Физическая и коллоидная химия (стр. 10 )

Состав жидкой фазы при этой температуре отражается точкой К, а состав
твердой фазы (в которой — чистые кристаллы вещества 1) — точкой О на
левой ординатной оси.

Изменение одного параметра (температуры) однозначно меняет второй
параметр (состав жидкой фазы), так что остается лишь один независимо
изменяемый параметр, что представлено в табл. 10.1. Точно так же можно
раскрыть смысл остальных строчек таблицы.

8. Пример области 2 дает ответ еще на один вопрос: как распределяется масса системы между фазами. Приведем без доказательства правило рычага, которое неоднократно выводилось для разных систем.

Пусть по-прежнему речь идет о точке М'. Так вот,

т. е. чем больше доля отрезка М'К в расстоянии ОК, тем больше доля твердой фазы.

10.6. Характеристики затвердевания некоторых смесей

В продолжение темы затвердевания жидких смесей приведем соответствующие характеристики некоторых бинарных смесей.

1. Как видно из табл. 10.2, для смеси металлов (здесь — олова и сурьмы)
рассмотренные выше процессы плавления могут проходить при относительно высоких температурах. Но эвтектическая смесь Na и К при обычной температуре является жидкостью!

2. а) В случае водных растворов солей компоненты сильно различаются по своей температуре плавления, а линия ликвидуса очень ассимметрична.

б) Пример — диаграмма для смеси H2O–AgNО3 (рис.10.6), на которой ветвь АЕ — это, как и прежде, зависимость температуры замерзания воды в растворе от концентрации последнего, а ветвь СЕ можно рассматривать как зависимость растворимости соли в воде от температуры.

в) Для водных растворов солей точка эвтектики называется криогидратной точкой, а продукт затвердевания раствора такого состава — криогидратом.

Не следует путать последний термин с кристаллогидратом: в криогидрате — два вида кристаллов (воды и соли), а в кристаллогидрате — общие кристаллы воды и соли.

г) Важно, что с помощью солей можно значительно снизить температуру
замерзания воды, что используется во многих случаях.

3. Как видно из последнего примера таблицы 10.2, феномен эвтектики может
наблюдаться и для смеси двух жидкостей, но тогда речь идет о весьма низких
температурах.

10.7. Применение диаграмм плавления

Пришло время рассмотреть практическое применение диаграмм плавления
смеси двух веществ.

1. а) В тех случаях, когда заведомо известно, что смеси присущ феномен эвтектики (наличие минимума на линии ликвидуса), экспериментальное построение диаграммы позволяет прогнозировать состояние компонентов смеси произвольного состава при той или иной температуре.

б) Когда свойства смеси неизвестны, по диаграмме плавления можно судить о взаимной растворимости компонентов в твердом состоянии: наличие точки эвтектики свидетельствует о взаимной нерастворимости.

в) Наконец, возможна ситуация, когда вообще неизвестно, являются ли два препарата с одинаковой tпл действительно разными веществами или это одно и то же вещество.

Построение диаграммы плавления в случае разных веществ позволяет получить характерную линию ликвидуса. Если же это одно и то же вещество, то tпл не будет зависеть от соотношения компонентов, что и представлено прямой линией на рис. 10.7.

2. Диаграммы плавления строят различными методами. Иногда достаточно ограничиться просто визуальным наблюдением за смесью — так, как это обычно делается в лабораторной работе. В этом случае нагревают твердую смесь и визуально определяют

а) температуру начала её плавления (это эвтектическая температура TE, не
зависящая от состава смеси);

б) а также температуру полного её расплавления; эта температура (TM)
зависит от состава, что дает соответствующую точку кривой ликвидуса (см. рис.10.5).

3. а) Однако существует более точный метод — так называемый
термический анализ, когда смесь вначале нагревают до жидкого состояния,
а затем дают остывать и регистрируют, как со временем изменяется ее
температура.

б) Характерный вид кривых, получаемых при термическом анализе, показан
на рис. 10.8.

I-II. У чистых компонентов фазовый переход (кристаллизация) происходит при постоянной температуре; поэтому на кривых I и II имеются горизонтальные
участки.

III. Для изначально эвтектической смеси (кривая III) характерен тоже один
горизонтальный участок, но при более низкой температуре (TE), чем Tпл,1
и Tпл,2.

