MODELE DE PROBLEME DE ECHILIBRE CHIMICE IN APĂ-DISOCIAŢIA ELECTROLITICĂ

Am încercat sã vã ofer, exemple de probleme rezolvate despre:- ionizarea apei;- pH-ul soluţiilor apoase;- acizi şi baze tari/ slabe;- gradul de ionizare, constanta de aciditate, constanta de bazicitate (legea lui

Ostwald);- indicatori acido-bazici;- reacţia de neutralizare; reacţia de hidrolizã;- electroliţi amfoteri(amfiprotici);- echilibre în soluţii tampon

Este un mod personal de rezolvare şi nu anuleazã, alte variante de rezolvare studiate la cursul de Chimie. Ofer nişte instrumente de rezolvare şi sunt sigurã cã vei descoperi alte cãi de rezolvare, care te vor bucura. Teoria disocierii electrolitice nu se memoreazã; se încearcã sã se înţeleagã prin exerciţii şi observând fenomenele din experienţele chimice sau din naturã.

Bibliografie:1. Bacalaureat, Subiecte propuse la Chimie anorganicã şi generalã, Editura

Humanitas Educational, 20002. Luminiţa Vlãdescu, Olga Petrescu, Ileana Cosma, Chimie, manual pentru clasa

a IX-a, EDP R.A, Bucureşti, 19933. Marilena Şerban, Felicia Nuţã, Chimie, manual pentru clasa a X-a, C1, Editura

Niculescu, 20004. Olga Petrescu, Adrian-Mihail Stadler, Chimie anorganicã şi Chimie fizicã,

teste şi probleme,Editura Aramis, 20035. C.D. Neniţescu, Chimie Generalã, EDP Bucureşti, 19786. http://mihainicula.ro/alimentatia-alcalina-vs-acida-pentru-o-viata-sanatoasa/ 7. http://ro.wikipedia.org/wiki/Teoria_acido-bazic%C4%83

Aţi învãţat despre teoria disociaţiei electrolitice, importanţa pH-ului pentru organism, mediu, alimentaţie,industrie,etc.Sunt lecţii importante pentru cultura noastrã generalã şi care nu se învaţã memorând. Au o logicã şi o bazã practicã, care te obligã sã te întrebi „De ce au loc aceste procese?”: şi „La ce ajutã?”.Se prezintã o sintezã a teoriei disociaţiei electrolitice.

1. Disociaţia electroliticã (ionizare)Este procesul reversibil de „descompunere” prin dizolvare în apã, respectiv alcooli, acid acetic, alţi solvenţi sau topire a unor substanţe în ioni, care permit trecerea curentului electric. Astfel de substanţe se numesc electroliţi; se pot da exemple acizii, bazele, sãrurile. Teoria a fost aplicatã de Arhenius în 1887, Ostwald ş.a. dupã 1890. Acizii dizolvaţi în apã disociazã în anioni şi ioni H+; bazele dizolvate în apã disociazã în cationi şi ioni hidroxil HO-. Prezenţa lor, în soluţii apoase se pune în evidenţã prin metode electrochimice-se mãsoarã conductibilitatea electricã.Descompunerea

1

moleculelor de electroliţi, la dizolvarea în apã, în ioni pozitivi (cationi) şi negativi(anioni), diferã de la o substanţã la alta, în funcţie de: natura electrolitului, concentraţia soluţiei, temperaturã. Ĩn absenţa apei, nu are loc disocierea electroliticã, acizii şi bazele sunt considerate molecule neutre.Mãsurãtorile de conductibilitate electricã au dus la împãrţirea electroliţilor în douã grupe:

- electroliţi tari, care au conductibilitatea electricã mare şi care nu variazã decât puţin cu concentraţia. Se pot da exemple:a) toate sãrurile: NaCl, CH3CO2Na, etc. b) hidroxizii de Na, K, Ca, Mg, Ba-baze tari; c) acizii minerali: ex HCl, H2SO4; HNO3;

- electroliţi slabi, care au conductibilitatea electricã micã şi care creşte cu diluţia, dar fãrã a atinge valorile electroliţilor tari. Se pot da exemple: a) acizii organici: ex CH3COOH, HCN; b) acizi anorganici precum: H2S, H2CO3, H2SO3; c) amoniacul şi derivaţii organici ai sãi: NH3, CH3NH2, etc.

2. Neelectroliţii sunt substanţele care în soluţie apoasã sau în topiturã, nu se desfac în ioni, deci nu vor permite trecerea curentului electric. Se pot da exemple: zahãrul, acetona, glucoza.3 . Reacţii cu transfer de protoni-protolitice Acidul este o substanţã, care are tendinţa de a ceda un proton şi baza este o substanţã care are tendinţa de a accepta un proton; un acid nu poate ceda un proton decât unei baze, care se transformã în acidul ei conjugat, iar acidul iniţial se transformã în baza sa conjugatã.

Acid1 = Baza1 + H+

Baza2 + H+ = Acid2 Acid1+Baza2 = Baza 1+ Acid 2

Sunt reacţii chimice reversibile.

4. Apa ca solventApa este cel mai rãspândit solvent şi cel mai bun pentru electroliţi. Apa are un caracter amfoter, fiindcã se comportã faţã de acizi ca o bazã şi faţã de baze ca un acid. Se explicã prin reacţiile chimice reversibile de mai jos.

HCl + H2O = H3O+ + Cl-

Acid1 Baza2 Acid 2 Baza 1

NH3 + H2O = NH4+ + HO-

Baza1 Acid 2 Acid1 Baza2

Ionul hidroniu este este format din protonul de hidrogen legat de o molerculã de apã, fiindcã acesta din urmã nu poate exista liber.

