Розрахунок рН розчинів сильних кислот та основ

У водних розчинах сильні кислоти повністю йонізовані, тому концентрація водневих йонів і рН їх розчинів визначається концентрацією кислоти:

, .

Аналогічно для сильної основи

, .

Константа електролітичної дисоціації слабкого електроліту

Слабкi кислоти та основи дисоцiюють у водi лише частково з утворенням гiдратованих катiона та анiона, наприклад:

HAn + (k+1) H₂O  H₃O⁺ + An^–∙k H₂O

aбо без врахування гідратації:

НАn  Н⁺ + An^–.

Рiвновага цiєї реакцiї характеризується константою, яку називають константою дисоціації K_HAn:

.

Вона характеризує здатність електроліту до дисоціації на йони. Чим більшим є значення константи, тим більш дисоційованим є електроліт.

Константа дисоцiацiї пов’язана зі ступенем дисоціацiї законом розведення В.Оствальда (1888 р.):

. (3.10)

Якщо електроліт слабкий і розчин не дуже розведений, то ступінь дисоціації α є малим і значення 1-α мало відрізняється від одиниці. Тоді

і .

З цієї формули випливає, що ступінь дисоціації електроліту зростає під час його розведення.

Вплив однойменних іонів на ступінь дисоціації слабкого електроліту

За законом діючих мас хімічна рівновага може бути порушена зміною концентрації однієї з реагуючих речовин. Якщо до розчину ацетатної кислоти, де проходить її дисоцiацiя:

СH₃СOOH  СH₃СOO^– + H ⁺

додати натрій ацетату, який повністю дисоціює:

СH₃СOONa → СH₃СOO^– + Na ⁺,

то за рахунок введення великої кількості однойменних іонів CH₃COO^– відбудеться зсув хімічної рівноваги в сторону утворення недисоційованих молекул CH₃COOН.

Таким чином, введення в розчин слабкого електроліту будь-якого сильного електроліту з однойменним йоном знижує ступінь дисоціації слабкого електроліту.

Розрахунок рН розчинів слабких кислот та основ

З виразу константи дисоціації можна обчислити величину [H⁺], врахувавши, що для одноосновної кислоти :

(3.11)

або в логарифмічній формі:

(3.12)

Аналогічно можна вивести рівняння, що пов’язує концентрацію йонiв ОН^– з константою дисоцiацiї та концентрацією слабких основ (KtOH ↔ Kt⁺ + OH^–):

;

; . (3.13)

Буферні розчини

Багато реакцiй в розчинах протiкають в потрiбному напрямку тiльки при певнiй кислотностi розчину (рН), тому пiдтримування заданого рН є однiєю з вирiшальних умов їх протiкання. Задане значення рН розчину можна пiдтримувати на постiйному рiвнi за допомогою буферних розчинів, якi cкладаються з сумiшi слабких кислот із супряженими основами або сумiшi слабких основ із супряженими кислотами.

Наприклад, розглянемо дiю ацетатного буферного розчину:

СH₃СOOH  СH₃СOO^– + H⁺; (IІ)

СH₃СOONa  СH₃СOO^– + Na⁺. (IIІ)

Буфернi властивостi такої системи пов'язанi з тим, що в нiй одночасно зв'язані як йони водню H⁺, так i йони гiдроксилу OH^–. При додаваннi до такого розчину сильної кислоти рiвновага (I) дещо зсунеться влiво i зросте концентрацiя оцтової кислоти, а при введеннi сильної основи – зсунеться вправо i зросте концентрацiя солi.

Концентрацiя H⁺ в такому розчинi визначається як

, (3.14)

тому невеликi змiни концентрацiй кислоти та солi (при їх достатнiй кiлькостi в розчинi) на спiввiдношення C(HA)/C(KtA) впливають мало i концентрацiя йонiв водню [H⁺] також змiнюється незначно. Прологарифмувавши (4.1), одержимо вираз для обчислення рН буферного розчину: . (3.15)

Очевидно, для лужних буферних розчинiв, утворених слабкою основою з концентрацією C(B) та її сіллю з концентрацією C(KtA), формула буде аналогічною до (4.1), але відносно йонів OH^– та константи K_B:

, (3.16)

де K_B – константа дисоціації основи. Тодi , (3.17)

а . (3.18)

Оскiльки рН буферного розчину визначається рК слабкої кислоти чи основи та спiввiдношенням компонентiв (наприклад, кислоти та її солi), то розведення буферного розчину не повинно впливати на його рН.

Здатнiсть буферного розчину пiдтримувати постiйну величину рН залежить від його буферної ємності π, що визначається як кількість сильної кислоти або основи (моль), яку потрібно додати до 1 л буферного розчину, щоб змінити його рН на одиницю.

Найбiльш часто використовуються наступнi буфернi сумiшi: Формiатна (HCOOH + HCOONa), ацетатна (CH₃COOH + CH₃COONa), фосфатна (NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄), амонiйна (NH₄OH + NH₄Cl).

Буфернi розчини застосовуються в якiсному аналiзi при роздiленнi гiдроксидiв, карбонатiв, сульфiдiв, осадженнi хромату барiю та iн. Їх використовують в титриметричному та гравiметричному аналiзах, а також в багатьох фiзико-хiмiчних методах аналiзу.