SOLUŢII ACIZI şi BAZE

SOLUŢIA: sistem omogen format din două sau mai multe substanţe (monofazic):

• Dizolvant = solvent – substanţa în care se dizolvă cel puţin o altă substanţă – de obicei se găseşte în cantitatea cea mai mare în soluţie.

• Dizolvat = solvat = solut – substanţa dizolvatăSoluţii: gazoase, solide, lichide.

DIZOLVAREA: procesul fizico-chimic de trecere a unui solut în soluţie amestecarea omogenă a două sau mai multor substanţe – difuziunea particulelor solutului printre particulele solventului formarea unei soluţii.

SOLUŢIE / DIZOLVARE

PROCESUL DE DIZOLVARE

Etapa endotermă: ruperea legăturilor dintre particulele solvatului (atomi, molecule sau ioni) şi dizolvantului, urmată de repartizarea uniformă (difuziunea) particulelor substanţei dizolvate printre moleculele dizolvantului

Etapa exotermă: interacţiunea particulelor substanţei dizolvate cu cele ale dizolvantului şi formarea de noi legături (solvatare, hidratare)

Proces fizic: difuziunea particulelor de solut printre moleculele de sovent

Proces chimic: ionizarea şi hidratarea

SOLUBILITATEA SUBSTANŢELOR

Solubilitatea – proprietatea unei substanţe de a se dizolva într-un solvent oarecare.

Se exprimă cantitativ prin concentraţia substanţei din soluţia saturată care reprezintă cantitatea maximă de substanţă care se poate dizolva într-o anumită cantitate / volum de solvent (de obicei 100 g apă)

la o temperatură dată.

Substanţele pot fi uşor solubile, solubile, greu solubile, practic insolubile într-un solvent.

FACTORII CARE INFLUENŢEAZĂ SOLUBILITATEA şi DIZOLVAREA

SUBSTANŢELOR

1. Natura substanţei dizolvate şi a dizolvantului2. Temperatura3. Presiunea

APA – solventul utilizat cel mai frecvent; • are molecule covalente polare asociate prin legături de hidrogen;• dizolvă compuşi ionici şi compuşi moleculari polari.

FACTORII CARE INFLUENŢEAZĂ DIZOLVAREA SUBSTANŢELOR

• Suprafaţa de contact dintre solut şi solvent: cu cât aceasta este mai mare, cu atît procesul de dizolvare are loc mai rapid;

• Mărunţirea particulelor de substanţă favorizează dizolvarea;

De exemplu, dizolvarea în apă a zahărului este mai lentă în cazul zahărului cubic, suprafaţa de contact a solutului cu solventul fiind mai mică.

FACTORII CARE INFLUENŢEAZĂ DIZOLVAREA SUBSTANŢELOR

• Agitarea sistemului solut – solvent se crează astfel curenţi care antrenează ionii solvataţi şi soluţia se omogenizează;

• în absenţa omogenizării procesul de difuziune este lent.

INFLUENŢA STRUCURII CHIMICE asupra SOLUBILITĂŢII şi DIZOLVARII

SUBSTANŢELOR

Natura substanţei dizolvate şi a dizolvantului regula similitudinii - asemănare structurală între solvat şi solvent:

• substanţele ionice sau cu molecule polare se dizolvă în solvenţi polari;

• substanţele cu molecule nepolare (halogenii, sulful, fosforul etc.) se dizolvă în solvenţi nepolari - CCl4, CS2, C6H6, (C2H5)2O,

C6H5–CH3

• cristalele cu reţele atomice (diamant, grafit) practic nu se dizolvă în nici un solvent.

DIZOLVAREA NaCl în APĂ

Cristal ionic de NaCl în solventul polar apă

IonihidrataţiIoni

hidrataţi

Ioni Na+ şi Cl– hidrataţi în soluţie

molecule de H2O

: ioni Na+

: ioni Cl--

Soluţia de NaCl esteneutră d.p.d.v. electric, dar conduce curentul

electric prin intermediul ionilor electrolit

N0 ioni Na+ = N0 ioni Cl–

DIZOLVAREA NaCl în APĂ

DIZOLVAREA HCl în APĂ

• Interacţii dipol-dipol între moleculele polare de HCl

şi cele de H2O;

• Ionizarea totală a HCl în apă:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

• Soluţia apoasă conduce curentul electric, HCl este un electrolit tare.

