Кислотность и основность разбавленных растворов кислот и оснований

28.04.2020

Мерой силы кислоты или основания, согласно теории Брёнстеда – Лоури является константа кислотности или основности соответственно. Поскольку наиболее распространенным растворителем является вода, измерения проводят обычно в воде. Кислота в воде отдает ей свой протон:

 НХ + Н2O ↔ Н3O+ + X–

Применяя закон действующих масс, получим:закон действующих масс

В разбавленных растворах [Н2O ] = const (=55,5 моль/л), поэтому можно записатьзакон действующих масс в разбавленных растворах

Величина Ка называется константой кислотности (константой ионизации) и является мерой кислотности относительно стандарта, в данном случае Н2O. Константа кислотности воды равна:константа кислотности воды

Применяя аналогичный вывод для основания, получим:константа основности

Величина Кв называется константой основности и является мерой основности относительно стандарта (в данном случае Н2O ). Аналогично величине pH константы кислотности и основности можно выразить в логарифмической форме:

рКа = -lg Ка, рКв = -lg Кв (75)

Константы кислотности и основности связаны соотношением:

Kw = Ka •Kв, (76)

где Kw — константа автопротолиза растворителя (для воды — ионное произведение). Принимая во внимание (75), получаем уравнение (76) в виде:

pKw=pKa +pKв (77)

Константы кислотности  Ka и pKa, pKв в воде некоторых кислот (сопряженных кислот)

Кислота

Сопряженное основание

T C

Ka

pKa

pKв

H3O+

H2O

20

55,5

-1,7

15,7

HNO3

NO–3

25

43,6

-1,64

15,64

HNO2

NO–2

12,5

4,6·10-4

3,37

10,63

HBr

Br–

25

∼10 9

∼-9

∼23

HI

I–

25

∼1011

∼-11

∼25

H3PO4

H2PO–4

25

1,52·10-3

2,12

11,88

H2PO–4

HPO2-4

25

6,3·10-8

7,12

6,79

H2SO4

HSO–4

25

∼103

∼-3

∼17

HSO–4

SO2-4

25

1,2·10-2

1,92

12,08

H2S

HS–

18

9,1·10-8

7,04

6,96

H2SO3

HSO–3

18

1,54·10-2

1,82

12,18

H2CO3

HCO–3

25

4,3·10-4

6,37

7,63

HF

F–

25

3,53·10-4

3,45

10,55

HClO4

ClO–4

25

∼108

∼-8

∼22

HClO

ClO–

18

2,95·10-8

7,53

6,47

H2O

HO-

25

1,8·10-16

15,9

-1,9

NH+4

NH3

25

5,66·10-10

9,25

4,75

CH3NH+3

CH3NH2

25

2,7·10-11

10,66

3,34

(CH3)2NH+2

(CH3)2NH

25

1,85·10-11

10,73

3,27

HCOOH

HCOO-

20

1,77·10-4

3,75

10,25

CH3COOH

CH3COO–

25

1,75·10-5

4,75

9,25

CF3COOH

CF3COO–

25

5,9·10-1

0,23

13,77

CH2ClCOOH

CH2ClCOO–

25

1,36·10-3

2,87

11,13

C6H5OH

C6H5O–

20

1,28·10-10

9,99

4,01

n-CH3-C6H4OH

n-CH3-C6H4O-

25

5,55·10-11

10,26

3,74

Константы кислотности

Выбор растворителя для измерения кислотности или основности исследуемого соединения зависит от растворимости последнего в нем. Константы автопротолиза некоторых растворителей представлены в таблице 6 -2 . Если измерения проводят в водном растворе, то

рКа = 14 – рКв (78)

Основность чаще выражается не через  Кв, а через Ка сопряженны х кислот . Значения констант кислотности (Ка) и рКа, рКв, некоторых растворимых в воде кислот (сопряженных кислот) [13] приведены в таблице 6-3

Константы кислотности слабых кислот, нерастворимых в воде, определяют в других растворителях относительно друг друга, выстраивая таким образом единую шкалу кислотности. Полученные значения рКа носят приблизительный характер и могут быть использованы только для качественных оценок, например, данные таблицы 6-4 по константам кислотности относительно воды некоторых кислот Бренстеда.

Согласно табл. 6-4, в воде кислотами являются HCIO4, СН3СООН, основаниями — С2Н5ОН, С2Н2, NH3, С2Н4, С2Н6; в аммиаке кислоты — HCIO4, СН3СООН, С2Н5ОН, С2Н2, основания — С2Н4 и С2Н6.

 

Автор:
Источник: Органическая химия, А.М. Ким
Дата в источнике: 2002г