Как найти константу основания

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Степень диссоциации

Классификация электролитов

Диссоциация электролитов

Константа диссоциации

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Степень диссоциации

Вещества, которые в растворах или расплавах полностью или частично распадаются на ионы, называются электролитами.

Степень диссоциации α — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N′ к общему числу растворенных молекул N:

α = N′/N

Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если α =0, то диссоциация отсутствует и вещество не является электролитом. В случае если α =1, то электролит полностью распадается на ионы.

Классификация электролитов

Согласно современным представлениям теории растворов все электролиты делятся на два класса: ассоциированные (слабые) и неассоциированные (сильные). Неассоциированные электролиты в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Для этого класса электролитов a близко к единице (к 100 %). Неассоциированными электролитами являются, например, HCl, NaOH, K₂SO₄ в разбавленных водных растворах.

Ассоциированные электролиты подразделяются на три типа:

• • 1. Слабые электролиты существуют в растворах как в виде ионов, так и в виде недиссоциированных молекул. Примерами ассоциированных электролитов этой группы являются, в частности, Н₂S, Н₂SO₃, СН₃СOОН в водных растворах.
    2. Ионные ассоциатыобразуются в растворах путем ассоциации простых ионов за счет электростатического взаимодействия. Ионные ассоциаты возникают в концентрированных растворах хорошо растворимых электролитов. В результате в растворе находятся как простые ионы, так и ионные ассоциаты. Например, в концентрированном водном растворе КCl образуются простые ионы К⁺, Cl^— , а также возможно образование ионных пар (К⁺Cl^— ), ионных тройников (K₂Cl⁺, KCl₂^— ) и ионных квадруполей (K₂Cl₂, KCl₃^2- , K₃Cl²⁺).
    3. Комплексные соединения(как ионные, так и молекулярные), внутренняя сфера которых ступенчато диссоциирует на ионные и (или) молекулярные частицы.
       Примеры комплексных ионов: [Cu(NH₃)₄]²⁺_, [Fe(CN)₆]³⁺_, [Cr(H₂O)₃Cl₂]⁺.

При таком подходе один и тот же электролит может относиться к различным типам в зависимости от концентрации раствора, вида растворителя и температуры. Подтверждением этому являются данные, приведенные в таблице.

Таблица. Характеристика растворов KI в различных растворителях

Концентрация электролита, С, моль/л	Температура t,оС	Растворитель	Тип электролита
0,01	25	Н2О	Неассоциированный (сильный)
5	25	Н2О	Ионный ассоциат
0,001	25	С6Н6	Ассоциированный (слабый)

Приближенно, для качественных рассуждений можно пользоваться устаревшим делением электролитов на сильные и слабые. Выделение группы электролитов “средней силы” не имеет смысла. Эти электролиты являются ассоциированными. К слабым электролитам обычно относят электролиты, степень диссоцииации которых мала α<<1.

Таким образом, к сильным электролитам относятся разбавленные водные растворы почти всех хорошо растворимых в воде солей, многие разбавленные водные растворы минеральных кислот (НСl, HBr, НNО₃, НСlO₄ и др.), разбавленные водные растворы гидроксидов щелочных металлов. К слабым электролитам принадлежат все органические кислоты в водных растворах, некоторые водные растворы неорганических кислот, например, H₂S, HCN, H₂CO₃, HNO₂, HСlO и др. К слабым электролитам относится и вода.

Диссоциация электролитов

Уравнение реакции диссоциации сильного электролита можно представить следующим образом. Между правой и левой частями уравнения реакции диссоциации сильного электролита ставится стрелка или знак равенства:

HCl → H⁺ + Cl^— 

Na₂SO₃ = 2Na⁺ + SO₃^2- 

Допускается также ставить знак обратимости, однако в этом случае указывается направление, в котором смещается равновесие диссоциации, или указывается, что α≈1. Например:

NaOH → Na⁺ + OH^— 

Диссоциация кислых и основных солей в разбавленных водных растворах протекает следующим образом:

NaHSO₃ → Na⁺ + HSO₃^— 

Анион кислой соли будет диссоциировать в незначительной степени, поскольку является ассоциированным электролитом:

HSO₃^—  → H⁺ + SO₃^2- 

Аналогичным образом происходит диссоциация основных солей:

