14.3: Відносні сили кислот і основ

Цілі навчання

• Оцініть відносні сили кислот і підстав відповідно до їх констант іонізації
• Раціоналізувати тенденції кислотно-основної міцності стосовно молекулярної структури
• Провести розрахунки рівноваги для слабких кислотно-основостійних систем

Ми можемо ранжувати сильні сторони кислот за ступенем їх іонізації у водному розчині. Реакція кислоти з водою дається загальним виразом:

$$\ce{HA}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{H3O+}(aq)+\ce{A-}(aq) \nonumber$$

Вода - це основа, яка реагує з кислотою$\ce{HA}$,$\ce{A^{−}}$ є кон'югатною основою кислоти$\ce{HA}$, а іон гідронію - кон'югатна кислота води. Сильна кислота дає 100% (або дуже майже так)$\ce{H3O+}$ і$\ce{A^{−}}$ коли кислота іонізується у воді; Малюнок$\PageIndex{1}$ перераховує кілька сильних кислот. А слабка кислота дає невеликі кількості$\ce{H3O+}$ і$\ce{A^{−}}$.

Малюнок$\PageIndex{1}$: Деякі з поширених сильних кислот і підстав перераховані тут.

Шість сильних кислот		Шість сильних основ
$\ce{HClO4}$	хлористої кислоти	$\ce{LiOH}$	гідроксид літію
$\ce{HCl}$	соляна кислота	$\ce{NaOH}$	гідроксид натрію
$\ce{HBr}$	бромна кислота	$\ce{KOH}$	гідроксид калію
$\ce{HI}$	воднева кислота	$\ce{Ca(OH)2}$	гідроксид кальцію
$\ce{HNO3}$	азотна кислота	$\ce{Sr(OH)2}$	гідроксид стронцію
$\ce{H2SO4}$	сірчана кислота	$\ce{Ba(OH)2}$	гідроксид барію

Відносні сили кислот можуть бути визначені шляхом вимірювання їх констант рівноваги у водних розчині. У розчині тієї ж концентрації сильніші кислоти іонізуються більшою мірою, і так дають більш високі концентрації іонів гідронію, ніж у більш слабких кислот. Константа рівноваги для кислоти називається константою кислотно-іонізації, К _а. Для реакції кислоти$\ce{HA}$:

$$\ce{HA}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{H3O+}(aq)+\ce{A-}(aq) \nonumber$$

запишемо рівняння для константи іонізації як:

$$K_\ce{a}=\ce{\dfrac{[H3O+][A- ]}{[HA]}} \nonumber$$

де концентрації знаходяться в рівновазі. Як зазначається в розділі про константи рівноваги, хоча вода є реагентом в реакції, вона також є розчинником, тому її активність має значення 1, що не змінює значення$K_a$.

Примітка

Поширеною помилкою є стверджувати, що молярна концентрація розчинника певним чином бере участь у законі рівноваги. Ця помилка є результатом нерозуміння термодинаміки розчину. Наприклад, часто стверджують, що K _a = K _eq [H ₂ O] для водних розчинів. Це рівняння є неправильним, оскільки є помилковою інтерпретацією правильного рівняння K _a = K _eq ($\textit{a}_{H_2O}$). Тому що$\textit{a}_{H_2O}$ = 1 для розведеного розчину, K _a = K _eq (1), або K _a = K _eq.

Чим$K_a$ більше кислоти, тим більша концентрація$\ce{H3O+}$ і$\ce{A^{−}}$ відносно концентрації неіонізованої кислоти,$\ce{HA}$. Таким чином, сильніша кислота має більшу постійну іонізації, ніж слабша кислота. Константи іонізації збільшуються в міру збільшення сильних сторін кислот.

Наступні дані про константах кислотно-іонізації вказують на порядок міцності кислоти:$\ce{CH3CO2H} < \ce{HNO2} < \ce{HSO4-}$

$$\begin{aligned} \ce{CH3CO2H}(aq) + \ce{H2O}(l) &⇌\ce{H3O+}(aq)+\ce{CH3CO2-}(aq) \quad &K_\ce{a}=1.8×10^{−5} \\[4pt] \ce{HNO2}(aq)+\ce{H2O}(l) &⇌\ce{H3O+}(aq)+\ce{NO2-}(aq) &K_\ce{a}=4.6×10^{-4} \\[4pt] \ce{HSO4-}(aq)+\ce{H2O}(l) &⇌\ce{H3O+}(aq)+\ce{SO4^2-}(aq) & K_\ce{a}=1.2×10^{−2} \end{aligned} \nonumber$$

Ще однією мірою міцності кислоти є її відсоткова іонізація. Відсоток іонізації слабкої кислоти - це відношення концентрації іонізованої кислоти до початкової концентрації кислоти, що дорівнює 100:

$$\% \:\ce{ionization}=\ce{\dfrac{[H3O+]_{eq}}{[HA]_0}}×100\% \label{PercentIon}$$

Оскільки співвідношення включає початкову концентрацію, відсоток іонізації для розчину даної слабкої кислоти змінюється в залежності від початкової концентрації кислоти, і фактично зменшується зі збільшенням концентрації кислоти.

Приклад$\PageIndex{1}$: Calculation of Percent Ionization from pH

Розрахуйте відсоток іонізації 0,125- М розчину азотної кислоти (слабкої кислоти), при рН 2,09.

Рішення

Відсоток іонізації для кислоти становить:

$$\ce{\dfrac{[H3O+]_{eq}}{[HNO2]_0}}×100 \nonumber$$

Хімічне рівняння дисоціації азотної кислоти таке:

$$\ce{HNO2}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{NO2-}(aq)+\ce{H3O+}(aq). \nonumber$$

Так як$10^{−pH} = \ce{[H3O+]}$, ми знаходимо$10^{−2.09} = 8.1 \times 10^{−3}\, M$, що, так що відсоток іонізації (Equation\ ref {Percention}) є:

$$\dfrac{8.1×10^{−3}}{0.125}×100=6.5\% \nonumber$$

Пам'ятайте, логарифм 2.09 вказує на концентрацію іонів гідронію лише з двома значущими цифрами.

Вправа$\PageIndex{1}$

Розрахуйте відсоток іонізації 0,10 М розчину оцтової кислоти з рН 2,89.

Відповідь

1,3% іонізований

Ми можемо ранжувати сили основ за їх схильністю до утворення гідроксидних іонів у водному розчині. Реакція основи Бронстеда-Лоурі з водою дається:

$$\ce{B}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{HB+}(aq)+\ce{OH-}(aq) \nonumber$$

Вода - це кислота, яка вступає в реакцію з основою,$\ce{HB^{+}}$ є кон'югатною кислотою основи$\ce{B}$, а гідроксид-іон - кон'югатною основою води. Сильна база дає 100% (або дуже майже так) OH ^- і HB ⁺, коли вона реагує з водою; На малюнку$\PageIndex{1}$ наведено кілька сильних основ. Слабка основа дає невелику частку гідроксидних іонів. Розчинні іонні гідроксиди, такі як NaOH, вважаються сильними основами, оскільки вони повністю дисоціюються при розчиненні у воді.

