Константа кислотности

ТЕОРИЯ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

Существует два основных определения кислот и оснований.

По Бренстеду[12]

кислоты – это соединения, способные к отдаче протона (доноры протонов);

основания – соединения способные принимать протоны (акцепторы протонов).

Кислотно-основное взаимодействие по Бренстеду можно изобразить следующим равновесным взаимодействием, которое приводит в образованию новых (сопряженных) кислот и оснований:

Н–А + В А^– + Н–В⁺

кислота основание сопряженное сопряженная

основание кислота

По Льюису (см. сноску 2) кислоты – акцепторы электронных пар (например, трифторид бора);

основания – доноры электронных пар (например, триметиламин):

(СH₃)₃N: + BF₃ (СH₃)₃N⁺ + ^–:BF₃

Следует отметить, что все основания Льюиса являются основаниями Бренстеда.

Константа кислотности.

Сила кислоты в водном растворе оценивается по степени её ионизации в равновесии:

Формально константа такого равновесия следует записать как

K = [H₃O⁺][[A^–]/HA][H₂O],

но так как процесс протекает в очень разбавленном растворе, концентрация воды практически постоянна ([H₂O] ≈ 55 моль/л), и она входит в выражение константы кислотности К _а:

К _а = [H₃O⁺][[A^–]/HA],

Константа кислотности К _а или более удобная величина р К _а (р К _а = – lg К _а) и является количественной оценкой кислотности соединения. Чем ниже значение р К _а, тем сильнее кислота.

Помня, что значение рН = – lg[H₃O⁺], можно записать значение р К _а:

р К _а = рН + lg([HA]/[A^–])

из чего следует, что в точке полунейтрализации (при [A^–] = [HA]) р К _а = рН.

Аналогично константу кислотности можно записать для протонизированного основания: