Jämvikter

Ja det stämmer.

Såhär kan man härleda det om man vill:

I en vattenlösning har vi jämvikterna

$HCO_3^-\rightleftarrows H^++CO_3^{2-}$

och

$HCO_3^-+H_2O\rightleftarrows H_2CO_3+OH^-$

vilket ger

$K_a=\dfrac {[H^+][CO_3^{2-}]}{[HCO_3^-]}$

och

$K_b=\dfrac {[H_2CO_3][OH^-]}{[HCO_3^-]}$

På grund av ekvivalensförhållandena gäller att $[H^+]=[CO_3^{2-}]$ och att $[H_2CO_3]=[OH^-]$.

Det får till följd att:

$K_a=\dfrac {[H^+]^2}{[HCO_3^-]}$

och

$K_b=\dfrac {[OH^-]^2}{[HCO_3^-]}$

vilket medför att

$\dfrac {[H^+]^2}{K_a}=\dfrac {[OH^-]^2}{K_b}$

Om lösningen är basisk vid jämvikt gäller att $[OH^-]>[H^+]$. Vi får att

$\left[OH^-\right]=\sqrt {\dfrac {K_b}{K_a}}\left[H^+\right]$

För att $[OH^-]>[H^+]$ ska vara sant måste det gälla att $\sqrt {\dfrac {K_b}{K_a}}>1$, vilket är sant i det här fallet då $K_b>K_a$.

Hur satte du dessa lika med varandra? Ka är ju inte lika med Kb?

([H+]^2)/Ka=([OH−]^2)/Kb

Jag löste ut [HCO₃^-] ur respektive ekvation och satte uttrycken för denna lika med varandra.

Men härledningen bevisar väl ingenting egentligen. Vi vet ju att Kb är större än Ka. Annars säger härledningen inte oss något? Eller? Du kan gärna förklara. 

Härledningen säger att om Kb>Ka kommer [OH-]>[H⁺]. Det sistnämnda är själva definitionen av en basisk lösning, att koncentrationen av hydroxidjoner är högre än koncentrationen av vätejoner.