Mg(OH)Cl → MgOH⁺ + Cl^— 

Катион основной соли подвергается дальнейшей диссоциации как слабый электролит:

MgOH⁺  → Mg²⁺ + OH^— 

Двойные соли в разбавленных водных растворах рассматриваются как неассоциированные электролиты:

KAl(SO₄)₂  → K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2- 

Комплексные соединения в разбавленных водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы:

K₃[Fe(CN)₆]  → 3K⁺ + [Fe(CN)₆]^3- 

В свою очередь, комплексный ион в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации:

[Fe(CN)₆]^3-  → Fe³⁺ + 6CN^— 

Константа диссоциации

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие:

КА  ↔ К⁺ + А^— 

которое количественно описывается величиной константы равновесия К_д, называемой константой диссоциации:

Kд = [К⁺] · [А^—] /[КА]                             (2)

Константа диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе слабого электролита. Например, в растворе азотистой кислоты HNO₂ ионов Н⁺ больше, чем в растворе синильной кислоты HCN, поскольку К(HNO₂) = 4,6·10^— 4, а К(HCN) = 4,9·10^— 10.

Для слабых I-I электролитов (HCN, HNO₂, CH₃COOH) величина константы диссоциации К_д связана со степенью диссоциации α  и концентрацией электролита c уравнением Оствальда:

К_д = (α^2·с)/(1-α)        (3)

Для практических расчетов при условии, что α<<1 используется приближенное уравнение:

К_д = α^2·с                (4)

Поскольку процесс диссоциации слабого электролита обратим, то к нему применим принцип Ле Шателье. В частности, добавление CH₃COONa к водному раствору CH₃COOH вызовет подавление собственной диссоциации уксусной кислоты и уменьшение концентрации протонов. Таким образом, добавление в раствор ассоциированного электролита веществ, содержащих одноименные ионы, уменьшает его степень диссоциации.

Следует отметить, что константа диссоциации слабого электролита связана с изменением энергии Гиббса в процессе диссоциации этого электролита соотношением:

ΔG_T⁰ = — RTlnK_д                    (5)

Уравнение (5) используется для расчета констант диссоциации слабых электролитов по термодинамическим данным.

Примеры решения задач

Задача 1. Определите концентрацию ионов калия и фосфат-ионов в 0,025 М растворе K₃PO₄.

Решение. K₃PO₄ – сильный электролит и в водном растворе диссоциирует полностью:

K₃PO₄ → 3К⁺ + РО₄^3- 

Следовательно, концентрации ионов К⁺ и РО₄^3- равны соответственно 0,075М и 0,025М.

Задача 2. Определите степень диссоциации α_д и концентрацию ионов ОН^— (моль/л) в 0,03 М растворе NH₃·H₂О при 298 К, если при указанной температуре К_д(NH₃·H₂О) = 1,76× 10^— 5.

Решение. Уравнение диссоциации электролита:

NH₃·H₂О → NH₄⁺ + OH^—

Концентрации ионов: [NH₄⁺] = αС ; [OH^—] = αС , где С – исходная концентрация NH₃·H₂О моль/л. Следовательно:

K_д = αС · αС /(1 — αС)

Поскольку α << 1, то:

К_д ≈ α ²С

Константа диссоциации зависит от температуры и от природы растворителя, но не зависит от концентрации растворов NH₃·H₂О. Закон разбавления Оствальда выражает зависимость α слабого электролита от концентрации.

α = √(К_д / С) = √(1,76× 10^— 5 / 0,03) = 0,024 или 2,4 %

[OH^—] = αС, откуда [OH^— ] = 2,4·10^— 2·0,03 = 7,2·10^-4 моль/л.

Задача 3. Определите константу диссоциации уксусной кислоты, если степень диссоциации CH₃CОOH в 0,002 М растворе равна 9,4 %.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты:

CH₃CОOH  → СН₃СОО^— + Н⁺.

α = [Н⁺] / С_исх(CH₃CОOH)

откуда [Н⁺] = 9,4·10—2·0,002 = 1,88·10^-4 М.

Так как [CH₃CОO^—] = [Н⁺] и [CH₃CОOH] ≈ С_исх(CH₃CОOH), то:

Kд = [Н⁺]²  / С_исх(CH₃CОOH) 

Константу диссоциации можно также найти по формуле: К_д ≈ α ²С.