5. Gradul de ionizare(disociere), α, al unui electrolit, la o anumitã temperaturã şi concentraţie a acestuia în soluţieEl reprezintã raportul dintre numãrul de molecule disociate în ioni şi numãrul total de molecule dizolvate acid,bazã,sare). Valoarea lui este subunitarã; în calcule se utilizeazã exprimarea procentualã. Moleculele de electroliţi în stare purã nu ionizeazã; dupã dizolvarea lor în apã se produc fenomene de desfacere în ioni şi reacţii ale lor cu apa.

2

α = numãrul de molecule ionizate / numãrul total de moleculeα % = 100. α

Ĩn cazul dizolvãrii acizilor tari în apã, ei disociazã total, echilibrul chimic este complet deplasat spre dreapta. Ĩn cazul dizolvãrii acizilor slabi, în apã, aceştia disociazã puţin în ioni, cu un grad de ionizare; ionii formaţi reacţioneazã cu apa, echilibrul chimic este deplasat spre stânga.HA + H2O = H3O+ + A-

Acid1 baza2 acid2 baza 1

6 . Relaţia dintre tãria electroliţilor şi gradul de ionizare(disociere) -electroliţi tari, care reprezintã substanţe cu gradul de disociere (ionizare) foarte mare (α >>0,5), la dizolvarea lor în apã. Sunt complet ionizaţi în soluţie.Exemple: toate sãrurile; hidroxizii solubili ai metalelor din grupele 1 şi 2 principale: NaOH, KOH, Ba(OH)2- baze tari; acizii minerali (tari): H2SO4, HNO3, HCl, etc.-electroliţi slabi, care reprezintã substanţele cu un grad de disociere mic, în apã, chiar şi în soluţii diluate. Exemple: acizii organici (acetic, oxalic, etc.); acizii anorganici: H2S, H2SO3, H2CO3, etc.; amoniacul şi aminele; bazele slabe-ale metalelor tranziţionale.

7 . Echilibrul ionic.Constanta de aciditate. Constanta de bazicitate Ĩn cazul ionizãrii (disocierii) electroliţilor prin dizolvarea lor în apã, au loc reacţii reversibile între ei şi apã; se stabilesc echilibre chimice, caracterizate prin constanta de echilibru. Astfel la dizolvarea în apã, a unui electrolit CA, a cãrui moleculã se descompune în doi ioni: C+ -cation şi A- -anion, echilibrul chimic se reprezintã:

CA = C+ + A-

Conform legii acţiunii maselor, constanta de echilibru a reacţiei de mai sus va fi:

K i = [C+] . [A-] / [CA]Ki=constanta de ionizare sau disociere a electrolitului când este dizolvat în apã[C+]=concentraţia molarã a cationului (mol/L)[A-]=concentraţia molarã a anionului(mol/L)[CA] =concentraţia molarã a electrolitului(mol/L)Ka = constanta de aciditate- in cazul ionizãrii acizilor Kb= constanta de bazicitate – în cazul ionizãrii bazelor

8 . Relaţia dintre constanta de ionizare şi α Dacã electrolitul are un grad de disociere, în apã, atunci se poate scrie constanta de ionizare, în funcţie de acesta. Considerãm concentraţia molarã a electrolitului, egalã cu „c”, şi α este fracţiunea de moli de CA, care trece în cation şi anion. Se observã din reacţie cã: 1 mol CA disociazã în 1 mol C+ şi 1 mol de A-

Atunci α.c.moli...............formeazã αc moli C+ şi α.c moli A-

Ecuaţia chimicã: CA = C+ + A-

Concentraţii iniţiale(mol/L) c 0 0Conc. la echilibru(mol/L) c- α.c α.c α.c

3

c- α.c = moli de CA care nu a disociat, care se va gãsi la stabilirea echilibrului chimic în soluţie.

Se poate scrie pentru echilibrul chimic, care se stabileşte constanta la echilibru, cu concentraţiile componenţilor respectivi la echilibru:Ki = α2 . c / 1- α Este cunoscutã sub numele de legea diluţiei sau legea lui Ostwald.

La acizi slabi / baze slabe, α este <<1, (1- α) ≈1; legea diluţiei devine:Ki = α2 . c ; α= √ Ki / c

9. Acizii poliprotici (polibazici) disociazã în soluţie apoasã, în trepte, fiecare treaptã de disociere are o constantã de aciditate Ka1, Kan. La fel şi bazele polivalente disociazã în soluţie apoasã, în trepte, fiecare treaptã de disociere are o constantã de bazicitate Kb1, Kbn . Prima constantã de ionizare este mai mare.10. Relaţia dintre tãria electroliţilor şi constanta de ionizare:-electroliţi tari(acizi, baze) care au constanta de ionizare > 1. Sunt complet ionizaţi în soluţie;-electroliţi de tãrie medie, care au constanta de ionizare cuprinsã între 1-10-3;-electroliţi slabi, care au constanta de ionizare cuprinsã între 10-3 – 10-7;-electroliţi foarte slabi, care au constanta de ionizare cuprinsã între 10-7- 10-11

11. Constanta de ionizare(disociere) a apei.Produsul ionic al apei. pH, pOHApa se comportã în reacţii chimic, atât ca acid, cât şi ca bazã, adicã o moleculã poate pierde un proton, în timp ce altã moleculã poate accepta un proton. O micã parte din moleculele de apã disociazã în ioni de hidrogen şi ioni de hidroxil, cu care sunt în echilibru. Ĩn apa purã, cât şi în orice soluţie apoasã are loc urmãtoarea reacţie de transfer de protoni, cu stabilirea unui echilibru chimic:

H2O + H2O = H3O+ + HO- Constanta de ionizare a apei va fi:K c = C H3O+ . C HO- / C2 H2O

Gradul de ionizare al apei pure este foarte mic, echilibrul chimic este mult deplasat spre stânga, concentraţia apei se poate include în Kc ; rezultã o nouã constantã a apei, numitã produs ionic al apei ( sau constantã de autoprotolizã a apei).Kc . C2 H2O = K H2O = C H3O+ . C HO-

