Равновесия в растворах кислых солей

Рассмотрим кислую соль слабой двухосновной кислоты МНА. В растворе такая соль практически полностью диссоциирует на М⁺ и НА^-. Анион НА^- может диссоциировать дальше.

(1.78)

С другой стороны, он может присоединить ион водорода (с образованием недиссоциированных молекул кислоты).

(1.79)

В соответствии с этими реакциями концентрация водородных ионов может быть выражена следующим образом:

Концентрации А^2- и Н₂А можно найти из выражений для констант диссоциации Н₂А

Концентрация НА^- в первом приближении может быть принята равной общей концентрации соли H₂A.

	(1.81)
	(1.82)

Подставим полученные значения в уравнение (1.80)

(1.83)

Решая уравнение (1.83) относительно [Н⁺], получим

(1.84)

Если С _МНА значительно больше ( ), уравнение упрощается

	(1.85)
	(1.86)

Аналогичные уравнения применимы и для вычисления рН растворов кислых солей многоосновных кислот, если константы диссоциации их значительно различаются между собой.

Пример 19. К 50 мл 0.1 М раствора Na₂CO₃ добав­лено 25 мл 0.2 М раствора НС1. Вычислить рН раствора.

Решение. Напишем уравнение реакции

Концентрация Na₂CO₃ в исходном растворе равна 50×0.1 = 5 мМ, С _НС1 = 25×0.2 = 5 мМ. Следовательно, в растворе образовалась кислая соль NaHCO₃, ее концентрация значительно превышает . Расчет рН можно провести по уравнению (1.86)

Пример 20. К 20 мл 0.15 М раствора Na₃PO₄ добавлено 10 мл 0.3 М НС1. Вычислить рН раствора.

Решение. Начальные концентрации Na₃PO₄ и НС1 равны между собой (20×0.15 = 3 мМ; 10×0.3 = 3 мМ). Таким образом, в растворе присутствуют только Na₂HPO₄ и NaCl. Соль Na₂HPO₄ можно рассматривать как кислую соль двухосновной кислоты Н₂РО₄^-.

Для вычисления рН применим формулу (1.86)