1.8 Кислотно-основна рівновага у розчині

Протолітична теорія Бренстеда-Лоурі. Дисоціація води. Іонний добуток води, водневий показник. Розрахунок концентрації іонів водню та гідроксил-іонів, рН, рОН у водних розчинах сильних та слабких кислот та основ.

Кислотні і лужні властивості речовин мають важливе значення для перебігання практично усіх аналітичних реакцій. Класичні уявлення щодо кислот і основ ґрунтуються на теорії електролітичної дисоціації:

кислоти виділяють при дисоціації іон водню: HCl H⁺ + Cl^-,

основи виділяють при дисоціації гідроксид іон: NaOH Na⁺ + OH^-.

Однак електролітична дисоціація не пояснює властивості кислот і основ органічних речовин і речовин в неводних розчинах. Більш загальна теорія кислот і основ була запропонована Д.Бренстедом і Т.Лоурі і отримала назву протолітична, оскільки заснована на відношенні речовин до іонів гідрогену – протонів. Згідно цієї теорії кислоти виділяють при дисоціації протон, а основа – приєднує протони. То ж:

Кислота: НА Н⁺ + А^-.

Основа: В + Н⁺ ВН⁺.

Вважають, що завжди маємо справу з парою речовин: кислота і спряжена з нею основа, наприклад:

протон

HCl H⁺ + Cl^-

кислота основа

Реакції, які супроводжуються переносом протонів мають назву протолітичних, а рівноваги, що виникають при їх перебіганні – протолітичними.

Частіш за усе в аналітичній хімії ми маємо розчинником воду. Вода слабкий електроліт і дисоціює, в спрощеній формі, на іони гідрогену і гідроксид іони:

Н₂О Н⁺ + ОН^-

Константа рівноваги цієї реакції при 25⁰С:

=1.8*10^-16.

Концентрація молекул води може вважатися постійною і в моль/л вона дорівнює С_м = 55,55, тоді:

.

Таким чином у воді і водних розчинах добуток концентрації іонів водню на іони гідроксилу є величина постійна яка зветься іонним добутком води і є константою рівноваги для процесу дисоціації води.

В чистій воді концентрація іонів гідрогену дорівнює концентрації гідроксид іонів: [H⁺]=[OH^-]=10^-7 і середовище розчину нейтральна. Якщо концентрація іонів Н⁺ більше ніж іонів ОН^-, то середовище розчину кисле, а концентрація гідроген іонів більше ніж [H⁺] 10^-7. Якщо концентрація гідроген іонів менше ніж гідроксил іонів, то середовище розчину основне, а [H⁺] 10^-7.

Для зручності запропонували(С.Серенсен, 1909р.) замість концентрації використовувати водневий рН і гідроксидний рОН показники, як негативні логарифми відповідних концентрацій:

рH = -lg[H⁺],

рOH = -lg[OH^-].

Тоді, якщо іонний добуток води представити як показник pK_w=-lgK_w =14, можна записати:

рН + рОН = 14 = рК_w.

Сума водневого і гідроксидного показників у воді постійна і дорівнює показнику іонного добутку води.

Використовуючи водневий показник можна характеризувати розчини. Якщо рН=7 розчин має нейтральне середовище, рН 7 – розчин має лужне середовище, рН 7 – розчин має кисле середовище.

Розрахунок рН середовища виконують при проведенні аналізу, виборі індикатору, будуванні кривих титрування і це основна розрахункова операція в аналітичній хімії. Методи розрахунку рН відрізняються в залежності від сили кислот і основ.

Сильна кислота. Сильні кислоти в розчинах диссоційовані повністю і концентрація іонів гідрогену дорівнює концентрації кислоти і якщо не враховувати іонної сили розчину, то:

[H⁺]=C_K, pH = -lgC_K, pOH = 14-pH.

Сильна основа. В них концентрація гідроксид іонів дорівнює концентрації основи, тому:

[OH^-]=C_O, pOH = -lgC_O, pH = 14-pOH.

Як для сильних кислот так і для сильних основ при їх концентрації менше 10^-6моль/л, треба враховувати процес дисоціації води і концентрацію іонів, які утворюються при цьому.

Слаба кислота у розчині дисоціює не повністю, наприклад:

СН₃СООН СН₃СОО^- + Н⁺.

Константа рівноваги процесу дисоціації кислоти (константа кислотності):

.

Рівноважна концентрація іонів гідрогену дорівнює концентрації кислотного залишку [H⁺] = [CH₃COO^-], а рівноважна концентрація кислоти менше вихідної на кількість дисоцийованої частини, яка дорівнює рівноважній концентрації іонів гідрогену: [CH₃COOH] = C_K – [H⁺].

Після підстановки цих виразів в рівняння для константи кислотності отримаємо:

.

Враховуючи, що концентрація Ск значно більше ніж[H⁺] :

.

Звідки:

, , де рК_k = -lgK_k.

Для слабої основи:

, , .

При концентрації слабих кислот нижче 10^-5 моль/л наступає їх повна дисоціація(згідно закону розведення Оствальда) і в цьому випадку при розрахунках рН використовують формули для сильних кислот і основ.

Контрольні питання до теми 1.8

8.1 У чому сутність протолітичної теорії кислот і основ?

8.2.Що таке іонний добуток води і чому він дорівнює?

8.3.Що таке водневий показник? Як він розраховується?

8.4.Який зв'язок водневого і гідроксидного показників?

8.5.Як розрахувати рН розчину сильної кислоти?

8.6.Як розрахувати рН розчину сильної основи?

8.7.Як розрахувати рН розчину слабкої кислоти?

8.9.Як розрахувати рН розчину слабкої основи?