Produsul ionic al apei variazã cu temperatura.La 250C, K H2O = 1.10-14 (mol/L)C H3O+ = C HO- = 10-7 mol/L

pH-ul este exponent al concentraţiei ionilor de hidrogen din soluţie; acesta este egal cu logaritmul zecimal, luat cu semn schimbat, al concentraţiei ionilor de hidrogen. A fost introdus pentru simplificarea calculelor:

C H3O+ = [H+] = 10-pH; pH= -lg[H+]

pOH este exponentul cu semn schimbat al concentraţiei ionilor de hidroxil din soluţie:[HO-] = 10-pOH ; pOH = -lg [HO-]

4

pH+ pOH = 14

12. Soluţii tampon Sunt soluţii ce conţin un acid slab sau o bazã slabã şi o sare a acidului sau a bazei, la care valoarea pH-ului este relativ constantã faţã de adaosuri ulterioare de acid/ bazã. Se pot da exemple: soluţia de NH3-NH4 Cl utilizatã la determinarea volumetricã a duritãţii totale a apei cu soluţia de EDTA 0,1 M; soluţia de CH3COOH – CH3CO2NH4

Concentraţia ionilor de hidroniu în soluţia tampon se poate calcula cu ecuaţia:

C H+ = Ka . Cacid/ C sare

Ka = constanta de aciditate a acidului din soluţia tamponCacid/ Csare= raportul de tamponare, care se determinã din cantitãţile de reactivi utilizaţi la prepararea soluţiei.

13. Reacţia de neutralizare / Indicatori acido-baziciReacţia dintre un acid şi o bazã se numeşte neutralizare; este o reacţie cu transfer de protoni de la acid la bazã. Termenul a fost extins şi la reacţiile dintre un acid conjugat şi o bazã conjugatã proveniţi de la aceeaşi substanţã.Reacţia de neutralizare se poate scrie şi ţinând cont de ionizarea în apã a acidului, a bazei şi a sãrii formate. Un exemplu este reacţia dintre HCl şi NaOH:

HCl (aq) + NaOH (aq) = NaCl (aq) + H2O (l)acid bazã sare apã

sau:H3O+(aq) + Cl- (aq) + Na+ (aq) + HO- (aq) = Na+ (aq) + Cl-(aq) + 2 H2O

Ĩn funcţie de concentraţiile acidului şi ale bazei se pot întâlni trei situaţii:a) [H3O+] = [HO-] ; soluţia rezultatã este neutrã; pH=7b) [H3O+] > [HO-]; se lucreazã cu exces de acid; nu se consumã toatã concentraţia ionilor de hidroniu; soluţia finalã este acidã; pH < 7 (acid)c) [H3O+] < [HO- ]; se lucreazã cu exces de bazã; nu se consumã toatã concentraţia ionilor hidroxil; soluţia finalã este bazicã; pH> 7 (bazã)Reacţia de neutralizare se întâlneşte la titrarea substanţelor ce dau prin dizolvare soluţii acide/ bazice.Indicatori acido-baziciSunt substanţe acide sau bazice, care au o culoare diferitã de baza conjugatã/ respectiv acidul conjugat.Scimbarea culorii are loc în interiorul unui domeniu de pH.

Exemple:1) Fenolftaleina: incolorã/ mediu acid; roşie/ mediu bazic2) Metiloranj: roşu/ mediu acid; galben/ mediu bazic.

14. Reacţia de hidrolizãEste o reacţie protoliticã, dintre apã şi ionii unei sãri dizolvate. Hidrolizeazã sãrurile unor acizi slabi şi baze tari, respectiv baze slabe şi acizi tari, respectiv acizi slabi şi baze slabe. Este o reacţie inversã neutarlizãrii. Este o reacţie reversibilã, la care se poate aplica la stabilirea echilibrului chimic, legea acţiunii maselor. Soluţia finalã va

5

avea caracter acid, bazic, neutru, în funcţie de tãria acidului/ bazei din sare. Sãrurile acizilor tari cu baze tari, nu dau aceastã reacţie.

15. Acizi şi baze în solvenţi neapoşiExistã solvenţi amfiprotici, unii mai bazici, sau mai acizi decât apa:-amoniacul, este un solvent bazic, care favorizeazã disocierea acizilor. Amoniacul are un caracter slab acid- bazele tari disociazã în amoniac foarte puţin.-alcoolul acetic, care este un solvent acid; amoniacul dizolvat în acid acetic se comportã ca o bazã tare. Acizii tari ionizeazã slab în acidul acetic; acidul percloric ionizeazã considerabil şi se foloseşte la titrarea bazelor organice.

16. Electroliţi amfiprotici (amfoteri)Sunt substanţe care se comportã faţã de baze ca acizi, cedându-le un proton şi faţã de acizi ca baze, acceptând un proton de la aceştia.Exemple:-aminoacizii: H2N-R-COOH-oxizii: Al2O3; As2O3

-hidroxizii: Al(OH)3; Zn (OH)2

-anioni: HCO3- ; HSO4

-

Probleme rezolvate

Problema 1. Completaţi tabelul:

Soluţia [H3O+]M

[HO-]M

pH pOH Caracterul acido-bazic al soluţiei

0,01 M de HCl...M de NaOH

1 *10-11

......M de Ca(OH)2

10

Rezolvare

Caz 1. Se ştie concentraţia molarã a HCl şi trebuie sã calculãm: concentraţiile molare ale ionilor hidroniu, hidroxil, pH-ul, pOH-ul şi sã apreciem caracterul acido-bazic al soluţiei.1. Avem o soluţie molarã de 0,05 mol / L de HCl şi ştim cã este un acid tare, care are reacţia de ionizare, la dizolvarea în apã:

HCl (aq) + H2O (l) = H3O+ (aq) + Cl-(aq) Acid1 baza2 acid2 baza1

Perechile acid-bazã conjugatã sunt:

