Протоліти у водному розчині схильні до протолізу різного ступеня. Тому, розрізняють сильні протоліти і слабкі протоліти (по аналогії з сильними і слабкими окисниками і відновниками в водному розчині).

Сильні протоліти (кислоти, основи) піддаються протолізу в великій мірі.

Слабкі протоліти (кислоти, основи) піддаються протолізу в невеликій мірі.

Приклади.

Гідроген хлорид HCl у водному розчині – сильний протоліт (кислота), а гідроген ціанід HCN – слабкий протоліт (кислота):

HCl + H2O ⇄ Cl^– + H₃O⁺; HCN + H2O ⇄ CN^– + H₃O⁺

Якщо в спряженій парі кислота – сильний протоліт, то основа буде слабким протолітом (HCl/Cl^–). Навпаки, якщо кислота – слабкий протоліт, то спряжена основа буде сильним протолітом (HCN/CN^–). Наприклад, протоліз HCl протікає в розбавленому розчині повністю, а іон Cl^– практично не проявляє основних властивостей і з водою в реакцію протолізу не вступає.

Протоліз слабкої кислоти HCN протікає в невеликій мірі, що обумовлює сильні основні властивості ціанід-іонів:

CN^– + H₂O ⇄ HCN + OH^–

Встановлення абсолютної сили протолітів по їх спорідненості до протону в принципі можливе, проте його практично важко здійснити, бо це вимагає складної вимірювальної техніки. Практично достатньо знати відносну силу протолітів (по відношенню до деякого еталону). Для водних розчинів протолітів таким еталоном кислотності і основності є розчинник – вода.

Мірою відносної сили протолітів у водному розчині є величина pKa.

Відповідно до визначення pKa

Слабка кислота є тим сильнішим протолітом, чим нижче значення pKa відповідної спряженої пари

Слабка основа є тим сильнішим протолітом, чим вище значення pKa відповідної спряженої пари

Сильні кислоти реагують з водою в розбавленому розчині необоротно, тому їх сила в водному розчині максимальна і дорівнює силі іона оксонія H₃O⁺ (іон оксонія – найсильніша кислота у водному розчині). Сильними кислотами в воді будуть HBr, HBrO₃, HBrO₄, HCl, HClO₃, HClO₄, H₂CrO₄, HI, HIO₃, HMnO₄, HNCS, HNO₃, H₄P₂O₇, H₂SO₄, H₂SeO₄ і ін. Найсильнішою основою у водному розчині є іон OH^–.

Слабкі кислоти у водному розчині реагують з водою оборотно (в цьому випадку вода є основою):

HClO + H₂O ⇄ ClO^– + H₃O⁺

H₂CO₃ + H₂O ⇄ HCO₃^– + H₃O⁺

Зверніть увагу! В реакції протолізу бере участь лише одна молекула води.

Слабкими кислотами по Бренстеду в водному розчині є також катіон амонію

NH₄⁺ + 2H₂O ⇄ NH₃*H₂O + H₃O⁺

В даній реакції, друга молекула води бере участь не в протолізі, а в утворенні спряженої основи NH₃*H₂O і гідратованих катіонів металів (формули їх зображуються умовно з однією молекулою води, яка є донором протона)

Al³⁺*H₂O + H₂O ⇄ AlOH²⁺ + H₃O⁺

Слабкими основами по Бренстеду будуть всі аніони, пов’язані зі слабкими кислотами які не мають власних протонів:

ClO^– + H₂O ⇄ HClO + OH^–

S^2- + H₂O ⇄ HS^– + OH^–

Багато гідроанів, таких як H₂PO₄^–, HPO₄^2-, HCO₃^–, HSO₃^–, HS^–, у водному розчині є амфолітами. Їх протоліз протікає в невеликій мірі і складається з двох реакцій, в одній з яких реагент є слабкою кислотою, а в іншій – основою.

Приклади.

HCO₃^– + H₂O ⇄ CO₃^2- + H₃O⁺; HCO₃^– + H₂O ⇄ H₂CO₃ + OH^–

HSO₃^– + H₂O ⇄ SO₃^2- + H₃O⁺; HSO₃^– + H₂O ⇄ SO₂*H₂O + OH^–

Формула продукту останньої реакції спрощена до SO₂*H₂O, в дійсності утворюється полігідрат сульфур діоксиду SO₂*nH₂O.

Амфоліти по відношенню до води є амфотерними гідроксидами, наприклад Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃. Вони малорозчинні у воді; та їх частина, яка переходить в розчин, швидко гідратуєтся (умовно однією молекулою води Al(OH)₃*H₂O, в дійсності утворюються гідроксоаквакомплекси типу [Al(H₂O)₃(OH)₃] і [Zn(H₂O)₂(OH)₂]) і вступає в дві реакції протолізу, які протікають одночасно (як кислоти і як основи):

Al(OH)₃*H₂O + H₂O ⇄ [Al(OH)₄]^– + H₃O⁺

Al(OH)₃*H₂O + H₂O ⇄ Al(OH)²⁺*H₂O + OH_– + H₂O

Слабка кислота HA в водному розчині піддається оборотному протолізу:

HA + H₂O ⇄ A^– + H₃O⁺

На основі закону діючих мас вираз для константи рівноваги реакції протолізу записується так:

Ka = ([A^–][H₃O⁺]) / ([HA][H₂O]) = const = f(T)

Цей математичний вираз можна спростити, вважаючи постійною концентрацію води в розбавленому водному розчині і, отже, постійним добуток K[H₂O] = Ka:

Ka = ([A^–][H₃O⁺]) / ([HA]) = const = f(T)

Ka – константа кислотності. Константа кислотності є кількісною характеристикою протолітичної рівноваги реакції між слабкою кислотою HA і основою H₂O, тобто константа кислотності характеризує спряжену пару HA/A^– по відношенню до пари H₃O⁺/H₂O.