DIZOLVAREA etanolului în apă• Interacţii dipol-dipol între moleculele polare; • De exemplu, dizolvarea etanolului în apă prin formarea de legături de hidrogen, fără ionizare;• Etanolul nu este un electrolit;• Soluţia nu conduce curentul electric.

legătă polarălegătură de hidrogen

legătură de hidrogenlegătură de hidrogen

Hidratarea moleculelor de zaharoză se face prin formarea de legături de hidrogen între moleculele de apă şi grupele OH din zaharoză

DIZOLVAREA ZAHAROZEI în APĂ

ELECTROLIŢI - NEELECTROLIŢI

SOLUŢIE NaCl în apăELECTROLIT – conduce curentul electric

SOLUŢIE zahăr în apăNEELECTROLIT – nu conduce curentul electric

Ioni de Na+ şi Cl- în apă Molecule de zahăr nedisociate în apă

SOLVAT – SOLVENT NEPOLARI

Cl

ClCl Cl

-

- --

C

S C Sµ - µ

- 2 -

I2I2 în CCl4

S8 S8 în apă S8 în CS2

EFECTE TERMICE LA DIZOLVARE

• Dizolvare exotermă – în procesul de solvatare a ionilor se eliberează o cantitate mai mare de energie decât cea necesară desprinderii ionilor din cristal sau desprinderii moleculelor şi ruperii legăturilor covalente dintr-un dipol; • t°C soluţiei obţinute este mai mare decât t°C iniţială a solventului;• Exemple de procese exoterme : dizolvarea NaOH, KOH,

Na2CO3, K2CO3, KF, CaCl2, H2SO4.

DILUAREA H2SO4 cu H2O

ATENTIE: pentru dizolvarea în apă a acidului sulfuric concentrat se toarnă acidul

în apă, sub agitare continuă şi răcire!

H2SO4 conc.

H2SO4 conc.

H2SO4

H2O

H2O

Dizolvare endotermă – în procesul de desprindere al ionilor / moleculelor polare din reţeaua cristalină sau în procesul de rupere a legăturilor covalente dintre atomii unei molecule se consumă o cantitate de energie mai mare decât cea eliberată în procesul de hidratare al ionilor t°C soluţiei este mai mică decât t°C iniţială a solventului;

Exemplu: dizolvarea în apă a NH4NO3, NH4Cl, KBr, KNO3, NaNO3 .

Dizolvare atermică – practic fără fără degajare sau absorbţie de căldură, de exemplu dizolvarea NaCl, KCl în apă.

EFECTE TERMICE LA DIZOLVARE

• creşterea t°C favorizează dizolvările endoterme;

• scăderea t°C favorizează dizolvările exoterme;

• variaţiile de temperatură influenţează foarte puţin dizolvările atermice;

• pentru majoritatea substanţelor solide sau lichide, solubilitatea creşte cu creşterea t°C

• în general solubilitatea gazelor scade cu creşterea t°C.

INFLUENŢA TEMPERATURII asupra SOLUBILITĂŢII şi DIZOLVĂRII SUBSTANŢELOR

0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100

So

lub

ilita

te (

gra

me

solu

t/10

0 g

H2O

)

KI

KCl

20

10

30

40

50

60

70

80

90

110

120

130

140

100

NaNO3

KNO3

HCl NH4Cl

NH3

NaCl KClO3

SO2

gaze

solide

• variaţia presiunii practic nu influenţează solubilitatea (în apă) a substanţelor solide şi lichide;

• solubilitatea substanţelor gazoase creşte cu creşterea presiunii.

INFLUENŢA PRESIUNII asupra SOLUBILITĂŢII şi

DIZOLVĂRII SUBSTANŢELOR

solut

solvent

CONCENTRAŢIILE SOLUŢIILOR

Concentraţia unei soluţii se exprimă prin masa de substanţă dizolvată într-o anumită cantitate (sau volum) de soluţie (sau solvent).

Soluţia diluată conţine o cantitate relativ mică de substanţă dizolvată într-o anumită cantitate de soluţie.

Soluţia concentrată conţine o cantitate relativ mare de substanţă dizolvată într-o anumită cantitate de soluţie.

Pentru fiecare sistem substanţă dizolvată – dizolvant, cea mai concentrată soluţie este cea saturată.

