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