Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах

Сильные кислоты (см. табл. 6.1) диссоциируют практически полностью и необратимо:

Расчет pH в растворах сильных кислот:

1) для одноосновных кислот.

2) для серной кислоты.

Пример 6.1. Рассчитайте pH в 0,1 М растворе НС1.

Пример 6.2. Рассчитайте pH в 0,1 М растворе H₂S0₄

Диссоциация слабых кислот протекает обратимо. Сила кислоты характеризуется величиной константы кислотности (К_а) или ее отрицательным логарифмом (рК_а).

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (исключение составляет серная кислота в разбавленном растворе). Так, в водном растворе трехосновной ортофосфорной кислоты наряду с молекулами Н₃Р ()₄ имеются ионы (в порядке уменьшения их количества) Н₂Р0₄, HPOf", POf":

(первая ступень)

(вторая ступень)

(третья ступень)

Расчет pH в растворах слабых кислот осуществляется следующим образом. Поскольку в результате диссоциации слабой кислоты НА Н + А в растворе образуется равное количество катионов и анионов [Н* ] = [А^-], а количество продиссоциировавших молекул пренебрежимо мало по сравнению с оставшимися неизменными [НА] = с_{К11СЛ0ТЫ} — [Н ] ~ с_{КИСЛ0ТЫ}, следовательно.

Отсюда.

После преобразования получаем.

При расчете pH растворов многоосновных кислот (кроме серной) в формулу (6.5) подставляют только piC_rtJ, так как диссоциация по второй и последующим ступеням практически не влияет на pH.

Пример 6.3. Рассчитайте pH в ОД М растворе СН₃СООН (рК_я = 4,76).

Пример 6.4. Рассчитайте pH в 0,001 М растворе Н₂С0₃ (рК_аХ = 6,4; рК_а2 = 10,4).

Сильные основания (см. табл. 6.1) диссоциируют практически полностью и необратимо.

Расчет pH в растворах сильных оснований:

1) для однокислотных оснований.

2) для двухкислотных оснований.

Пример 6.5. Рассчитайте pH в 0,001 М растворе NaOH.

Пример 6.6. Рассчитайте pH в 0,01 М растворе Ва (ОН)₂

Диссоциация слабых оснований протекает обратимо. Сила основания характеризуется величиной константы основности (К_н) или ее отрицательным логарифмом (piB). В практике чаще используют константы кислотности кислоты, сопряженной данному основанию (if_BH⁺), или ее отрицательный логарифм (р*_вн+).

Перемножим эти две константы:

В результате преобразования (логарифмирования правой и левой части этого выражения) получаем.

отсюда.

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Аналогично кислотам каждая последующая ступень характеризуется меньшей степенью диссоциации и меньшей константой основности К_ь.

Расчет pH в растворах слабых оснований осуществляется следующим образом. В растворе однокислотного слабого основания В с концентрацией с |ОН| = |ВН⁺|.

отсюда

Поскольку рК_ь = 14 — рК_ш+, pH = 14 — -(14 — р/С_вн+ - lgc_B), после преобразования получаем.

Пример 6.7. Рассчитайте pH в 0,01 М растворе аммиака (рК_ви+ ⁼ 9,2).

Для многокислотных оснований расчет pH не имеет смысла, так как все они практически нерастворимы в воде.

Амфотерные электролиты (амфолиты) — электролиты, при диссоциации которых образуются и катионы водорода, и гидроксид-ионы. К ним относятся Н₂0, Zn (OH)₂, А1(ОН)₃, Сг (ОН)₃ и ряд других.

Диссоциация амфотерного Zn (OH)₂ протекает в соответствии с уравнением.

Соли. Практически все соли являются сильными электролитами (исключение составляют, например, соли Cu⁺¹ и Hg^+l).

Средние соли — электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов или катион аммония (NH|) и анионы кислотных остатков:

Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода:

 — первая ступень диссоциации (необратимая);

 — вторая ступень диссоциации (обратимая).

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы:

 — первая ступень (необратимая);

 — вторая ступень (обратимая).