Растворы кислот и оснований

 

При диссоциации кислот или оснований устанавливаются равновесия:

HAn Û H⁺ + An^-, KatOH Û Kat⁺ + OH^-,

где Kat⁺ - катион; An^- - анион.

Процессу диссоциации соответствуют константы равновесия для кислот K_a (acid – кислота), а для оснований K_b (base – основание):

, .

Величины констант диссоциации приводятся в справочной литературе.

Для слабых электролитов (a®0) концентрация вещества в недиссоциированной форме примерно равна общей концентрации растворенного вещества. Согласно уравнению диссоциации концентрации катионов и анионов равны: [H⁺]= [An^-]; [Kat⁺] = [OH^-] (в результате единичного акта диссоциации получается один катион и один анион). Тогда константы диссоциации соответственно равны:

, .

Из уравнений следует, что

, .

Соответственно раствор кислоты концентрацией С _кисл моль/л имеет

,

а раствор основания концентрацией С _осн моль/л

.

Концентрация ионов водорода и соответственно рН сильных кислот и оснований (a®1) рассчитывается, как правило, через степень диссоциации. Концентрации ионов водорода будут соответственно равны: в растворе кислоты [H⁺] = a× C _кисл, в растворе щелочи [OH^–] = a× C _осн [H⁺]= =10^–14/[OH^–].

Таким образом, раствор кислоты концентрацией С _кисл моль/л имеет

рН = –lg[a× С _кисл],

а раствор основания концентрацией С _осн моль/л

pH = 14 + lg[a× C _осн].

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато, причем константа диссоциации каждой последующей ступени на несколько порядков меньше предыдущей. Поэтому часто расчет рН проводят по первой ступени диссоциации.