IV. В случае обычной смеси кристаллизация происходит не при фиксирован-
ной температуре, а на интервале температур — начиная с той температуры TM,
которая зависит от состава смеси. Поэтому на кривой IV виден участок ОК:
несколько уменьшен наклон, но на нем все равно продолжается падение
температуры. И только когда состав смеси становится эвтектическим, её оставшаяся часть кристаллизуется при постоянной температуре TE (участок КМ).

На этом завершается второй раздел нашего курса, посвящённый фазовым превращениям.

Краткое содержание главы 10

1. Если две жидкости ограниченно растворимы друг в друге, то в зависимости от их соотношения в смеси система обычно имеет ЛИБО ОДНУ, ЛИБО ДВЕ ФАЗЫ.

Однако при T > TВКТР (ВКТР – верхняя критическая точка растворимости) компоненты приобретают неограниченную растворимость друг в друге при любом соотношении.

2. Можно получать также смеси ВЗАИМНО НЕРАСТВОРИМЫХ веществ. При этом давление пара каждого компонента — такое же, как и для чистого компонента, а температура кипения смеси — ниже, чем для любого из двух компонентов в чистом состоянии.

На этом основан метод очистки органических жидкостей — ПЕРЕГОНКА С ВОДЯНЫМ ПАРОМ. Количества компонентов в паре, получающемся при такой перегонке, связаны соотношением:

3. Смешивание нерастворимых жидкостей используется также для ЭКСТРАКЦИИ с помощью одной из них (II) вещества, растворенного в другой жидкости (I). Количество вещества, экстрагированного после п экстракций, равно:

4. Рассмотрено также ЗАТВЕРДЕВАНИЕ жидких смесей: случай, при котором компоненты смеси растворимы друг в друге в жидком, но нерастворимы в твёрдом состоянии.

а) На диаграмме процесс отображается характерной по форме ЛИНИЕЙ ЛИКВИДУСА с минимумом в ТОЧКЕ ЭВТЕКТИКИ (Е). Изотерма ТЕ обозначается как ЛИНИЯ СОЛИДУСА.

- Выше линии ликвидуса система имеет только жидкую фазу;

- ниже линии солидуса – две твёрдые фазы кристаллов веществ;

- между линиями – жидкую фазу и кристаллы одного из веществ,

- а в точке Е – сразу три фазы: жидкую и две твёрдые.

б) Затвердевание смеси исследуют также с помощью ТЕРМИЧЕСКОГО АНАЛИЗА: строят график зависимости температуры остывающей смеси от времени и по точкам излома определяют температуру начала и окончания её кристаллизации.

ЗАДАЧИ К РАЗДЕЛУ 2

1. Определить число степеней свободы системы, включающей водный раствор KNO3 и NaCl, а также кристаллы KNO3 (присутствующие из-за перенасыщенности раствора) и пары воды над раствором.

Решение

а) Выпишем все компоненты системы: K+ , NO3– , Na+ , Cl–, H2O, KNO3 .

Таким образом, общее число компонентов Ко = 6.

б) Они связаны друг с другом тремя соотношениями (х = 3):

[K+] = [NO3–] , 1 / [K+]∙[NO3–] = Kp , с(Na+) = с(Cl–) , (II.1,а-в)

где Kp – константа растворимости KNO3 . Следовательно, число независимых компонентов равно

К = Ко – х = 3 (II.2)

в) Кроме того, число фаз в системе равно Ф = 3 (раствор, кристаллы соли и водный пар), а внешние параметры, влияющие на систему, – это её температура и общее давление над раствором (n = 2).

г) В итоге, согласно правилу фаз Гиббса (6.18,б), число степеней свободы системы равно

C = K + n – Ф = 2. (II.3)

2. Давление насыщенного пара над чистой серной кислотой при Т1 = 451 К равно Р1 = 666 Па, а при Т2 = 473 К – Р2 = 2666 Па. Найти значение (Р3) этого давления при Т3 = 485 К.

Решение

а) Запишем одну из многочисленных форм уравнения Клаузиуса-Клайперона, а именно выражение (7.22,б), для каждой из трёх температур:

lnP1 = lnA – a/T1 , lnP2 = lnA – a/T2 , lnP3 = lnA – a/T3 . (II.4,а-в)

При этом А – константа интегрирования, – молярная теплота (эн-тальпия) фазового перехода, в данном случае – испарения.

