Химия

Кислотно-основные равновесия (по теории кислот и оснований по Бренстеду) в растворе гидрокарбоната натрия можно описать следующими уравнениями:

1. $H_2O + H_2O \rightleftharpoons H_3O^{+} + OH^{-}$ ($H_2O \rightleftharpoons H^{+} + OH^{-}$) (см. 6 и 7),
2. $HCO_3 + H_2O \rightleftharpoons H_3O^{+} + CO_3^{2-}$,
3. $CO_2 + H_2O \rightleftharpoons [H_2O \cdot CO_2] \rightleftharpoons HCO_3^{-} + H^{+}$,
4. $CO_2 + 2H_2O \rightleftharpoons HCO_3^{-} + H_3O^{+}$,
5. $CO_2 + 3H_2O \rightleftharpoons CO_3^{2-} + 2H_3O^{+}$,
6. $H_2O \rightleftharpoons H^{+} + OH^{-}$,
7. $H_2O + H^{+} + H_3O^{+}$,
8. $HCO_3^{-} + H^{+} + CO_3^{2-}$
9. $HCO_3^{-} \rightleftharpoons CO_2 + OH^{-}$,
10. $CO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons HCO_3^{-} + OH^{-}$
11. $CO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons CO_2 + 2OH^{-}$.

Из 11 формально записанных уравнений только четыре можно рассматривать как независимые, характеризующиеся собственными константами равновесия. К ним относятся реакции (2) и (4) - кислотность растворов двуокиси углерода в воде, а также (1) и (7) - диссоциация воды и основность воды, причем реакция (7) протекает количественно и практически необратима (протон как отдельная частица может существовать сколь-нибудь длительное время только в газовой фазе.).

В насыщенном растворе при наличии твердой фазы будет еще одно дополнительное равновесие

12. $NaHCO_{3 \: \:з. тв.} \rightleftharpoons Na_{ раств}^{+} + HCO_{3 \: \: раств}^{-}$.