Pe scurt
Reacțiile acido-bazice sunt fundamentale în chimie, fiind descrise de teoria Brønsted-Lowry, unde acizii donează protoni (H⁺), iar bazele îi acceptă. pH-ul soluțiilor depinde de tăria acizilor și bazelor, iar constantele Ka și Kb descriu echilibrele speciilor slabe. Neutralizarea și hidroliza sărurilor determină caracterul acid, bazic sau neutru al soluțiilor rezultate.
Definiții și teoria Brønsted-Lowry
Conform teoriei Brønsted-Lowry, un acid este o specie chimică capabilă să doneze un proton (H⁺), iar o bază este o specie capabilă să accepte un proton.
Acizi și baze tari
În soluție apoasă, acizii tari (de exemplu HCl, H₂SO₄) se disociază complet, iar bazele tari (NaOH, KOH) de asemenea se disociază complet. Calcularea pH-ului se face direct:
- Pentru acizi: pH = –log[H⁺]
- Pentru baze: pOH = –log[OH⁻]
- Relația dintre pH și pOH: pH + pOH = 14 (la 25°C)
Acizi și baze slabe
Pentru acizii și bazele slabe, echilibrul este descris de constantele de aciditate (Ka) și de bazicitate (Kb).
- Ka × Kb = Kw = 1,0×10⁻¹⁴ (la 25°C)
- Cu cât Ka este mai mare, cu atât acidul este mai tare
- Cu cât Kb este mai mare, cu atât baza este mai tare
Neutralizarea acido-bazică
Neutralizarea este reacția dintre un acid și o bază care duce la formarea unei sări și a apei. În funcție de tăria acidului și bazei, soluția rezultată poate fi acidă, bazică sau neutră.
La titrarea acido-bazică, punctul de echivalență este momentul în care cantitatea de acid și bază este stoechiometric echivalentă, iar alegerea indicatorului se face în funcție de pH-ul la echivalență.
Hidroliza sărurilor
Hidroliza sărurilor apare atunci când ionii sării reacționează cu apa, modificând pH-ul:
- Sărurile provenite dintr-un acid slab și o bază tare (de exemplu CH₃COONa) hidrolizează bazic, dând un pH > 7
- Sărurile provenite dintr-un acid tare și o bază slabă (NH₄Cl) hidrolizează acid, dând pH < 7
- Sărurile din acid tare și bază tare nu hidrolizează, soluția fiind neutră (pH = 7)
Exemple de calcul
- Exemplul 1: Calculați pH-ul unei soluții 0,1 M de HCl (acid tare). Deoarece HCl este complet disociat, [H⁺] = 0,1 M. pH = –log(0,1) = 1. Soluția este puternic acidă.
- Exemplul 2: Calculați pH-ul unei soluții 0,1 M de acid acetic (CH₃COOH, Ka = 1,8×10⁻⁵). Acid slab, se aplică formula: [H⁺] = √(Ka×C) = √(1,8×10⁻⁵ × 0,1) = √(1,8×10⁻⁶) = 1,34×10⁻³ M. pH = –log(1,34×10⁻³) ≈ 2,87.
- Exemplul 3: Se amestecă 50 mL soluție HCl 0,1 M cu 50 mL soluție NaOH 0,1 M. Calculați pH-ul final. Moli HCl = 0,1×0,05 = 0,005 moli; moli NaOH = 0,1×0,05 = 0,005 moli. Reacția de neutralizare este totală: HCl + NaOH → NaCl + H₂O. După reacție nu mai rămâne exces de acid sau bază, iar sarea NaCl nu hidrolizează. pH = 7 (soluție neutră).
Concepte cheie
- Definiția acidului și bazei conform Brønsted-Lowry
- pH și pOH, relația dintre ele (pH + pOH = 14)
- Constantele de disociere Ka și Kb, relația Ka × Kb = Kw
- Neutralizarea acido-bazică și punctul de echivalență
- Hidroliza sărurilor și influența asupra pH-ului soluției
Verifică-te!
- Care este relația dintre Ka, Kb și Kw la 25°C?
- Ce tip de hidroliză prezintă o sare provenită dintr-un acid slab și o bază tare?
- Care este pH-ul unei soluții obținute prin neutralizarea completă a unui acid tare cu o bază tare?