Як ми це робили з кислотами, ми можемо виміряти відносні сили основ, вимірюючи їх постійну базово-іонізації (K _b) у водних розчині. У розчині тієї ж концентрації сильніші підстави іонізуються більшою мірою, і так дають більш високі концентрації гідроксид-іонів, ніж роблять слабші підстави. Більш міцна основа має більшу постійну іонізації, ніж слабша основа. Для реакції підстави$\ce{B}$:

$$\ce{B}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{HB+}(aq)+\ce{OH-}(aq), \nonumber$$

запишемо рівняння для константи іонізації як:

$$K_\ce{b}=\ce{\dfrac{[HB+][OH- ]}{[B]}} \nonumber$$

де концентрації знаходяться в рівновазі. Знову ж таки, ми не бачимо води в рівнянні, оскільки вода є розчинником і має активність 1. Хімічні реакції та константи іонізації трьох показаних основ:

$$\begin{aligned} \ce{NO2-}(aq)+\ce{H2O}(l) &⇌\ce{HNO2}(aq)+\ce{OH-}(aq) \quad &K_\ce{b}=2.17×10^{−11} \\[4pt] \ce{CH3CO2-}(aq)+\ce{H2O}(l) &⇌\ce{CH3CO2H}(aq)+\ce{OH-}(aq) &K_\ce{b}=5.6×10^{−10} \\[4pt] \ce{NH3}(aq)+\ce{H2O}(l) &⇌\ce{NH4+}(aq)+\ce{OH-}(aq) &K_\ce{b}=1.8×10^{−5} \end{aligned} \nonumber$$

Таблиця констант іонізації слабких основ представлена в таблиці Е2. Як і у випадку з кислотами, відсоток іонізації може бути виміряний для основних розчинів, але буде змінюватися в залежності від базової постійної іонізації і початкової концентрації розчину.

Розглянемо реакції іонізації для кон'югатної кислотно-лужної пари,$\ce{HA − A^{−}}$:

$$\ce{HA}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{H3O+}(aq)+\ce{A-}(aq) \nonumber$$

с$K_\ce{a}=\ce{\dfrac{[H3O+][A- ]}{[HA]}}$.

$$\ce{A-}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{OH-}(aq)+\ce{HA}(aq) \nonumber$$

с$K_\ce{b}=\ce{\dfrac{[HA][OH]}{[A- ]}}$.

Додавання цих двох хімічних рівнянь дає рівняння для автоіонізації води:

$$\begin{align*} \cancel{\ce{HA}(aq)}+\ce{H2O}(l)+\cancel{\ce{A-}(aq)}+\ce{H2O}(l) &⇌ \ce{H3O+}(aq)+\cancel{\ce{A-}(aq)}+\ce{OH-}(aq)+\cancel{\ce{HA}(aq)} \\[4pt] \ce{2H2O}(l) &⇌\ce{H3O+}(aq)+\ce{OH-}(aq) \end{align*} \nonumber$$

Як показано в попередньому розділі про рівновагу,$K$ вираз для хімічного рівняння, отриманого від додавання двох або більше інших рівнянь, є математичним добутком$K$ виразів інших рівнянь. Помножуючи вирази масової дії разом і скасовуючи загальні терміни, ми бачимо, що:

$$K_\ce{a}×K_\ce{b}=\ce{\dfrac{[H3O+][A- ]}{[HA]}×\dfrac{[HA][OH- ]}{[A- ]}}=\ce{[H3O+][OH- ]}=K_\ce{w} \nonumber$$

Наприклад, константа кислотної іонізації оцтової кислоти (СН ₃ СООН) становить 1,8 × 10 ⁻⁵, а базова постійна іонізації її кон'югатної основи, ацетатного іона ($\ce{CH3COO-}$), становить 5,6 × 10 ⁻¹⁰. Добуток цих двох констант дійсно дорівнює$K_w$:

$$K_\ce{a}×K_\ce{b}=(1.8×10^{−5})×(5.6×10^{−10})=1.0×10^{−14}=K_\ce{w} \nonumber$$

Те, наскільки кислота$\ce{HA}$, дарує протони молекулам води, залежить від міцності кон'югатної основи$\ce{A^{−}}$, кислоти. Якщо$\ce{A^{−}}$ це сильна основа, будь-які протони, які подаються молекулам води, відловлюються$\ce{A^{−}}$. При цьому є відносно мало$\ce{A^{−}}$ і$\ce{H3O+}$ в розчині, і кислоти$\ce{HA}$, слабка. Якщо$\ce{A^{−}}$ є слабкою основою, вода пов'язує протони сильніше, а розчин містить в першу чергу$\ce{A^{−}}$ і$\ce{H3O^{+}}$ —кислота сильна. Сильні кислоти утворюють дуже слабкі кон'югатні підстави, а слабкі кислоти утворюють більш міцні кон'югатні підстави (рис.$\PageIndex{2}$).

"стиль = "ширина: 784px; висота: 271 пікселів;» ширина = «784px» висота = «271px» SRC =»/@api /deki/files/65684/CNX_Chem_14_03_strengths.jpg «>

Малюнок$\PageIndex{2}$: Ця діаграма показує відносні сили спряжених кислотно-лужних пар, на що вказують їх константи іонізації у водному розчині.

На малюнку$\PageIndex{3}$ наведено ряд кислот і підстав в порядку зменшення сильних сторін кислот та відповідних зростаючих сильних сторін підстав. Кислота і основа в даному ряду сполучаються один з одним.

Перші шість кислот на малюнку$\PageIndex{3}$ є найбільш поширеними сильними кислотами. Ці кислоти повністю дисоціюються у водному розчині. Кон'югатні підстави цих кислот є більш слабкими підставами, ніж вода. Коли одна з цих кислот розчиняється у воді, їх протони повністю переносяться у воду, більш міцну основу.

Ті кислоти, які лежать між іоном гідронію та водою на малюнку,$\PageIndex{3}$ утворюють кон'югатні основи, які можуть конкурувати з водою за володіння протоном. І іони гідронію, і молекули неіонізованої кислоти присутні в рівновазі в розчині однієї з цих кислот. Сполуки, які є слабшими кислотами, ніж вода (ті, що знаходяться нижче води в стовпці кислот) на малюнку, не$\PageIndex{3}$ виявляють помітної кислотної поведінки при розчиненні у воді. Їх кон'югатні основи міцніші, ніж іон гідроксиду, і якби утворилася якась кон'югатна основа, вона реагувала б з водою для повторного утворення кислоти.

"стиль = "ширина: 798 пікселів; висота: 715 пікселів;» ширина = «798px» висота = «715px» SRC =»/@api /deki/files/65685/CNX_Chem_14_03_Corresp.jpg «>

Малюнок$\PageIndex{3}$: На графіку показані відносні сили спряжених кислотно-лужних пар.

