноваяH4XeО6251·10-2 1·10-6 1·10-112 6 11
Хлороводородная (соляная)HCl251·107-7
МарганцовистаяH2MnО4257,1·10-1110,15
ХлорноватистаяHC1О255,01·10-87,3
МарганцоваяHMnО4252·102-2,3
ХлорсульфоноваяClSO3H202,69·1010-10,43
МолибденоваяH2MoО4181·10-66,0
ХромоваяН2СrO4251·10 3,16·10-7-1 6,50
Мышьяковая (орто)  H3AsО4  255,98·10-3 1,05·10-72,22 6,98
183,89·10-1211,41
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)
КислотаФормулаТ,°СКарКа
Циановодородная (синильная)HCN257,9·10-109,1
ЦиановаяHCNO181,2·10-43,92
Мышьяковистая (орто)  H3AsО3  25610-109,2
161,7·10-1413,77
1,3,5-Триазин-2,4,6-триолH3C3N3O3251,8 ·10-76,75
ЦиклотриметафосфорнаяH3P3O9258,91 ·10-32,05
Мышьяковистая (мета)HAsО2256·10-109,2
ЦиклотетраметафосфорнаяH4P4O12251,66· 10-32,78
Пероксид водорода  H2О2  302,63·10-1211,58
181·10-2525,0
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)

Таблица констант диссоциации оснований

ОснованиеФормулаТ,°СКbрКb
Алюминия гидроксидАl(ОН)3251,38·10-98,86
Аммиака гидрат (истинная константа)NH3 · Н2О256,3·10-54,20
Аммиака гидрат (кажущаяся константа)NH3 ·Н2О251,79·10-54,75
Бария гидроксидВа(ОН)2252,3·10-10,64
Ванадия(III) гидроксидV(OH)3258,3·10-1211,08
Галлия(III) гидроксидGa(OH)3181,6·10-1110,8
4· 10-1211,4
Гидразина гидратN2H4H2О251,2·10-65,9
Гидроксиламина гидратNH2OH · H2 О259,33 · 10-98,03
Железа(II) гидроксидFe(OH)2251,3·10-43,89
Железа(III) гидроксидFe(OH)3251,82·10-11 1,35·10-1210,74 11,87
Кадмия(II) гидроксидCd(OH)2305,0·10-32,30
Кальция гидроксидCa(OH)2254,3 · 10-21,37
Кобальта(II) гидроксидCo(OH)2254·10-54,4
Лантана(Ш) гидроксидLa(OH)3255,0·10-43,30
Лития гидроксидLiOH256,75·10-10,17
Магния гидроксидMg(OH)2252,5·10-32,60
Марганца(II) гидроксидMn(OH)2305,0·10-43,30
Меди(II) гидроксидСu(ОН)2253,4 ·10-76,47
Натрия гидроксидNaOH255,9-0,77
Никеля(II) гидроксидNi(OH)2302,5 ·10-54,60
Плутония(IV) гидроксидPu(OH)4253,2 ·10-1312,49
Ртути(II)гидроксидHg(OH)2254,0·10-12 5,0·10-1111,40 10,30
Свинца(II) гидроксидPb(OH)2259,6·10-43,02
Серебра(I) гидроксидAgOH251,1 ·10-43,96
Скандия(III) гидроксидSc(OH)3257,6·10-109,12
Стронция гидроксидSr(OH)2251,50·10-10,82
Тадлия(I) гидроксидTlOH25>101

Источник: https://k-tree.ru/spravochnik/himiya/konstanti_dissociacii

Электролитическая диссоциация. Степень и константа диссоциации

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.

К катионам относятся: ион водорода Н+, ион аммония NH4+, ионы металлов Na+, K+ , Fe2+, Al3+, катионы основных солей CuOH+, Аl(ОН)2+, FeOH2+ и т. д.

К анионам относятся: гидроксид-ион ОН—, ионы кислотных остатков Сl—, NO3—, SO42-, Cr2O72-, анионы кислых солей НСО3—, Н2РО4—, HPO42- и т. д.

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

При растворении в воде ионных соединений, например хлорида натрия NaCl, дипольные молекулы воды ориентируются вокруг ионов натрия и хлорид-ионов. При этом положительные полюсы молекул воды притягиваются к хлорид-ионам Сl—, отрицательные полюсы — к положительным ионам Na+ .

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:

Для простоты в химических уравнениях ионы изображают без молекул воды: Н+ , Ag+, Mg2 +, F—, SO42- и т. д.

