Pe scurt
Echilibrele acido-bazice se bazează pe teoria Brønsted-Lowry, unde acizii donează protoni (H⁺), iar bazele îi acceptă. Autoprotoliza apei (2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻) este fundamentală, având constanta Kw = 1,0 × 10⁻¹⁴ la 25 °C, de unde derivă pH-ul și pOH-ul. Hidroliza sărurilor determină caracterul acid, bazic sau neutru al soluțiilor, în funcție de tăria acidului și a bazei din care provin.
Echilibre acido-bazice și autoprotoliza apei
- Conform teoriei Brønsted-Lowry, un acid donează protoni (H⁺), iar o bază acceptă protoni.
- În soluții apoase, apa este amfoteră (poate acționa atât ca acid, cât și ca bază).
- Autoprotoliza apei este echilibrul: 2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻.
- Constanta de autoprotoliză: Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴ la 25 °C.
pH și pOH
- pH = −lg[H₃O⁺]
- pOH = −lg[OH⁻]
- Relația dintre ele: pH + pOH = 14
Calculul pH-ului pentru acizi și baze
Acizi și baze tari (disociere completă)
- Acid tare (ex. HCl): pH = −lg Cₐ
- Bază tare (ex. NaOH): pOH = −lg C₊, apoi pH = 14 − pOH
- *Exemplu:* Calculați pH-ul unei soluții de HCl 0,01 M. Rezolvare: HCl → H⁺ + Cl⁻, [H⁺] = 0,01 M = 10⁻² M, pH = −lg(10⁻²) = 2. Răspuns: pH = 2.
Acizi și baze slabi (echilibru parțial)
- Pentru un acid slab monoprotic (când Kₐ·Cₐ >> Kw și Cₐ/Kₐ > 100): [H₃O⁺] = √(Kₐ·Cₐ)
- *Exemplu:* Calculați pH-ul unei soluții de CH₃COOH 0,1 M (Kₐ = 1,8 × 10⁻⁵). Rezolvare: [H⁺] = √(1,8×10⁻⁵·0,1) = √(1,8×10⁻⁶) = 1,34×10⁻³ M, pH = −lg(1,34×10⁻³) ≈ 2,87. Răspuns: pH ≈ 2,87.
Hidroliza sărurilor
Sărurile provin din reacția de neutralizare dintre un acid și o bază. În funcție de tăria acestora, soluțiile pot fi:
- Sare de acid tare + bază tare (ex. NaCl): nu se hidrolizează, soluție neutră (pH = 7).
- Sare de acid slab + bază tare (ex. CH₃COONa): hidroliză bazică, anionul CH₃COO⁻ reacționează cu apa, eliberând OH⁻, pH > 7.
- Formula:
[OH⁻] = √(K₊·Cₛ), apoi pOH = −lg[OH⁻] și pH = 14 − pOH.
- Sare de acid tare + bază slabă (ex. NH₄Cl): hidroliză acidă, cationul NH₄⁺ donează protoni apei, rezultând H₃O⁺, pH < 7.
- Formula:
[H₃O⁺] = √(Kₐ·Cₛ), unde Kₐ = Kw/K₊.
- Sare de acid slab + bază slabă (ex. CH₃COONH₄): comportament complex, pH-ul depinde de valorile relative ale Kₐ și K₊.
Exemplu de calcul pentru hidroliză acidă
Determinați pH-ul unei soluții de NH₄Cl 0,05 M (K₊ pentru NH₃ = 1,8 × 10⁻⁵). Rezolvare: NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺. Kₐ (pentru NH₄⁺) = Kw/K₊ = 10⁻¹⁴/1,8×10⁻⁵ = 5,56×10⁻¹⁰. [H₃O⁺] = √(5,56×10⁻¹⁰·0,05) = √(2,78×10⁻¹¹) = 5,27×10⁻⁶ M. pH = −lg(5,27×10⁻⁶) ≈ 5,28. Răspuns: pH ≈ 5,28.
Concepte cheie
- Autoprotoliza apei și constanta Kw (10⁻¹⁴ la 25 °C)
- Definiția pH = −lg[H₃O⁺] și pOH = −lg[OH⁻]
- Relația pH + pOH = 14
- Calculul pH-ului pentru acizi și baze tari: disociere completă
- Calculul pH-ului pentru acizi și baze slabe: utilizarea constantelor Kₐ și K₊
- Hidroliza sărurilor: săruri acide, bazice sau neutre în funcție de tăria acidului și bazei
Verifică-te!
- Care este valoarea constantei de autoprotoliză a apei (Kw) la 25 °C și ce relație există între pH și pOH?
- Cum se calculează concentrația ionilor de hidroniu ([H₃O⁺]) pentru un acid slab monoprotic, în condițiile în care Kₐ·Cₐ >> Kw și Cₐ/Kₐ > 100?
- Ce tip de hidroliză suferă o sare provenită dintr-un acid slab și o bază tare? Dați un exemplu și precizați dacă pH-ul soluției este mai mare, mai mic sau egal cu 7.