Кислотно-основные равновесия в растворах электролитов

В соответствии с протолитической теорией кислоты - это частицы, способные в растворе отдавать протоны, а основания - частицы, способные принимать их.

НА Û Н⁺ + А^- В + Н⁺ Û BН⁺

 

Поведение кислот и оснований зависит от свойств растворителя. Основным растворителем, применяемым в практике анализа, является вода. В водных растворах следует учитывать амфотерный характер воды, описываемый реакцией автопротолиза

Н₂O + Н₂O Û Н₃O⁺ + ОН^-

Н₂О ÛН⁺ +ОН^- (в упрощённом виде)

Согласно закону действующих масс данное равновесие характеризуется константой автопротолиза (ионным произведением) воды К_w.

К_w = [H⁺][OH^-]=10^-14

В чистой воде [Н⁺] = [OH^-] = 10^-14 моль/дм³.

Для характеристики кислотности (основности) раствора принято пользоваться десятичными логарифмами молярной концентрации ионов Н⁺ и ОН^-, взятыми с отрицательным знаком, называемыми водородным и гидроксидным показателями:

 

рН = - lg [Н+] рОН = - lg [ОН-]

рН + рОН = 14

При более точных расчётах вычисляют рa_H+ и рa_OH- - величины, равные отрицательным десятичным логарифмам активности ионов Н⁺ и ОН ^- в растворе

рa_H+ = - lg [а_H+] = -lg (f_H+ • С_H+)

рa_OH- = - lg [a_OH-] = - lg (f_OH- • С_OH-)

Зная рН раствора, легко вычислить концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе и наоборот.

Расчёт рН растворов сильных кислот и оснований.

Сильные кислоты и основания практически полностью диссоциируют на ионы (степень диссоциации равна 1 или 100%), поэтому:

А) в растворах кислот с концентрацией больше 1 · 10^-6 моль/дм³

[Н*] = C_HA • основность HA => рН =- lg[Н⁺]

Б) в растворах оснований с концентрацией больше 1 · 10^-6моль/дм³

[ОН'] = С_B кислотность B => рОН = - lg [ОН^-] => рН = 14 - рОН

или [H⁺] = К_w /[ОН^-] => рН= -lg[Н⁺]

В) в растворах кислот и оснований с концентрацией меньше 1 • 10 моль/дм концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов вычисляют по более сложным форму­лам с учетом диссоциации воды.

 

Примеры решения задач по расчёту рН растворов сильных кислот и оснований.

Пример 5. Вычислить рН 0,02 М раствора HCl. Без учета ионной силы.

Решение: . В сильных кислотах

Пример 6. Вычислить рН 0,01 моль/дм³ раствора азотной кислотыбез учёта и - учётом ионной силы раствора.

Решение.

без учёта ионной силы раствора cоставляют уравнение диссоциации кислоты

НNО₃ + H₂O Û Н₃O⁺ + NO₃^-

НNО₃ - сильная кислота, поэтому [Н⁺] = С_HNO3 = 0,01 моль/дм³, следовательно:

рН = - lg[Н⁺] = - lg 0,01 =-lg 10^-2 = 2

2) с учётом ионной силы.

I = ½ (C_H+ • Z²_H+ + C_NO3• Z² NO₃^-) = ½(0,01 - 1² + 0,01 • 1²) = 0,01

Находят по справочной таблице для данной ионной силы f_H+ = 0,914 и рассчитывают активность ионов Н⁺

a_H+ = f_H+* C_H⁺ = 0,914* 0,01 = 9,14*10^-3 моль/дм³, тогда pa_H+ = - lg a_H+=

- lg (9,14 • 10^-3) = 3 – lg 9,14 = 3 - 0,961 = 2,039

 

Пример 7. Вычислить рН раствора, в 500 см которого содержится 2 г NaOH.

Решение.

Составляют уравнение диссоциации основания: NaOH Û Na⁺ + ОН ^-

Рассчитывают C_M NaOH в растворе:

C_NaOH = mNaOH • 1000 / M_NaOH • V_NaOH = 2*1000/40*500 = 0,1 моль/дм³

NaOH - сильное основание, поэтому [ОН^-] = C_NaOH = 0,1моль/дм³

Далее:

1) рОН=- lg[0Н^-] = -lgО,1 = 1 Þ рН=14 – рОН = 14 - 1=13

или

2) [Н⁺] = K_w/ [ОН^-] = 10^-14:10^-1 = 10^-13 моль/дм³ Þ рН =-lg [Н⁺] = - lg10^-13 = 13