• Soluţie nesaturată – are concentraţie mai mică decât concentraţia soluţiei saturate şi mai poate dizolva, în condiţiile date, o anumită cantitate de solut.

• Soluţie saturată – conţine dizolvată în condiţiile date, cantitatea maximă dintr-o substanţă.

• Soluţie suprasaturată – conţine o cantitate mai mare de substanţă decât cea corespunzătoare solubilităţii solutului în condiţiile date; este un sistem nestabil.

• Atenţie: în general, o soluţie saturată la o anumită t°C devine nesaturată la o t°C mai mare (prin creşterea t°C creşte solubilitatea substanţei) sau prin diluare (adăugare de solvent la aceeaşi t°C).

CONCENTRAŢIILE SOLUŢIILOR

CONCENTRAŢIILE SOLUŢIILOR

Soluţiesuprasaturată

Soluţiesaturată

Soluţie nesaturată

creşte concentraţia

CONCENTRAŢIA PROCENTUALĂ, c%• c % - reprezintă masa (g) sau volumul (mL sau cm3) de substanţă dizolvată (md sau Vd) în 100 g soluţie, respectiv în 100 mL (100 cm3) soluţie.

c% de masă = masa de substanţă dizolvată md (g) în 100 g soluţie;

ms = md + msolvent

(ms = masa soluţiei)

• c% de volum (volumetrică) = volumul substanţei dizolvate Vd (cm3) în 100 cm3 soluţie;

Vs = Vd + Vsolvent

(Vs = volumul soluţiei)

Vg = volumul gazului;

Va = volumul amestecului gazos.

100% s

d

m

mc

100% a

g

V

Vc

CONCENTRAŢIA PROCENTUALĂ

Care este concentraţia procentuală a unei soluţii obţinute prin dizolvarea a 7 g de clorură de sodiu în 50 g de apă?

%28,1210057

7100%

smdmc

CONCENTRAŢIA MOLARĂ = MOLARITATEA

CM sau MCM - reprezintă numărul de moli de substanţă dizolvată (ns =

ν) în 1L (1000 cm3, 1 dm3, sau 1000 mL ) soluţie.

Cm

M VMd

s

1000

Vs exprimat în mL sau cm3

1000Vs

1000s

s

V

nCM = sau CM =

ns = ν = M

md

s

dM VM

mC

Vs exprimat în L sau dm3

sV

s

s

V

nCM = sau CM =

DENSITATEA SOLUŢIEI ρ = volumul soluţiei (Vs) corespunzător unei mase din această soluţie (ms); se exprimă în g/mL, g/cm3 sau kg/L, respectiv kg/dm3;

1 mL = 1 cm3,1 L = 1 dm3,1000 g = 1 kg)

CONCENTRAŢIA MOLARĂ, CM Ce molaritate are soluţia care conţine 8,32 g NiSO4 dizolvat în 500 mL soluţie?

MNiSO4 = 155 g / mol ns=

CM = moli 0536,0

155

32,8

MV

n

s

s 11007,1107,05,0

0536,0

DILUAREA / CONCENTRAREA UNEI SOLUŢII

• Prin diluarea unei soluţii creşte masa (volumul) solventului, deci şi masa (volumul) soluţiei (ms ,Vs) care conţine aceeaşi masă de substanţă dizolvată (md), respectiv acelaşi număr de moli de solut şi scade concentraţia;

• Prin concentrarea unei soluţii scade masa (volumul) solventului, deci şi masa (volumul) soluţiei (ms,Vs) care conţine aceeaşi masă (acelaşi număr de moli) de substanţă dizolvată (md) creşte concentraţia.

soluţie concentrată KMnO4

soluţie diluatăKMnO4

CONCENTRAREA UNEI SOLUŢII

Ce concentraţie va avea soluţia obţinută prin evaporarea 200 g apă din 2,8 kg soluţie H2SO4 10%?

