Протолітичні рівноваги в розчинах кислот та основ

У практиці аналітичної хімії найчастіше мають справи з водними розчинами кислот, основ чи солей, які є електролітами. У водних розчинах на поведінку кислот і основ впливає іонізація (автопротоліз) води:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^- або Н₂О + Н₂О↔ Н₃О⁺ + ОН^-

К_w = [Н⁺][ ОН^-]= 1 10^-14 – іонний добуток води за 25 ⁰С.

У чистій воді [Н⁺] = [ ОН^-]= 1 10^-7 моль/дм³ ; -lg[H⁺] = - lg[OH^-] = -lg 10^-7=7;

Концентрація іонів гідрогену у розчині характеризує його кислотність. Кислотність середовища позначають водневим показником рН.

рН = -lg[H⁺]; рОН = - lg[OH^-].

Для води і розбавлених водних розчинів виконується рівність:

рН + рОН = 14.

У розведених водних розчинах сильних одноосновних кислот і речовин, водні розчини яких мають властивості сильних кислот, рівноважна молярна концентрація Н⁺ - іонів дорівнює молярній концентрації кислоти: [H⁺] = c(НА).

рН = -lg[H⁺]=-lg c(НА).

У розведених водних розчинах сильних основ рівноважна молярна концентрація ОН^- - іонів дорівнює молярній концентрації сильної основи:

[ОН^-] = c(KtOH). рОН = - lg[OH^-] =-lg c(KtOH).

рН = 14 - рОН = 14 + lg c(KtOH).

Реакції у водних розчинах слабких кислот і основ – це реакції між іонами. Будучи оборотним, процес дисоціації слабких кислот і основ характеризується константою рівноваги (константою дисоціації або іонізації). Наприклад, константа електролітичної дисоціації ацетатної кислоти:

CH₃COOH = H⁺ + CH₃COO^-

,

де [H⁺] i [CH₃COO^-] – рівноважні молярні концентрації катіонів і аніонів, а [CH₃COOН] – рівноважна молярна концентрація недисоційованих молекул електроліту.

За рівнянням дисоціації: [H⁺] = [CH₃COO^-].

Отже:

[H⁺] =

Розрахунок рН у розчинах слабких кислот проводять за рівнянням:

рН = 1/2р К_а – 1/2lg c_к,

де р К_а = - lg К_а – силовий показник слабкого електроліта.

Розрахунок рН у розчинах слабких основ проводять за рівнянням:

рН = 14 - 1/2 рК +1/2 lg c_осн