Acizi şi baze. Teoria protolitică a acizilor şi bazelor.

Protonul este o particulă subatomică din nucleul atomilor. Însă în cazul atomului de hidrogen singurul proton din nucleu formează însuşi nucleul atomului. Astfel, protonul se mai notează şi cu simbolul H⁺, simbolul ionului de hidrogen, adică al unui atom de hidrogen care şi-a cedat singurul electron din înveliş. Deci protonul, p⁺, este sinonim cu ionul de hidrogen, H⁺.

Conform teoriei acido-bazice a lui Svante Arrhenius (chimist suedez), numită şi teoria disociaţiei electrolitice, avem următoarele definiţii:

• Acid: orice compus care conţine H şi care, la dizolvarea în apă, cedează ioni de hidrogen.
• Bază: orice compus care la dizolvarea în apă pune în libertate ioni hidroxil, HO^-.

Exemplu – Dizolvarea HCl gazos în apă:

Fiecare moleculă de HCl cedează un proton; în soluţie, protonul nu poate exista liber, fixându-se astfel de o moleculă de apă şi formând ionul hidroniu, H₃O⁺.

Exemplu – Dizolvarea NaOH în apă:

Ionii Na⁺ şi HO^- care se găsesc în structura solidă a compusului disociază complet în apă; ionul Na⁺ este hidratat de m molecule de apă.

Teoria propusă de Arrhenius este limitată la reacţii care au loc în apă. Cu timpul s-a observat că mulţi alţi compuşi se comportă ca acizi şi baze chiar dacă nu este prezentă apa.

Transferul de protoni stă la baza reacţiilor dintre acizi şi baze.

Reacţia de neutralizare este reacţia dintre un acid şi o bază care anulează atât aciditatea, cât şi bazicitatea compuşilor implicaţi. În general, produşii reacţiei de neutralizare sunt o sare şi apă.

Teoria Brönsted-Lowry sau teoria protolitică:

• Acid: orice substanţă care poate dona un proton către o altă moleculă (donor de H⁺);
• Bază: orice substanţă care poate accepta un proton (acceptor de H⁺).

Conform teoriei protolitice, sunt consideraţi acizi şi compuşii precum ionul hidroniu (H₃O⁺), ionul amoniu (NH₄⁺), ionul carbonat acid (HCO₃^-). De asemenea, sunt considerate baze şi molecule precum amoniacul, dar şi anioni precum Cl^-, SO₄^-, CO₃^2-, HSO₄^-, deoarece pot accepta protoni, trecând în acizii corespunzători.

Clasificarea acizilor după numărul de protoni cedaţi de o moleculă:

• monoacizi: cedează un singur proton (HCl, HI, HNO₃);
• poliacizi: pot ceda 2 sau mai mulţi protoni (H₂S, H₂SO₄ – diacizi; H₃PO₄, H₃AsO₃ – triacizi); poliacizii cedează protoni (sau ionizează) în trepte.

Orice acid, prin cedare de protoni, se transformă într-o specie chimică cu caracter de bază şi se numeşte baza conjugată a acidului.

Orice bază, prin acceptare de protoni, se transofrmă într-o specie chimică cu caracter acid şi se numeşte acidul conjugat al bazei.

Exemplu – Reacţia ionului amoniu cu apa:

Exemplu – Cupluri acid-bază conjugate:

• HCl/Cl^- sau HCN/CN^-, unde ionii Cl^- şi CN^- sunt bazele conjugate;
• NH₄⁺/NH₃, unde NH₃ este baza conjugată.

Tăria acizilor şi bazelor. Amfoliţi acido-bazici.

Criteriul tăriei acido-bazice este cel mai important criteriu de clasificare pentru practică al acizilor şi bazelor.

Conform tăriei acido-bazice, acizii se clasifică în două mari categorii: acizi tari şi acizi slabi.

Un acid tare disociază complet în apă, într-un proton şi un anion; protonul se leagă de o moleculă de apă, formând un ion hidroniu (H₃O⁺). Reacţia este considerată ireversibilă şi se reprezintă cu o singură săgeată deoarece în soluţie nu se mai găsesc deloc molecule de acid – acestea au ionizat complet.

6 acizi sunt consideraţi ca fiind acizi tari:

1. HCl – acidul clorhidric;
2. HNO₃ – acidul azotic;
3. H₂SO₄ – acidul sulfuric;
4. HBr – acidul bromhidric;
5. HI – acidul iodhidric;
6. HClO₄ – acidul percloric.