6

HCl (acid; molecula neutrã)- Cl- ( baza lui conjugatã; anion)H2O ( bazã; molecula neutrã) – H3O+ ( acidul lui conjugat; cation)

2. Acidul HCl ionizeazã total. Din reacţie se observã cã dintr-un mol de HCl se obţine 1 mol de H3O+ şi 1

mol de Cl- Deci din 0,01 moli/L HCl se obţin 0,01 moli/ L de H3O+ şi 0,01 moli / L de

Cl-. [H3O + ] = 0,01 M= 1x10 -2 pH= -lg[C ioni H3O+] = -lg[1x10 -2 ] = 2

KH2O = [ H3O+] . [HO-]

[HO - ] = K H2O / [ H3O + ] = 10 -14 / 10 -2 = 10 -14+ 2 = 10 -12 pOH = -lg [C ioni HO-] = -lg 10-12 = 12

Caracterul soluţiei este acid, fiindcã pH-ul este < de 7 (neutru). Se cunoaşte scara de pH şi variaţia pOH-ului. Caz 2 Se ştie concentraţia ionilor de hidroniu, din soluţia de NaOH şi trebuie sã se calculeze: concentraţia molarã a acesteia, concentraţia ionilor de hidroxil, pH-ul, pOH-ul şi sã se aprecieze caracterul acido-bazic al soluţiei.

1. NaOH este o bazã tare, care ionizeazã total în apã:

NaOH (aq) = Na+ (aq) + HO- (aq)Baza 1 acid1 baza21mol 1mol 1mol

Perechea acid-bazã conjugatã este:NaOH (bazã; molecula neutrã) - Na+ ( acidul lui conjugat; cation)

2. Ĩn soluţiile apoase existã relaţia dintre ionii hidroxil şi hidroniu:

[H3O+] . [HO-] = 10-14( mol / L)2

[HO-] = 10-14 / 1 *10-11 = 10-3 ( mol/L)

3. Cu ecuaţia chimicã de mai sus şi regula de trei simplã se calculeazã concentraţia molarã a soluţiei de NaOH:

1 mol de HO- .....se obţine din.....................1 mol de NaOHAtunci 10-3 moli HO-.............provin din ..........10-3 moli de NaOH

Deci C M a soluţiei este 10-3 moli / L de NaOH.

4. Se calculeazã pH-ul şi pOH-ul:

pH= -lg[H3O+] = -lg 10-13 = 13pOH = 14- pH = 14-13 = 1

7

5. Caracterul soluţiei este bazic, fiindcã pH-ul este > 7 .

Caz 3 Se ştie pH-ul şi trebuie sã calculãm: concentraţia molarã a hidroxidului de calciu, concentraţiile molare ale ionilor de hidroniu, hidroxil; pOH-ul şi sã apreciem caracterul acido-bazic al soluţiei.

1. Avem o soluţie molarã de Ca(OH)2 şi ştim cã este o bazã de tãrie medie (în unele bibliografii apare bazã tare), care are reacţia de ionizare, la dizolvarea în apã:

Ca(OH)2 (aq) = Ca2+ (aq) + 2HO-(aq) Baza1 acid1 baza2 1mol 1mol 2moli

Perechea acid-bazã conjugatã este:Ca(OH)2 (bazã; molecula neutrã) – Ca2+ (acidul lui conjugat; cation)

2. Ĩn soluţiile apoase existã relaţia:

pH + pOH = 14pOH = 14- pH = 14-10 = 4

pOH = -lg [HO-] = 4; [HO-] = 10-4 mol/ L

3. Cu ecuaţia chimicã de mai sus şi regula de trei simplã se calculeazã concentraţia molarã a soluţiei de Ca (OH)2:

2 mol de HO- .....se obţin din.....................1 mol de Ca(OH)2

Atunci 10-4 moli HO-.............provin din .................10-4 / 2 moli de Ca(OH)2

Deci C M a soluţiei este 0,5* 10-4 moli / L de Ca(OH)2 sau 5 * 10-5 mol/L.

4. Se calculeazã concentraţia ionilor de hidroniu:

[H3O+] . [HO-] = 10-14 ( mol / L)2

[H3O+] = 10-14 / 5 *10-5 = 0,2 *10-9 ( mol/L) = 2*10-10 mol/ L

5. Caracterul soluţiei este bazic, fiindcã pH-ul este > 7 .

Problema 2. Constantele de aciditate corespunzãtoare celor douã trepte de ionizare a acidului carbonic sunt: K1 = 4,2 .10-7 ; K2 = 4,8 .10-11. Explicã de ce K2 << K1

Acidul carbonic (H2CO3) este un acid politropic, adicã cedeazã doi protoni, în reacţia de ionizare. Primul proton este cedat mai uşor, fiindcã este cedat de o moleculã

8

neutrã; al doilea proton este cedat de un ion negativ (HCO3-), care cedeazã mai greu

protonul, care este un ion cu sarcinã pozitivã:H2CO3 (aq) + H2O (l) = H3O+ (aq) + HCO3

- (aq) K1

Acid 1 baza2 acid2 baza2

HCO3- (aq) + H2O (aq) = H3O+ (aq) + CO3

2- (aq) K2

Acid1 baza2 acid 2 baza2

Atenţie: La acizii tari şi la acizii slabi, constanta de ionizare a primei trepte este mai mare decât constanta de ionizare a celei de a doua trepte.

Problema 3 O soluţie de acid acetic de concentraţie 0,02 M are constanta de aciditate, Ka = 1,8.10-5.

a) Scrie ecuaţia reacţiei de ionizare a acidului acetic;b) Determinã prin calcul concentraţia ionilor de hidroniu din aceastã soluţie.

Rezolvarea) CH3COOH (aq) + H2O (l) = H3O+(aq) + CH3COO- (aq) acid 1 baza2 acid2 baza1 1 mol 1mol 1 molConstanta de echilibru se exprimã în funcţie de concentraţiile molare:

Kc = [H3O+ ].[CH3COO- ] / [ CH3COOH].[H2O]

Kc . [H2O] = Ka = constanta de aciditate. Valoarea ei indicã tãria acidului.