Ступінь, в якій основа утворює гідроксид-іон у водному розчині, залежить від міцності основи щодо міцності гідроксид-іона, як показано в останньому стовпці на рис$\PageIndex{3}$. Міцна основа, така як одна з тих, що лежать нижче гідроксид-іона, приймає протони з води, щоб отримати 100% кон'югатної кислоти та гідроксид-іона. Ці основи, що лежать між водою та гідроксидним іоном, приймають протони з води, але суміш гідроксид-іона та основи результатів. Підстави, які слабкіші за воду (ті, що лежать над водою в стовпі підстав), не показують жодної спостережуваної основної поведінки у водному розчині.

Приклад$\PageIndex{2}$: The Product K_a × K_b = K_w

Використовуйте$K_b$ для нітрит-іона$\ce{NO2-}$, щоб розрахувати$K_a$ для його кон'югатної кислоти.

Рішення

K _b для$\ce{NO2-}$ наведено у цьому розділі як 2,17 × 10 ⁻¹¹. Кон'югатна кислота HNO ₂; K _a для HNO ₂ може бути розрахована за допомогою співвідношення:$\ce{NO2-}$

$$K_\ce{a}×K_\ce{b}=1.0×10^{−14}=K_\ce{w} \nonumber$$

Вирішуючи для К _а, отримуємо:

$$\begin{align*} K_\ce{a} &=\dfrac{K_\ce{w}}{K_\ce{b}} \\[4pt] &=\dfrac{1.0×10^{−14}}{2.17×10^{−11}} \\[4pt] &=4.6×10^{−4} \end{align*} \nonumber$$

Цю відповідь можна перевірити, знайшовши K _a для HNO ₂ в таблиці E1

Вправа$\PageIndex{2}$

Ми можемо визначити відносні кислотні сили$\ce{NH4+}$ і$\ce{HCN}$ порівнявши їх константи іонізації. Константа іонізації$\ce{HCN}$ наведена в таблиці Е1 як 4,9 × 10 ⁻¹⁰. Константа$\ce{NH4+}$ іонізації не вказана, але константа іонізації її сполученого підстави$\ce{NH3}$, вказана як 1,8 × 10 ⁻⁵. Визначте постійну іонізації$\ce{NH4+}$, і вирішіть, яка є сильнішою кислотою,$\ce{HCN}$ або$\ce{NH4+}$.

Відповідь

$\ce{NH4+}$є трохи сильнішою кислотою (К _а для$\ce{NH4+}$ = 5,6 × 10 ⁻¹⁰).

Іонізація слабких кислот і слабких основ

Багато кислот і основ слабкі; тобто вони не іонізуються повністю у водному розчині. Розчин слабкої кислоти у воді являє собою суміш неіонізованої кислоти, іона гідронію та кон'югатної основи кислоти, з неіонізованою кислотою, присутньою в найбільшій концентрації. Таким чином, слабка кислота збільшує концентрацію іонів гідронію у водному розчині (але не стільки ж, скільки такої ж кількості сильної кислоти).

Оцтова кислота ($\ce{CH3CO2H}$) - слабка кислота. Коли ми додаємо оцтову кислоту в воду, вона в невеликій мірі іонізується відповідно до рівняння:

$$\ce{CH3CO2H}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{H3O+}(aq)+\ce{CH3CO2-}(aq) \nonumber$$

надання рівноважної суміші з більшою частиною кислоти, присутньої в неіонізованої (молекулярної) формі. Ця рівновага, як і інші рівноваги, є динамічною; молекули оцтової кислоти передають іони водню молекулам води і утворюють іони гідронію та ацетатні іони з тією ж швидкістю, що іони гідронію передають іони водню ацетатним іонам для реформування молекул оцтової кислоти та молекул води. Вимірюючи рН водного розчину відомої концентрації, можна сказати, що в будь-який момент іонізується лише частка слабкої кислоти (рис.$\PageIndex{4}$). Решта слабка кислота присутня в неіонізованому вигляді.

Для оцтової кислоти, при рівновазі:

$$K_\ce{a}=\ce{\dfrac{[H3O+][CH3CO2- ]}{[CH3CO2H]}}=1.8 \times 10^{−5} \nonumber$$

Малюнок$\PageIndex{4}$: pH папір вказує на те, що 0,L-м розчин$\ce{HCl}$ (стакан зліва) має рН 1. Кислота повністю іонізована і$\ce{[H3O+]}$ = 0,1 М розчин СН ₃ СО ₂ Н (стакан праворуч) має рН 3 ($\ce{[H3O+]}$= 0,001 М), оскільки слабка кислота СН ₃ СО ₂ Н тільки частково іонізується. У цьому розчині,$\ce{[H3O+]} < [\ce{CH3CO2H}]$. (кредит: модифікація роботи Сахара Атви)

На цьому зображенні показані дві пляшки, що містять прозорі безбарвні розчини. Кожна пляшка містить одну індикаторну смужку p H. Смужка в пляшці зліва червона, а аналогічна червона смужка поміщається на коло фільтрувального паперу перед пляшкою на поверхні, на якій спираються пляшки. Аналогічно, друга пляшка праворуч містить і помаранчеву смужку, а перед нею розміщена помаранчева смужка на колі фільтрувального паперу. Між двома пляшками знаходиться пачка паперів p Hydrion з кольоровою гамою p H на кришці.

Таблиця$\PageIndex{1}$: Константи іонізації деяких слабких кислот

Реакція іонізації	К а при 25 °C
$\ce{HSO4- + H2O ⇌ H3O+ + SO4^2-}$	1,2 × 10 ^−2
$\ce{HF + H2O ⇌ H3O+ + F-}$	3,5 × 10 ^−4
$\ce{HNO2 + H2O ⇌ H3O+ + NO2-}$	4,6 × 10 ^−4
$\ce{HNCO + H2O ⇌ H3O+ + NCO-}$	2 × 10 ^−4
$\ce{HCO2H + H2O ⇌ H3O+ + HCO2-}$	1,8 × 10 ^−4
$\ce{CH3CO2H + H2O ⇌ H3O+ + CH3CO2-}$	1,8 × 10 ^−5
$\ce{HCIO + H2O ⇌ H3O+ + CIO-}$	2,9 × 10 ^−8
$\ce{HBrO + H2O ⇌ H3O+ + BrO-}$	2,8 × 10 ^−9
$\ce{HCN + H2O ⇌ H3O+ + CN-}$	4,9 × 10 ^−10

У таблиці$\PageIndex{1}$ наведені константи іонізації для декількох слабких кислот; додаткові константи іонізації можна знайти в таблиці Е1.

При рівновазі розчин слабкої основи у воді являє собою суміш неіонізованої основи, кон'югатної кислоти слабкої основи і гідроксид-іона з присутнім в найбільшій концентрації неіонізованої основою. Таким чином, слабка основа збільшує концентрацію гідроксид-іонів у водному розчині (але не стільки ж, скільки такої ж кількості міцної основи).