Задача 4. Константа диссоциации HNO₂ при 298К равна 4,6× 10^— 4. Найдите концентрацию азотистой кислоты, при которой степень диссоциации HNO₂ равна 5 %.

Решение.

К_д =α ²С , откуда получаем С_исх(HNO₂) = 4,6·10^— 4/(5·10^— 2)² = 0,184 М.

Задача 5. На основе справочных данных рассчитайте константу диссоциации муравьиной кислоты при 298 К.

Решение. Уравнение диссоциации муравьиной кислоты

НСООН →Н⁺ + СООН^— 

В “Кратком справочнике физико–химических величин” под редакцией А.А. Равделя и А.М. Пономаревой приведены значения энергий Гиббса образований ионов в растворе, а также гипотетически недиссоциированных молекул. Значения энергий Гиббса для муравьиной кислоты и ионов Н⁺ и СООН^— в водном растворе приведены ниже:

Вещество, ион	НСООН	Н+	СООН—
ΔGT0, кДж/моль	— 373,0	0	— 351,5

Изменение энергии Гиббса процесса диссоциации равно:

ΔG_T⁰ = — 351,5- (- 373,0) = 21,5 кДж/моль.

Для расчета константы диссоциации используем уравнение (5). Из этого уравнения получаем:

lnK_д = — Δ G_T⁰/RT= — 21500/(8,31 298) = — 8,68

Откуда находим: K_д = 1,7× 10^— 4.

Задачи для самостоятельного решения

1. К сильным электролитам в разбавленных водных растворах относятся:

1. СН₃СOOH
2. Na₃PO₄
3. NaCN
4. NH₃
5. C₂H₅OH
6. HNO₂
7. HNO₃

13.2. К слабым электролитам в водных растворах относятся:

1. KAl(SO₄)₂
2. NaNO₃
3. HCN
4. NH₄Cl
5. C₂H₅OH
6. H₂SO₃
7. H₂SO₄

3. Определите концентрацию ионов NH₄⁺ в 0,03 М растворе (NH₄)₂Fe(SO₄)₂;

4. Определите концентрацию ионов водорода в 6 мас.% растворе H₂SO₄, плотность которого составляет 1,038 г/мл. Принять степень диссоциации кислоты по первой и второй ступеням равной 100 %.

5. Определите концентрацию гидроксид-ионов в 0,15 М растворе Ba(OH)₂.

6. Степень диссоциации муравьиной кислоты в 0,1 М растворе равна 4 %. Рассчитайте Концентрацию ионов водорода в этом растворе и константу диссоциации НСООН.

7. Степень диссоциации муравьиной кислоты в водном растворе увеличится при:

а) уменьшении концентрации HCOOH;

б) увеличении концентрации HCOOH;

в) добавлении в раствор муравьиной кислоты HCOONa;

г) добавлении в раствор муравьиной кислоты НCl.

8. Константа диссоциации хлорноватистой кислоты равна 5× 10^— 8. Определите концентрацию HClO, при которой степень диссоциации HClO равна 0,5 %, и концентрацию ионов Н⁺ в этом растворе.

9. Вычислите объем воды, который необходимо добавить к 50 мл 0,02 М раствора NH₃·H₂О, чтобы степень диссоциации NH₃·H₂О увеличилась в 10 раз, если К_д(NH₄OH) = 1,76·10^— 5.

10. Определите степень диссоциации азотистой кислоты в 0,25 М растворе при 298 К, если при указанной температуре К_д(HNO₂) = 4,6× 10^— 4.

1. Константа диссоциации

К_д
– константа диссоциации – это отношение
произведения концентрации диссоциированных
ионов к концентрации недиссоциированных
молекул электролита. Например,

КАK⁺+A^—

К_д
– показывает во сколько раз скорость
диссоциации больше скорости ассоциации.
Чем больше К_д,
тем сильнее электролит. К_д
зависит от природы электролита и
растворителя, температуры и не зависит
от концентрации раствора.

1. Взаимосвязь степени диссоциации и константы диссоциации

Напомним,
что
степень
диссоциации α — отношение числа молекул,
распавшихся на ионы, к общему числу
молекул, тогда для уравнения

КАK⁺+A^—

С∙
α – количество диссоциированных моль
электролита КА,

(С-(С∙
α)) — количество недиссоциированных
моль электролита КА.