Ka = [ H3O+ ].[ CH3COO- ] / [ CH3COOH]

b) Din ecuaţia chimicã de mai sus se observã cã la echilibru concentraţiile molare ale ionilor aflaţi în soluţie sunt egale:[H3O+ ] = [CH3COO- ]

Ĩnlocuim datele în ecuaţia Ka :

1,8 .10-5 = [ H3O+ ]2 / 2.10-2

[ H3O+ ] = √ 1,8.10-5 / 2.10-2 = √0,9.10-3 = √9.10-4 =3.10-2 mol/ L

R= b) 3.10-2 mol/ L [H3O+]

Problema 4 Calculeazã gradul de ionizare a unei soluţii a unei soluţii de hidroxilaminã 0,1 M, dacã se cunoaşte constanta de ionizare Kb = 9,0. 10-9. Substanţa este bazã.

Rezolvare

1.Reacţia de ionizare a hidroxilaminei este:HONH2 (aq) + H2O (l) = HONH3

+ (aq) + HO-

9

Este o bazã slabã, fiindcã constanta de bazicitate este foarte micã şi se aplicã formula de calcul:Kb = α2 . c ; α= √ Kb / c; Kb= 9.10-9; c = 0,1 = 10-1

α= √ Kb / c = √ 9.10-9 / 10-1 = √ 9.10-9+1 = 3.10-4

R: 3.10-4

Problema 5 O soluţie 0,1 M de acid acetic are gradul de ionizare egal cu 1,34 %. Calculeazã constanta de aciditate (douã zecimale) a acidului acetic.RezolvareGradul de disociere al acidului acetic este mic, din 100 molecule de acid acetic se descompun in ioni, doar 1,34.Se aplicã formula simplificatã a constantei de ionizare – legea lui Ostwald:KCH3COOH = α2 . cα = 1,34 %= 0,0134; c=0,1KCH3COOH = 0,01342.0,1= 0,00018 =1,8.10-5

Problema 6 O soluţie de NaOH 0,1 M se neutralizeazã cu o soluţie de HCL 0,1 M. Calculeazã pH-ul soluţiei rezultate:

a. dupã neutralizarea a 99 % din soluţia de bazã;b. la punctul de echivalenţã;c. în prezenţa unui exces de 1% acid.

Enumerã doi indicatori acido-bazici.

Rezolvare

Acidul clorhidric se introduce din biuretã peste hidroxidul de sodiu din paharul conic.a. Se neutralizeazã 99 % din bazã

1.Se calculeazã numãrul de moli de ioni de H+ şi de HO- din soluţiile de acid şi bazã:Considerãm V HCl= 1L; n HCL = CM .VHCl = 0,1 . 1= 0,1 mol HClConsiderãm V NaOH =1L; nNaOH = CM . V NaOH = 0,1 . 1 = 0,1 mol NaOHn moli H+ = n moli HCl = 0,1 molin moli HO- = n moli NaOH = 0,1 moli2. Se calculeazã numãrul de moli de NaOH, care se neutralizeazã:0,1. 99/100= 0,099 moli de NaOHDeci 0,099 moli de NaOH vor fi neutralizaţi de 0,099 moli de HCl.3. Se calculeazã numãrul de moli de NaOH, care nu se neutralizeazã. Ei vor da un caracter bazic. Ionii proveniţi din ionizarea apei nu influenţeazã: 0,1 moli-0,099= 0,001 moli de NaOH4. Se calculeazã pOH-ul şi pH-ul:pOH= -lg[ HO-] = -lg 0,001 = -lg 10-3 =3pH= 14-pOH=14-3=11

b. La punctul de echivalenţã: 0,1 moli de H+ sunt neutralizaţi de 0,1 moli HO-, conform reacţiei:H+ + HO- = H2OÎn soluţia rezultatã rãmân ionii proveniţi din ionizarea apei [H+] = [HO-] = 10-7 mol/L;pH=pOH=7; soluţia este neutrã.

10

c. În prezenţa unui exces de 1% acid Se calculeazã numãrul de moli de HCl adãugaţi în plus:La 100% moli de HCl...............se adaugã.....1% HCl0,1 moli HCl...................................................XX= 0,1 .1/100= 10-3 moli HCl vor fi în plus

Sunt neutralizaţi 0,1 moli de NaOH cu 0,1 moli de HCl; rãmân 10-3 moli de HCl neutralizaţi, care vor da un caracter acid soluţiei finale:V s finalã= 1 Ln moli H+ = n moli HCl = 10-3 molipH= -lg[10-3] = 3

R: 11;7;3

Problema 7 Calculeazã concentraţia ionilor de hidroniu a unei soluţii de acid azotic care rezultã prin amestecarea a 200 cm3 soluţie de acid azotic 0,1 M cu 400 cm3

soluţie de acid azotic 0,2 M şi cu 400 cm3 apã distilatã.

Rezolvare1. Se calculeazã numãrul de moli de HNO3 şi ioni de hidroniu, din fiecare

soluţie:n 1 moli HNO3 = CM . V HNO3 = 0,1 mol/L . 0,2 L=0,02 molin1 moli H+ = n moli HNO3 = 0,02 molin 2 moli HNO3 = CM . V HNO3 = 0,2 mol/L . 0,4 L = 0,08 molin2 moli H+ = n moli HNO3 = 0,08 moli

2. Se calculeazã numãrul total de moli de ioni hidroniu şi volumul final de soluţie, pentru a calcula concentraţia molarã de ioni de hidroniu(hidrogen):

ntotal de ioni H+ = n1 + n2 = 0,02 + 0,08 = 0,10 moliVfinal de soluţie= V1 + V2 + V H2O = 0,2 + 0,4 + 0,4 = 1 L

3. Se calculeazã concentraţia molarã de ioni de hidroniu:CM = n moli H+/ V final = 0,1 moli/ 1 L= 0,1 M

4. Se calculeazã pH-ul soluţiei finale:pH= -lg[ H+] = -lg 0,1 = -lg10-1=1

R: 1

Problema 8. Clorura de argint este un precipitat care are produsul de solubilitate Ps(AgCl) = 1* 10-10 (la 250C). Care este valoarea solubilitãţii în apã a acestei sãri?

