3.2. Равновесия в растворах слабых кислот в присутствии солей этих кислот

Пусть НАn - слабая кислота, С_HAn - концентрация ее (моль/л), KtAn - соль этой кислоты, С_KtAn - концентрация соли (моль/л), К_НАn - константа ионизации слабой кислоты.

Выведем формулы для расчета концентрации ионов водорода и pН в растворах таких солей. Запишем уравнение ионизации слабой кислоты: НАn  Н⁺ + Аn^-

и ее соли KtAn  Kt⁺ + Аn^-

из выражения для константы ионизации выразим величину концентрации ионов водорода:

Т.к. по условию НАn - кислота слабая, т.е. 0,03, можно равновесную концентрацию кислоты приравнять ее исходной концентрации: [НАn] = С_НАn – С_ион. ≈ С_НАn, т.к. С_ион. << С_НАn

Концентрация анионов в растворе складывается из анионов соли и анионов, образующихся при ионизации кислоты. Т.к. соль является сильным электролитом и диссоциирует полностью, то общую концентрацию анионов можно считать равной концентрации соли, пренебрегая очень малым количеством анионов, поступающих в раствор за счет ионизации слабой кислоты:

Учитывая сказанное, получаем выражение для вычисления [H⁺]:

(III.1)

Концентрация ионов водорода в растворах, представляющих собой смесь слабой кислоты и ее соли, зависит не только от концентрации самой кислоты и величины ее константы ионизация, но и от концентрации ее соли. Чем больше концентрация соли, тем меньше [H⁺] в таких растворах. Причем концентрация ионов водорода в таких смесях зависит не от абсолютных количеств, а от соотношения концентраций компонентов. Логарифмируя выражение (III. 1) и изменив знаки на противоположные, запишем:

(III.2)

3.3. Равновесия в растворах слабых оснований в присутствии солей этих оснований

Пусть КtОН - слабое основание, С_КtOH - концентрация его в растворе (моль/л), КtАn - соль этого основания, С_КtАn - концентрация соли (моль/л), К_КtАn - константа ионизации основания. Аналогично §2 выведем формулы для вычисления концентрации ионов водорода и рН раствора данной смеси.

KtOH  Kt⁺ + OH^- KtАn  Kt⁺ + Аn^-

(III.3)

; ;

(III.4)

(III.5)

Из формул (III.2, III.5) видно, что значение рН буферных систем определяется величиной константы ионизации слабого электролита и отношением концентрации компонентов, образующих буферную систему (слабый электролит - соль слабого электоояита). Изменяя относительные концентрации слабой кислоты к ее соли или слабого основания и его соли, можно получать серию буферных смесей с необходимыми значениями pН. Обычно отношение концентраций меняют от 10:1 до 1:10. В таких растворах рН изменяется от рК - 1 до рК + 1, т.е. интервал рН серии буферных смесей рН = рК  1. При проведении точных расчетов следует учитывать ионную силу раствора и активность ионов водорода. Для практических целей при вычислении рН буферных смесей можно пользоваться концентрациями.

Примеры вычислений концентрации ионов водорода, рН, концентраций компонентов буферных смесей рассматриваются в §6.