Reprezentarea schematică a ionizării acizilor tari în soluţie apoasă:

Exemplu – dizolvarea HNO₃ 0,5 M în apă:

HNO₃ + H₂O  NO₃^- + H₃O⁺

C_HNO3 = C_H3O+ = 0,5 moli/L

Un acid slab ionizează parţial în soluţie apoasă (nu disociază complet); ionii abia formaţi pot să reacţioneze între ei pentru a reface acidul.  Reacţia este reversibilă şi se notează cu două săgeţi, în sensuri opuse, datorită celor două procese care se desfăşoară în sensuri opuse: reacţia directă de ionizare a acidului prin care se obţin anioni şi ioni hidroniu, şi reacţia inversă de refacere a acidului slab şi a apei din ionii prezenţi în soluţie.

Reprezentarea schematică a ionizării acizilor slabi în soluţie apoasă:

Clasa acizilor slabi conţine un număr foarte mare de acizi, printre care: HF (acidul fluorhidric), H₂CO₃ (acidul carbonic), H₂S (acidul sulfhidric), HNO₂ (acidul azotos), CH₃COOH (acidul acetic), etc.

Constanta de aciditate, K_a, este o mărime care caracterizează tăria unui acid. Cu cât această constantă e mai mare, cu atât acidul va ceda H⁺ mai uşor.

Calculul constantei de aciditate: valoarea constantei de aciditate, K_a, se obţine înmulţind constanta de echilibru, K, a reacţiei unui acid slab cu apa, cu concentraţia apei.

${\mathbf{K}}_{\mathbf{a}}\mathbf{ }\mathbf{=}\mathbf{ }\mathbf{K}\mathbf{ }\mathbf{\times }\mathbf{ }\mathbf{\left[}{\mathbf{H}}_{\mathbf{2}}\mathbf{O}\mathbf{\right]}$

Exemplu ­-  Aflarea constantei de aciditate pentru acidul cianhidric:

HCN + H₂O   CN^- + H₃O⁺

• pentru a obţine constanta de echilibru, aplicăm legea acţiunii maselor:

$\mathrm{K} = \frac{\left[{\mathrm{CN}}^{-}\right]\times \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}{\left[\mathrm{HCN}\right]\times \left[{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\right]}$

• apoi aplicăm relaţia de calcul pentru K_a:

$$\begin{gathered} {\mathrm{K}}_{\mathrm{a}} = \mathrm{K}\times \left[{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\right] \\ {\mathrm{K}}_{\mathrm{a}} = \frac{\left[{\mathrm{CN}}^{-}\right]\times \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}{\left[\mathrm{HCN}\right]\times \left[{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\right]}\times \left[{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\right] \\ {\mathrm{K}}_{\mathrm{a} }= \frac{\left[{\mathrm{CN}}^{-}\right]\times \left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]}{\left[\mathrm{HCN}\right]} \end{gathered}$$

Conform tăriei acido-bazice, bazele se clasifică în două mari categorii: baze tari şi baze slabe.

Bazele tari disociază complet în soluţie apoasă, formând cationi hidrataţi şi ioni hidroxil. Bazele tari acceptă protoni foarte uşor.

Reprezentarea schematică a ionizării bazelor tari în soluţie apoasă:

Din categoria bazelor tari fac parte hidroxizii metalelor alcaline şi câţiva hidroxizi ai metalelor alcalino-pământoase. Spre exemplu, LiOH (hidroxidul de litiu), NaOH (hidroxidul de sodiu), KOH (hidroxidul de potasiu), sau Ba(OH)₂ (hidroxidul de bariu) sunt baze tari.

Bazele slabe nu ionizează complet în soluţie apoasă şi acceptă mai greu protoni, astfel că în soluţiile apoase de baze slabe coexistă molecule de bază cu cationii şi cu ionii hidroxil în care au disociat unele molecule de bază.

Reprezentarea schematică a disocierii bazelor slabe în soluţie apoasă:

Din categoria bazelor slabe fac parte NH₃ (amoniacul), N₂H₄ (hidrazina) sau anionii acizilor slabi precum CN^- (ionul cianură) sau CO₃^2- (ionul carbonat).

Constanta de bazicitate, K_b, este o mărime care caracterizează tăria unei baze. Cu cât valoarea K_b este mai mare, cu atât baza acceptă protoni mai uşor (este mai tare).