Подставим
эти значения в формулу выражения К_д:

получим
.

Это
математическое выражение закона
разбавления В. Оствальда (1888 г). Выражение
можно упростить, если принять α→0.
Величиной α в знаменателе пренебрегают
и уравнение принимает вид:

≈ α²C,
или α ≈

Формулировка
закона разбавления В. Оствальда: «C
разбавлением раствора слабого электролита
степень диссоциации увеличивается».

1. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Согласно
протолитической теории Брэнстеда и
Лоури, вода не нейтральный растворитель.
Ее молекула может быть донором и
акцептором протонов, т.е. является
амфолитом. Явление, когда молекулы
одного и того же вещества одновременно
выступают в качестве кислоты и основания,
называются автопротолизом. Сокращенно
автопротолиз воды можно записать как
процесс ее диссоциации на ионы.

Н₂О
Н⁺+ОН^—

Применяя
закон действующих масс, запишем константу
диссоциации воды, значение которой
можно вычислить по данным измерения
электрической проводимости воды.

К_д=
=1,8·10^-16
(при 22ºС)

В
знаменателе дроби — концентрация
недиссоциированных молекул воды, которую
можно считать постоянной и определить
в 1 л, приняв массу 1л воды за 1000г.

[Н₂О]==55,56
молей,

тогда

К_д==1,8·10^-16

Или
[Н⁺]·[ОН^—]=1·10^-14
моль-ион/л (ионное произведение воды
или константа автопротолиза).

Ионное
произведение воды
— произведение равновесных концентраций
катионов водорода и гидроксид ионов,
величина постоянная и равна 10^-14
моль-ион/л.

Таким
образом, ионное произведение воды
позволяет для любого водного раствора
найти концентрацию ОН^—
по
известной концентрации Н⁺,
и наоборот.

Кислотность
растворов обычно выражают через
концентрацию ионов Н⁺.
В нейтральных растворах
[Н⁺]=[ОН^—]=√10^-14=10^-7моль-ион/л.
В кислых растворах [Н⁺]>10^-7моль-ион/л,
в щелочных [Н⁺]<10^-7моль-ион/л.

Чтобы
не писать числа с показателем степени,
кислотность раствора выражают через
отрицательный логарифм концентрации
ионов водорода, называя эту величину
водородным
показателем
и обозначая ее рН.

рН=-lg[Н⁺],
рОН=-lg[ОН^—],
рН+рОН=14

Величина
рН впервые была введена датским химиком
С. Серенсоном. Буква «р» — начальная от
датского слова potenz
(степень), «Н»- символ водорода.

В
кислых растворах рН <7, в нейтральных
=7, в щелочных >7.

В
обычной лабораторной практике рН
измеряют с погрешностью 0,02. По этой
причине не следует приводить значение
рН раствора более чем с двумя цифрами
после запятой.

В
растворах слабых кислот НА кислотно-основное
равновесие имеет вид

НА+Н₂О
Н₃О⁺+А^—

или

НА
Н⁺+А^—

Константа
кислотной диссоциации (константа
кислотности)
К_а
равна:

К_а=[Н⁺]·
[А^—]/[НА]

В
растворе слабых оснований В кислотно-основное
равновесие имеет вид

В+
Н₂О
ВН⁺+ОН^—

Где
В-основание, а ВН⁺
—
сопряженная В кислота. Константа
кислотно-основного равновесия в этом
случае в соответствии с законом
действующих масс равна:

К_b=[BН⁺]·
[ОН^—]/[В]

Константу
К_b
называют константой диссоциации
основания В или константой
основности.

Величины
К_а
и
К_b
для
сопряженной кислотно-основной пары
связаны также простым соотношением.

