Расчет рН водных растворов кислот, оснований, солей.

Для характеристики кислотности раствора, введены

рН – водородный (кислотный) показатель, рОН – гидроксильный показатель

рН = -lg a_H+ = -lg [Н⁺] рОН = -lg a_HO^- = -lg [НО^-]

При 25 С: рН + рОН = 14=pK_w – показатель ионного произведения воды. [Н⁺] = [НО^-] = 10^-7 М, рН=рОН=7

Соотношение концентраций ионов Н⁺ и НО^- определяет реакцию раствора

рН7 – среда кислая, рН7 – среда щелочная

1. Сильные кислоты: H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI, HClO₄, HСlO₃, H₂SeO₄, HBrO₄, HBrO₃. (НА)

НА  Н⁺ + А^- процесс необратимый [Н⁺] = С_НА

рН = -lg[H⁺] = -lgC_HA

С_НА – начальная концентрация кислоты.

С уменьшением концентрации кислоты рН возрастает.

2. Сильные основания: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, щелочноземельные Ba(OH)₂, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂.

KtOH  Kt⁺ + OH^- [HO^-] = C_KtOH

pH = -lg[H⁺] = 14-(-lgOH^-) = 14 + lgC_B

pH =14 + lgC_B

C_B- начальная концентрация основания

С уменьшением концентрации основания рН уменьшается

3. Слабые кислоты (все кроме сильных)

рН = ½рК_НА - ½lgС_НА

К_НА – константа диссоциации кислоты, рК_НА= -lgK_HA отрицательный логарифм константы (в справочнике Лурье)

С_НА – начальная концентрация кислоты.

4. Слабые основания

рН = 14 - ½рК_В + ½lgС_В

К_В -константа диссоциации слабого основания, рК_В= -lgК_В -отрицательный логарифм константы диссоциации слабого основания (справочные данные), С_В – начальная концентрация основания.

5. Гидрализующие соли

Соль, образована слабой кислотой и сильным основанием	Соль, образована сильной кислотой и слабым основанием
рН = 7 + ½рКНА + ½lgСсоли	рН = 7 - ½рКВ - ½lgСсоли

6. Амфолиты

МеНА (NaHCO3)	Ме2НА (Na2HPO4)
рН = ½(рК1 + рК2)	рН = ½(рК2 + рК3)

рК₁, рК₂, рК₃- константы ионизации (диссоциации) кислоты по 1,2,3 ступени (даны в справочнике Лурье).

7. Полипротонные кислоты (многоосновные кислоты, многокислотные основания).

Диссациируют ступенчато, каждая ступень характеризуется ступенчатой константой диссоциации и если рК 3, то учитывают диссоциацию только по первой ступени и расчет рН проводят по формуле для одноосновной кислоты.

8. Буферные растворы

Слабая кислота и её соль	Слабое основание и его соль
рН = рКНА – lg(CHA/Cсоли)	рН = 14 - рКВ + lg(CВ/Cсоли)

Буферные растворы

Растворы, поддерживающие определенное значение какого-либо параметра системы при изменении её состава.

Кислотно-основные буферы поддерживают постоянное значение pH при умеренном разбавлении и при добавлении к ним небольших количеств кислот или щелочей. Это свойство называется буферным действием. Буферная емкость – это предельное количество кислоты или щелочи определенной концентрации (молярной, нормальной), которое можно добавить к 1 дм3 буферного раствора, чтобы значение pH его изменилось только на единицу.

Сущность буферного действия заключается в том, что один компонент связывает ионы гидроксония (H₃O⁺), второй гидроксид ионы (HO^-) в молекулы слабого электролита. Кислотно-основные буферы представляют собой смесь кислоты и сопряженного ей основания.

Характеристика буферных растворов.

Область буферного действия pH = рК_НА0,5(1) – область где он используется (работает).

Название буфера	Состав буфера	Область буферного действия
Формиатный	НСООН + НСООNa	pH = 3,760,5(1)
Бензоатный	C6H5COOH + C6H5COONa	pH = 4,760,5(1)
Ацетатный	CH3COOH + CH3COONa	pH = 4,180,5(1)
Аммиачный	NH3(NH4OH) + NH4Cl	pH = 9,750,5(1)
Карбонатный	Na2CO3 + NaHCO3	pH = 10,320,5(1)