В каких случаях константа диссоциации не имеет смысла?

Химические вещества представляют собой набор атомов, которые связаны друг с другом по определенному закону, точнее каждое из них является системой, состоящей из ядер и электронов. Если система состоит из одного типа атомов, то ее можно назвать одноядерной, если из атомов различного типа, то неодноядерной. Эти системы электронейтральны. В результате внешнего воздействия (температуры, света, радиационного излучения или молекул полярного растворителя с дипольной поляризацией) происходит распад химических веществ. Катионы и анионы, на которые под действием молекул полярного растворителя (воды) распадаются молекулы вещества (электролита), электронейтральными уже не являются. Любые системы стремятся к равновесию. На примере слабых электролитов видно, что реакции диссоциации обратимы. Для сильных электролитов это утверждение не подходит, так как все молекулы практически распадаются на ионы. Склонность системы к равновесию описывается уравнением электролитической диссоциации КхАу ↔ х•К+ + у•А− и показывает константа диссоциации Кд = [К+]х • [ А−]у / [ КхАу].

Из приведенного уравнения видно: чем больше недиссоциированных молекул, тем меньше константа диссоциации и наоборот. Однако это не распространяется на сильные электролиты, так как установлено, что с увеличением их концентрации Кд не возрастает, а падает. Это объясняется не снижением числа распавшихся молекул, а увеличением между разноименно заряженными частицами сил взаимного притяжения из-за сокращения расстояния между ними в связи с повышением концентрации раствора. Поэтому способность сильных электролитов распадаться на ионы оценивается таким показателем как кажущаяся степень диссоциации, а Кд не применяют, так как она лишена смысла. К растворам слабых электролитов не имеет смысла применять и степень диссоциации, потому что с понижением концентрации отношение продиссоциированных молекул к общему числу до распада повышается, но при этом не характеризует силу электролита. Их способность диссоциировать на ионы показывает константа диссоциации, так как она зависит только от температуры раствора и природы растворителя, то есть Кд является величиной постоянной для конкретного вещества КхАу.

Обычная вода (из естественных природных источников или та, что течет из крана) не является чистой. Чистейшая же вода содержит ионы гидроксония [H3O+1] и гидроксид-ионы [OH-1]. Они образованы из двух молекул воды: H2O + H2O ↔ H3O+1 + OH-1. Это случается редко, так как вода практически не распадается на ионы, являясь слабым электролитом. В состоянии равновесия концентрации гидроксид-ионов и ионов гидроксония равны: [H3O+1] = [OH-1]. Процесс является обратимым. Вода обычно существует в виде смеси молекул, гидроксид-ионов и ионов гидроксония, где преобладают молекул воды и присутствуют лишь следы ионов. Константа диссоциации воды выражается при помощи уравнения: Кд = [H3O+1] • [OH-1] / [H2O] • [H2O].

Диссоциация кислоты в растворе означает распад на протоны Н+ и кислотный остаток. Диссоциация многоосновных кислот протекает в несколько стадий (где отщепляется только один катион водорода), каждая стадия характеризуется своим значением константы Кд. На первой стадии водородный ион отщепляется легче, чем на последующих стадиях, поэтому константа от стадии к стадии понижается. Константа диссоциации кислот Кд является показателем силы кислоты: сильные кислоты имеют более высокое значение Кд и наоборот. При достижении равновесия процесса скорость распада и скорость образования молекул равны. Для сильных кислот можно применять (только с учетом сил межионного взаимодействия в растворах сильных электролитов) законы химического равновесия для расчета Кд при температуре 25оС. Для соляной кислоты (HCl) Кд = 10000000, бромоводородной (HBr) Кд = 1000000000, йодоводородной (HJ) Кд = 100000000000, серной (H2SO4) Кд = 1000, азотной (HNO3) Кд = 43,6, уксусной (CH3COOH) Кд = 0,00002, циановодородной (HCN) Кд = 0,0000000008. Зная свойства кислот и сравнивая с приведенными значениями Кд, можно утверждать, что константа диссоциации тем выше, чем сильнее кислота.