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 Na0 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.

Ионы имеют различную окраску. Гидратированные и негидратированные ионы s- и р-элементов обычно бесцветны. Так, бесцветны ионы Н+, Na+, K+ , Ва2 +, Аl3+ и др. Ионы некоторых d-элементов имеют окраску.

Окраска гидратированных и негидратированных ионов одного и того же d-элемента может быть различной.

Например, негидратированные ионы Cu2+ — бесцветные, а гидратированные ионы меди Cu2+ • 4Н2О — синего цвета

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 АnВm уравнение диссоциации имеет вид:

Применяя закон действующих масс, запишем выражение константы равновесия:

где [Аm+], [Bn— ] — равновесные концентрации ионов Аm+ и Bn—, [АnВm] — равновесная концентрация недиссоциированных молекул АnВm.

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

Электролиты являются составной частью жидкостей и плотных тканей живых организмов. Ионы натрия Na+, калия K+ , кальция Са2+, магния Mg2+, водорода Н+ , анионы ОН— , Сl—, SO42-, НСО3— имеют большое значение для физиологических и биохимических процессов.

Концентрации различных ионов в организме человека различны. Концентрации ионов водорода Н+ и гидроксид-ионов ОН— очень малы, но они играют большую роль в жизненных процессах.

Ионы водорода Н+ способствуют нормальному функционированию ферментов, обмену веществ, перевариванию пищи и т.д. Концентрации ионов натрия Na+ и хлорид-ионов Cl— в организме человека весьма значительны. Эти ионы человек получает ежедневно, используя в пищу поваренную соль NaCl.

В медицине применяется 0,85%-ный раствор хлорида натрия в качестве физиологического раствора при большой потере жидкости организмом.

Источник: http://al-himik.ru/jelektroliticheskaja-dissociacija-stepen-i-konstanta-dissociacii/

Константы диссоциации кислот и оснований неорганических (Таблица)

Константа диссоциации

Справочная таблица константы диссоциации кислот и оснований по общей и неорганической химии содержит следующую информацию: название и формула гидрооксида и кислоты и соответствующие им константы диссоциации . Таблица содержит справочный материал, необходимый для решения задач по общей и неорганической химии. Предназначено для школьников и студентов.

К – константа диссоциации кислот и оснований

pK – величина, которая определяется как отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации (часто используется вместо константы).

Смотрите также таблицу “константы кислотности сопряженных пар”.

Константы диссоциации неорганических оснований (таблица)

ГидроксидФормула веществаКонстанты диссоциации, КврКв
АлюминияAl(OH)31,38 · 10-98,86
АммонияNH4OH1,79 · 10-54,75
БарияBa(OH)22,30 · 10-10,64
ГаллияGa(OH)31,60 · 10-11 (2)10,8
Железа (2)Fe(OH)21,30 · 10-43,89
Железа (3)Fe(OH)31,82 · 10-11 (2)10,74
1,35 · 10-12 (3)11,87
КадмияCd(OH)25,00 · 10-3 (2)2,30
КальцияCa(OH)24,30 · 10-2 (2)1,37
Кобальта (2)Co(OH)24,00 · 10-5 (2)4,40
ЛантанаLa(OH)25,20 · 10-4 (3)3,30
ЛитияLiOH6,75 · 10-10,17
МагнияMg(OH)22,50 · 10-3 (2)2,60
Марганца (2)Mn(OH)25,00 · 10-4 (2)3,30
Меди (2)Cu(OH)23,40 · 10-7 (2)6,47
НатрияNaOH5,90-0,77
НикеляNi(OH)22,50 · 10-5 (2)4,60
СвинцаPb(OH)29,60 · 10-4 (1)3,02
СтронцияSr(OH)21,50 · 10-1 (2)0,82
Хрома (3)Cr(OH)31,02 · 10-10 (3)9,90
ЦинкаZn(OH)24,00 · 10-5 (2)4,40

Константы диссоциации неорганических кислот (таблица)