б) Вычитая из второго уравнения первое и решая получающееся уравнение относительно а, находим:

в) Теперь вычтем первое уравнение (II.4,a) из третьего (II.4,в), подставим а (II.5) и выразим искомое значение давления:

г) Подстановка всех величин даёт: b ≈ 1,5 ; Р3 ≈ 5320 Па = 5,32 кПа..

3. В нормальных условиях (Р1 = 101,3 кПа) диэтиланилин кипит при температуре Тк,1 = 489 К. До какого значения Р2 надо снизить внешнее давление, чтобы температура кипения уменьшилась до Тк,2 = 463 К?

Средняя теплота испарения данного вещества в указанном диапазоне температур – ΔHисп = 48,5 кДж/моль.

Решение

а) Используем вариант (7.24) уравнения Клаузиуса-Клайперона. Из него следует:

Вообще говоря, эта формула – отражение зависимости давления пара вещества от температуры. Но она связывает также температуру кипения (Тк,) вещества с внешним давлением (поскольку обе эти зависимости отражаются предшествующими формами (7.17; 7.22) уравнения Клаузиуса-Клайперона).

б) Подстановка значений всех величин даёт: k ≈ –0,67 ; P2 ≈ 52 кПа.

4. В нормальных условиях (Р1 = 101300 Па) хлорбензол кипит при температуре Тк,1 = 405,4 К, а под давлением Р2 = 533,2 Па – при температуре Тк,2 = 283,2 К.

Найти температуру кипения (Тк,3) под давлением Р3 = 533,2 Па.

Решение

а) В отличие от предыдущей задачи, здесь не приведена теплота испарения вещества (ΔHисп), но зато даны две пары значений давления и Тк. Благодаря этому, можно вновь обратиться к формуле (7.24) и выразить из неё теплоту испарения:

б) Затем следует использовать то же уравнение (7.24), но записать его уже для состояний 3 (T3 , Р3 ) и, например, 1 (T1 , Р1). После чего остаётся выразить из уравнения T3 :

в) В принципе, можно подставить в (II.9) выражение для а (которое получается путём деления обеих сторон уравнения (II.8) на R) и после несложных преобразований придти к общей формуле расчёта T3 в подобных ситуациях:

г) Подстановка величин в эту формулу или в выражение (II.9) приводит к результату: Тк,3 = 272 К.

5. При нормальном давлении (Р1 = 101,3 кПа) ртуть плавится при температуре Тпл,1 = 234,4 К (–38,7о С). Рассчитать, на сколько градусов меняется температура плавления ртути (ΔТпл) при давлении Р2 = 37800 кПа, превышающем нормальное почти в 400 раз.

Плотность ртути (при температурах, близких к Тпл) в жидком состоянии – ρж = 13,69 г/ см3, в твёрдом – ρтв = 14,19 г/см3 . Теплота плавления ртути – ΔНпл = 9,74 Дж/г.

Решение

а) Здесь исходим из той формы (7.29,б) уравнения Клаузиуса-Клайперона, которая связывает температуру плавления с внешним давлением::

ΔТ ≈ ΔР ∙Т пл,1 ∙ΔV ф. п. /ΔHпл . (II.11)

б) Имеем: приращение давления:

ΔР = Р2 – Р1 ≈ 37700 кПа; (II.12)

удельные объёмы жидкой и твёрдой ртути, а также их разность:

Vж = 1/ ρж, Vтв = 1/ ρтв , ΔV ф. п = Vж – Vтв ≈ 0,0026 см3 /г = 2,6 ∙ 10–9 м3 /г. (II.13)

Заметим, что в данном случае можно использовать удельные величины ΔVф. п. и ΔHпл, отнесённые не к 1 молю, а к 1 г вещества. – Перерасчёт на моль будет бесполезным, т. к. соответствующий множитель (МHg ) окажется сразу и в числителе, и в знаменателе дроби (II.11).

в) Подстановка всех величин в (II.11) даёт: ΔТ ≈ 2,3 К .

То есть при колоссальном увеличении внешнего давления температура плавления ртути повышается весьма незначительно.

6. Температура плавления иода – Тпл = 387 К. При температурах, близких к Тпл, но более низких, давление пара иода над твёрдой фазой возрастает почти линейно с ростом температуры: ΔР/ΔТ ≈ 0,58 кПа/K. А непосредственно при Т = Тпл давление пара достигает уровня Р1 = 11,8 кПа.

Найти ΔНисп – теплоту возгонки иода при данной температуре.