Наприклад, розчин слабкої основи триметиламіну, (СН _{3) 3} Н, у воді реагує за рівнянням:

$$\ce{(CH3)3N}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{(CH3)3NH+}(aq)+\ce{OH-}(aq) \nonumber$$

Це дає рівноважну суміш з більшою частиною основи, присутньої у вигляді неіонізованого аміну. Ця рівновага аналогічна описаному для слабких кислот.

Ми можемо підтвердити, виміряючи рН водного розчину слабкої основи відомої концентрації, що з водою реагує тільки частка основи (рис. 14.4.5). Решта слабке підставу присутній у вигляді не прореагували форми. Константа рівноваги для іонізації слабкої основи$K_b$, називається постійною іонізації слабкої основи, і дорівнює коефіцієнту реакції, коли реакція знаходиться в рівновазі. Для триметиламіну при рівновазі:

$$K_\ce{b}=\ce{\dfrac{[(CH3)3NH+][OH- ]}{[(CH3)3N]}} \nonumber$$

Малюнок$\PageIndex{5}$: pH папір вказує на те, що 0,1-М розчин NH ₃ (зліва) є слабо основним. Розчин має PoH 3 ([OH ⁻] = 0,001 М), оскільки слабка основа NH ₃ лише частково реагує з водою. 0,1-М рішення NaOH (праворуч) має PoH 1, оскільки NaOH є сильною базою (кредит: модифікація роботи Сахар Атва).

Константи іонізації декількох слабких основ наведені в таблиці$\PageIndex{2}$ і таблиці Е2.

Таблиця$\PageIndex{2}$: Константи іонізації деяких слабких основ

Реакція іонізації	К б при 25° С
$\ce{(CH3)2NH + H2O ⇌ (CH3)2NH2+ + OH-}$	5,9 × 10 ^−4
$\ce{CH3NH2 + H2O ⇌ CH3NH3+ + OH-}$	4,4 × 10 ^−4
$\ce{(CH3)3N + H2O ⇌ (CH3)3NH+ + OH-}$	6,3 × 10 ^−5
$\ce{NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-}$	1,8 × 10 ^−5
$\ce{C6H5NH2 + H2O ⇌ C6N5NH3+ + OH-}$	4,3 × 10 ^−10

Приклад$\PageIndex{3}$: Determination of K_a from Equilibrium Concentrations

Оцтова кислота є основним інгредієнтом оцту, тому на смак він кислий. При рівновазі розчин містить [СН ₃ СО ₂ Н] = 0,0787 М і$\ce{[H3O+]}=\ce{[CH3CO2- ]}=0.00118\:M$. Яке значення$K_a$ для оцтової кислоти?

Оцет - це розчин оцтової кислоти, слабкої кислоти. (кредит: модифікація роботи «HomeSpot HQ» /Flickr)

Рішення

Нас просять обчислити константу рівноваги з рівноважних концентрацій. При рівновазі значення константи рівноваги дорівнює коефіцієнту реакції для реакції:

$$\ce{CH3CO2H}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{H3O+}(aq)+\ce{CH3CO2-}(aq) \nonumber$$

$$\begin{align*} K_\ce{a} &=\ce{\dfrac{[H3O+][CH3CO2- ]}{[CH3CO2H]}} \\[4pt] &=\dfrac{(0.00118)(0.00118)}{0.0787} \\[4pt] &=1.77×10^{−5} \end{align*} \nonumber$$

Вправа$\PageIndex{3}$

Яка постійна рівноваги для іонізації$\ce{HSO4-}$ іона, слабка кислота використовується в деяких побутових миючих засобах:

$$\ce{HSO4-}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{H3O+}(aq)+\ce{SO4^2-}(aq) \nonumber$$

В одній суміші NaHSO ₄ і Na _{2 SO 4} при рівновазі,$\ce{[H3O+]}$ = 0,027 М$\ce{[HSO4- ]}=0.29\:M$;; і$\ce{[SO4^2- ]}=0.13\:M$.

Відповідь

$K_a$для$\ce{HSO_4^-}= 1.2 ×\times 10^{−2}$

Приклад$\PageIndex{4}$: Determination of K_b from Equilibrium Concentrations

Кофеїн, C ₈ H ₁₀ N ₄ O ₂ є слабкою основою. Яке значення K _b для кофеїну, якщо розчин при рівновазі має [C ₈ H ₁₀ N ₄ O ₂] = 0,050 М,$\ce{[C8H10N4O2H+]}$ = 5,0 × 10 ⁻³ М, а [ОН ⁻] = 2,5 × 10 ⁻³ М?

Рішення

При рівновазі значення константи рівноваги дорівнює коефіцієнту реакції для реакції:

$$\ce{C8H10N4O2}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{C8H10N4O2H+}(aq)+\ce{OH-}(aq) \nonumber$$

тому

$$K_\ce{b}=\ce{\dfrac{[C8H10N4O2H+][OH- ]}{[C8H10N4O2]}}=\dfrac{(5.0×10^{−3})(2.5×10^{−3})}{0.050}=2.5×10^{−4} \nonumber$$

Вправа$\PageIndex{4}$

Що таке постійна рівноваги для іонізації$\ce{HPO4^2-}$ іона, слабке підставу:

$$\ce{HPO4^2-}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{H2PO4-}(aq)+\ce{OH-}(aq) \nonumber$$

У розчині, що містить суміш$\ce{NaH2PO4}$ і$\ce{Na2HPO4}$ при рівновазі з:

• $[\ce{OH^{−}}] = 1.3 × 10^{−6} M$
• $\ce{[H2PO4^{-}]=0.042\:M}$і
• $\ce{[HPO4^{2-}]=0.341\:M}$.

Відповідь

К _б для$\ce{HPO4^2-}=1.6×10^{−7}$

Приклад$\PageIndex{5}$: Determination of K_a or K_b from pH

Показник рН 0,0516- М розчину азотної кислоти$\ce{HNO2}$, становить 2,34. Що це таке$K_a$?

$$\ce{HNO2}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{H3O+}(aq)+\ce{NO2-}(aq) \nonumber$$

Рішення

Визначено константу рівноваги, починаючи з початкових концентрацій HNO ₂$\ce{H3O+}$, а$\ce{NO2-}$ також одну з кінцевих концентрацій - концентрацію іона гідронію при рівновазі. (Пам'ятайте, що рН - це просто інший спосіб виразити концентрацію іона гідронію.)

Ми можемо вирішити цю проблему наступними кроками, в яких х - це зміна концентрації виду в реакції:

Ми можемо узагальнити різні концентрації та зміни, як показано тут. Оскільки вода є розчинником, вона має фіксовану активність, рівну 1. Будь-яка невелика кількість води, що утворюється або витрачається під час реакції, не змінить роль води як розчинника, тому значення її активності залишається рівним 1 протягом всієї реакції.