КислотаФормула веществаКонстанта диссоциации, КарКа
АзотистаяHNO24,00 · 10-43,4
АзотистоводороднаяHN32,60 · 10-5
АзотнаяHNO34,36 · 10-1,64
Алюминиевая (мета)HAlO24,00 · 10-1312,4
Борная (мета)HBO27,50 · 10-109,12
Борная (орто)H3BO35,80 · 10-10(1)9,24
1,80 · 10-13(2)12,74
1,60 · 10-14(3)13,80
Борная (тетра)H2B4O7~10-4(1)~4
~10-9(2)~9
БромоводороднаяHBr1,00 · 109-9
БромноватаяHBrO32,00 · 10-10,7
БромноватистаяHBrO2,06 · 10-98,7
ВодаН2О1,8 · 10-16
Водорода пероксидH2O22,63 · 10-12(1)11,58
ГаллиеваяH3GaO35,00 · 10-11(2)10,3
2,00 · 10-12(3)11,7
ГерманиеваяH2GeO31,70 · 10-9(1)8,77
ИодоводороднаяHI1,00 · Ю11-11
Иодная (мета)HIO42,30 · 10-21,64
Иодная (орто)H5IO63,09 · 10-2(1)1,51
7,08 · 10-9(2)8.15
2,50 · 10-13(3)12,60
ИодноватаяHIO31,70 · 10-10,77
Кремневая (мета)H2SiO32,20 · 10-10(1)9,66
Кремневая (орто)H4SiO42,00 · 10-10(1)9,7
2,00 · 10-12(2)11,7
1,00 · 10-12(3)12,0
1,00 · 10-12(4)12,0
МарганцоваяHMnO42,00 · 102-2,3
МолибденоваяH2MoO41,00 · 10-6(2)6,0
Мышьяковая (орто)H3ASO45,89 · 10-3(1)2,22
1,05 · 10-7(2)6,98
3,89 · 10-12(3)11,41
Мышьяковистая (мета)HASO26,00 · 10-109,2
Мышьяковистая (орто)H3ASO36,00 · 10-10(1)9,2
1,70 · 10-14(2)13,77
ОловянистаяH2SnO26,00 · 10-1817,2
ОловяннаяH2SnO34,00 · 10-109,4
РоданистоводороднаяHCNS1,40 · 10-1
СвинцовистаяH2PbO22,00 · 10-1615,7
СеленистаяH2SeO33,50 · 10-3(1)2,46
5,00 · 10-8(2)7,3
СеленоваяH2SeO41,00 · 103(1)-3
1,20 · 10-2(2)1,9
СеленоводороднаяH2Se1,70 · 10-4(1)3,77
1,00 · 10-11(2)11,0
СернаяH2SO41,00 · 103(1)-3
1,20 · 10-2(2)1,9
СернистаяH2SO31,58 · 10-2(1)1,8
6,31 · 10-8(2)7,2
СероводороднаяH2S6,00 · 10-8(1)7,2
1,00 · 10-14(2)14
Сурьмяная(орто)H3SbO44,00 · 10-54,4
Сурьмянистая (мета)HSbO21,00 · 10-1111
ТеллуристаяH2TeO33,00 · 10-3(1)2,5
2,00 · 10-8(2)7,7
ТеллуроваяH2TeO42,29 · 10-8(1)7,64
6,46 · 10-12(2)11,19
ТеллуроводороднаяH2Te1,00 · 10-33,0
ТиосернаяH2S2O32,20 · 10-1(1)0,66
2,80 · 10-2(2)1,56
УгольнаяH2CO34,45 · 10-7(1)6,35
4,69 · 10-11(2)10,33
Фосфористая (орто)H3PO31,60 · 10-3(1)1,8
6,30 · 10-7(2)6,2
Фосфорная (орто)H3PO47,52 · 10-3(1)2,12
6,31 · 10-8(2)7,20
1,26 · 10-12(3)11,9
Фосфорная (пиро)H4P2O71,40 · 10-1(1)0,85
1,10 · 10-2(2)1,95
2,10 · 10-7(3)6,68
ФтороводороднаяHF6,61 · 10-43,18
ХлороводороднаяHCl1 · 107-7
ХлорноватистаяHClO5,01 · 10-87,3
ХромоваяH2CrO41 · 10 (1)-1
3,16 · 10-76,5
ЦиановодороднаяHCN7,90 · 10-109,1

_______________

Источник информации: Справочные таблицы по общей и неорганической химии / Учебное пособие. Новосибирск, 2008

Источник: http://infotables.ru/khimiya/277-konstanty-dissotsiatsii-kislot-i-osnovanij-neorganicheskikh-tablitsa

Константы диссоциации

Константа диссоциации

Закон действующих масс может быть применен к водным растворам кислот. Например, в водном растворе уксусной кислоты устанавливается следующее равновесие:

Константа этого равновесия определяется выражением

Величина Ка называется константой диссоциации кислоты. Ее размерность такая же, как размерность концентрации: моль/дм3. Константу диссоциации кислоты можно также выразить с помощью закона разбавления Оствальда:

где с-исходная концентрация кислоты, а а-степень диссоциации кислоты. Эту степень диссоциации можно установить, определяя молярные электропроводности раствора с заданной концентрацией, а также бесконечно разбавленного раствора (подробнее об этом см. в гл. 10).