Решение

а) Благодаря линейному характеру зависимости Р от Т, можно записать:

ΔР / ΔT ≈ dP / dT = ΔНисп /( Tпл ΔVф. п.) ≈ Р1 ΔНисп /R Tпл2 . (II.14)

(7.17,б) (7.20)

б) Отсюда выражаем искомую теплоту и подставляем величины::

7. Найти изменение энтропии при смешении m1 = 100 г метанола с m2 = 100 г этанола, считая, что они образуют идеальную смесь.

Решение

а) В соответствии с п. 8.4, данный процесс аналогичен смешению идеальных газов. Следовательно, тепловой эффект отсутствует и всё изменение энергии Гиббса обусловлено только изменением энтропии:

ΔG = –T ΔS, откуда ΔS = –ΔG / T. (II.16,a-б)

б) Используя формулы (8.7-8.8), получаем:

ΔS = – (n1 + n2) R (X1 lnX1 + X2 lnX2) . (II.17)

в) В этом выражении

n1 = m1/M1 = 3,125 моля, n2 = m2/M2 = 2,17 моля, (II.18,а-б)

Х1 = n1 /(n1 + n2) = 0,59; Х2 = 1 – Х1 = 0,41 , (II.19,а-б)

где М1 = 32 г/моль и М2 =46 г/моль – молярные массы, соответственно, метанола и этанола, а Х1 и Х2 – молярные доли этих веществ в растворе.

г) Подстановка всех величин в (II.17) даёт: ΔS ≈ 30 Дж/K .

8. Бензол (С6Н6) и пара-ксилол (С8Н10) образуют идеальную смесь. Пусть смесь, состоящая из m1 = 117 г бензола и m2 = 98 г п-ксилола, находится при температуре Т = 323 К. При этой температуре давление пара чистого бензола – Рo1 = 5864 Па, а пара чистого п-ксилола – Рo2 = 6561 Па.

Определить давление и состав пара над смесью.

Решение

а) Молярные массы веществ – соответственно, М1 = 78 г/моль и М2 = 106 г/моль.

б) Находим молярную долю п-ксилола в смеси:

в) Давление пара над смесью, согласно (9.3), равно

Рo = Рo1 + X2 (Po2 – Po1) = 6130 Па . (II.21)

г) В этом паре молярная доля п-ксилола составляет, согласно (9.4,б),

9. Имеется раствор глицерина в воде; его плотность – ρо = 1,0017 г/мл . При комнатной температуре (t = 25oC) давление пара чистой воды равно Рo1 = 3165 Па, а давление пара указанного раствора – Р0 = 3156 Па.

Найти осмотическое давление раствора при t = 37 oC (Т = 310 К).

Решение

а) Исходя из закона Рауля (8.17,в), находим молярную долю глицерина в растворе:

Х2 = ΔР1 / Рo1 = Рo1 – Р0 = 2,84∙10–3 . (II.23)

б) Согласно (8.31-8,32), осмотическое давление раствора определяется формулами

–– ––

Π = – (RT lnX1) /V1 , Π ≈ X2 RT /V1 и Π ≈ c2 RT , (II,24,а-в)

где вторая формула – приближение первой, а третья – приближение второй.

в) Расчёт обычно ведут по последней формуле. Чтобы её использовать в данной задаче, надо перейти от молярной доли глицерина (Х2) в растворе к его молярной концентрации (с2). Можно убедиться, что связь между этими характеристиками такова:

где М1 и М2 – молярные массы воды и глицерина.

г) Однако целесообразней обойтись без этого пересчёта, а, зная X2, воспользоваться более корректной формулой расчёта П – второй в ряду (II.24,а-в). Фигурирующий в нём молярный объём чистого растворителя равен

V1 = М1 / ρ1 = 18∙10-6 м3 /моль, (II.26)

где ρ1 – плотность чистой воды.

д) Подстановка величин в (II.24,б) даёт: П ≈ 406000 Дж/м3 = 406 кПа.

10. В m1 = 30,55 г бензола (С6Н6) растворено m2 = 0,2242 г камфары. При этом температура замерзания жидкости понизилась на ΔТз = 0,246 К; для чистого бензола она составляет Тз о = 278,5 К (5,5о С). Теплота плавления бензола при этой температуре – ΔНпл = 9,8 кДж/моль. Определить молярную массу камфары.