msoluţie iniţială = 2800 g md = H2SO4

msoluţie concentrată = 2800 – 200 = 2600 g

md = 280 g, aceeaşi masă de solut ca în soluţia iniţială

g 2802800100

10

%76,101002600

280100%

smdm

c

DILUAREA UNEI SOLUŢII

Cu ce volum de apă se diluează o soluţie de

12 M pentru a obţine 5 L soluţie KCl de concentraţie 1,5M?

nKCl= CM·Vs = 1,5·5 = 7,5 moli

VKCl 12M =

VKCl 12M + Vapă diluare = 5L

Vapă = 5 – 0,625 = 4,375L

LC

n

M

KCl 625,012

5,7 LV 625,0

12

5,15

REGULA DEPTUNGHIULUICe concentraţie are soluţia obţinută prin amestecarea a 1,2 Kg soluţie de NaOH 10% şi 1,8 Kg soluţie de NaOH 40% ? (76/pag.9) Sol.1: ms1 = 1,2 kg Sol.2: ms2 = 1,8 kgc1% = 10% c2% = 40% Sol. finală ms = 3 kg, c = x%

C1 < x% < C2

(x – C1) = părţi din sol.2 şi (C2 – x) = părţi din sol. 1Soluţia finală conţine (C2 – C1) părţi = unităţi de masă (sau volum)

x%

C1= 10%

C2 = 40%

40 – x = părţi (g, kg, mL, L ...)

x – 10 = părţi (g, kg, mL, L ...)

(40 – x) + (x – 10) = 30 părţi

30 kg sol. finală …….. (40-x) kg sol.1 …….. (x-10) kg sol.23 kg sol. finală ………. 1,2 kg sol. 1 ………..1,8 kg sol. 2 40-x = 12 x = 28 x-10= 18 x = 28

REGULA DEPTUNGHIULUIÎn ce raport de masă se amestecă două soluţii de H2SO4 de concentraţie 50% şi 10% pentru a prepara o soluţie de concentraţie 20%? (78/9)

20%

C1= 50%

C2 = 10%

10 = părţi (g, kg, mL, L ...)

30 = părţi (g, kg, mL, L ...)

3

1

30

10

%10.

%50.

sol

sol

REGULA DEPTUNGHIULUICu ce volum de apă se diluează o soluţie de 12 M pentru a obţine 5 L soluţie KCl de concentraţie 1,5M?

1,5 M

C1= 12 M

C2 = 0 M

1,5 L

10,5 L

1,5 + 10,5 = 12 L

12 L sol. 1,5M …….. 10,5 L apă …….. 1,5 L sol. 12M5 L sol. 1,5M ……….. x L apă ….…….. y L sol 12M x = 4,375 L apă y = 0,625 L sol 12 M

ACIZI, BAZE - caracteristici

ACIZI • Au gust acru;• Schimbă culoarea

indicatorilor;• Conduc curentul în

soluţie apoasă = electroliţi;

• Reacţionează cu metale, oxizi bazici, baze şi săruri;

• Sunt corozivi.

BAZE • Au gust leşietic;• Schimbă culoarea

indicatorilor;• Conduc curentul în

soluţie apoasă = electroliţi;

• Reacţionează cu oxizi acizi, acizi şi săruri;

• Sunt caustice.

ACIZI, BAZE - DEFINIŢIE

ACID – substanţă (molecule sau ioni), care în interacţiunea cu o bază (adesea o moleculă de apă) cedează ioni de hidrogen (protoni, H+) – donor de protoni – H2O, HCl, H2SO4, H3PO4, CH3COOH, H3O+, NH4

+, HSO4–, HPO4

2– etc.

BAZĂ – substanţă (molecule sau ioni), care în interacţiunea cu un acid (adesea o moleculă de apă) acceptă ioni de hidrogen (protoni H+) – acceptor de protoni – H2O, NH3, OH–, SO4

2–, H2PO4

–, CH3COO–, etc.

Protonul H+ nu poate exista liber în soluţie apoasă, se găseşte ca ion de hidroniu/oxoniu, H3O+

Proprietăţile acide sau bazice ale unei soluţii depind de concentraţiile ionilor H3O+ sau OH– din soluţie

Substanţele care se comportă atât ca acizi, cât şi ca baze sunt substanţe amfotere, amfoliţi acido – bazici.