Щоб отримати різні значення в таблиці ДВС (Початкова, Зміна, Рівновага), спочатку обчислимо$\ce{[H3O+]}$, рівноважна концентрація$\ce{H3O+}$, з рН:

$$\ce{[H3O+]}=10^{−2.34}=0.0046\:M \nonumber$$

Зміна концентрації$\ce{H3O+}$$x_{\ce{[H3O+]}}$, - це різниця між рівноважною концентрацією Н ₃ О ⁺, яку ми визначили з рН, і початковою концентрацією,$\mathrm{[H_3O^+]_i}$. Початкова концентрація$\ce{H3O+}$ - це його концентрація в чистій воді, яка настільки менше кінцевої концентрації, що ми наближаємо її як нуль (~0).

Зміна концентрації$\ce{NO2-}$ дорівнює зміні концентрації$\ce{[H3O+]}$. На кожну 1 моль$\ce{H3O+}$ цієї форми 1 моль$\ce{NO2-}$ форм. Рівноважна концентрація HNO ₂ дорівнює його початковій концентрації плюс зміна її концентрації.

Тепер ми можемо заповнити таблицю ICE концентраціями в рівновазі, як показано тут:

Нарешті, обчислимо значення константи рівноваги, використовуючи дані таблиці:

$$K_\ce{a}=\ce{\dfrac{[H3O+][NO2- ]}{[HNO2]}}=\dfrac{(0.0046)(0.0046)}{(0.0470)}=4.5×10^{−4} \nonumber$$

Вправа$\PageIndex{5}$

Показник рН розчину побутового аміаку, 0,950- М розчину NH _3, становить 11,612. Що таке K _b для NH ₃.

Відповідь

$K_b = 1.8 × 10^{−5}$

Приклад$\PageIndex{6}$: Equilibrium Concentrations in a Solution of a Weak Acid

Мурашина кислота, HCO ₂ H, є подразником, який викликає реакцію організму на укуси мурашок.

Біль від укусу мурашки викликається мурашиною кислотою. (кредит: Джон Танн)

Яка концентрація іона гідронію і рН в 0,534- М розчині мурашиної кислоти?

$$\ce{HCO2H}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{H3O+}(aq)+\ce{HCO2-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{a}=1.8×10^{−4} \nonumber$$

Рішення немає

1. Визначте х і рівноважні концентрації. Вираз рівноваги таке:

$$\ce{HCO2H}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{H3O+}(aq)+\ce{HCO2-}(aq) \nonumber$$

Оскільки вода є розчинником, вона має фіксовану активність, рівну 1. Будь-яка невелика кількість води, що утворюється або витрачається під час реакції, не змінить роль води як розчинника, тому значення її активності залишається рівним 1 протягом всієї реакції, тому нам не потрібно враховувати її при налаштуванні столу ICE.

У таблиці наведені початкові концентрації (концентрації до іонізації кислоти), зміни концентрації і рівноважні концентрації слідують (дані, наведені в задачі, відображаються в кольорі):

2. Вирішити для$x$ і рівноважні концентрації. При рівновазі:

$$\begin{align*} K_\ce{a} &=1.8×10^{−4}=\ce{\dfrac{[H3O+][HCO2- ]}{[HCO2H]}} \\[4pt] &=\dfrac{(x)(x)}{0.534−x}=1.8×10^{−4} \end{align*} \nonumber$$

Тепер вирішуйте для$x$. Оскільки початкова концентрація кислоти досить велика і$K_a$ дуже мала, ми припускаємо$x << 0.534$, що, що дозволяє нам спростити знаменник терміном як$(0.534 − x) = 0.534$. Це дає:

$$K_\ce{a}=1.8×10^{−4}=\dfrac{x^{2}}{0.534} \nonumber$$

Вирішити для$x$ наступним чином:

$$\begin{align*} x^2 &=0.534×(1.8×10^{−4}) \\[4pt] &=9.6×10^{−5} \\[4pt] x &=\sqrt{9.6×10^{−5}} \\[4pt] &=9.8×10^{−3} \end{align*} \nonumber$$

Щоб перевірити припущення,$x$ яке невелике в порівнянні з 0,534, обчислюємо:

$$\begin{align*} \dfrac{x}{0.534} &=\dfrac{9.8×10^{−3}}{0.534} \\[4pt] &=1.8×10^{−2} \, \textrm{(1.8% of 0.534)} \end{align*} \nonumber$$

$x$становить менше 5% від початкової концентрації; припущення дійсне.

Ми знаходимо рівноважну концентрацію іона гідронію в цьому розчині мурашиної кислоти від його початкової концентрації та зміни цієї концентрації, як зазначено в останньому рядку таблиці:

$$\begin{align*} \ce{[H3O+]} &=~0+x=0+9.8×10^{−3}\:M. \\[4pt] &=9.8×10^{−3}\:M \end{align*} \nonumber$$

РН розчину можна дізнатися, взявши негативний журнал$\ce{[H3O+]}$, так:

$$pH = −\log(9.8×10^{−3})=2.01 \nonumber$$

Вправа$\PageIndex{6}$: acetic acid

Лише мала частка слабкої кислоти іонізується у водному розчині. Який відсоток іонізації оцтової кислоти в 0,100- М розчині оцтової кислоти, СН ₃ СО ₂ Н?

$$\ce{CH3CO2H}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{H3O+}(aq)+\ce{CH3CO2-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{a}=1.8×10^{−5} \nonumber$$

Підказка

Визначте$\ce{[CH3CO2- ]}$ при рівновазі.) Нагадаємо, що відсоток іонізації - це частка оцтової кислоти, яка іонізована × 100, або$\ce{\dfrac{[CH3CO2- ]}{[CH3CO2H]_{initial}}}×100$.

Відповідь

відсоток іонізації = 1,3%

Наступний приклад показує, що концентрацію продуктів, одержуваних іонізацією слабкої основи, можна визначити по тій же серії етапів, що застосовуються зі слабкою кислотою.

Приклад$\PageIndex{7}$: Equilibrium Concentrations in a Solution of a Weak Base

Знайти концентрацію гідроксид-іона в 0,25- М розчині триметиламіну, слабкої основи:

$$\ce{(CH3)3N}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{(CH3)3NH+}(aq)+\ce{OH-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{b}=6.3×10^{−5} \nonumber$$

Рішення Ця задача вимагає обчислити рівноважну концентрацію, визначаючи зміни концентрації, коли іонізація основи переходить до рівноваги. Розчин підходить так само, як і для іонізації мурашиної кислоти в прикладі$\PageIndex{6}$. Реагенти і продукти будуть різними і цифри будуть різними, але логіка буде однаковою:

1. Визначте х і рівноважні концентрації. У таблиці наведені зміни і концентрації:

2. Вирішити для$x$ і рівноважні концентрації. При рівновазі:

$$K_\ce{b}=\ce{\dfrac{[(CH3)3NH+][OH- ]}{[(CH3)3N]}}=\dfrac{(x)(x)}{0.25−x=}6.3×10^{−5} \nonumber$$

Якщо припустити, що x малий відносно 0,25, то ми можемо замінити (0,25 − x) у попередньому рівнянні на 0.25. Розв'язування спрощеного рівняння дає:

$$x=4.0×10^{−3} \nonumber$$

Ця зміна становить менше 5% від початкової концентрації (0,25), тому припущення виправдано.

