УРАВНЕНИЕ

Так, для общего случая участия компонента В в реакции протонирования коэффициент побочной реакции
aRH = 1 + кг1 [н+] + кг'кг1 [н+]2+/сг'/с2-%-' [н+]3...,
(2.13)
вн (2.12) где Ki, К2, Къ, ??? — константы протонирования. Активность компонента В будет равна ав = Свув/ав.
Уравнение (2.10) в общем случае примет вид /Сус, = CdDCcca\aB/ (a"DaccC\CB) = = [CdDCcc/(CACB)] [a\aB/(adDacc)]. (2.14)
Константу /(усЛ, учитывающую побочные (конкурирующие) реакции называют условной константой равновесия. Услов¬ная константа равновесия связана с концентрационной Дс и термодинамической Ка константами равновесия следую¬щими выражениями
/Сусл = Kck;    Кус, = Ка [уЬуУ (ТАТ*В) 1 *? где k = a\aB/(adDacc).
Вычисления, проведенные на основании величин Ка, дают значение активности той ионной формы компонента, которая участвует в данном равновесии; вычисления, основанные на использовании величин Кс, Дают значение равновесной кон¬центрации этой ионной формы, а основанные на /Сум — анали¬тической концентрации компонента во всех его формах. С по¬мощью этих констант характеризуются все виды равновесии в гомогенных и гетерогенных системах.
протонов, а к основаниям — вещества, способные присоеди¬нять протоны.
В 1923 г. была создана также электронная теория Льюиса, согласно которой кислотно-основное взаимодействие заклю¬чается в образовании донорно-акцепторной связи с последую¬щей ионизацией и диссоциацией образовавшегося соединения в соответствующем растворителе.
2.2.1,
Водные растворы сильных и слабых протолитов
Теория Бренстеда — Лоури описывает сравнительно меньшее число веществ, чем, например, теория Льюиса, однако удобнее для расчетов и сравнения силы кислот и оснований восполь¬зоваться теорией Бренстеда. Последняя находит широкое применение в практике аналитической химии и будет рас¬смотрена нами ниже.
Теория Бренстеда — Лоури определяет кислоты и основа¬ния согласно их поведению по отношению к протону: кисло¬ты — доноры протона, основания — акцепторы. Кислоты и основания объединяются под общим названием — протолиты, а взаимодействие их называют протолитическим равнове¬сием. В протолитических реакциях может принимать участие амфипротный растворитель.
Автопротолиз — самоионизация растворителя, молекулы которого проявляют свойства и кислоты, и основания. Напри¬мер, для воды
H20 + H20 ^=t н3о++он-константа равновесия процесса может быть выражена