RezolvareEste o problemã de echilibru de solubilitate a unui precipitat.Schema de rezolvare este: se scrie ecuaţia chimicã a reacţiei de disociere a acestei sãri în apã, care este o reacţie reversibilã, cu stabilirea unui echilibru chimic; se va scrie valoarea constantei la echilibru, în care apare solubilitate precipitatului la 250C.

AgCl pp(aq) = Ag+ (aq) + Cl- (aq)

11

La stabilirea echilibrului chimic la 250 C, constanta de echilibru se exprimã în funcţie de concentraţiile molare ale substanţelor chimice, care existã la acest moment în soluţia apoasã:

Ks = [Ag+ (aq)] . [Cl- (aq)] / [AgCl pp][AgClpp] = concentranţia molarã a AgCl precipitat, care a disociat în apã; este o cantitate micã;[Ag+ (aq)] = concentraţia molarã a ionilor de Ag, care sunt la echilibru, în soluţie;[Cl- (aq)] = concentraţia molarã a ionilor de Cl, care sunt la echilibru, în soluţieConsiderãm cã aceste douã concentraţii molare ale ionilor sunt egale cu solubilitatea la 250 C, notatã cu S, atunci ecuaţia lui Ks va fi:

Ks . [AgCl pp] = [Ag+ (aq)]2 = S2

Produsul Ks . [AgCl pp] = Ps Ps = S2

S = √pKs S = √1.10-10 = 1.10-5 mol/L

Solubilitatea AgCl este 1.10-5 mol/L; se observã din reacţia de disociere electroliticã a acestei sãri, cã 1 mol de AgCl formeazã 1 mol de Ag+.

R: 1.10-5 mol/L

Problema 9.Care este concentraţia de Ag+ (aq) dintr-o soluţie de 150 mL apã care conţine 1 g de [Ag(NH3)2] NO3, dacã valoarea constantei de disociere a ionului complex este 10-7 ?

RezolvareEste o problemã de echilibru în soluţia de sare/ are loc hidroliza sãrii.Din valoarea constantei de disociere a ionului complex Ag(NH3)2]- se va calcula concentraţia molarã a ionilor de argint existenţi la echilibrul chimic, în 150 mL de apã. Concentraţia molarã a complexului se calculeazã cu datele din enunţ.

1. Se calculeazã concentraţia molarã a complexului:M complex = A Ag + 3A N+ 6 A H + 3 AO = 108+3.14+6.1+3.16=204CM = md / M.Vs = 1/204.0,15=1/ 30,6 = 0,0327 mol/ L2. Ecuaţiile de disociere electrolitice ale complexului şi ale ionului complex sunt:[Ag(NH3)2] NO3 (aq) = Ag(NH3)+ aq + NO3

- aqAg(NH3)+ aq = Ag+ (aq) + 2 NH3

3. Constanta de disociere a ionului complex la echilibrul chimic este:Kd = [Ag+] . [NH3]2 / [Ag(NH3)+]

[Ag+] = Concentraţia molarã a ionilor de argint, la stabilirea echilibrului chimic[NH3] = Concentraţia molarã a moleculelor de amoniac, la stabilirea echilibrului chimicDin ecuaţiile de disociere electroliticã se observã cã:-1mol de [Ag(NH3)2] NO3 prin disociere produce 1 mol de Ag(NH3)+

-La 1 mol de Ag(NH3)+ ..corespund.....1 mol de Ag+.....2 moliNH3, de unde rezultã cã 1mol de amoniac corespunde la 0,5 moli de ioni argint.

12

Ĩnlocuim în ecuaţia constantei de disociere [NH3]= 0,5 [Ag+] şi vom avea valoarea:Kd = [Ag+] .[[0,5 Ag+]]2 / [Ag(NH3)+] = 0,25 [Ag+]3 / [Ag(NH3)+]4. Ĩnlocuim datele Kd şi concentraţia molarã a complexului în expresia matematicã a

lui Kd şi se calculeazã concentraţia ionilor de Ag+ la echilibrul chimic:10-7 = 0,25. [Ag+]3 / 0,0327[Ag+]3 = 10-7. 0,0327 / 0,25 = 0,1308.10-7 = 13,08 .10-9

[Ag+] = radical de ordinul 3 din 13,08.10-9= 2,35.10-3 mol / L

R: [Ag+] aprox 2,35.10-3 mol/L.

Problema 10.O soluţie de clorurã de amoniu are pH=5,32. Ce masã de clorurã de amoniu se aflã în 50 mL soluţie. Kb pentru amoniac este 1,8.10-5.

RezolvareEste o problemã bazatã pe hidroliza unei sãri formatã prin reacţia unui acid tare HCl cu o bazã salbã NH4OH, în urma dizolvãrii în apã. Reacţia are loc cu stabilirea unui echilibru chimic, la care se poate calcula constanta de hidrolizã. Din aceastã constantã se calculeazã concentraţia molarã a ionului amoniu, la echilibrul chimic şi apoi numãrul de moli de clorurã de amoniu/ 50 mL.