К_а
К_b=10^-14
или рК_а+рК_b=14,
рК_b=14-рК_а

Таким
образом, сила кислот и оснований может
быть выражена в общей шкале рК_а,
подобно тому, как реакция среды
характеризуется водородным показателем
рН.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Константы диссоциации кислот и оснований неорганических (Таблица)

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)

Гидроксид	Формула вещества	Константы диссоциации, Кв	рКв
Алюминия	Al(OH)3	1,38 · 10-9	8,86
Аммония	NH4OH	1,79 · 10-5	4,75
Бария	Ba(OH)2	2,30 · 10-1	0,64
Галлия	Ga(OH)3	1,60 · 10-11 (2)	10,8
Железа (2)	Fe(OH)2	1,30 · 10-4	3,89
Железа (3)	Fe(OH)3	1,82 · 10-11 (2)	10,74
1,35 · 10-12 (3)	11,87
Кадмия	Cd(OH)2	5,00 · 10-3 (2)	2,30
Кальция	Ca(OH)2	4,30 · 10-2 (2)	1,37
Кобальта (2)	Co(OH)2	4,00 · 10-5 (2)	4,40
Лантана	La(OH)2	5,20 · 10-4 (3)	3,30
Лития	LiOH	6,75 · 10-1	0,17
Магния	Mg(OH)2	2,50 · 10-3 (2)	2,60
Марганца (2)	Mn(OH)2	5,00 · 10-4 (2)	3,30
Меди (2)	Cu(OH)2	3,40 · 10-7 (2)	6,47
Натрия	NaOH	5,90	-0,77
Никеля	Ni(OH)2	2,50 · 10-5 (2)	4,60
Свинца	Pb(OH)2	9,60 · 10-4 (1)	3,02
Стронция	Sr(OH)2	1,50 · 10-1 (2)	0,82
Хрома (3)	Cr(OH)3	1,02 · 10-10 (3)	9,90
Цинка	Zn(OH)2	4,00 · 10-5 (2)	4,40

Константы диссоциации неорганических кислот (таблица)

Кислота	Формула вещества	Константа диссоциации, Ка	рКа
Азотистая	HNO2	4,00 · 10-4	3,4
Азотистоводородная	HN3	2,60 · 10-5
Азотная	HNO3	4,36 · 10	-1,64
Алюминиевая (мета)	HAlO2	4,00 · 10-13	12,4
Борная (мета)	HBO2	7,50 · 10-10	9,12
Борная (орто)	H3BO3	5,80 · 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
Бромоводородная	HBr	1,00 · 109	-9
Бромноватая	HBrO3	2,00 · 10-1	0,7
Бромноватистая	HBrO	2,06 · 10-9	8,7
Вода	Н2О	1,8 · 10-16
Водорода пероксид	H2O2	2,63 · 10-12(1)	11,58
Галлиевая	H3GaO3	5,00 · 10-11(2)	10,3
2,00 · 10-12(3)	11,7
Германиевая	H2GeO3	1,70 · 10-9(1)	8,77
Иодоводородная	HI	1,00 · Ю11	-11
Иодная (мета)	HIO4	2,30 · 10-2	1,64
Иодная (орто)	H5IO6	3,09 · 10-2(1)	1,51
7,08 · 10-9(2)	8.15
2,50 · 10-13(3)	12,60
Иодноватая	HIO3	1,70 · 10-1	0,77
Кремневая (мета)	H2SiO3	2,20 · 10-10(1)	9,66
Кремневая (орто)	H4SiO4	2,00 · 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
Марганцовая	HMnO4	2,00 · 102	-2,3
Молибденовая	H2MoO4	1,00 · 10-6(2)	6,0
Мышьяковая (орто)	H3ASO4	5,89 · 10-3(1)	2,22
1,05 · 10-7(2)	6,98
3,89 · 10-12(3)	11,41
Мышьяковистая (мета)	HASO2	6,00 · 10-10	9,2
Мышьяковистая (орто)	H3ASO3	6,00 · 10-10(1)	9,2
1,70 · 10-14(2)	13,77
Оловянистая	H2SnO2	6,00 · 10-18	17,2
Оловянная	H2SnO3	4,00 · 10-10	9,4
Роданистоводородная	HCNS	1,40 · 10-1
Свинцовистая	H2PbO2	2,00 · 10-16	15,7
Селенистая	H2SeO3	3,50 · 10-3(1)	2,46
5,00 · 10-8(2)	7,3
Селеновая	H2SeO4	1,00 · 103(1)	-3
1,20 · 10-2(2)	1,9
Селеноводородная	H2Se	1,70 · 10-4(1)	3,77
1,00 · 10-11(2)	11,0
Серная	H2SO4	1,00 · 103(1)	-3
1,20 · 10-2(2)	1,9
Сернистая	H2SO3	1,58 · 10-2(1)	1,8
6,31 · 10-8(2)	7,2
Сероводородная	H2S	6,00 · 10-8(1)	7,2
1,00 · 10-14(2)	14
Сурьмяная(орто)	H3SbO4	4,00 · 10-5	4,4
Сурьмянистая (мета)	HSbO2	1,00 · 10-11	11
Теллуристая	H2TeO3	3,00 · 10-3(1)	2,5
2,00 · 10-8(2)	7,7
Теллуровая	H2TeO4	2,29 · 10-8(1)	7,64
6,46 · 10-12(2)	11,19
Теллуроводородная	H2Te	1,00 · 10-3	3,0
Тиосерная	H2S2O3	2,20 · 10-1(1)	0,66
2,80 · 10-2(2)	1,56
Угольная	H2CO3	4,45 · 10-7(1)	6,35
4,69 · 10-11(2)	10,33
Фосфористая (орто)	H3PO3	1,60 · 10-3(1)	1,8
6,30 · 10-7(2)	6,2
Фосфорная (орто)	H3PO4	7,52 · 10-3(1)	2,12
6,31 · 10-8(2)	7,20
1,26 · 10-12(3)	11,9
Фосфорная (пиро)	H4P2O7	1,40 · 10-1(1)	0,85
1,10 · 10-2(2)	1,95
2,10 · 10-7(3)	6,68
Фтороводородная	HF	6,61 · 10-4	3,18
Хлороводородная	HCl	1 · 107	-7
Хлорноватистая	HClO	5,01 · 10-8	7,3
Хромовая	H2CrO4	1 · 10 (1)	-1
3,16 · 10-7	6,5
Циановодородная	HCN	7,90 · 10-10	9,1

