Нам дали выражение, где константа зависит от концентраций. Но когда мы повышаем объем, то есть разбавляем раствор. Концентрация же уменьшается. Почему Константа диссоциаций увеличивается при понижений концентраций?
1 лайк
Константа не зависит ни от чего, на то ее и зовут константой. Ты говоришь про степень диссоциации
Верно, общая концентрация уменьшается
А ты попробуй найти степень диссоциации 0.1М, затем 0.01М, затем 0.001М растворов уксусной кислоты. Автопротолизом воды можешь пренебречь
Да, верно
Кажется, ты так подумал из-за выражения
K = \alpha^{2}C
Однако, стоит отметить, что при варьировании концентрации C, варьируется и степень диссоциации \alpha так, что произведение \alpha^{2}C остается постоянным.
А так, то, что ты использовал, можно применить к примеру, в кинетике:
r = kC
Вот здесь уже скорость зависит от концентрации, потому что здесь у нас k не зависит от концентрации.
А так же Константа диссоциаций как я понял, тоже самое и K_a K_b. Это так?
Давай определимся с терминами.
Любое основание или кислота реагирует в водном растворе с водой:
\ce{HA + H2O = A^- + H3O^+}
\ce{B + H2O = BH^+ + OH^-}
То есть происходит гидролиз. Поэтому соответствующие константы называют константами гидролиза. Константа гидролиза уксусной кислоты это K=\frac{[H_{3}O^{+}][A^{-}]}{[HA]} , константа гидролиза аммиака K=\frac{[NH_{4}^{+}][OH^{-}]}{[NH_{3}]}
Однако, обычно, для удобства, пишут не реакции гидролиза, а диссоциацию:
\ce{HA = H+ + A-} \Rightarrow K_a = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]}
и берут, что \pu{[H_{3}O^{+}]=[H^{+}]}. Для гидроксидов будет выглядеть так
\ce{AOH = A+ + OH-} \Rightarrow K_b = \frac{[OH^-][A^+]}{[AOH]}
Аммиак, конечно, не может диссоциировать, но его можно представить в виде NH4OH
5 лайков
В таком случае мы можем сделать вывод о том, что K_b = K_h(константа гидролиза)
Если мы можем найти константу гидролиза с помощью выражения:
\frac{K_w}{K_a}
UPD: остались вопросы по теме?
Это правильно только для оснований. Для кислот K_{a}=K_{h}
Вот у нас кислота HA, и вот реакции и константы гидролиза и диссоциации:
\ce{HA = H+ + A- , K_{diss} = \frac{[H^+][A-]}{[HA]}}
\ce{HA + H2O = A- + H3O+ , K_h = \frac{[H3O+][A-]}{[HA]}}
[H^+]=[H_3O^+], и выходит, что константа диссоциации кислоты это и есть ее константа гидролиза, и это то же самое, что константа кислотности(Ka), т.к. в ходе реакций образуется \pu{[H^+]}
Теперь взглянем на основание, аммиак.
\ce{NH4OH = NH4+ + OH- , K_{diss} = \frac{[NH4+][OH-]}{[NH4OH]}}
\ce{NH3 + H2O = NH4+ + OH- , K_h = \frac{[NH4+][OH-]}{[NH3]}}
\ce{[NH4OH] = [NH3] , K_{diss} = K_{h} = K_b} . Тут это константы основности, т.к. в ходе реакций образуется [OH^-]
5 лайков
Ну на счет равновесий нет. Но не могу понять свойство буферного раствора. Написано то, что если в буферный раствор добавить сильную кислоту, или сильное основание, раствор не изменится. Если уменьшится, то в маленьком количестве(мы можем пренебречь)
Разберем пример:
Есть кислота HA и соль NaA
Запишем реакция диссоциаций:
HA \longleftrightarrow H^+ + A^-
NaA \longleftrightarrow H^+ + A^-
Если добавить щелочь к этому раствору, то с кем она будет реагировать?
Я думаю, что будет реагировать и с солью, и с кислотой. Тогда у нас какое-то количество кислоты и соли израсходуется. Как по мне тогда [H^+] и [A^-] должны израсходоваться к образованию [HA] и [NaA](для установление равновесий). Тогда у нас достаточно многое количество пойдет на реакцию с щелочью, кислоты или соли не закончится. Возможно я как то неправильно понимаю. Но пока думаю так.
Отлично
Предлагаю создать новую тему, ведь это к самому начальному вопросу отношения не имеет
1 лайк