Константа диссоциации кислоты является мерой силы этой кислоты. Для таких кислот, как соляная кислота, которая практически полностью диссоциирована в водном растворе, константа диссоциации имеет очень большую величину.

И наоборот, для слабых кислот константа диссоциации K3 имеет чрезвычайно малые значения.

Поэтому для сопоставления относительной силы кислот удобнее пользоваться вместо их констант диссоциации величинами рKа, которые определяются следующим выра-

жением:

Для большинства известных кислот величина рКa принимает значения в интервале от 1 до 14. Сильные кислоты имеют низкие значения рКа, а слабые кислоты-высокие значения. В табл. 8.1 указаны значения Кл и рКл для некоторых кислот. Многопротонные кислоты, как, например, H2SO4 и H3PO4, характеризуются несколькими константами диссоциации.

Сильные основания характеризуются низкими значениями рКь, а слабые основания-высокими значениями. Значения Кь и рКь для некоторых оснований приведены в табл. 8.1.

ActionTeaser.ru – тизерная реклама

Основным оборудованием лаборатории является рабочий стол, на котором проводится вся экспериментальная работа.

В каждой лаборатории должна быть хорошая вентиляция. Обязателен вытяжной шкаф, в котором проводят все работы с использованием дурно пахнущих или ядовитых соединений, а также сжигание в тиглях органических веществ.

В специальном вытяжном шкафу, в котором не проводят работ, связанных с нагреванием, хранят легколетучие, вредные или дурно пахнущие вещества (жидкий бром, концентрированные азотную и соляную кислоты и т. п.

), а также легковоспламеняющиеся вещества (сероуглерод, эфир, бензол и др.).

В лаборатории необходимы водопровод, канализация, проводка технического тока, газа и водонагрева-тельные приборы. Желательно также иметь подводку сжатого воздуха, вакуум-линию, подводку горячей воды и пара.

Если пет специальной подводки, для получения горячей воды применяют водонагреватели различных систем.

При помощи этих аппаратов, обогреваемых электричеством или газом, можно быстро получить струю горячей воды с температурой почти 100° С.

Лаборатория должна иметь установки для дистилляции (или деминерализации) воды, так как без дистиллированной или деминерализованной воды в лаборатории работать нельзя. В тех случаях, когда получение дистиллированной воды затруднено или невозможно, пользуются продажной дистиллированной водой

Около рабочих столов и водопроводных раковин обязательно должны быть глиняные банки емкостью 10-— 15 л для сливания ненужных растворов, реактивов и т. д., а также корзины для битого стекла, бумаги и прочего сухого мусора.

Кроме рабочих столов, в лаборатории должны быть письменный стол, где хранятся все тетради и записи, и, при необходимости, титровальный стол. Около рабочих столов должны быть высокие табуреты или стулья.

Аналитические весы и приборы, требующие стационарной установки (электрометрические, оптические и др.), помещают в отдельном, связанном с лабораторией помещении, причем для аналитических весов должна быть выделена специальная весовая комната. Желательно, чтобы весовая была расположена окнами на север. Это важно потому, что на весы не должен попадать солнечный свет («Весы и взвешивание»).

В лаборатории нужно иметь также самые необходимые справочные книги, пособия и учебники, так как нередко во время работы возникает необходимость в тон или иной справке.

К оглавлению

см. также

ActionTeaser.ru – тизерная реклама

Page 3

Применяемая в лабораториях химическая посуда может быть разделена на ряд групп. По назначению посуду можно разделить на посуду общего назначения, специального назначения и мерную. По материалу — на посуду из простого стекла, специального стекла, из кварца.

К группе. общего назначения относятся те предметы, которые всегда должны быть в лабораторий и без которых нельзя провести большинство работ. Такими являются: пробирки, воронки простые и делительные, стаканы, плоскодонные колбы, кристаллизаторы, конические колбы (Эрленмейера), колбы Бунзена, холодильники, реторты, колбы для дистиллированной воды, тройники, краны.

