5. Теории кислот и оснований

Таблица 6.4. Понятия «кислота» и «основание» в различных теориях.

Теория	Кислота	Основание	Примеры
Аррениуса	Диссоциирует в водном растворе с образованием ионов H+	Диссоциирует в водном растворе с образованием ионов OH–	HCl = H+ + Cl– (кислота) NaOH = Na+ + OH– (основание)
Бренстеда-Лоури	Донор протонов	Акцептор протонов	HCl (кислота) + NH3 (основание) = NH4+ + Cl-
Льюиса	Акцептор электронной пары	Донор электронной пары	BF3 (кислота) + NH3 (основание) = NH3●BF3

В теории Бренстеда-Лоури каждой кислоте соответствует сопряженное основание (т.е. рассматриваются сопряженные кислотно-основные пары).

Пример 1. Диссоциация кислоты.

CH₃COOH + H₂O  CH₃COO^– + H₃O⁺

к-та 1 осн. 2 осн. 1 к-та 2

K_a (CH₃COOH) = a(CH₃COO^–)●a(H₃O⁺)/a(CH₃COOH) = [CH₃COO^–]●[H₃O⁺]/[CH₃COOH] (в разбавленном растворе активности можно принять равными молярным концентрациям)

K_a – константа кислотности CH₃COOH

Пример 2. Гидролиз соли как частный случай кислотно-основного равновесия.

CH₃COO^– + H₂O  CH₃COOH + OH^–

осн 1 к-та 2 к-та 1 осн. 2

K_b (CH₃COO^–) = a(CH₃COOH)●a(OH^–)/a(CH₃COO^–) = [CH₃COOH]●[OH^–]/[CH₃COO^–]

K_b – константа основности CH₃COO^– или константа гидролиза K_г

Примечание 1. Взаимосвязь константы кислотности кислоты и константы основности сопряженного ей основания.

K_a●K_b=([CH₃COO^–]●[H₃O⁺]/[CH₃COOH])●([CH₃COOH]●[OH^–]/[CH₃COO^–]) =

= [H₃O⁺]●[OH^–] = const (для любой сопряженной пары и данного растворителя) = K_w

Примечание 2. Взаимосвязь константы гидролиза и константы кислотности (основности) слабой кислоты (слабого основания).

K_г = [CH₃COOH]●[OH^–] / [CH₃COO^–] = ([CH₃COOH]●[OH^–]●[H₃O⁺])/([CH₃COO^–]●[H₃O⁺]) = K_w/K_a (для гидролиза по катиону)

Аналогично K_г = K_w/K_b (для гидролиза по аниону)

6. Расчет pH водных растворов кислот (оснований) и солей.

Задача 3. Рассчитайте pH 0.1 М раствора CH₃COOH. K_a (CH₃COOH) = 1.75●10^–5

Решение: CH₃COOH + H₂O  CH₃COO^– + H₃O⁺

K_a (CH₃COOH) = [CH₃COO^–]●[H₃O⁺]/[CH₃COOH] = [H₃O⁺]²/(c(CH₃COOH – [H₃O⁺]) 

 [H₃O⁺]²/c(CH₃COOH)

Внимание! Это приближение действует, если c(CH₃COOH) >> [H₃O⁺]

Отсюда [H₃O⁺] = = 1.32●10^–3, pH = –lg [H₃O⁺] = –lg (1.32●10^–3) = 2.88

Задача 4. Рассчитайте pH 0.1 М раствора CH₃COONa. K_a (CH₃COOH) = 1.75●10^–5

Алгоритм решения: CH₃COO^– + H₂O  CH₃COOH + OH^–

K_г = К_w/K_a (CH₃COOH) = [CH₃COOH]●[OH^–]/[CH₃COO^–] = [OH^–]²/(c(CH₃COONa) – [OH^–])  [OH^–]²/c(CH₃COONa)

Внимание! Это приближение действует, если c(CH₃COONa) >> [OH^–]

Гидролиз различных типов солей.

Таблица 6.5. pH растворов различных типов солей.

Тип соли	Гидролиз	Константа гидролиза	Диапазон pH
Слабой кислоты и сильного основания	По аниону	Kг = Kw/Ka	pH > 7
Сильной кислоты и слабого основания	По катиону	Kг = Kw/Kb	pH < 7
Слабой кислоты и слабого основания	И по катиону, и по аниону	Kг = Kw/(Ka●Kb)	В зависимости от соотношения Ka и Kb
Сильной кислоты и сильного основания	Не гидролизуется	-	pH = 7