1. Scriem reacţiile chimice care au loc la dizolvarea sãrii în apã: disociere electroliticã (ionizare) şi apoi reacţia ionilor cu apa, pentru a obţine ecuaţia simplificatã a reacţiei de hidrolizã:

NH4Cl (aq) = NH4+ (aq) + Cl- (aq) -ionizare/ disociere la dizolvare în apã

NH4+ + Cl- + HOH = NH4OH + H + + Cl - -hidrolizã

Bazã slabã Acid tare, care ionizeazã total

Prin reducerea ionul Cl- (ion spectator), ecuaţia de echilibru chimic este:NH4

+ (aq) + HOH= NH 4OH + H + ; se vede cã soluţia acestei sãri este acidã.Constanta de hidrolizã la echilibru are formula:Kh = [NH4OH] . [H+] / [NH4

+]

2. Hidroxidul de amoniu rezultat este o bazã slabã şi care disociazã în apã:NH4OH (aq) = NH4

+ (aq) + HO- Kb = [NH4

+] . [HO-] / [NH4OH]

3. Vrem sã eprimãm constanta de hidrolizã în funcţie de produsul ionic al apei K H2O ; pentru aceasta vom înmulţi cele douã constante, pentru a ajunge la produsul concentraţiilor ionilor de hidroniu şi hidroxil:

Kh. Kb = [NH4OH] . [H+] / [NH4Cl] . [NH4+] . [HO-] / [NH4OH] = [H+].[HO-]= K H2O

Deci:Kh. Kb = K H2O = 10-14 mol/ L

4. Se calculeazã Kh:Kh = 10-14 / 1,8.10-5 = 0,55.10-9 mol/L

5. Din Kh se calculeazã concentraţia molarã a ionului amoniu. NH4

+ (aq) + HOH= NH4OH + H+

13

La echilibrul chimic avem concentraţiile molare ale substanţelor existente în soluţie:

[NH4+] = [NH4

+]iniţial din NH4Cl – [H +]; se poate neglija aceastã concentraţia ionilor de hidrogen, faţã de concentraţia NH4Cl; [NH4OH] = concentraţia molarã a hidroxidului de amoniu [H+] = concentraţia molarã a ionului de hidrogen şi care se considerã egalã cu a hidroxidului de amoniu.

Se înlocuieşte în valoarea lui Kh, concentraţia molarã a [NH4OH] = [H+]Kh = [NH4OH] . [H+] / [NH4

+] = [H+]2 / [NH4 +]

[NH4+

] = [H+]2 / Kh [H+] = 10-pH = 10-5,32

[NH4 +] = (10-5,32)2 / 0,55.10-9 = 1,81.10-10,64+9 = 1,81.10-1,64 mol/L

6. Din reacţia de disociere a clorurii de amoniu, în urma dizolvãrii în apã se observã cã 1 mol de clorurã de amoniu produce 1 mol de ion amoniu. Se calculeazã masa de clorurã de amoniu din 50 mL, ştiind concentraţia molarã a acestuia de 1,81.10-1,64 mol/L.

M NH4Cl = A N + 4 A H + A Cl = 14+4.1+35,5=53,5

Dacã 1L soluţie are...................................... 1,81.10-1,64 mol . 53,5g/molAtunci 50.10-3 L are..........................................X gX= 50.10-3. 1,81.10-1,64 . 53,5 = 4,84. 10-1,64 = 4,84.10-2+0,36 = 4,84 .10-2.100,36= 4,84.2,29. 10-2 =11,09 .10-2 g

R: 11,09 .10-2 g

Problema 11.a)Acidul HA are Ka=4.9.10-10. Ce valoare are pH-ul soluţiei de NaA 0,03 M?b) Ce concentraţie va avea soluţia de acetat de sodiu care are un pH cu 2 unitãţi mai mic decât soluţia de mai sus? ( pKa CH3COOH = 4,74)

RezolvareSe propune schema de rezolvare, cu scopul de a-ţi forma o vedere asupra fenomenelor ce au loc şi ce formule de calcul se pot aplica şi de ce.

Cazul aEste o problemã bazatã pe: a) disocierea electroliticã (ionizare) a unui acid/ respectiv acid acetic în urma dizolvãrii în apã; b)hidroliza unei sãri formatã prin reacţia unui acid slab (Ka este foarte micã) cu o bazã tare NaOH, în urma dizolvãrii în apã. Reacţia are loc cu stabilirea unui echilibru chimic, la care se poate calcula constanta de hidrolizã. Aceastã constantã se exprimã în funcţie de Ka şi KH2O; din acest raport se calculeazã concentraţia ionilor de HO- la echilibru şi apoi concentraţia ionilor de hidrogen, aflaţi la echilibru.

1. Scriem reacţiile chimice de disociere electroliticã care au loc la dizolvarea sãrii NaA şi ale acidului HA în apã:

HA(aq) = H+(aq) + A-(aq)

14

acidKa = [H+] . [A-] / [HA] ; acest acid disociazã foarte puţin, deci concentraţia lui la echilibru chimic se poate neglija.Ka = [H+] . [A-]

NaA(aq) = Na+ (aq) + A-(aq)Sare bazã conjugatã tareA-(aq) + HOH = HA(aq) + HO- este forma simplificatã a reacţiei de hidrolizã, fiindcã anionul este o bazã conjugatã tare, capabilã sã accepte un proton de la apã. Se scrie constanta de hidrolizã la echilibru:

Kh = [ HA].[HO-] / [A-]

2. Se aplicã relaţia:Kh.Ka= KH2O = 10-14

Kh = 10-14 / Ka [ HA].[HO-] / [A-] = 10-14 / Ka

Când reacţia chimicã ajunge la echilibrul chimic vom avea în soluţia sãrii dizolvate în apã, urmãtorele concentraţii molare ale substanţelor:[A-] = concentraţia anionului rãmas neionizat= concentraţia molarã a lui A din NaA înainte de a fi introdus în apã- concentraţia de ioni HO- puşi în libertate şi care se pot neglija; deci concentraţia anionului rãmas neionizat ≈ concentraţia anionului iniţial din NaA. Din stoechiometria reacţiei de disociere a lui NaA în apã, se observã cã 1 mol de NaA produce 1 mol de A-.[ HA] = concentraţia molarã a acidului HA format şi care se aproximeazã egalã cu a ionului hidroxil [HO-] = concentraţia molarã a ionului hidroxil pus în libertate