ACIZI, BAZE - DEFINIŢIE

CLASIFICAREA ACIZILOR ŞI BAZELOR

După sarcina electrică a speciilor chimice:

Specii chimice

ACIZI BAZE

Neutre HCl, H2S, H2SO4, H2CO3 H3PO4,

NH3, C5H5N,

H2N–NH2,

NaOH, Ca(OH)2

Anionice HS–, HSO4–, HPO4

2– OH–, CO32–, S2–

Cationice H3O+, NH4+ H2N-NH3

+

După tăria lor:• Acizi şi baze: tari, de tărie mijlocie, slabi/slabe;

• Acizi tari (electroliţi tari, disociaţi total în soluţie apoasă): HI, HBr, HCl, HClO4, HClO3, H2SO4, HNO3 ;

• Baze tari (electroliţi tari, disociaţi total în soluţie apoasă): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 ;

• ACIZII, BAZELE de tărie medie şi slabi/slabe sunt electroliţi parţial disociaţi în soluţie apoasă.

CLASIFICAREA ACIZILOR ŞI BAZELOR

CLASIFICAREA ACIZILOR ŞI BAZELOR

Parametrii de apreciere a tăriei acizilor şi bazelor sunt:

• Gradul de disociere (ionizare) α;

• Procentul de disociere (ionizare), Pdis.;

• Constanta de aciditate, Ka;

• Constanta de bazicitate, Kb.

După compoziţia chimică (natura) a substanţelor:

• Hidracizi: HF, HCl, HBr, HI, H2S;

• Oxoacizi: HNO3, H2SO4, H3PO4;

• Acizi carboxilici: CH3COOH, C6H5COOH;

• Hidroxizi: NaOH, Mg(OH)2, Al(OH)3;

• Baze azotate: amine, amoniac, hidrazine etc.

• Acizi organici şi anorganici;• Baze organice şi anorganice.

CLASIFICAREA ACIZILOR ŞI BAZELOR

După numărul treptelor de disociere:

• Acizi monoprotici (monobazici)

• Acizi poliprotici (polibazici): diprotici, triprotici etc.

• Baze monoprotice (monoacide)

• Baze poliprotice (poliacide): diprotice, triprotice etc.

CLASIFICAREA ACIZILOR ŞI BAZELOR

Acizi monoprotici

HCl H+ + Cl–

HNO3 H+ + NO3–

CH3COOH H+ + CH3COO–

Acizi diprotici

H2SO4 H+ + HSO4–

HSO4– H+ + SO4

2–

CLASIFICAREA ACIZILOR ŞI BAZELOR

Baze monoacideNaOH Na+ + OH–

KOH K+ + OH–

NH3 + H2O NH4+ + OH–

Baze poliacide

Ca(OH)2 2Ca2+ + 2OH–

Al(OH)3 Al3+ + 3OH–

H3PO4 – ACID TRIPROTIC

H3PO4 (aq) + H2O(l) H2PO4–

(aq) + H3O+(aq)

Ka1 = 7,5·10-3

H2PO4–

(aq) + H2O(l) HPO42–

(aq) + H3O+(aq)

Ka2 = 6,2 ·10-8

HPO42–

(aq) + H2O(l) PO43–

(aq) + H3O+(aq)

Ka3 = 4,8·10-13

H3PO4 (aq) + 3 H2O(l) PO43-

(aq) + 3 H3O+(aq)

Ka1 > Ka2 > Ka3

CLASIFICAREA ACIZILOR ŞI BAZELOR

H2O + H2O OH– + H3O+ ; Kw = 10-14 (mol/L)2

• Apa ca bază:

H+ + H2O H3O+

HCl + H2O H3O+ + Cl–

• Apa ca acid:

H2O H+ + OH–

NH3 + H2O NH4OH NH4+ + OH–

APA, amfolit acido – bazic

Echilibrul de autoprotoliza apei

• Constanta de autoprotoliză a apei

2H2O H3O+ + OH–

• Produsul ionic al apei = Kw (la 25 °C):

Kw = Kc · [H2O]2 = [H3O+]·[OH–] = 10-14 mol2/L2

• În apa pură: [H3O+] = [OH-] = 10-7 ioni-g/L

• Apa pură nu conduce curentul electric = NEELECTROLIT

22

3c

]OH[

]OH[]OH[K

Exponent de hidrogen = pH

• pH = puterea (exponentul) cu semn schimbat al concentraţiei ionilor de H3O+ (sau H+)

[H3O+] = 10-pH

[H+] > 10-7M, [H3O+] > 10-7M pH < 7• Un acid este cu atât mai tare cu cât [H3O+] este mai mare, deci pH-ul soluţiei este mai apropiat de 0.