Решение

а) Криоскопический эффект описывается формулой (8.21):

| ΔТз | = Кз b2 , (II.27)

где b2 – моляльная концентрация растворённого вещества.

б) По формуле (8.27) и имеющимся данным (в т. ч. молярной массе бензола М1 = 78 г/моль) можно рассчитать криоскопическую константу:

Кз = М1 R (Тз о)2 / ΔНпл = 5,13 кг ∙К /моль . (II.28)

в) Теперь из (II.27) находим моляльную концентрацию:

b2 = | ΔТз | / Кз ≈ 0,04795 моль/кг . (II.29)

г) С другой стороны, по определению (см. табл. 8.1),

b2 = n2 / m1 = m2 / (M2 m1) , откуда М2 = m2 / (b2 m1) = 0,153 кг/моль = 153 г/моль . (II.30)

11. Одинаковое количество (mX ) вещества Х растворено в равных объёмах бензола и (отдельно) воды. В бензольном растворе вещество находится в молекулярном виде и приводит к понижению температуры замерзания на ΔТз,1 = 1,280 К. В водном же растворе вещество полностью диссоциировано (на mi ионов) и понижает температуру замерзания на ΔТз,2 = 1,205 К.

Криоскопические константы бензола и воды, соответственно, равны (в кг ∙К /моль) Кз,1 = 5,13 (см. II.28) и Кз,2 = 1,86 .

Сколько ионов образуется из 1 молекулы вещества Х в водном растворе?

Решение

а) Для бензольного и водного растворов электролита формулы криоскопического эффекта несколько отличаются (8.40):

| ΔТз,1 | = Кз,1 ∙bХ и | ΔТз,2 | = i Кз,2 ∙bХ , (II.31,а-б)

где i – изотонический коэффициент.

б) Моляльные концентрации растворов, по условию, одинаковы. Поэтому можно выразить bХ из первого уравнения, подставить во второе и найти коэффициент i :

i = (ΔТз,2 ∙Кз,1 ) / ( ΔТз,1 ∙ Кз,2 ) ≈ 2,6 . (II.32)

в) В свою очередь, для сильных электролитов i = γ·mi (8.41) , где γ – коэффициент активности, обычно немного меньший единицы. Поэтому mi – как правило, ближайшее целое число справа (т. е. большее i). Следовательно, в данном случае mi = 3.

12. При 30оС фенол и вода ограниченно растворимы друг в друге. В частности, смесь этих жидкостей, содержащая в целом W2,0 = 60% воды, разделяется на два слоя: один (фенольный) содержит W1,I = 70% фенола, а другой (водный) – W2,II = 92% воды. Найти отношение массы второго слоя к массе первого (mII / mI).

Решение

а) Обозначив общую массу системы через m0, составим баланс для массы воды:

W2,0 ∙ m0 = W2,I ∙ mI + W2,II ∙ mII . (II.33)

б) Подставим m0 = mI + mII и сгруппируем члены, содержащие mI и mII в качестве сомножителей. Тогда

mI (W2,0 – W2,I ) = mII (W2,II – W2,0 ), (II.34)

откуда

mII / mI = (W2,0 – W2,I ) / (W2,II – W2,0 ) = (60 – 30) / (92 – 60) = 0,932 (II.35)

13. Амиловый спирт и вода взаимно нерастворимы, но и там, и там растворяется фенол (С6Н5ОН). Коэффициент распределения фенола между амиловым спиртом и водой – К = mII/mI = 16.

Взяли VI = 500 мл водного раствора фенола с концентрацией с = 0,4 М и дважды провели экстракцию фенола порциями амилового спирта по VII = 100 мл. Какая часть фенола будет извлечена в итоге из водной фазы?

Решение

а) Учитывая, что молярная масса фенола – М = 94 г/моль, находим общую его массу в системе:

mо = VI ∙c∙M = 18,8 г. (II.36)

б) Массу фенола, оставшегося в водной фазе после двух экстракций, определяем по формуле вида (10.13,б):

mI,2 = mo ∙[VI / (K ∙VII + VI)]2 ≈ 1,066 г. (II.37)

в) Таким образом, в итоге экстрагировано

mII,2 = (mо – mI,2 ) / mo ≈ 0,94 = 94 % фенола . (II.38)

14. Жидкое органическое вещество (2), практически не растворимое в воде (1), перегоняется с водяным паром при высокой температуре (Т = 731 К) и нормальном давлении (Р0 = 101,3 кПа). Давление паров воды при этой температуре – Ро1 = 95,7 кПа. В конденсате, получаемом после охлаждения пара, массовая доля вещества 2 составляет W ‘2 = 0,23. Определить молярную массу этого вещества (М2).

