Кислотно-щелочной баланс

Основы химического равновесия

Количественно химическое равновесие характеризуется константой равновесия, которое можно вычислить с помощью формулы:

$\mathrm {K= \frac {k_1}{k_2} = \frac {[C]^{p} \cdot [D]^{q}}{[A]^{m} \cdot [B]^{n}}}$,

где

• К - константа равновесия реакции,
• $\mathrm {k_1}$ - прямая реакция,
• $\mathrm {k_2}$ - обратная реакция,
• m, n, p, q - коэффициенты,
• A, B - реагенты,
• C, D - продукты реакции.

Но внешние воздействия приводят к смещению равновесия в том направлении, в котором эффект воздействия ослабляется. Данные изменения определяются принципом Ле Шателье.

К внешним воздействиям относят изменение концентрации, давления и температуры.

Увеличение концентрации приводит к смещению равновесия в сторону расходования этого вещества, уменьшение - в сторону его образования.

Давление влияет только на равновесие реакции, протекающее с изменением числа молекул газообразных веществ. Увеличение давления смещает равновесие в сторону уменьшения газообразных веществ, уменьшение - в сторону их увеличения.

Для определения влияния температуры на химическое равновесие нужно знать знак теплового эффекта реакции. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении - в сторону экзотермической реакции.

Кислотно-основные теории

Выделяют три основные теории: электролитическую, протолитическую и электронную.

Электролитическая теория/теория электролитической диссоциации

Основываясь на данной теории, кислоты - это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах, в качестве катионов дают только катионы водорода и анионы кислотного остатка. Основаниями же называются электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов дают только анионы гидроксила и катионы металла.

Протолитическая теория

Согласно этой теории, кислоты являются донорами водорода. В соответствии с этим выделяют молекулярные, катионные и анионные кислоты.

Например, $\mathrm {HCl = H^{+} + Cl^{-}}$ - молекулярная кислота, $\mathrm {HCO_3^{-} = CO_3^{2-} + H^{+}}$ - анионная кислота.

Основания являются акцепторами водорода. Они также делятся на молекулярные, катионные и анионные.

В отличии от понятия основания в электролитической теории, в протолитической теории основаниями могут быть вещества, которые не имеют анионов $\mathrm {OH^{-}}$.

Электронная теория

К кислотам относятся вещества, которые являются акцепторами электронной пары, к основаниям - доноры электронной пары. То есть при взаимодействии кислоты и основания образуется связь по донорно-акцепторному механизму.

В отличии от предыдущих теорий, кислотами являются соединения, не имеющие в своем составе водород. например, $\mathrm {BF_3}$.

Водородный показатель рН

Водородный показатель используется для определения кислотно-основных свойств раствора. По определению $\mathrm {pH = -lg[H^{+}}$.

$\mathrm {pOH = -lg[OH^{-}}$ - гидроксидный показатель.

Исходя из ионного произведения воды следует, $\mathrm {pH + pOH = 14}$. То есть $\mathrm {pH=14 - pOH}$, $\mathrm {pOH=14 - pH}$.

Если содержание $\mathrm {[H]^{+} \gt [OH]^{-}}$, то среда раствора является кислой ($\mathrm {pH \gt 7}$). Если $\mathrm {[H]^{+} \lt [OH]^{-}}$, то среда щелочная ($\mathrm {pH \lt 7}$). Нейтральной будет среда, когда $\mathrm {[H]^{+} = [OH]^{-}}$ и рН соответственно будет равно 7.

Рисунок 1. Изменение окраски индикатора в соответствии с изменениями рН. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