К группе специального назначения относятся те предметы, которые употребляются для одной какой-либо цели, например: аппарат Киппа, аппарат Сок-слета, прибор Кьельдаля, дефлегматоры, склянки Вуль-фа, склянки Тищенко, пикнометры, ареометры, склянки Дрекселя, кали-аппараты, прибор для определения двуокиси углерода, круглодонные колбы, специальные холодильники, прибор для определения молекулярного веса, приборы для определения температуры плавления и кипения и др.

К мерной посуде относятся: мерные цилиндры и мензурки, пипетки, бюретки и мерные колбы.

Для начала предлагаем посмотреть следующий видеоролик, где кратко и доступно рассмотрены основные виды химической посуды.

см. также:

Посуда общего назначения

Пробирки (рис. 18) представляют собой узкие цилиндрической формы сосуды с закругленным дном; они бывают различной величины и диаметра и из различного стекла. Обычные” лабораторные пробирки изготовляют из легкоплавкого стекла, но для особых работ, когда требуется нагревание до высоких температур, пробирки изготовляют из тугоплавкого стекла или кварца.

Кроме обычных, простых пробирок, применяют также градуированные и центрифужные конические пробирки.

Для хранения пробирок, находящихся в работе, служат специальные деревянные, пластмассовые или металлические штативы (рис. 19).

Рис. 18. Простая и градуированная пробирки

Рис. 20. Внесение в пробирку бирки порошкообразных веществ.

Пробирки применяют для проведения главным образом аналитических или микрохимических работ. При проведении реакций в пробирке реактивы не следует применять в слишком большом количестве. Совершенно недопустимо, чтобы пробирка была наполнена до краев.

Реакцию проводят с небольшими количествами веществ; достаточно бывает 1/4 или даже 1/8 емкости пробирки. Иногда в пробирку нужно ввести твердое вещество (порошки, кристаллы и т. п.

), для этого полоску бумаги шириной чуть меньше диаметра пробирки складывают вдвое по длине и в полученный совочек насыпают нужное количество твердого вещества. Пробирку держат в левой руке, наклонив ее горизонтально, и вводят в нее совочек почти до дна (рис. 20).

Затем пробирку ставят вертикаль» но и слегка ударяют по ней. Когда все твердое вещество высыпется, бумажный совочек вынимают.

Для перемешивания налитых реактивов пробирку держат большим и указательным пальцами левой руки за верхний конец и поддерживают ее средним пальцем, а указательным пальцем правой руки ударяют косым ударом по низу пробирки. Этого достаточно, чтобы содержимое ее было хорошо перемешано.

Совершенно недопустимо закрывать пробирку пальцем и встряхивать ее в таком виде; при этом можно не только ввести что-либо постороннее в жидкость, находящуюся в пробирке, но иногда и повредить кожу пальца, получить ожог и пр.

Если Пробирка наполнена жидкостью больше чем на половину, содержимое перемешивают стеклянной палочкой.

Если пробирку нужно нагреть, ее следует зажать в держателе.

При неумелом и сильном нагревании пробирки жидкость быстро вскипает и выплескивается из нее, поэтому нагревать нужно осторожно-Когда начнут появляться пузырьки, пробирку следует отставить и, держа ее не в пламени горелки, а около него или над ним, продолжать нагревание горячим воздухом. При нагревании открытый конец пробирки должен быть обращен в сторону от работающего и от соседей по столу.

Когда не требуется сильного нагрева, пробирку с нагреваемой жидкостью лучше опустить в горячую воду. Если работают с маленькими пробирками (для полумикроанализа), то нагревают их только в горячей воде, налитой в стеклянный стакан соответствующего размера (емкостью не больше 100 мл).

Воронки служат для переливания – жидкостей, для фильтрования и т. д. Химические воронки выпускают различных размеров, верхний диаметр их составляет 35, 55, 70, 100, 150, 200, 250 и 300 мм.

Обычные воронки имеют ровную внутреннюю стенку, но для ускоренного фильтрования иногда применяют воронки с ребристой внутренней поверхностью.

Воронки для фильтрования всегда имеют угол 60° и срезанный длинный конец.

При работе воронки устанавливают или в специальном штативе, или в кольце на обычном лабораторном штативе (рис. 21).

Для фильтрования в стакан полезно сделать простой держатель для воронки (рис.22).Для этого из листового алюминия толщиной около 2 мм вырезают полоску длиной 70—80 лш и шириной 20 мм.

На одном из концов полоски просверливают отверстие диаметром 12—13 мм и полоску сгибают так, как показано на рис. 22, а. Как укрепить воронку на стакане, показано на рис. 22, б.