Решение

а) Согласно п. 10.2, давление паров вещества 2 при указанной температуре составляет

Р о2 = Р0 – Р о1 = 5,6 кПа. (II.39)

б) Массовая доля вещества 2 в смешанном паре, а затем и в конденсате, определяется формулой (10.7):

Вещество 2 – это толуол ( С7Н8).

15. Имеется смесь двух неограниченно растворимых друг в друге жидкостей. На рисунке приведена диаграмма кипения этой смеси.

Пусть состояние закрытой системы отражается точкой О, а общее ко-личество обоих веществ – no0 = 2 моля.

Какие фазы присутствуют в этом состоянии в системе, какие они по со-ставу и по количеству обоих веществ?

Сколько молей и какого вещества надо добавить, чтобы осталась только одна жидкая фаза?

Решение

а) Общая молярная доля вещества 2 в исходной системе – Хo2 = 0,35 (абсцисса точки О).

б) При этом в системе присутствуют

- газовая фаза, где содержание вещества 2 – ниже: Х’2 = 0,25,

- и жидкая фаза, в которой содержание этого вещества - Х2 = 0,7.

Очевидно, вещество 2 – менее летучее (о чём свидетельствует и более высокая температура кипения).

в) Общее количество веществ в каждой фазе находим по правилу рычага (9.9):

nж /nг = ОК’ / ОК = 0,1 : 0,35 ≈ 0,29, (II.41)

откуда

nж + nг = 1,29 nг = 2 моля, nг ≈ 1,55 моля, nж ≈ 0,45 моля (II.42)

г) Чтобы в системе присутствовала только жидкая фаза, надо перевести систему в точку К путём добавления вещества 2 в количестве Δn2. Вычисление этой величины таково:

откуда

РАЗДЕЛ 3.

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

И ЭЛЕКТРОХИМИЯ

Глава 11. РАСТВОРЫ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

11.1. Классификация электролитов

1. а) Электролиты — это вещества, которые при взаимодействии с растворителем образуют ионы, что придает раствору способность проводить электрический ток.

б) Электролиты делят на сильные и слабые.

I. В случае сильных электролитов реакция образования ионов является необратимой, например:

II. В случае же слабых электролитов эта реакция — обратимая, и для нее
существует константа равновесия. Например, для уксусной кислоты имеем:

Константа диссоциации записана через равновесные концентрации. Но более
правильно, как нам известно (п. 8.10), записывать ее через равновесные активности:

2. Электролиты подразделяются на кислоты и основания. Условимся придерживаться представления Бренстеда–Лоури.

а) Кислота — это донор протона; отдавая протон (в реакции диссоциации),
она переходит в сопряженное основание, а основание — это акцептор протона;
связывая протон, основание превращается в сопряженную кислоту.

Схематично это выглядит так:

б) Для кислот приведенная запись очевидна. А для оснований возможны две
ситуации:

I. действительное присоединение протона, например:

II. диссоциация гидроксил–иона:

Во втором случае, с учетом реакции ассоциации гидроксила с протоном,
получается суммарная реакция, в которой основание, согласно данному выше определению, формально связывает протон (после чего отщепляется вода; но дегидратация уже не меняет кислотно–основного состояния вещества).

в) Следовательно, и для слабых кислот, и для слабых оснований можно записать единое уравнение:

Заряды RH и R не указываются, т. к. для разных веществ они могут быть различными.

3. а) Кислотно–основные свойства и у слабых кислот, и у слабых оснований можно характеризовать константой кислотности (что мы уже видели на примере уксусной кислоты (11.2,б-в)):

б) Но для оснований часто пользуются также константами основности Кb , например:

в) Какова связь Kb с Ka? Для той же кислотно–основной пары, аналогично
(11.5, в), можно записать:

(Концентрация воды в процессе подобных реакций практически не меняется;
поэтому ее при расчете констант Ka не учитывают). Нетрудно видеть, что

где Kw— ионное произведение воды. Отсюда следуют два вывода.

I. Во-первых, поскольку постоянны величины Kb и Ka, то постоянно (при данной температуре) и произведение концентраций (активностей) протонов и гидроксилов.