[OH–]>10-7M [H+]<10-7M, [H3O+]<10-7M pH > 7• O bază este cu atât mai tare cu cât [OH–] este mai mare, deci cu cât pH-ul soluţiei este mai apropiat de 14.

[H3O+]·[OH–] = 10-14

[H3O+] = 10-14/[OH-]

Măsurarea pH-ului

Hârtie indicator pH-metru pH-metru

• HÂRTIE INDICATOR UNIVERSAL• INDICATORI ACIDO-BAZICI• pH-metru

pH

14

7

0

Concentraţia H3O+

mol/L

NeutruBazic

Neutru

Acid

ioninnnnnnnnnnnn

Hârtie indicator

Domeniu

ioninnnnnnnnnnnnnnnnnnnnnnnnnnn

Bazic

Acid

Valori ale pH-ului pentru diverse soluţii

Suc gastric

Lămâie

Portocală

Roşie

Urină

Apa pură

Sânge

Bicarbonat de sodiu NaHCO3

Apă de mare

AmoniacNH3

Produse menaj

Hidroxid de magneziu Mg(OH)2HCl

1 mol/L

ACID BAZIC

NEUTRU

NaOH1 mol/L

Creşte aciditatea soluţiei

Soluţie acidă Soluţie bazică

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

NEUTRU

INDICATORI ACIDO – BAZICI

• Substanţe care-şi modifică culoarea într-un interval foarte mic de pH = zona (domeniul) de viraj

• TURNESOL– ACID

– BAZĂ

ALBASTRU DE BROMTIMOL pH = 6,0 – 7,6

FENOLFTALEINA pH = 8,2 – 10 (8-10)

HELIANTINĂ = METILORANGE pH = 3,1 – 4,4 (3-4)

Roşu de metil pH = 4,2-6,3

PARAMETRI DE APRECIERE A TĂRIEI ACIZILOR ŞI BAZELOR Grad de disociere (de ionizare)-α

α = N’ / N α ≤ 1

N’ – nr. molecule de acid (bază) disociate

N – nr. total de molecule din soluţie• Gradul de ionizare α variază invers proporţional cu concentraţia = creşte cu diluarea soluţiei.

(vezi problema nr. 180 / pag. 20, D)

PARAMETRI DE APRECIERE A TĂRIEI ACIZILOR ŞI BAZELOR

Procent de disociere (de ionizare), Pdis• este procentul de acid sau de bază care, după reacţia cu apa, se află în stare disociată (protolizată), raportat la concentraţia iniţială:• Pdis % = α·100Clasificarea electroliţilor (acid sau bază) în funcţie de gradul şi procentul de disociere:

Tăria acidului sau bazei

Grad de disociere (α)

Procent de disociere (Pdis)

Tare α > 0,5 Pdis > 50%

Mediu 0,01 < α < 0,5 1% < Pdis < 50%

Slab α < 0,01 Pdis < 1%

PARAMETRI DE APRECIERE A TĂRIEI ACIZILOR ŞI BAZELOR

Ka = constanta de ionizare acidă - constanta de echilibru pentru reacţia cu transfer de proton de la acid la apă:

HA + H2O A– + H3O+

• mărime caracteristică fiecărui acid, dependentă de t°C:

Kc =

Kb = constanta de ionizare bazică - constanta de echilibru pentru reacţia cu transfer de proton de la apă la bază:

B + H2O BH+ + OH –

• mărime caracteristică fiecărei bazei, dependentă de t°C:

Kc = ]][[

]][[

2

3

OHHA

AOH

[HA]

][A][H][K 3

2a

OOHK c

Constanta de aciditate, Ka

]][[

]][[

2OHB

OHBH

[B]

][HO][BH][K 2b

OHK c

Constanta de bazicitate Kb

Ka şi Kb

Un acid slab este ionizat parţial în apă (echilibru):

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO–

• Ka = 1,75 · 10-5 mol/L

O bază slabă este ionizată parţial în apă (echilibru):

NH3 + H2O NH4+ + OH–

•Kb = 1,75 · 10-5 mol/L

TĂRIA ACIZILOR / BAZELOR

Un acid tare = electrolit tare:

• are concentraţia ionilor de H3O+ în soluţie egală cu concentraţia iniţială a acidului = total disociat în soluţie apoasă;

• Ka are valoare mare.

