Типы протолитов по Бренстеду и Лоури

Тип протолита, определение	Примеры протолитов:
молекулярных	катионных	анионных
Кислота – донор Н+	HCl	NH4+	HSO4–
Основание – акцептор Н+	NH3	[Al(OH)(H2O)5]2+	HPO42–
Амфолит – вещество, которое может быть и донором, и акцептором Н+	H2O	[Al(OH)(H2O)5]2+	H2PO4–

 

Протолитическое равновесие – это взаимодействие кислоты и основания с образованием новой кислоты и нового основания. В нем может принимать участие растворитель-амфолит, например вода.

Сущность протолитического равновесия заключается в обратимом переносе протона Н⁺ от кислоты к основанию:

В протолитическом равновесии всегда участвуют две сопряженные кислотно-оснóвные пары. В приведенном примере пара 1 состоит из кислоты НА и сопряженного с ней основания А, пара 2 – из кислоты НВ и основания В.

Силу кислотных и оснóвных свойств отдельных компонентов сопряженной пары оценивают с помощью константы кислотности K_а и константы основности K_b.

Константа кислотности – это константа равновесия:

HA + H₂O «H₃O⁺ + A^– Þ

Константа основности – это константа равновесия:

B + H₂O «BH⁺ + OH^– Þ

В водном растворе константы кислотности и основности сопряженной кислотно-оснóвной пары связаны между собой через константу автопротолиза воды K_W:

K_a · K_b = K_W (3.1)

Константа автопротолиза воды K_W = 10^–14, она характеризует равновесие автопротолиза воды:

H₂O + H₂O «H₃O⁺ + OH^–

Если прологарифмировать формулу (3.1) с обратным знаком, то получим удобное для использования выражение:

рK_a + рK_b = 14, (3.2)

где рK_a = –lg K_a, рK_b = –lg K_b

Таким образом, чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное с ней основание и наоборот. Например, НCl – сильная кислота, значит, ион Cl^– является чрезвычайно слабым основанием.

Для водных растворов численные значения констант кислотности и основности (теория Бренстеда и Лоури) совпадают со значениями констант диссоциации (ионизации) (теория Аррениуса), поэтому можно пользоваться справочной литературой, составленной на основе классической теории. Для молекулярных кислот и оснований константы K_а и K_b, а также их отрицательные логарифмы рK_a и рK_b приведены в таблицах, для катионных и анионных протолитов эти значения рассчитываются по формулам (3.1) или (3.2).

 

Равновесия в водных растворах кислот, оснований и амфолитов. Расчет рН протолитических систем

 

Водородный показатель рН – это отрицательный логарифм активности или концентрации ионов Н⁺ (ионов гидроксония Н₃О⁺):

Расчет численного значения рН проводят с точностью до сотых долей единицы рН, например рН = 6,15.

Рассмотрим наиболее распространенные случаи расчета рН.