Se exprimã deci concentraţia lui HA, în funcţie de concentraţia lui HO-. [HO-]2 / [A-] = 10-14 / Ka

3. Se calculeazã din relaţia de mai sus concentraţia ionilor de hidroxil. [HO-]2 = (10-14 / Ka). [A-] Ka= 4,9.10-10

[NaA] = 0,03 mol/L[HO-]2 = (10-14 / 4,9.10-10) . 0,03 = (0,20.10-14+10) . 0,03= 0,006.10-4

[HO-] = √0,006.10-4 = 0,070.10-2

4. Se calculeazã concentraţia ionilor de hidrogen şi pH-ul, în soluţia de NaA la echibrul chimic:

[H+] . [HO-] = 10-14

[H+] = 10-14/ [HO-] = 10-14 / 0,07.10-2 = 12,9 .10-14+2 = 12,9.10-12 mol/ LpH= -lg [H+] =- lg 12,9.10-12 = - (lg12,9 +lg10-12 ) = -1,11 +12 = 10,89

Caz b Din constanta de hidrolizã a acetatului de sodiu se va calcula concentraţia acetatului de sodiu. Se cunosc:-pH-ul soluţiei de acetat de sodiu= pH soluţie de la pct a-2= 10,89-2=8,89-pOH=14-8,89=5,11; [HO-] = 10-5,11 mol/L

15

-pKa = -lg Ka;p Ka CH3COOH = 4,74; Ka= 10-4,74

1. Se scrie reacţia de hidrolizã a CH3COONa-sare provenitã din acid slab şi o bazã tare:

CH3COONa = CH3COO- + Na+

CH3COO- (aq) + Na+(aq) + HOH(l) = CH3COOH(aq) + Na + (aq)+ HO - (aq) Acid slab bazã tare Se reduc ionii Na+, echilibrul este: CH3COO- (aq) + HOH(l) = CH3COOH(aq) + HO - (aq) Hidrolizeazã anionul acetat, care este baza conjugatã tare a acidului slab-acid acetic.

2. Se scrie relaţia: Kh . Ka = K H2O

Kh = [CH3COOH] .[HO-] / [CH3COO-] = constanta de hidrolizã[CH3COOH]=[HO-][CH3COO-] la echilibru= C CH3COONa – C HO-; C HO

- se poate neglija faţã de C CH3COONa

[CH3COO-] la echilibru= C CH3COONa

3. Se înlocuiesc datele în Kh = K H2O / Ka = 10-14/ 10-4,74 = 10-14+4,74=10-9,26

[HO-]2 / [CH3COO-] = 10-9,26

(10-5,11)2 / [CH3COO-] = 10-9,26

4. Se calculeazã concentraţia molarã a ionului acetat:[CH3COO-] = (10-5,11)2 / 10-9,26 = 10-10,22+9,26 = 10-0,96 = 10-1.100,04= 1,096 .10-1 M1 mol de acetat de sodiu produce la hidrolizã 1 mol de acetat; Concentraţia molarã a ionului acetat este 1,096 .10-1 M. Deci 1L soluţie are 0,11 moli acetat şi tot atâţia moli de acetat de sodiu.

R: 10,89; 0,11 moli.

Problema12Sã se calculeze pH-ul unei soluţii care conţine 1 g de CH3COOH şi 0,3 g de CH3COONa în 1,5 L apã? (Ka (CH3COOH)=1,8.10-5)

RezolvareEste o problemã de echilibru acido-bazic în soluţie tampon.Avem o soluţie formatã dintr-un acid slab (CH3COOH) şi baza sa conjugatã din acetatul de sodiu (CH3COONa) pH-ul acestei soluţii este menţinut constant la adãugare de acid sau bazã deoarece existã componenţii CH3COOH şi CH3COONa, care vor consuma ionii hidroniu şi hidroxil adãugaţi:Avem reacţiile:-cãnd în soluţie se introduce un acid, deci ioni H3O+, avem reacţia dintre ionul acetat din sare cu acidul introdus (acesta se va consuma):CH3COO- + H3O+ = CH3COOH + H2O

- cãnd în soluţie se introduce o bazã, deci ioni HO-, vom avea reacţia dintre acidul acetic şi baza introdusã (aceasta se va consuma):CH3COOH + HO- = CH3COO- + H2O

Concentraţia ionilor de hidroniu din soluţia tampon se calculeazã cu formula de mai jos- la care s-a ajuns prin deducere:

[H3O+] = Ka [acid] / [sare]

16

[H3O+] = concentraţia ionilor de hidroniu din soluţia tampon; se va calcula din ea pH-ulKa=constanta de aciditate a acidului acetic[acid]=concentraţia molarã a acidului acetic din soluţia tampon[sare]=concentraţia molarã a acetatului de sodiu din soluţia tampon

Etape de rezolvare1. Se calculeazã concentraţiile molare ale acidului acetic şi ale acetatului de

sodiu în 1,5L soluţie tampon:M acid acetic=60; M acetat de sodiu=82C M (CH3COOH) = md/M.Vs = 1/ 60.1,5=0,011mol/LC M (CH3COONa) = md/ M.Vs = 0,3/82.1,5 = 0,0024 mol/L

2. Se înlocuiesc datele numerice în formula de calculare a concentraţiei molare a ionilor de hidroniu din soluţia tampon:

[H3O+] = Ka [acid] / [sare][H3O+] = 1,8.10-5 . 0,011/ 0,0024= 8,25.10-5 mol/L

3. Se calculeazã pH-ul soluţiei tampon:

pH-ul = -lg [H3O+] = -lg 8,25.10-5 = -(lg 8,25 + lg 10-5) = -0,916 + 5 = 4,08

R: 4,08

17