У яких випадках константа дисоціації не має сенсу?

Хімічні речовини являють собою набір атомів, які пов`язані один з одним за певним законом, точніше кожне з них є системою, що складається з ядер і електронів. Якщо система складається з одного типу атомів, то її можна назвати одноядерної, якщо з атомів різного типу, то неодноядерной. Ці системи електронейтральні. В результаті зовнішньої дії (температури, світла, радіаційного випромінювання або молекул полярного розчинника з дипольної поляризацією) відбувається розпад хімічних речовин. Катіони й аніони, на які під дією молекул полярного розчинника (води) розпадаються молекули речовини (електроліту), електронейтральність вже не є. Будь-які системи прагнуть до рівноваги. На прикладі слабких електролітів видно, що реакції дисоціації оборотні. Для сильних електролітів це твердження не підходить, так як всі молекули практично розпадаються на іони. Схильність системи до рівноваги описується рівнянням електролітичноїдисоціації КхАу harr- х•К + + у•А- і показує константа дисоціації Кд = [К +] х • [А-] у / [КхАу].

З наведеного рівняння видно: чим більше недіссоціірованних молекул, тим менше константа дисоціації і навпаки. Однак це не поширюється на сильні електроліти, так як встановлено, що зі збільшенням їх концентрації Кд не збільшується, а падає. Це пояснюється не зниженням числа розпалися молекул, а збільшенням між різнойменно зарядженими частинками сил взаємного тяжіння через скорочення відстані між ними в зв`язку з підвищенням концентрації розчину. Тому здатність сильних електролітів розпадатися на іони оцінюється таким показником як удавана ступінь дисоціації, а Кд не застосовують, так як вона позбавлена сенсу. До розчинів слабких електролітів не має сенсу застосовувати і ступінь дисоціації, тому що з пониженням концентрації ставлення продіссоціірованних молекул до загального числа до розпаду підвищується, але при цьому не характеризує силу електроліту. Їх здатність диссоциировать на іони показує константа дисоціації, так як вона залежить тільки від температури розчину і природи розчинника, тобто Кд є величиною постійною для конкретної речовини КхАу.

Звичайна вода (з природних природних джерел або та, що тече з крана) не є чистою. Найчистіша ж вода містить іони гідроксонію [H3O + 1] і гідроксид-іони [OH-1]. Вони утворені з двох молекул води: H2O + H2O harr- H3O + 1 + OH-1. Це трапляється рідко, так як вода практично не розпадається на іони, будучи слабким електролітом. У стані рівноваги концентрації гідроксид-іонів та іонів гідроксонію рівні: [H3O + 1] = [OH-1]. Процес є оборотним. Вода зазвичай існує у вигляді суміші молекул, гідроксид-іонів та іонів гідроксонію, де переважають молекул води і присутні лише сліди іонів. Константа дисоціації води виражається за допомогою рівняння: Кд = [H3O + 1] • [OH-1] / [H2O] • [H2O].

Дисоціація кислоти в розчині означає розпад на протони Н+ і кислотний залишок. Дисоціація багатоосновних кислот протікає в декілька стадій (де відщеплюється тільки один катіон водню), кожна стадія характеризується своїм значенням константи Кд. На першій стадії водневий іон отщепляется легше, ніж на наступних стадіях, тому константа від стадії до стадії знижується. Константа дисоціації кислот Кд є показником сили кислоти: сильні кислоти мають більш високе значення Кд і навпаки. При досягненні рівноваги процесу швидкість розпаду і швидкість утворення молекул рівні. Для сильних кислот можна застосовувати (тільки з урахуванням сил межіонного взаємодії в розчинах сильних електролітів) закони хімічної рівноваги для розрахунку Кд при температурі 25оС. Для соляної кислоти (HCl) Кд = 10000000, бромоводородной (HBr) Кд = 1000000000, йодоводородной (HJ) Кд = 100 млрд, сірчаної (H2SO4) Кд = 1000, азотної (HNO3) Кд = 43,6, оцтової (CH3COOH) Кд = 0,00002, синильної (HCN) Кд = +0,0000000008. Знаючи властивості кислот і порівнюючи з наведеними значеннями Кд, можна стверджувати, що константа дисоціації тим вище, чим сильніше кислота.