Calculul constante de bazicitate: valoarea constantei de bazicitate, K_b, se obţine înmulţind constanta de echilibru, K, a reacţiei unei baze slabe cu apa, cu concentraţia apei.

${\mathbf{K}}_{\mathbf{b}}\mathbf{ }\mathbf{=}\mathbf{ }\mathbf{K}\mathbf{\times }\mathbf{\left[}{\mathbf{H}}_{\mathbf{2}}\mathbf{O}\mathbf{\right]}$

Caracterul amfoter se referă la capacitatea anumitor substanţe de a reacţiona atât cu acizi, cât şi cu baze, deci de a avea atât caracter bazic, cât şi caracter acid. Aceste substanţe se numesc amfoliţi acido-bazici. Exemple de amfoliţi acido-bazici sunt apa, dar şi hidroxizii unor metale precum Al(OH)₃ sau Zn(OH)₂.

Apa ca amfolit acido-bazic:

Caracterul amfoter al apei este motivul pentru care apa acţionează ca cel mai bun solvent atât pentru acizi cât şi pentru baze.

O moleculă de apă poate ceda un proton, fiind deci un acid:

HOH   H⁺ + HO^-

Molecula de apă poate şi să accepte un proton, fiind deci o bază:

H⁺  + HOH   H₃O⁺

Reacţia globală de ionizare a apei este următoarea:

2H₂O   H₃O⁺ + HO^-

pH-ul este o măsură a puterii (sau a tăriei) caracterului acid sau bazic al unei substanţe.

Apa este un amfolit acido-bazic care poate funcţiona fie ca acid, donând un proton şi transformându-se în ion hidroxil, fie ca bază, acceptând un proton şi transformându-se în ion hidroniu. Mai jos este reprezentată reacţia de autoprotoliză a apei sau reacţia globală de ionizare:

2H₂O   H₃O⁺ + HO^-

Constanta de echilibru a reacţiei de autoprotoliză a apei:

$\mathrm{K} = \frac{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\right]\times \left[{\mathrm{HO}}^{-}\right]}{{\left[{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\right]}^2}$

Se consideră că valoarea concentraţiei molare a apei la puterea a doua este constantă (deoarece numai o moleculă de apă din câteva zeci de milioane de molecule ionizează), iar produsul dintre K şi această constantă va fi tot o constantă, notată cu K_w: K x [H₂O]² = K_w

K_w = [HO^-] x [H₃O⁺] – produsul ionic al apei

La o temperatură de 25°C, K_w = 1,0 x 10^-14 mol²/L².

În soluţii acide: concentraţia ionilor hidroniu este mai mare decât concentraţia ionilor hidroxil.

[H₃O⁺] > [HO^-]

În soluţii neutre: concentraţia ionilor hidroniu este egală cu concentraţia ionilor hidroxil.

[H₃O⁺] = [HO^-]

În soluţii bazice: concentraţia ionilor hidroniu este mai mică decât concentraţia ionilor hidroxil.

[H₃O⁺] < [HO^-]

Definiţia matematică a pH-ului: pH-ul este egal cu logaritm zecimal negativ din concentraţia protonilor existenţi în soluţie (mai corect spus, din concentraţia ionilor hidroniu, având în vedere că protonii nu pot exista liberi în soluţie).

pH = – lg[H⁺]

pH-ul mai poate fi definit şi astfel: pH-ul unei soluţii este egal cu puterea cu semn schimbat a concentraţiei molare a ionilor de hidroniu.

[H₃O⁺] = 10^-pH

Când creşte concentraţia de protoni din soluţie, pH-ul scade. Iar când scade concentraţia de protoni din soluţie, pH-ul creşte.

Scala de pH măsoară cât de acidă sau cât de bazică este o substanţă. Scala de pH cuprinde valori de la 0 la 14, cu valorile între 0 şi 7 aparţinând acizilor, şi valorile între 7 şi 14 aparţinând bazelor. Valoarea pH-ului apei pure, 7, este baza scalei de pH.

Acizi: pH < 7

Baze: pH > 7

Acizii tari au, în general, pH foarte scăzut. Acizii slabi care disociază incomplet au valori de pH de la 4 la 6. Bazele tari au pH foarte ridicat. Bazele slabe au, de obicei, pH-ul între 8 şi 11.

Teoretic, pH-ul neutru este considerat ca fiind pH=7. Practic, sunt considerate ca fiind neutre toate soluţiile care au pH-ul între 6 şi 8.