Нагадаємо, що для цього розрахунку$x$ дорівнює рівноважна концентрація гідроксид-іона в розчині (див. Раніше таблицю):

$$\begin{align*} (\ce{[OH- ]}=~0+x=x=4.0×10^{−3}\:M \\[4pt] &=4.0×10^{−3}\:M \end{align*} \nonumber$$

Потім розрахуйте poH наступним чином:

$$\ce{pOH}=−\log(4.3×10^{−3})=2.40 \nonumber$$

Використовуючи відношення, введене в попередньому розділі цього розділу:

$$\mathrm{pH + pOH=p\mathit{K}_w=14.00}\nonumber$$

дозволяє обчислення рН:

$$\mathrm{pH=14.00−pOH=14.00−2.37=11.60} \nonumber$$

Перевірте роботу. Перевірка нашої арифметики показує, що$K_b = 6.3 \times 10^{−5}$.

Вправа$\PageIndex{7}$

1. Показати, що обчислення на кроці 2 цього прикладу дає x 4.3 × 10 ⁻³, а обчислення на кроці 3 показує K _b = 6.3 × 10 ⁻⁵.
2. Знайти концентрацію гідроксид-іона в 0,0325- М розчині аміаку, слабкої основи з K _b 1,76 × 10 ⁻⁵. Обчисліть відсоток іонізації аміаку, фракції іонізованої × 100, або$\ce{\dfrac{[NH4+]}{[NH3]}}×100 \%$

Відповідь на

$7.56 × 10^{−4}\, M$, 2,33%

Відповідь б

2.33%

Деякі слабкі кислоти і слабкі підстави іонізуються до такої міри, що спрощує припущення про те, що х невеликий щодо початкової концентрації кислоти або основи, недоцільно. Коли ми вирішуємо для рівноважних концентрацій в таких випадках, ми побачимо, що ми не можемо нехтувати зміною початкової концентрації кислоти або основи, і ми повинні вирішити рівняння рівноваги, використовуючи квадратне рівняння.

Приклад$\PageIndex{8}$: Equilibrium Concentrations in a Solution of a Weak Acid

Бісульфат натрію, NaHSO ₄, використовується в деяких побутових миючих засобах, оскільки він містить$\ce{HSO4-}$ іон, слабку кислоту. Що таке рН 0,50-М розчину$\ce{HSO4-}$?

$$\ce{HSO4-}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{H3O+}(aq)+\ce{SO4^2-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{a}=1.2×10^{−2} \nonumber$$

Рішення немає

Нам потрібно визначити рівноважну концентрацію іона гідронію, що виникає в результаті іонізації,$\ce{HSO4-}$ щоб ми могли використовувати$\ce{[H3O+]}$ для визначення рН. Як і в попередніх прикладах, ми можемо підійти до вирішення наступними кроками:

1. Визначають$x$ і рівноважні концентрації. У цій таблиці наведені зміни і концентрації:

2. Вирішити для$x$ і концентрації.

Коли ми почнемо вирішувати для$x$, ми виявимо, що це складніше, ніж у попередніх прикладах. Коли ми обговорюємо ці ускладнення, ми не повинні втрачати сліди того факту, що це все ще мета цього кроку, щоб визначити значення$x$.

При рівновазі:

$$K_\ce{a}=1.2×10^{−2}=\ce{\dfrac{[H3O+][SO4^2- ]}{[HSO4- ]}}=\dfrac{(x)(x)}{0.50−x} \nonumber$$

Якщо припустити, що x малий і приблизний (0.50 − x) як 0.50, то знайдемо:

$$x=7.7×10^{−2} \nonumber$$

Коли ми перевіряємо припущення, підтверджуємо:

$$\dfrac{x}{\mathrm{[HSO_4^- ]_i}} \overset{?}{\le} 0.05 \nonumber$$

який для цієї системи

$$\dfrac{x}{0.50}=\dfrac{7.7×10^{−2}}{0.50}=0.15(15\%) \nonumber$$

Значення$x$ не менше 5% від 0,50, тому припущення не є дійсним. Нам потрібна квадратична формула, щоб знайти$x$.

Рівняння:

$$K_\ce{a}=1.2×10^{−2}=\dfrac{(x)(x)}{0.50−x}\nonumber$$

дає

$$6.0×10^{−3}−1.2×10^{−2}x=x^{2+} \nonumber$$

або

$$x^{2+}+1.2×10^{−2}x−6.0×10^{−3}=0 \nonumber$$

Це рівняння можна вирішити за допомогою квадратичної формули. Для рівняння виду

$$ax^{2+} + bx + c=0, \nonumber$$

$x$задається квадратним рівнянням:

$$x=\dfrac{−b±\sqrt{b^{2+}−4ac}}{2a} \nonumber$$

У цій проблемі,$a = 1$,$b = 1.2 × 10^{−3}$, і$c = −6.0 × 10^{−3}$.

Розв'язування для x дає негативний корінь (який не може бути правильним, оскільки концентрація не може бути негативною) та позитивний корінь:

$$x=7.2×10^{−2} \nonumber$$

Тепер визначаємо концентрацію іонів гідронію і рН:

$$\begin{align*} \ce{[H3O+]} &=~0+x=0+7.2×10^{−2}\:M \\[4pt] &=7.2×10^{−2}\:M \end{align*} \nonumber$$

Показник рН цього розчину становить:

$$\mathrm{pH=−log[H_3O^+]=−log7.2×10^{−2}=1.14} \nonumber$$

Вправа$\PageIndex{8}$

1. Показати, що дає квадратична формула$x = 7.2 × 10^{−2}$.
2. Розрахуйте рН в 0,010- М розчині кофеїну, слабку основу:

$$\ce{C8H10N4O2}(aq)+\ce{H2O}(l)⇌\ce{C8H10N4O2H+}(aq)+\ce{OH-}(aq) \hspace{20px} K_\ce{b}=2.5×10^{−4} \nonumber$$

Підказка

Потрібно буде перетворити [OH ⁻] в pH$\ce{[H3O+]}$ або pH на pH ближче до кінця обчислення.