_______________

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

Таблица констант 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

Кислота	Формула	Т,°С	Ка	рКа
Азотистая (0,5 М)	HNO2	18	4·10-4	3,4
Пероксомоноосмиевая	H2ОsО5	18	8·10-13	12,1
Азотная	HNO3	25	4,36·10	-1,64
Одовянистая	H2SnО2	18	6·10-8	17,2
Азотноватистая	H2N2O2	18	2·10-8 210-12	7,7 11,7
Оловянная (мета)	H2SnО3	25	4·10-10	9,4
Азотоводородная	HN3	20	2,09·10-5	4,68
Пероксодифосфорная	H4P2О8	25	6,61·10-6 2,09·10-8	5,18 7,68
Алюминиевая (мета)	НАlO2	18	4·10-13	12,4
25	6·10-13	12,22
Рениевая	HReО4	25	17,78	-1,25
Свинцовистая	Н2РbО2	18	2·10-16	15,7
Борная (мета)	Н3ВО2	18	7,5·10-10	9,12
Селенистая	H2SeО3	25	3,5·10-3 5 ·10-8	2,26 7,3
Таблица 1. Константы диссоциации кислот

Кислота	Формула	Т,°С	Ка	рКа
Борная (орто)	Н3ВОз	25	5,8·10-10	9,24
20	1,8·1013 1,6·10-14	12,74 13,80
Селеноводородная	H2Se	18	1,7·10-4 1·10-11	3,77 11,0
Селеновая	H2SeО4	25	1·103 1,2·10 2	-3 1,9
Бромоводородная	НВr	25	1·109	— 9
Селеноциановая	HSeCN	25	2,19·10-2	1,66
Бромноватая	НВrO3	18	2·10-1	0,7
Серная	H2SО4	25	1 ·103 1,2·10-2	-3 1,9
Бромноватистая	НВrО	25	2,06·10-9	8,7
Сернистая	H2SО3	25	1,58·10-2 6,3·10-8	1,8 7,2
Ванадиевая (орто)	Н3VО4	25	3,24·10-5 1,12·10-9 7,41·10-2	4,49 8,95 11,13
Сероводородная	H2S	25	6·10-8 1·10-14	7,2 14,0
Вольфрамовая	H2WО4	25	6,3·10-5	4,2
Сульфаминовая	NH2SО2OH	25	9,77·10-2	1,01
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)