O bază tare = electrolit tare :

• are concentraţia ionilor de OH– în soluţie egală cu concentraţia iniţială a bazei = total disociată în soluţie apoasă;

• Kb are valoare mare.

ACIZI TARI ŞI SLABI ELECTROLIŢI TARI ŞI SLABI

HCl CH3COOH

NaOH NH4OH

TĂRIA ACIZILOR ŞI BAZELOR

HClO4 ClO4-

H2SO4 HSO4-

HCl Cl-

H3O+ H2O

HSO4- SO4

2-

HF F-

CH3COOH CH3COO-

H2S HS-

NH4+ NH3

HCO3- CO3

2-

H2O OH-

Creşte tăria

acidului

Creşte tăria bazei

Ka

~1010

1x10-2

6.8x10-4

1.75x10-5

9.5x10-8

5.7x10-10

4.7x10-11

1.8x10-16

Amfoliţii acido – bazici se comportă atât ca acizi, cât şi ca baze

HPO42– + H-OH PO4

3– + H3O+ A1 B2 B1 A2 Ka = 4,8·10-18

HPO42– + H-OH H2PO4

– + OH– B1 A2 A1 B2 Kb = 1,6·10-7

Reacţiile cu transfer de protoni se numesc reacţii protolitice.

SUBSTANŢE AMFOTERE

REACŢII PROTOLITICE

REACŢIA DE NEUTRALIZARE

ACID + BAZĂ SARE + APĂ

HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O (l)

H+ (aq) + Cl- (aq) + Na+ (aq) + OH-(aq)

Na+ (aq) + Cl- (aq) + H2O (l)

H+ (aq) + OH- (aq) H-OH H2O (l)

Reacţiile acid - bază în soluţie apoasă au loc cu transfer de protoni

243 – pagina 26

În urma reacţiei dintre o soluţie de NaOH cu

pH = 12 şi o soluţie de HNO3 cu pH = 2 rezultă 10 mL soluţie cu pH = 3. Indicaţi afirmaţiile adevărate.

NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O

NaOH – bază monoacidă tare, total disociată în soluţie apoasă CM = [OH-]

pH = 12 [H+] = 10-12M [OH-] = 10-2M

HNO3 – acid monoprotic tare, total disociat în soluţie apoasă CM = [H+]

pH = 2 [H+] = 10-2M soluţia iniţială de HNO3

Reacţia de neutralizare mol la mol pH-ul soluţiei finale fiind acid HNO3 în exces

243 – pagina 26

MOH

OH 212

14

3

14

1010

1010

pH = 3 [H+] = 10-3M = CM HNO3 în soluţia finală, deci

10-3 moli HNO3 .............. 1L = 103 mL soluţie

X moli HNO3……………. 10 mL soluţie

X = 10-5 moli HNO3 exces în soluţia finală

CM = 10-2M NaOH nNaOH = 10-2×VNaOH

CM = 10-2M HNO3 nHNO3 = 10-2×VHNO3

243 – pagina 26

La neutralizarea soluţiei de NaOH s-a consumat 10-2×VNaOH moli HNO3 (reacţie mol la mol) soluţia iniţială de HNO3 avea:

nHNO3 = nNaOH + 10-5 (moli consumaţi la neutralizare + moli exces)

10-2VHNO3 = 10-2VNaOH + 10-5 (Ecuaţia 1) Volumul soluţiei finale:

VNaOH+ VHNO3 =10-2 L (Ecuaţia 2) VHNO3 = 5,5 mL şi VNaOH = 4,5 mL

243 – pagina 26

nNaOH = 4,5×10-5 moli neutralizaţi (NaOH)

nHNO3= 4,5×10-5 moli reacţionaţi (HNO3)

nHNO3= 4,5×10-5 + 10-5 = 5,5×10-5 moli iniţial HNO3

mNaOH = 40 × 4,5×10-5 = 180 ×10-5 g = 180×10-2

mg = 1,8 mg NaOH (MNaOH= 40 g/mol) mHNO3 reacţionat = 63 × 4,5×10-5

= 283,5 ×10-5g = 283,5 ×10-2 mg = 2,835 mg HNO3 reacţionat (MHNO3 = 63 g/mol)

243 – pagina 26

Soluţiile se amestecă în raport:

RĂSPUNSURI CORECTE: D,E

243 – pagina 26

11

9

1,1

9,0

5,5

5,4

3

HNO

NaOH