1. Титрование сильной кислоты сильной щелочью и наоборот:

НСl + NaOH = NaCl + H₂O; H⁺ + OH^- = H₂O

Точка эквивалентности находится в нейтральной среде (рН=7), т.к. образующаяся соль не подвергается гидролизу.

2. Титрование слабой кислоты сильной щелочью:

СН₃СООН + NaOH = CH ₃COONa + H₂O

В ионном виде:

СН₃COOH + OH^- = CH₃COO^- + H₂O

В точке эквивалентности образуется соль слабой кислоты и сильного основания, которая вступает в реакцию гидролиза:

СH₃COONa + HOH ↔ CH₃COOH + NaOH

В ионном виде:

СН₃СОО^- + НОН ↔ СН₃СООН + ОН^-

В растворе накапливаются ионы ОН^- и точка эквивалентности будет находиться в щелочной среде (рН > 7 ), не совпадая с точкой нейтральности.

3. Титрование слабого основания сильной кислотой:

NH₄OH + HCl = NH₄Cl + H₂O

В ионном виде:

NH₄OH + H⁺ = NH₄⁺ + H₂O

Образующаяся соль слабого основания и сильной кислоты (NH4Cl) подвергается гидролизу, и в растворе накапливаются ионы Н+, что вызывает смещение точки эквивалентности в кислую среду. Следовательно, и в третьем случае точка эквивалентности не совпадает с точкой нейтральности.

Поскольку кислотно-основное титрование не сопровождается внешним эффектом, например, изменением окраски, для фиксирования точки эквивалентности применяют индикаторы

Согласно протолитической теории к кислотам относятся химические соединения, способные в растворах отдавать протоны, а к основаниям вещества, способные присоединять протоны. Для того чтобы кислота могла отдать протон, необходимо присутствие основания, принимающего этот протон. Отдавая протон, кислота образует сопряженное с ней основание, а основание, принимая протон, образует сопряженную с ним кислоту.

В водных растворах кислот имеет место следующее равновесие:

В воде, которая является кислотой и основанием одновременно и представляет собой слабый электролит устанавливается равновесие

в сокращенном виде

Константа равновесия этой реакции при температуре 25° С равна

В водных растворах масса воды в большинстве случаев очень велика по сравнению с массой растворенного вещества, количество ее в 1 л раствора можно считать постоянным. Тогда выражение для константы равновесия запишется следующим образом:

Из уравнения следует, что ионное произведение является величиной постоянной при постоянной температуре. Эту константу называют ионным произведением воды, которое при температуре 25° С равно

В чистой воде

При избытке [ОН-]

При избытке [Н + ]

Концентрацию водородных ионов обычно исполь­зуют для характеристики среды. В большинстве расчетов, относящихся к кислотно-основному равновесию, концентрации (и другие величины) удобно выражать в виде отрицательных логарифмов этих величин, обозначаемых знаком „р". Тогда

Ионное произведение воды тоже можно выразить в логарифмическом виде

Сильные кислоты (НХ) и сильные основания (МОН) в водных растворах практически полностью диссоциированы

Концентрации Н⁺ и ОН^- в этих растворах в первом приближении можно считать равными общей концентрации С_А кислоты (НХ) и соответственно основания (МОН). Следовательно

Эти выражения являются приближенными. В более строгих расчетах концентрацию электролитов следует заменять активностью ионов. Между концентрацией иона и активностью его существует следующая зависимость:

где ɤ_А — коэффициент активности. Коэффициент активности зависит от ионной силы раствора (μ)

где С концентрации ионов - катионов и анионов

(М), Z. - заряды ионов.

В случае слабых кислот константа равновесия реакции может быть выражена следующим уравнением:

где К_а — константа диссоциации кислоты НА.

Если общую концентрацию кислоты обозначить С_НА, а равновесную [НА], то

Из уравнения следует, что [Н⁺] = [А^-]. Тогда выражение константы диссоциации слабой кислоты можно записать следующим образом:

отсюда легко найти концентрацию [Н⁺]

Е сли кислота диссоциирована в незначительной степени

то приближенно можно считать, что

Слабое основание, как и слабая кислота, в водных растворах диссоциирует не полностью

как и для слабой кислоты

Поскольку [В⁺] = [ОН^-], уравнение для константы диссоциации слабого основания будет иметь вид

Когда [ОН^-] < С_вон (10² [ОН^-] < С_вон), можно принять

Многоосновные кислоты (H₂S0₄, H₂S0₃, H₂C0₃, Н₂С₂0₄, Н₃Р0₄ и др.) в водных растворах диссоциируют ступенчато

Константы диссоциации по первой ступени всегда больше, чем по второй ступени: К_а1>К_а2. Если Ка₁ во много раз больше Ка₂ (Ка₁ ≥ 10⁴ Ка₂), то концентрация ионов водорода определяется главным образом диссоциацией кислоты по первой ступени.

Обозначим через х концентрацию диссоциированной части кислоты. Тогда, при начальной концентрации кислоты С₁ равновесные концентрации будут равны

Подставив эти значения в уравнение получим

отсюда

Если К_а мала, то приближенно можно считать, что

Поскольку [Н⁺]~[НА^-], то из уравнения находим

БУФЕРНЫЙ РАСТВОР, поддерживает при изменении состава среды постоянство значения к.-л. характеристики, напр. рН (кислотно-основной буферный раствор) или окислит.-восстановит. потенциала (окислит.-восстановит. буферный раствор).

Значение рН кислотно-основного буферного раствора зависит от концентраций компонентов буферной смеси, находящихся в хим.равновесии, и мало меняется при концентрировании и разбавлении р-ра, введении относительно небольших кол-в в-в, взаимодействующих с одним из компонентов буферного раствора.

Наиб. распространены водные кислотно-основные буферные растворы. Они содержат слабую к-ту НА и сопряженное с ней основание А -, напр. СН₃СООН и СН₃СОО^-, NH₄⁺ и NH₃. В таких системах осуществляется равновесие: 

По данным о константе диссоциации к-ты К_а = — [Н₃О⁺] [А^- ] /[НА] определяют значение рН р-ра: 

где [НА] и [А^-] -равновесные концентрации соотв. к-ты и основания, рК_а= —lgК_а. Это значение рН остается практически постоянным, т.к. при добавлении небольших кол-в сильных к-т или оснований ионы Н₃О⁺ или ОН^-связываются основанием (к-той) с образованием сопряженной к-ты (основания).

Количественно буферный раствор характеризуется буферной емкостью- производной  , где X - характеристика среды, с -концентрация одного из компонентов буферной смеси или добавленного в-ва, количественно реагирующего с одним из компонентов с образованием другого.

Емкость кислотно-основного буферного раствора соответствует числу эквивалентов сильной к-ты или сильного основания, к-рое необходимо добавить к 1 л р-ра, чтобы изменить его рН на единицу. Буферная емкость возрастает при увеличении начальных концентраций его компонентов и максимальна при их равенстве. Буферные свойства проявляются очень слабо, если концентрация одного компонента в 10 раз и более отличается от концентрации другого. Поэтому буферный раствор часто готовят смешением р-ров равной концентрации обоих компонентов либо прибавлением к р-ру одного компонента соответствующего кол-ва реагента, приводящего к образованию равной концентрации сопряженной формы.

Интервал рН (равный обычно рК_а± 1), в к-ром данная буферная система может поддерживать постоянное значение рН, называется областью буферирования. В справочной литературе имеются подробные рецепты приготовления кислотно-основных буферных растворов для различных значений рН.