Кислота	Формула	Т,°С	Ка	рКа
Галлиевая (орто)	H3GaО3	18	5·10-11 2·10-12	10,3 11,7
Супероксид водорода	HО2	25	6,3·10-3	2,2
Гексагидроксосурьмяная	H[Sb(OH)6]	25	4·10-5	4,4
Сурьмяная (орто)	H3SbО4	18	4·10-5	4,4
Гексацианоферрат(И) водорода (железистосинеродистая)	H4[Fe(CN)6]	18	1·10-3	3,0
25	5,6·10 -5	4,25
Сурьмянистая (мета)	HSbО2	18	1·10-11	11,0
Теллуристая	H2TeО3	25	3·10-3 2·10-8	2,5 7,7
Германиевая (мета)	H2GeО3	25	1,7·10-9 1,9·10-13	8,77 12,72
Телуроводородная	H2Te	25	1,0·10-3	3,0
Германиевая (орто)	H4GeО4	25	1,7·10-9 2·10-3	8,78 12,7
Теллуровая (мета)	H2TeО4	25	2,29·10-8	7,64
18	6,46·10-12	11,19
Гипофосфорная (дифосфорноватая)	H4P2O6	25	6,31·10-3	2,2
1,55·10-3 5,37·10-8 9,33·10-11	2,81 7,27 10,03
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)

Кислота	Формула	Т,°С	Ка	рКа
Гидросернистая (дитионистая)	H2S2O4	18	4·10-3	2,4
Теллуровая(орто)	H6TeО6	25	2· 10-8 1,1·10-11 1·10-15	7,70 10,95 15
Тетраборная	H2B4О7	25	10-4 10—9	-4 -9
Димолибденовая	H2Mo2О7	25	9,55·10-6	5,02
Тетрафтороборная	H[BF4]	25	2,63 · 103	-2,58
Дитионовая	H2S2O6	25	6,3·10-1 4,0·10-4	0,2 3,4
Технециевая	HTcО4	18	2,29·10-1	0,64
Дифосфорная	H4P2O7	18	1,4·10-1	0,85
25	1,1·10-2 2,1·10-7 4,1·10-10	1,95 6,68 9,39
Тиосерная	H2S2О3	25	2,2·10-1 2,8·10-2	0,66 1,56
Тиоциановая (родановодородная)	HSCN	18	1,4·10-1	0,85
Дихромовая	H2Cr2О7	25	2,3·10-2	1,64
Трифосфорная	H5P3O10	25	1,26·10-1 8,13·10-5 1,05·10-7 1,17·10-10	0,9 4,09 6,98 9,93
Иодоводородная	HI	25	1·10-11	-11
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)

Кислота	Формула	Т,°С	Ка	рКа
Тритиоугольная	H2CS3	20	2,09·10-3 6,03·10-9	2,68 8,22
Йодная (орто)	H5IО6	25	3,09·10-2 7,08·10-9	1,51 8,15
16	2,5·10-13	12,60
Угольная (истинная константа)	H2CО3	25	1,32·10-4	3,88
Угольная (кажущиеся константы)	H2CО3	25	4,45·10-7 4,69·10-11	6,35 10,33
Йодная (мета)	HIO4	25	2,3·10-2	1,64
Фосфористая	H3PО3	25	1,6·10-2 6,3 ·10-7	1,80 6,2
Йодноватая	HIO3	18	1,9·10-1	0,72
25	1,7·10-1	0,77
Фосфорная (орто)	H3PO4	25	7,52·10-3 6,31·10-8 1,26·10-12	2,12 7,20 11,9
Фосфорноватистая	H3PO2	25	7,9·10-2	1,1
Иодноватистая	HIO	25	2,29·10-11	10,64
Фтороводородная	HF	25	6,61·10-4	3,18
Кремниевая (орто)	H4SiО4	25	2·10-10	9,7
30	2·10-12 1·10-12 1·10-12	11,7 12,0 12,0
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)

Кислота	Формула	Т,°С	Ка	рКа
Фтороводородная (димер)	H2F2	25	2,63·10-3	2,58
Фторофосфорная	H2[PO3F]	25	2,8·10-1 1,6·10-5	0,55 4,80
Кремниевая (мета)	H2SiО3	18	2,2·10-10 1,6·10-12	9,66 11,80
Хлористая	HC1О2	18	5·10-3	2,3
Ксеноновая	H4XeО6	25	1·10-2 1·10-6 1·10-11	2 6 11
Хлороводородная (соляная)	HCl	25	1·107	-7
Марганцовистая	H2MnО4	25	7,1·10-11	10,15
Хлорноватистая	HC1О	25	5,01·10-8	7,3
Марганцовая	HMnО4	25	2·102	-2,3
Хлорсульфоновая	ClSO3H	20	2,69·1010	-10,43
Молибденовая	H2MoО4	18	1·10-6	6,0
Хромовая	Н2СrO4	25	1·10 3,16·10-7	-1 6,50
Мышьяковая (орто)	H3AsО4	25	5,98·10-3 1,05·10-7	2,22 6,98
18	3,89·10-12	11,41
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)