Відповідь

рН 11,16

Відносні сили сильних кислот і основ

Сильні кислоти, такі як$\ce{HCl}$$\ce{HBr}$, і$\ce{HI}$, все проявляють однакову міцність у воді. Молекула води є настільки сильною основою в порівнянні з кон'югатними основами Cl ⁻, Br ^- і I ^- що іонізація цих сильних кислот по суті повна у водних розчині. У розчинниках менш основних, ніж у воді$\ce{HCl}$, ми знаходимо$\ce{HBr}$, і помітно$\ce{HI}$ відрізняються своєю схильністю відмовлятися від протона до розчинника. Наприклад, при розчиненні в етанолі (більш слабкій основі, ніж у воді) ступінь іонізації збільшується в порядку$\ce{HCl < HBr < HI}$, і тому$\ce{HI}$ демонструється найсильніша з цих кислот. Нездатність розрізнити відмінності в міцності серед сильних кислот, розчинених у воді, відома як вирівнюючий ефект води.

Вода також надає вирівнюючу дію на сили міцних підстав. Наприклад, іон оксиду, O ^{2 −} і амід-іон$\ce{NH2-}$, є такими міцними основами, що вони повністю реагують з водою:

$$\ce{O^2-}(aq)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{OH-}(aq)+\ce{OH-}(aq) \nonumber$$

$$\ce{NH2-}(aq)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{NH3}(aq)+\ce{OH-}(aq) \nonumber$$

Таким чином, O ²⁻ і,$\ce{NH2-}$ здається, мають однакову міцність основи у воді; обидва вони дають 100% вихід гідроксид-іона.

При відсутності будь-якого вирівнюючого ефекту кислотна міцність бінарних сполук водню з неметалами (А) збільшується в міру зменшення міцності зв'язку H-A вниз по групі в таблиці Менделєєва. Для 17 групи порядок підвищення кислотності становить$\ce{HF < HCl < HBr < HI}$. Так само для групи 16 порядок збільшення сили кислоти становить H _{2 O < H 2} S < H ₂ Se < H ₂ Se < H _{2 Te}. Через ряд у таблиці Менделєєва кислотна міцність бінарних сполук водню зростає зі збільшенням електронегативності неметалевого атома, оскільки полярність зв'язку H-A збільшується. Таким чином, порядок підвищення кислотності (для видалення одного протона) по всьому другому ряду дорівнює$\ce{CH4 < NH3 < H2O < HF}$; поперек третього ряду - це$\ce{SiH4 < PH3 < H2S < HCl}$ (див. Рис.$\PageIndex{6}$).

Малюнок$\PageIndex{6}$: При русі зліва направо і вниз по таблиці Менделєєва сила кислоти збільшується. У міру переміщення справа наліво і вгору міцність основи збільшується.

Ця діаграма має два рядки і чотири стовпці. Червоні стрілки вказують ліворуч на нижній частині фігури і вниз з правого боку і позначені написом «Збільшення кислотної сили». Сині стрілки вказують ліворуч внизу і вгору в правій частині фігури і позначені написом «Збільшення базової міцності». Перший стовпець позначений 14 у верхній частині, а два білих квадрата знаходяться під ним. Перший має цифру 6 у верхньому лівому кутку і формулу C H індекс 4 в центрі разом з позначенням Ні кислоти, ні основи. Другий квадрат містить цифру 14 в лівому верхньому кутку, формулу C H індекс 4 в центрі і позначення Ні кислоти, ні основи. Другий стовпець позначений 15 вгорі і два синіх квадрата знаходяться під ним. Перший має цифру 7 у верхньому лівому кутку і формулу N H індекс 3 в центрі разом з позначенням Слабка база і K індекс b дорівнює 1,8 раз 10 надіндексу негативного 5. Другий квадрат містить цифру 15 в лівому верхньому кутку, формулу P H індексу 3 в центрі і позначення Дуже слабке підставу і K індекси b дорівнює 4 рази 10 надіндексу негативного 28. Третій стовпець позначений 16 вгорі, а під ним два квадрата. Перший є затіненим засмагою і має цифру 8 у верхньому лівому кутку і формулу H індекс 2 O в центрі разом з позначенням нейтраль. Другий квадрат затінений рожевим кольором, містить цифру 16 в лівому верхньому кутку, формулу H індекс 2 S в центрі і позначення Слабка кислота і K індекс a дорівнює 9,5 раз 10 надіндексу негативного 8. Четвертий стовпець позначений 17 вгорі, а під ним два квадрата. Перша затінена рожевим кольором, має цифру 9 у верхньому лівому кутку і формулу H F в центрі разом з позначенням Слабка кислота і K індекс a дорівнює 6,8 разів 10 надіндексів негативних 4. Другий квадрат затінений більш глибоким рожевим кольором, містить цифру 17 в лівому верхньому кутку, формулу H C l в центрі і позначення Strong acid.

Сполуки, що містять кисень і одну або кілька гідроксильних (ОН) груп, можуть бути кислотними, основними або амфотерними, в залежності від положення в періодичній таблиці центрального атома Е, атома, пов'язаного з гідроксильною групою. Такі сполуки мають загальну формулу O _n E (OH) _m, і включають сірчану кислоту$\ce{O2S(OH)2}$, сірчану кислоту$\ce{OS(OH)2}$, азотну кислоту$\ce{O2NOH}$, хлорну кислоту$\ce{O3ClOH}$, гідроксид алюмінію$\ce{Al(OH)3}$, гідроксид кальцію$\ce{Ca(OH)2}$, гідроксид калію,$\ce{KOH}$:

 

Показано діаграму, яка включає центральний атом, позначений літерою Е. Одиночні зв'язки простягаються вище, знизу, зліва та праворуч від Е. Атом O пов'язаний праворуч від Е, а стрілка вказує на зв'язок, що позначає його, «Bond a». Атом H є одинарним зв'язаним праворуч від атома O. Стрілка, що вказує на цей зв'язок, з'єднує його з міткою «Bond b».

Якщо центральний атом, Е, має низьку електронегативність, його тяжіння для електронів низька. Існує невелика тенденція до утворення центрального атома міцного ковалентного зв'язку з атомом кисню, і зв'язок a між елементом і киснем легше розривається, ніж зв'язок b між киснем і воднем. Отже, зв'язок а є іонним, гідроксидні іони виділяються в розчин, а матеріал поводиться як основа - це стосується Са (ОН) ₂ та КОН. Більш низька електронегативність характерна для більш металевих елементів; отже, металеві елементи утворюють іонні гідроксиди, які за визначенням є основними сполуками.

Якщо, з іншого боку, атом Е має відносно високу електронегативність, він сильно притягує електрони, які він ділить з атомом кисню, роблячи зв'язок відносно сильно ковалентним. Киснево-водневий зв'язок, зв'язок b, тим самим послаблюється, оскільки електрони зміщуються в бік Е. Бонд b полярний і легко вивільняє іони водню в розчин, тому матеріал поводиться як кислота. Високі електронегативності характерні для більш неметалевих елементів. Так, неметалеві елементи утворюють ковалентні сполуки, що містять кислі групи −ОН, які називаються оксикислотами.

