3.2 Кислотно-основное равновесие

3.2.1 Типы протолитических реакций

1. Реакции протолиза (ионизации).

К ним относятся реакции взаимодействия кислоты или основания с водой:

К-та 1 осн.2 к-та 2 осн.1

К-та 1 осн.2 к-та 2 осн. 1

2. Реакции автопротолиза, связанные с передачей протона от одной молекулы воды к другой.

3. Реакции гидролиза

CH₃COONa+ H₂O ←→ CH₃COOH + NaOH

CH₃COO^- + H₂O ←→ CH₃COOH + OH^-

осн.2 к-та 1 к-та 2 осн.1

3. Кислотно-основные реакции

NH₃ + HCl → NH₄⁺ + Cl^-

осн.2 к-та 1 к-та 2 осн.1

С точки зрения аналитики выделяют следующие типы реакций:

1) с переносом протона – кислотно-основные;

2) с переносом электрона – ОВ реакции;

3) с переносом электронных пар с образованием связей по донорно-акцепторному механизму – реакции комплексообразования.

2.2.2 Константа кислотности и основности. Расчеты рН

Способность кислоты отдавать протон, а основания принимать его (т.е. силу кислот и оснований) можно охарактеризовать константами равновесий,

HS – растворитель

которые называют константами кислотности (К_а) и основности (К_b).

Активность растворителя – величина постоянная (табличные данные)

Положения кислотно-основных равновесий

и величины соответствующих констант кислотности и основности зависят от природы растворителя.

Если растворитель – более сильный акцептор протонов, чем вода (например, аммиак), то в нем сила кислот возрастает. Так кислоты слабые в водных растворах могут быть сильными в аммиаке.

Чем сильнее основные свойства растворителя, тем больше кислот нивелируется в нем.

Аналогично, чем сильнее кислотные свойства растворителя, тем больше оснований нивелируется в нем.

При переходе от более к менее основному растворителю сильные кислоты могут быть слабыми (напр., HCl и HClO₄ в воде – сильные кислоты , а в ледяной уксусной кислоте становятся слабыми).

Расчет рН

Расчеты кислотно-основных равновесий используют для:

1) нахождения рН раствора по известным равновесным концентрациям;

2) определения равновесных концентраций по известному значению рН

рН – важная оценка для биологических жидкостей.

Для живых организмов характерно поддержание кислотно-основного состояния на определенном уровне. Это находит выражение в достаточно постоянных значениях рН биологических сред и способности восстанавливать нормальные значения рН при воздействии протолитов.

Система, поддерживающая протолитический гомеостаз, включает в себя не только физиологические механизмы (легочную и почечную компенсации), но и физико-химическое действие, ионный обмен, диффузию.

В аналитической химии важно знать концентрации всех частиц в растворе кислоты или основания после установления равновесия, в частности концентрацию ионов Н⁺ (рН).

- слабый электролит

- сильный электролит

Чистая вода

Чистой воды не существует. Морская вода содержит почти все химические элементы.

Растворы слабых кислот

Т.к. , то

Пример 1. Рассчитать рН 0,1М раствора уксусной кислоты.

М

или

Растворы слабых оснований

Пример 2. Рассчитать рН 0,1 М раствора аммония гидроксида.

или

Растворы сильных кислот

Для учета влияния электростатического взаимодействия ионов введено понятие ионной силы раствора. Она зависит от концентрации иона и его заряда.

Для сильных электролитов закон действия масс выполняется, если пользуются активностями. Активность учитывает концентрацию реагентов, меж-ионное взаимодействие (ион-ионное, ион-дипольное, диполь-дипольное, водородные связи).

Согласно теории Дебая и Хюккеля

- зависимость коэффициента подвижности от ионной силы

А зависит от диэлектрической постоянной растворителя и температуры системы. При t=25°С А=0,512 и для бинарного электролита

Пример3. Рассчитать рН 0,1М р-ра НСl.

Растворы сильных оснований

Пример 4. Рассчитать рН 0,1 н. раствора натрия гидроксида.

3.3 Протолитическое равновесие в буферных растворах

В широком смысле буферными называют системы, поддерживающие определенное значение какого-либо параметра при изменении состава.

Буферные растворы могут быть кислотно-основными – поддерживают постоянное значение рН при введении кислот или оснований; окислительно-восстановительными – сохраняют постоянным потенциал системы при введении окислителей или восстановителей; известны металлобуферные растворы.

Буферный раствор представляет собой сопряженную пару; в частности, кислотно-основной буфер – сопряженную кислотно-основную пару: