Сильные кислоты диссоциируют практически полностью и необратимо:
НСl → Н+ + Сl- или H2SO4 → 2H+ + SO42-
Расчет pH в растворах сильных кислот:
1) для одноосновных кислот
[Н+] = Скислоты; рН = -lg[H+] = -lg C;
2) для серной кислоты
[Н+] = 2 Скислоты; рН = -lg[H+] = -lg2 C.
Пример. Рассчитайте pH в 0,1М растворе НСl.
рН = -lg[H+] = -lg CHCl = -lg 0,1 = 1,0.
Диссоциация слабых кислот протекает обратимо. Сила кислоты характеризуется величиной константы кислотности (Ка) или ее отрицательным логарифмом (р Ка).
НА D Н+ + А-; Ка = [H+][A-]/[НА]; р Ка = -lg Ка.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (исключение составляет серная кислота в разбавленном растворе). Так, в водном растворе трехосновной ортофосфорной кислоты наряду с молекулами Н3РO4 имеются ионы (в порядке уменьшения их количества) Н2РO4-, НРО42-, РО43-:
Расчет pH в растворах слабых кислот осуществляется следующим образом. Поскольку в результате диссоциации слабой кислоты НА D Н+ + А- в растворе образуется равное количество катионов и анионов [Н+] = [А-], а количество продиссоциировавших молекул пренебрежимо мало по сравнению с оставшимися неизменными [НА] = Скислоты - [Н+] ≈ Скислоты, следовательно
Отсюда
[Н+] = .
После преобразования получаем
рН = ½ (p Ka – lg C).
При расчете pH растворов многоосновных кислот (кроме серной) в эту формулу подставляют только рКа1, так как диссоциация по второй и последующим ступеням практически не влияет на pH.
Сильные основания диссоциируют практически полностью и необратимо.
NaOH(ж) → Na+ + ОН-; Ва(ОН)2 → Ва2+ + 2ОН-
Расчет pH в растворах сильных оснований:
1) для однокислотных оснований
рОН = -lg[OH-] = -lg C; pH = 14 – рОН;
2) для двухкислотных оснований
рОН = -lg[OH-] = -lg2 C; pH = 14 – рОН.
Диссоциация слабых оснований протекает обратимо. Сила основания характеризуется величиной константы основности (Кв) или ее отрицательным логарифмом (p Кb). В практике чаще используют константы кислотности кислоты, сопряженной данному основанию (K(BH+)), или ее отрицательный логарифм (рК(BH+)).
В + Н2O D ВН+ + ОН-; р Кb = -lg Кb,
ВН+ D В + Н+ p K (BH+) = -lg К (ВН+).
В результате преобразования получаем
р Кb = 14 – p K (BH+).
Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Аналогично кислотам каждая последующая ступень характеризуется меньшей степенью диссоциации и меньшей константой основности Кb.
Fe(OH)3 D Fe(OH)2+ + ОН- α1, Кb1;
Fe(OH)2+ D Fe(OH)2+ + ОН- α2, Кb2;
Fe(OH)2+ D Fe3+ + ОН- α3, Кb3;
α1 >> α2 >> α3; Кb1 >> Кb2 >> Кb3.
Расчет pH в растворах слабых оснований осуществляется следующим образом. В растворе однокислотного слабого основания В с концентрацией С [ОН-] = [ВН+]
[В] = C - [ВН+] ≈ C;
Отсюда
[OН-] = .
После преобразования получаем
рOН = ½ (p Kb – lg CB);
pH = 14 – pOH = 14 – ½(p Kb – lg CB).
pH = ½(14 + p K (BH+) + lg CB)
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 Н2O, Zn(OH)2, Аl(ОН)3, Сr(ОН)3 и ряд других.
Диссоциация амфотерного Zn(OH)2 протекает в соответствии с уравнением
2OН- + Zn2+ + 2Н2O D Zn(OH)2 + 2Н2О или при избытке щелочи [Zn(OH)4]2- + 2Н+
Соли. Практически все соли являются сильными электролитами (исключение составляют, например, соли Сu1+ и Hg+1).
Средние соли — электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов или катион аммония (NH4+) и анионы кислотных остатков:
(NH4)2SO4 D 2NH4+ + SO42-; Na3PO4 D 3Na+ + PO43-.
Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода:
KHSO3 D К+ + HSO3- — первая ступень диссоциации (необратимая);
HSO3- D Н+ + SO32- — вторая ступень диссоциации (обратимая).
У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы:
Mg(OH)Cl D Mg(OH)+ + Сl- — первая ступень (необратимая);
Mg(OH)+ D Mg2+ + ОН- — вторая ступень (обратимая).