Чим більше значення Ka, тим більшою за силою слабкою кислотою вважається протоліт-реагент у водному розчині

Приклад.

З порівняння значень Ka (25*C) для наступних протолітичних рівноваг

CH₃COOH + H₂O ⇄ CH₃COO^– + H₃O⁺; Ka = 1,74e-5

Zn²⁺*H₂O + H₂O ⇄ ZnOH⁺ + H₃O⁺; Ka = 2,04e-8

робимо висновок, що у водному розчині слабка кислота CH₃COOH сильніша за слабку кислоту Zn²⁺*H₂O.

Для слабкої основи B рівняння оборотного протолізу має вигляд:

B + H₂O ⇄ HB⁺ + OH^–

Kb = ([HB⁺][OH^–]) / ([B][H₂O]) = const = f(T)

якщо [H₂O] = const, то вираз набуває вигляду:

Kb = ([HB⁺][OH^–]) / ([B]) = const = f(T)

Kb – константа основності. Константа основності є кількісною характеристикою протолітичної рівноваги реакції між слабкою основою B і кислотою H₂O, тобто константа основності характеризує спряжену пару HB⁺/B по відношенню до пари H₂O/OH^–.

Чим більше значення Kb, тим більшою за силою слабкою основою вважається протоліт-реагент у водному розчині

Приклад.

З порівняння значень Kb (25*C) для наступних протолітичних рівноваг

CH₃COO^– + H₂O ⇄ CH₃COOH + H₂O; Kb = 5,75e-10

ZnOH⁺ + H₂O ⇄ Zn²⁺*H₂O + OH^–; Kb = 4,90e-7

робимо висновок, що у водному розчині слабка основа ZnOH⁺ сильніша за слабку основу CH₃COO^–.

Якщо протоліти HA і A^– – відповідно кислота і основа однієї спряженої пари HA/A^–, то значення Ka і Kb характеризують їх протолітичну взаємодію з водою, яка має іонний добуток Kw:

HA + H₂O ⇄ A^– + H₃O⁺; Ka = ([A^–][H₃O⁺]) / ([HA])

A^– + H₂O ⇄ HA + OH^–; Kb = ([HA][OH^–]) / ([A^–])

H₂O + H₂O ⇄ OH^– + H₃O⁺; Kw = [OH^–][H₃O⁺]

Між величинами Ka, Kb, Kw існує наступна математична залежність

Ka * Kb = Kw = const = f(T)

При 25*C Kw = 1e-14, отже Ka*Kb = 1e-14.

Аналогічно величині pH використовують величини pKa і pKb.

Величина pKa (pKb) є негативний десятковий логарифм величини Ka (Kb):

pKa = -lg(Ka); pKb = -lg(Kb)

Оскільки Ka * Kb = 1e-14 при 25*C pKa + pKb = 14 (25*C).

Таким чином, для спряженої кислотно-основної пари, крім значення pKa задається одночасно значення pKb. Тому силу слабких кислот і слабких основ можна задавати значеннями pKa. Значення pKa = 7 є граничним при визначенні сили кислоти і основи:

Якщо pKa < 7, то кислота сильніша за основу в спряженій кислотно-основній парі;

Якщо pKa > 7, то основа сильніша за кислоту в спряженій кислотно-основній парі.

У Таблиця Значення pKa і pKb для найважливіших спряжених кислотно-основних пар наведені значення pKa і pKb для різних спряжених кислотно-основних пар в порядку зниження сили кислот і, отже, зростання сили основ.

Таблиця Значення pKa і pKb для найважливіших спряжених кислотно-основних пар

pKa	Кислота	Основа	pKb
1,78	SO2*H2O	HSO3–	12,22
2,10	Sn2+*H2O	SnOH+	11,90
2,14	H3PO4	H2PO4–	11,86
2,17	Fe3+*H2O	FeOH2+	11,83
3,18	HF	F–	10,82
3,29	HNO2	NO2–	10,71
3,75	HCOOH	HCOO–	10,25
3,95	Cr3+*H2O	CrOH2+	10,05
4,76	CH3COOH	CH3COO–	9,24
5,02	Al3+*H2O	AlOH2+	8,98
5,70	Be2+*H2O	BeOH+	8,30
6,15	Pb2+*H2O	PbOH+	7,85
6,37	H2CO3	HCO3–	7,63
6,74	Fe2+*H2O	FeOH+	7,26
6,98	H2S	HS–	7,02
7,20	HSO3–	SO32-	6,80
7,21	H2PO4–	HPO42-	6,79
7,34	Cu2+*H2O	CuOH+	6,66
7,55	HClO	ClO–	6,45
7,62	Cd2+*H2O	CdOH+	6,38
7,69	Zn2+*H2O	ZnOH+	6,31
8,69	HBrO	BrO–	5,31
9,24	B(OH)3*H2O	[B(OH)4]–	4,76
9,24	NH4+	NH3*H2O	4,76
9,31	HCN	CN–	4,69
10,33	HCO3–	CO32-	3,67
11,62	H2O2	HO2–	2,38
11,99	Ag+*H2O	AgOH	2,01
12,34	HPO42-	PO43-	1,66
12,91	HS–	S2-	1,09

---