Ионные равновесия в растворах характеризуются состоянием, при котором концентрации ионов в растворе остаются постоянными во времени при данных условиях. Эти равновесия возникают в результате электролитической диссоциации, гидролиза, осаждения или комплексообразования. Степень и характер диссоциации зависят от природы вещества, концентрации, температуры и свойств растворителя.
Ключевым параметром является константа равновесия, которая количественно описывает степень реакции. Для слабых электролитов эта константа мала, что отражает неполную диссоциацию. Для сильных электролитов константа практически стремится к бесконечности, что соответствует практически полной диссоциации.
Для слабой кислоты HA, которая частично диссоциирует:
HA ⇌ H+ + A−
константа кислотной диссоциации определяется выражением:
$$ K_a = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]} $$
Для слабого основания B, взаимодействующего с водой:
B + H2O ⇌ BH+ + OH−
константа основания:
$$ K_b = \frac{[BH^+][OH^-]}{[B]} $$
Эти константы напрямую связаны через ионное произведение воды Kw:
Ka ⋅ Kb = Kw
где при 25 °C Kw = 1 ⋅ 10−14.
Ионное произведение воды является фундаментальным показателем кислотно-щелочного равновесия:
H2O ⇌ H+ + OH−
Kw = [H+][OH−]
Значение Kw увеличивается с повышением температуры и зависит от растворителя. Оно позволяет рассчитать концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в чистой воде и в растворах электролитов, что особенно важно для определения pH и pOH:
pH = −log [H+], pOH = −log [OH−], pH + pOH = 14
Гидролиз — это взаимодействие ионов соли с водой с образованием кислотного или щелочного раствора. Он зависит от природы ионов:
Степень гидролиза определяется как отношение числа ионов, вступивших в реакцию с водой, к общему числу ионов соли. Она обратно пропорциональна концентрации соли и напрямую связана с константами диссоциации соответствующих кислот и оснований.
Растворы могут вступать в равновесие с нерастворимыми веществами. Константа растворимости Ksp описывает это равновесие:
MX ⇌ M+ + X−
Ksp = [M+][X−]
Для сложных солей с формулой MmXn:
Ksp = [M+]m[X−]n
Знание Ksp позволяет предсказывать возможность осаждения и рассчитывать предельную растворимость.
Буферные растворы поддерживают стабильный pH при добавлении небольшого количества кислоты или основания. Они образуются из слабой кислоты и её соли с сильным основанием или слабого основания и его соли с сильной кислотой. Уравнение Хендерсона–Хассельбалха для буферов:
$$ pH = pK_a + \log \frac{[A^-]}{[HA]} $$
Буферная ёмкость — способность раствора противостоять изменениям pH, определяется концентрациями компонентов буфера и константой диссоциации.
Ионы могут образовывать растворимые комплексы, что изменяет их концентрацию и смещает равновесие диссоциации или осаждения. Для реакции комплексообразования:
Mn + +nL ⇌ MLnn+
Константа образования Kf описывает стабильность комплекса:
$$ K_f = \frac{[ML_n^{n+}]}{[M^n+][L]^n} $$
Комплексообразование используется для растворения малорастворимых солей и регулирования ионной концентрации в аналитической химии.
Электролитическая проводимость раствора зависит от концентрации и подвижности ионов. Для слабых электролитов проводимость растёт нелинейно с концентрацией из-за неполной диссоциации. Закон Оствальда для слабых электролитов связывает степень диссоциации α с концентрацией c и константой диссоциации K:
$$ K = \frac{\alpha^2 c}{1 - \alpha} $$
Эта зависимость позволяет рассчитывать концентрацию ионов и прогнозировать поведение раствора в различных условиях.