Теория Бренстеда

В →

НВ+ + А-
кислота 1 основание 2 сопряженная сопряженное
кислота 2 основание 1

Сопряженная кислотно-основная пара (протолитическая
пара):
НА – А-

В – ВН+

пара

HCl

Cl- HCl - Cl-
HNO3 NO3- HNO3 - NO3-
CH3COOH CH3COO- CH3COOH - CH3COO-
H2O OH- H2O – OH-
NH4+ NH3 NH4+ - NH3

+

ОН-
ион гидроксония гидроксид - ион

В общем случае:
HSolv + HSolv ↔ H2Solv+ + Solv-
ион лиония ион лиата

Константа автопротолиза:

аH3O+ ∙ аOH-
К = или К ∙ аH2O2 = аH3O+ ∙ аOH-
аH2O2

= Kw = KH2O – константа автопротолиза или ионное произведение

воды
Kw = KH2O = аH3O+ ∙ аOH-, для упрощения записи аH3O+ = аH+,
процесс автопротолиза: Н2О ↔ Н+ + ОН-
Kw = KH2O = аH+ ∙ аOH- = [Н+] ∙ [ОН-] ∙ fH+ ∙ fOH-
В чистой воде fH+ ∙ fOH- = 1
Kw = KH2O = [Н+] ∙ [ОН-] = 10-14 – табличная величина.
Исходя из уравнения диссоциации:
[Н+] = [ОН-] = 10-7 моль/л при температуре 250С
[Н+] = [ОН-] = 10-7 – среда нейтральная
[Н+] > 10-7 – среда кислая
[Н+] < 10-7 – среда щелочная

lg [H+], pOH = - lg [OH-]
Прологарифмируем выражение [H+] ∙

[OH-] = 10-14:
lg [H+] + lg [OH-] = -14
lg [H+] - lg [OH-] = 14
рН + pOH = 14

рН = 7 – среда нейтральная
рН > 7 – среда щелочная
рН < 7 – среда кислая

или НА ↔ Н+ + А-
Сильные кислоты: HCl, HNO3, HClO4

и т.д.
Сильные основания: NaOH, KOH и др.
Равновесие диссоциации протолитической пары:
НА ↔ Н+ + А- (В)
[Н+] ∙ [B]
КA =
[HA]
C другой стороны: В + Н2О ↔ НА + ОН-
А- + Н2О ↔ НА + ОН-
[HА] ∙ [ОН-]
КВ =
[В]

Kw = KH2O
КA ∙ КВ = Kw = KH2O

= 10-14

Прологарифмируем данное выражение с обратным
знаком:
- lg КA – lg КВ = 14
- lg КA = рКA – силовой показатель кислоты
рКA + pKВ = 14

Обозначим: СН+ - общая концентрация протонов

[H+] – равновесная концентрация протонов
СНА – общая концентрация кислоты
СН+ = [H+] = СНА

Для сильных кислот: рН = -lg [H+] = -lg СНА

Для сильных оснований: рОН = -lg [ОH-] = -lg CВ
рН = 14 – рОН = 14 + lg CВ

С(HCl) = 0.01 моль/л
рН = -lg [H+] = -lg CHСl = -lg 10-2 = 2

Пример 2. Рассчитать рН 0.01М раствора NaOH.

С(NaOH) = 0.01 моль/л
рOН = -lg [OH-] = -lg CNaOH = -lg 10-2 = 2
рН = 14 – рОН = 14 – 2 = 12

Обозначим: Х – концентрация = [А-]

СНА – общая концентрация кислоты
[Н+] ∙ [А-] Х ∙ Х
КA = =
[HA] СНА - Х
Если СНА >> X, то СНА – Х ≈ СНА, тогда:
Х2
КA =
СНА

Х = [Н+] = К ∙ СНА

1/2 рК - 1/2 lgCHA
Для слабых кислот:
рН = 1/2

рКA - 1/2 lgCHA
Для слабых оснований:
рОН = 1/2 рКВ - 1/2 lgCВ или рН = 14 - 1/2 рКВ + 1/2 lgCВ

Пример 3. Рассчитать рН децимолярного раствора уксусной
кислоты.
С (СН3СООН) = 0.1 моль/л, рК (СН3СООН) = 4.76
рН = 1/2 рКA - 1/2 lgCHA = 2.89 + 0.5 = 3.39

аммиачный буфер

СН3СООNa + HCl ↔ СН3СООН + NaCl
СН3СООН + NaOH

↔ СН3СООNa + H2O

Равновесие в ацетатном буфере:
СН3СООН ↔ СН3СОО- + Н+
СНА Х Х
СН3СООNa ↔ СН3СОО- + Na+
Cсоли Ссоли

CH+ ∙ CCH3COO-

CH+ ∙ (Cсоли + Х)
КНА = = =
[СН3СООН] СCH3COOH СНА – CH+

CH+ ∙ Cсоли Скислоты
КНА = ; CH+ = КНА ∙
Скислоты Cсоли

рН буферного раствора слабой кислоты и ее соли:
Скислоты Скислоты
lg CH+ = lg KA + lg ; рН = рКА + lg
Cсоли Cсоли

соли:

Cоснования Cоснования
рОН = рКВ + lg ; рН = 14 – рКВ – lg
Ссоли Ссоли

NH4Cl → NH4+ + Cl-

NH3 + H2O → NH3∙H2O → NH4+ + OH-

H+ + OH- → H2O

NH4+ + OH- → NH4OH

[NH4+] ∙ [OH-] [NH3]
KВ = , [OH-] = KВ ∙
[NH3] [NH4+]

[NH3] = C(NH3) = Соснования,

[NH4+] = C(NH4Cl) = Ссоли

ΔСА ΔСВ
П (β) =

=
ΔрН ΔрН

П





рК рН