Кислота	Формула	Т,°С	Ка	рКа
Циановодородная (синильная)	HCN	25	7,9·10-10	9,1
Циановая	HCNO	18	1,2·10—4	3,92
Мышьяковистая (орто)	H3AsО3	25	610-10	9,2
16	1,7·10-14	13,77
1,3,5-Триазин-2,4,6-триол	H3C3N3O3	25	1,8 ·10-7	6,75
Циклотриметафосфорная	H3P3O9	25	8,91 ·10-3	2,05
Мышьяковистая (мета)	HAsО2	25	6·10-10	9,2
Циклотетраметафосфорная	H4P4O12	25	1,66· 10-3	2,78
Пероксид водорода	H2О2	30	2,63·10-12	11,58
18	1·10-25	25,0
Таблица 1. Константы диссоциации кислот (продолжение)

Таблица констант диссоциации оснований

Основание	Формула	Т,°С	Кb	рКb
Алюминия гидроксид	Аl(ОН)3	25	1,38·10-9	8,86
Аммиака гидрат (истинная константа)	NH3 · Н2О	25	6,3·10-5	4,20
Аммиака гидрат (кажущаяся константа)	NH3 ·Н2О	25	1,79·10-5	4,75
Бария гидроксид	Ва(ОН)2	25	2,3·10-1	0,64
Ванадия(III) гидроксид	V(OH)3	25	8,3·10-12	11,08
Галлия(III) гидроксид	Ga(OH)3	18	1,6·10-11	10,8
4· 10-12	11,4
Гидразина гидрат	N2H4H2О	25	1,2·10-6	5,9
Гидроксиламина гидрат	NH2OH · H2 О	25	9,33 · 10-9	8,03
Железа(II) гидроксид	Fe(OH)2	25	1,3·10-4	3,89
Железа(III) гидроксид	Fe(OH)3	25	1,82·10-11 1,35·10-12	10,74 11,87
Кадмия(II) гидроксид	Cd(OH)2	30	5,0·10-3	2,30
Кальция гидроксид	Ca(OH)2	25	4,3 · 10-2	1,37
Кобальта(II) гидроксид	Co(OH)2	25	4·10-5	4,4
Лантана(Ш) гидроксид	La(OH)3	25	5,0·10-4	3,30
Лития гидроксид	LiOH	25	6,75·10-1	0,17
Магния гидроксид	Mg(OH)2	25	2,5·10-3	2,60
Марганца(II) гидроксид	Mn(OH)2	30	5,0·10-4	3,30
Меди(II) гидроксид	Сu(ОН)2	25	3,4 ·10-7	6,47
Натрия гидроксид	NaOH	25	5,9	-0,77
Никеля(II) гидроксид	Ni(OH)2	30	2,5 ·10-5	4,60
Плутония(IV) гидроксид	Pu(OH)4	25	3,2 ·10-13	12,49
Ртути(II)гидроксид	Hg(OH)2	25	4,0·10-12 5,0·10-11	11,40 10,30
Свинца(II) гидроксид	Pb(OH)2	25	9,6·10-4	3,02
Серебра(I) гидроксид	AgOH	25	1,1 ·10-4	3,96
Скандия(III) гидроксид	Sc(OH)3	25	7,6·10-10	9,12
Стронция гидроксид	Sr(OH)2	25	1,50·10-1	0,82
Тадлия(I) гидроксид	TlOH	25	>101	<1
Тория(IV) гидроксид	Th(OH)4	25	2,0·10-10	9,70
Хрома(III) гидроксид	Cr(OH)3	25	1,02 ·10-10	9,99
Цинка гидроксид	Zn(OH)2	25	4·10-5	4,4
Таблица 2. Константы диссоциации оснований

Источник: Новый справочник химика и технолога. Химическое равновесие.
Свойства растворов. — СПб.: АНО НПО «Профессионал», 2004. — 998 с.