ГЛАВА 14. ПРОТОЛИТИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ И ПРОЦЕССЫ

14.1. Основные положения протолитической теории

В главе 3 были рассмотрены кислотно-основные реакции с позиций классической теории. В современной химии для описания реакций, сопровождающихся изменением кислотно-основных свойств реагирующих веществ, пользуются протолитической теорией (Дж. Бренстед, Т. Лоури, 1923 г.). Протолитическая теория шире трактует кислотно- основные взаимодействия по сравнению с классической теорией кислот и оснований С. Аррениуса.

В соответствии с положениями протолитической теории кислота - молекула или ион - донор протонов (НВ); основание - молекула или ион - акцептор протонов (В). Молекула и ион (или два иона), отличающиеся по составу на один протон, называются сопряженной кислотно-основной парой. В водных растворах кислот и оснований всегда имеются две сопряженные пары, одну из которых образует вода.

14.1.1. Автопротолиз воды

Для воды характерна протолитическая амфотерность. Реакция самоионизации (автопротолиза) воды, в ходе которой протон от одной молекулы воды (кислоты) переходит к другой молекуле воды (основанию), описывается уравнением:

Константа равновесия самоионизации воды равна:

Поскольку с(Н₂0) - величина постоянная (55,6 моль/л), то и произведение Kс²(Н₂0) также величина постоянная. Она обозначается K_w и называется константой автопротолиза воды.

Иногда используют устаревшее название этой константы - ионное произведение воды. Константа автопротолиза воды при 25 ?С равна 10^-14. Используя это значение, можно рассчитать концентрации ионов гидроксония и гидроксид-ионов в чистой воде:

В главе 6 (раздел 6.4.1) было приведено упрощенное определение водородного показателя рН. Водородный показатель введен в химическую практику датским химиком С. Серенсеном в 1909 г. Точно величина рН определяется как десятичный логарифм, взятый со знаком минус, активности ионов гидроксония а(Н₃0⁺):