Константы диссоциации кислот и оснований в водных растворах

Вещество	Константа диссоциации
	КI	КII	КIII
HF	6,6 ∙ 10-4		
HNO2	4,0 ∙ 10-4		
H2S	1,1 ∙ 10-7	1,0 ∙ 10-14	
H2SO3	1,6 ∙ 10-2	6,3 ∙ 10-8	
H2CO3	4,5 ∙ 10-7	4,8 ∙ 10-11	
H2SiO3	1,3 ∙ 10-10	2,0 ∙ 10-12	
H3PO4	7,5 ∙ 10-3	6,3 ∙ 10-8	1,3 ∙ 10-12
NH4OH	1,8 ∙ 10-5		
Cu(OH)2		3,4 ∙ 10-7	
Окончание табл.2
Fe(OH)2		1,3 ∙ 10-4	
Fe(OH)3		1,8 ∙ 10-11	1,4  10-12
Zn(OH)2	4,4 ∙ 10-5	1,5 ∙ 10-9	
Mg(OH)2		2,5 ∙ 10-3		
Pb(OH)2	9,6 ∙ 10-4	3,0 ∙ 10-8		
Mn(OH)2		5,0 · 10-4		
Al(OH)3				1,38 ∙ 10‾9

Таблица 3

Таблица растворимости солей, кислот и оснований в воде

Катион

H+

K+, Na+

NH4+

Mg2+

Ca2+

Cu2+

Zn2+

Mn2+

Fe2+

Fe3+

AI3+

Ва2+

Анион

OH-

Р

Р

Н

М

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Р

CI-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

NO3-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

S2-

Р

Р

Р

─

─

Н

Н

Н

Н

Н

─

─

SO32-

Р

Р

Р

М

М

─

М

Н

М

─

─

Н

SO42-

Р

Р

Р

Р

М

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

CO32-

Р

Р

Р

М

Н

Н

Н

─

Н

─

─

Н

HCO3-

Р

Р

Р

Р

Р

─

─

─

Р

Р

Р

Р

SiO32-

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Н

─

Н

Н

Н

Н

РО43─

Р

Р

─

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Р ─ растворимое вещество, М ─ малорастворимое, Н ─ нерастворимое, «─» ─ разлагается водой

H₂SO₄  серная кислота, является кислотой сильной (=1), диссоциирует необратимо и в одну ступень с образованием двух ионов водорода и одного иона кислотного остатка: H₂SO₄  2Н⁺ + SO₄^2.

H₂SO₃  сернистая кислота, относится к слабым электролитам (табл.1, табл. 2), поэтому степень её диссоциации <<1. Это двухосновная кислота (содержит два атома водорода в молекуле), поэтому диссоциирует обратимо в две ступени, каждая из которых характеризуется константой диссоциации.

Первая ступень диссоциации сернистой кислоты ─ Н₂SО₃:

I. Н₂SО₃ ↔ Н⁺ + НSО₃^─ ; К^I Н₂SО₃ .

Вторая ступень диссоциации Н₂SО₃:

II. НSО₃^─ ↔ Н⁺ + SО₃^2─; K^II Н₂SО₃ = .

Ba(OH)₂ и Mn(OH)₂ относятся к классу гидроксидов, являются основаниями, которые при растворении в воде под действием полярных молекул растворителя диссоциируют на ионы ОН^ и ионы основного остатка. Формулы средних основных остатков приведены в верхней строке таблицы растворимости (табл. 3).

Ba(OH)₂  гидроксид бария, является сильным основанием (=1), диссоциирует необратимо и в одну ступень с образованием двух ионов ОН^ и одного иона основного остатка: Ba(OH)₂ → Ва²⁺ + 2ОН^.

Mn(OH)₂  гидроксид марганца (II), относится к слабым электролитам (табл. 1, 2), степень его диссоциации <<1. Это основание двухкислотное (содержит две гидроксильных группы ОН в молекуле), поэтому диссоциирует обратимо в две ступени, каждая из которых характеризуется константой диссоциации.

Первая ступень диссоциации гидроксида марганца (II) :

I. Mn(OH)₂ ↔ MnOH⁺ + ОН^─; К^I Mn(OH)₂ = .

Вторая ступень диссоциации Mn(OH)₂ :

II. MnOH⁺ ↔ Mn²⁺+ ОН^─ ; K^II Mn(OH)₂ =

Na₂SO₃, NaHSO₃, MnCl₂, (MnOH)Cl относятся к классу солей, являются сильными электролитами, имеют степень диссоциации, равную единице. Соли диссоциируют необратимо и в одну ступень на основные и кислотные остатки (табл. 2).

Уравнения диссоциации:

сульфита натрия: Na₂SO₃  2Na⁺ + SO₃^2;

гидросульфита натрия: NaHSO₃  Na⁺ + HSO₃^;

хлорида марганца: MnCl₂  Mn²⁺ + 2Cl^;

гидроксохлорида марганца: (MnOH)Cl  MnOH⁺ + Cl^.

Задание 2. Напишите молекулярные, полные и сокращённые ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между:

а) нитратом цинка и сульфидом натрия;

б) хлоридом аммония и гидроксидом калия;

в) карбонатом натрия и азотной кислотой.

Укажите причину протекания реакции двойного обмена между растворами электролитов.