Сильные кислоты и основания характеризуются полной степенью диссоциации в водных растворах. Это означает, что практически каждая молекула кислоты или основания распадается на ионы, определяя концентрацию водородных или гидроксид-ионов. Этот факт существенно упрощает вычисление pH.
Для сильной кислоты HA, полностью диссоциирующей в воде:
HA → H+ + A−
концентрация ионов водорода [H+] в растворе равна начальной концентрации кислоты CHA:
[H+] = CHA
pH определяется стандартной формулой:
pH = −log [H+]
Примеры:
0,01 М HCl: [H+] = 0, 01 М, log 0, 01 = −2, pH = 2.
0,1 М HNO₃: [H+] = 0, 1 М, pH = 1.
Для сильного основания BOH, полностью диссоциирующего:
BOH → B+ + OH−
концентрация гидроксид-ионов [OH−] равна начальной концентрации основания CBOH. Связь между pOH и pH выражается уравнением:
pH + pOH = 14
Следовательно:
pOH = −log [OH−], pH = 14 − pOH
Пример:
0,05 М NaOH: [OH−] = 0, 05 М, pOH = −log 0, 05 ≈ 1, 30, pH = 14 − 1, 30 = 12, 7.
Для многоосновных сильных кислот (H₂SO₄, H₃PO₄ в первой степени диссоциации) концентрация ионов водорода определяется числом диссоциируемых протонов. Например, для серной кислоты H₂SO₄ первая стадия диссоциации полная:
H2SO4 → H+ + HSO4−
Если концентрация H₂SO₄ равна C, то [H+] = C на первой стадии. Вторая стадия диссоциации слабее, но для концентрированных растворов её вклад может быть учтен при точных расчетах.
Для многоосновных сильных оснований, таких как Ba(OH)₂, каждый гидроксидный радикал полностью диссоциирует:
Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH−
Если C — концентрация Ba(OH)₂, то [OH−] = 2C, а pH вычисляется через pOH аналогично вышеописанному.
При разбавлении концентрация ионов пропорционально уменьшается, что прямо отражается на pH:
pH = −log [H+]
или
pH = 14 + log [OH−]
Разбавление сильных кислот и оснований изменяет pH практически линейно в логарифмическом масштабе, если не учитывать автопротолиз воды, который становится заметен при очень малых концентрациях (<10⁻⁵ М).
При низких концентрациях сильных кислот и оснований влияние автопротолиза воды учитывается. Константа автопротолиза Kw = [H+][OH−] = 10−14 при 25 °C. Для очень разбавленных кислот и оснований pH стремится к нейтральному значению 7. Например, 10⁻⁸ М HCl дает pH ≈ 6,92, а не 8, так как [H+]total = [H+]HCl + [H+]H2O.
| Тип вещества | Концентрация | Формула pH |
|---|---|---|
| Одноосновная сильная кислота | C | pH = −log C |
| Одноосновное сильное основание | C | pH = 14 + log C |
| Многоосновная сильная кислота | C, n протонов | pH = −log (n ⋅ C) |
| Многоосновное сильное основание | C, m OH⁻ | pH = 14 + log (m ⋅ C) |
Расчеты pH растворов сильных кислот и оснований базируются на предположении полной диссоциации. Для точности в сильно разбавленных растворах или многоосновных системах необходимо учитывать автопротолиз воды и число диссоциируемых ионов. Логарифмическая зависимость позволяет быстро и наглядно определять кислотность и щелочность растворов в широком диапазоне концентраций.