При переливании жидкости в бутыль или колбу не следует наполнять воронку до краев.

Если воронка плотно прилегает к горлу сосуда, в который переливают жидкость, то переливание затрудняется, так как внутри сосуда создается повышенное давление. Поэтому воронку время от времени нужно приподнимать.

Еще лучше сделать между воронкой и горлом сосуда щель, вложив между ними, например, кусочек бумаги. При этом нужно следить, чтобы прокладка не попала в сосуд. Целесообразнее применять проволочный треугольник, который можно сделать самому.

Этот треугольник помещают на горло сосуда и затем вставляют воронку.

Существуют специальные резиновые или пластмассовые насадки на горлышко посуды, которые обеспечивают сообщение внутренней части колбы с наружной атмосферой (рис. 23).

Рис. 21. Укрепление стекляниой химической воронки

Рис. 22. Приспособление для крепле- ния воронки на стакане, в штативе.

Для аналитических работ при фильтровании лучше пользоваться аналитическими воронками (рис. 24). Особенность этих воронок заключается в том, что они имеют удлиненный срезанный конец, внутренний диаметр которого в верхней части меньше, чем в нижней части; такая конструкция ускоряет фильтрование.

Кроме того, бывают аналитические воронки с ребристой внутренней поверхностью, поддерживающей фильтр, и с шарообразным расширением в месте перехода воронки в трубку. Воронки такой конструкции ускоряют процесс фильтрования почти в три раза по сравнению с обычными воронками.

Рис. 23. Насадки на горла бутылей. Рис. 24. Аналитическая воронка.

Делительные воронки (рис. 25) применяют для разделения несмешивающихся жидкостей (например, воды и масла). Они имеют или цилиндрическую, или грушевидную форму и в большинстве случаев снабжены притертой стеклянной пробкой.

В верхней части отводной трубки находится стеклянный притертый кран. Емкость делительных воронок различна (от 50 мл и до нескольких литров), в зависимости от емкости меняется и толщина стенок.

Чем меньше емкость воронки, тем тоньше ее стенки, и наоборот.

При работе делительные воронки в зависимости от емкости и формы укрепляют по-разному. Цилиндрическую воронку небольшой емкости можно укрепить просто в лапке. Большие же воронки помещают между двумя кольцами.

Нижняя часть цилиндрической воронки должна опираться на кольцо, диаметр которого немного меньше диаметра воронки, верхнее кольцо имеет диаметр несколько больший.

Если воронка при этом качается, между кольцом и воронкой следует положить пластинку из пробки.

Грушевидную делительную воронку укрепляют на кольце, горлышко ее зажимают лапкой. Всегда прежде закрепляют воронку, а уже потом наливают в нее подлежащие разделению жидкости.

Капельные воронки (рис. 26) отличаются от делительных тем, что они более легкие, тонкостенные и

Рис. 25. Делительные воронки. рис. 26. Капельные воронки.

B большинстве случаев с длинным концом. Эти воронки врименяют при многих работах, когда вещество добавляют в реакционную массу небольшими порциями или по каплям. Поэтому они обычно составляют часть прибора. Воронки укрепляют в горле колбы на шлифе или при помощи корковой либо резиновой пробки.

Перед работой с делительной или капельной воронкой шлиф стеклянного крана нужно осторожно смазать вазелином или специальной смазкой.

Это дает возможность открывать кран легко и без усилий, что очень важно, так как если кран открывается туго, то можно при открывании сломать его или повредить весь прибор.

Смазку нужно наносить очень тонким слоем так, чтобы при поворачиваиии крана она не попадала в трубку воронки или внутрь отверстия крана.

Для более равномерного стекания капель жидкости из капельной воронки и для наблюдения за скоростью подачи жидкости применяют капельные воронки с насадкой (рис. 27). У таких воронок сразу после крана находится расширенная часть, переходящая в трубку. Жидкость через кран поступает в это расширение по короткой трубке и затем в трубку воронки.

Рис. 27. Kaпельная воронка с насадкой

Рис. 28. Химические  стаканы.

Рис. 29. Плоскопельная воронка с насадкой 

СТЕКЛЯННАЯ ПОСУДА 1 2 3

К оглавлению

см. также

ActionTeaser.ru – тизерная реклама

Источник: http://www.himikatus.ru/art/ch-act/0376.php

Поделиться:
Нет комментариев

    Добавить комментарий

    Ваш e-mail не будет опубликован. Все поля обязательны для заполнения.

    ×
    Рекомендуем посмотреть