4.8.3. Растворы слабых кислот и оснований.

Приближенный расчет кислотности среды в растворах слабых электролитов выполняется с учетом концентрации электролита и значения константы его диссоциации. Они выводятся на основе закона действия масс примененного к уравнению диссоциации. Как и в рассмотренных выше случаях, решение уравнения полного материального баланса приводит к усложнению задачи. Поэтому, при выводе формул, не будем учитывать роль автопротолиза воды, что вполне корректно при значениях констант диссоциации К_д  10^6.

а) Слабая кислота.

Запишем уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты НХ и формулу константы диссоциации К_кис:

НХ  Н⁺ + Х^ (4.33)

К_кис = (4.34)

Принимая во внимание, что для одноосновной кислоты [H⁺] = [X^] и учитывая, что [HX]  С₀, где С₀ – исходная концентрация кислоты (это справедливо для значений К_кис  10^2), получаем

[H⁺]² = К_кисС₀ (4.35)

[H⁺] = (4.36)

б) Слабое основание.

Вывод формул для приближенного расчета кислотности среды слабого кислотного основания выполняется аналогично слабым кислотам, но при этом учитывают, что при диссоциации слабого основания в растворе идет накопление гидроксид-ионов, концентрация которых вычисляется по формуле

[OH^] = (4.37)

Учитывая, что концентрации [H⁺] и [OH^] связаны между собой через значение константы автопротолиза воды К_w, можно записать:

[H⁺] = = (4.38)

4.8.4 Расчет концентрации протонов в кислотных и основных буферах

Значение рН в буферных растворах определяется как концентрацией соли, так и кислоты (основания), что легко доказать, исходя из закона действия масс. Приближенное значение концентрации протонов в растворе можно найти следующим образом:

[H⁺] = – кислотный буфер (4.39)

[H⁺] = – основный буфер (4.40)

где К_кис и К_осн – константы диссоциации кислоты и основания; Кw – константа автопротолиза воды; С_х (х = кис, осн, соли) – молярная концентрация кислоты, основания или соли соответственно, моль/л; _х – количество вещества кислоты, основания или соли в растворе, моль.

В таблице 4.4 приведены формулы для приближенного вычисления концентрации протонов в различных типах растворов электролитов. Они справедливы для слабых электролитов, у которых значение К_дис составляет порядка 10^2  10^5. Если К_дис10^2, то электролит считается сильным, а его диссоциация в растворе – полной. Значение рН в растворах любого типа находят по общей формуле:

рН =  lg [H⁺]. (4.41)

Таблица. 4.4 Формулы приближенного расчета концентрации протонов

в растворах электролитов и буферах.

№	тип электролита	пример электролита	формула расчета [H^+]
1	Сильная кислота	HCl	[H^+]  nCк-ты^*
2	Сильное основание	KOH	[H^+] 
3	Слабая кислота	HCOOH	[H^+] =
4	Слабое основание	NH4OH	[H^+] =
5	Соль слабой кислоты и сильного основания	KCN	[H^+] =
6	Соль сильной кислоты и слабого основания	NH4Cl	[H^+] =
7	Соль слабой кислоты и слабого основания	HCOONH4	[H^+] =
	рН буферных систем
8	Кислотный буфер: слабая кислота и соль слабой кислоты и сильного основания	CH3COOH + CH3COONa	[H^+]= =
9	Основный буфер: слабое основание и соль слабого основания и сильной кислоты.	NH4OH + NH4Cl	[H^+] = =
10	Вода	H2O	[H^+] = [OH^] = 10^^7

^*n – основность кислоты или кислотность щелочи.