Збільшення числа окислення центрального атома Е також збільшує кислотність оксикислоти, оскільки це збільшує тяжіння Е для електронів, які він ділить з киснем, і тим самим послаблює O-H зв'язок. Сірчана кислота, H ₂ SO ₄, або O ₂ S (OH) ₂ (з числом окислення сірки +6), більш кисла, ніж сірчана кислота, H ₂ SO ₃, або OS (OH) ₂ (з числом окислення сірки +4). Аналогічно азотна кислота, HNO ₃ або O ₂ NOH (число окислення N = +5), є більш кислою, ніж азотна кислота, HNO ₂ або ONOH (число окислення N = +3). У кожній з цих пар число окислення центрального атома більше для більш сильної кислоти (рис.$\PageIndex{7}$).

Малюнок$\PageIndex{7}$: Зі збільшенням числа окислення центрального атома Е кислотність також збільшується.

Наведено діаграму, яка включає чотири структурні формули для кислот. Під конструкціями розміщена червона стрілка, що вказує вправо, розміщена під структурою, яка позначена «Підвищення кислотної міцності». У верхньому лівому куті передбачена структура азотної кислоти. Він включає в себе атом Н, до якого одним зв'язком праворуч пов'язаний атом O з двома нерозділеними електронними парами. Один зв'язок простягається праворуч і трохи нижче до атома N з однією неподільною електронною парою. Подвійний зв'язок простягається вгору і вправо від цього атома N до атома O, який має дві нерозділені електронні пари. Справа вгорі розташована структура для азотної кислоти. Ця структура відрізняється від попередньої структури тим, що атом N знаходиться безпосередньо праворуч від першого атома O, а другий атом O з трьома нерозділеними електронними парами з'єднаний єдиним зв'язком нижче і праворуч від атома N, який не має неподілених електронних пар. У нижньому лівому куті атом O з двома неподіленими електронними парами подвійно пов'язаний праворуч з атомом S з єдиною неподільною електронною парою. Атом O з двома нерозділеними електронними парами пов'язаний вище, а атом H є єдиним зв'язаним з цим атомом O. Праворуч від атома S знаходиться єдиний зв'язок з іншим атомом O з двома нерозділеними електронними парами, до яких атом Н одинарно пов'язаний. Ця структура має маркування «Сірчиста кислота». Аналогічна структура, яка позначена «Сірчана кислота», розміщена в нижній правій області малюнка. Ця структура відрізняється тим, що атом H є одинарним зв'язаним зліва від першого атома O, залишаючи його з двома неподіленими електронними парами, а четвертий атом O з двома неподіленими електронними парами подвійно пов'язаний під атомом S, залишаючи його без неподілених електронних пар.

Гідроксисполуки елементів з проміжною електронегативністю і відносно високими числами окислення (наприклад, елементи поблизу діагональної лінії, що відокремлюють метали від неметалів в таблиці Менделєєва) зазвичай амфотерні. Це означає, що гідроксисполуки діють як кислоти, коли вони реагують з сильними підставами і як основи, коли вони реагують з сильними кислотами. Амфотеризм гідроксиду алюмінію, який зазвичай існує як гідрат$\ce{Al(H2O)3(OH)3}$, відображається в його розчинності як в сильних кислотах, так і в сильних підставах. У сильних підставах відносно нерозчинний гідратований гідроксид алюмінію$\ce{Al(H2O)3(OH)3}$, перетворюється в розчинний іон$\ce{[Al(H2O)2(OH)4]-}$, шляхом реакції з гідроксид-іоном:

$$[\ce{Al(H2O)3(OH)3}](aq)+\ce{OH-}(aq)⇌\ce{H2O}(l)+\ce{[Al(H2O)2(OH)4]-}(aq) \nonumber$$

У цій реакції протон переноситься з однієї з зв'язаних алюмінієм молекул Н ₂ О в гідроксидний іон в розчині. $\ce{Al(H2O)3(OH)3}$З'єднання при цьому діє як кислота в цих умовах. З іншого боку, при розчиненні в сильних кислотах він перетворюється в розчинний іон$\ce{[Al(H2O)6]^3+}$ шляхом реакції з іоном гідронію:

$$\ce{3H3O+}(aq)+\ce{Al(H2O)3(OH)3}(aq)⇌\ce{Al(H2O)6^3+}(aq)+\ce{3H2O}(l) \nonumber$$

При цьому протони переносяться з іонів гідронію в розчині$\ce{Al(H2O)3(OH)3}$, а з'єднання функціонує як основа.

Резюме

Сильні сторони кислот і підстав Бронстеда-Лоурі у водних розчині можуть бути визначені їх кислотними або основними константами іонізації. Більш сильні кислоти утворюють слабші кон'югатні основи, а слабші кислоти утворюють більш міцні кон'югатні підстави. Таким чином, сильні кислоти повністю іонізуються у водному розчині, оскільки їх кон'югатні основи є слабшими основами, ніж вода. Слабкі кислоти іонізуються лише частково, оскільки їх кон'югатні основи досить сильні, щоб успішно конкурувати з водою за володіння протонами. Сильні підстави реагують з водою з кількісним утворенням гідроксидних іонів. Слабкі підстави дають лише невеликі кількості гідроксид-іона. Сильні сторони бінарних кислот збільшуються зліва направо протягом періоду періодичної таблиці (CH ₄ < NH ₃ < H ₂ O < HF), і вони збільшуються вниз по групі (HF < HCl < HBr < HI). Сильні сторони оксикислот, які містять той же центральний елемент, збільшуються зі збільшенням числа окислення елемента (H ₂ SO ₃ < H ₂ SO ₄). Сильні сторони оксикислот також збільшуються у міру збільшення електронегативності центрального елемента [H ₂ SeO ₄ < H _{2 SO 4}].

Ключові рівняння

• $K_\ce{a}=\ce{\dfrac{[H3O+][A- ]}{[HA]}}$
• $K_\ce{b}=\ce{\dfrac{[HB+][OH- ]}{[B]}}$
• $K_a \times K_b = 1.0 \times 10^{−14} = K_w \,(\text{at room temperature})$
• $\textrm{Percent ionization}=\ce{\dfrac{[H3O+]_{eq}}{[HA]_0}}×100$

Глосарій

Постійна іонізації кислоти (K _a)

постійна рівноваги для іонізації слабкої кислоти

базова постійна іонізації (K _b)

постійна рівноваги для іонізації слабкої основи

вирівнюючий ефект води

будь-яка кислота сильніше$\ce{H3O+}$, ніж або будь-яка основа, сильніша за ^{ОН -} реагуватиме з водою з утворенням$\ce{H3O+}$, або OH ^- відповідно; вода діє як основа, щоб усі сильні кислоти виглядали однаково сильними, і вона діє як кислота, щоб всі міцні основи виглядали однаково сильними

оксикислота

з'єднання, що містить неметал і одну або кілька гідроксильних груп

відсоток іонізації

відношення концентрації іонізованої кислоти до початкової концентрації кислоти, раз 100