Echilibre acido-bazice. Tăria acizilor. Exponentul de aciditate - Partea a II-a

În molecula unui acid, hidrogenul este legat de un nemetal, notat aici cu A, printr-o legătură covalentă polară.

Deci, aceasta este o legătură covalentă polară.

Iar tăria unui acid de această formă este influențată de polaritatea și de tăria legăturii hidrogen-nemetal,

dar și de stabilitatea ionului A-, care se formează după pierderea protonului.

Dacă atomul de hidrogen se poate desprinde foarte ușor de nemetal, atunci acidul este clasificat ca fiind un acid tare.

Haideți să ne reamintim și ce sunt acidii tare.

Cu cât această legătură covalentă este mai polară și mai slabă, cu atât baza conjugată A- va fi mai stabilă și deci mai slabă.

Fiind stabilă înseamnă că nu captează proton cu atâtă ușurință ca bazele tare.

Și cu cât această bază A- este mai slabă, cu atât acidul este mai tare.

Așadar, vedem că există o legătură foarte importantă între tăria unui acid și tăria bazei sale conjugate.

Un acid tare duce la formarea unei baze conjugate slabe.

Și această bază conjugată slabă are o afinitate foarte scăzută pentru proton și este mult mai slabă decât apa.

Caz în care, logic, moleculele de apă vor câștiga competiția pentru ionii de hidrogen din vasul de reacție.

Deci, vedem că un acid tare poate fi descris drept un acid care are o bază conjugată mult mai slabă decât apa.

Tăria unui acid este, de fapt, definită de direcția în care se deplasează echilibrul reacției de disuciere a acidului respectiv.

Echilibrul este deplasat complet spre dreapta în cazul unui acid tare și este deplasat foarte mult spre stânga în cazul unui acid slab.

Acizii foarte tari cedează foarte ușor proton, iar disucierea lor în apă este, practic, o reacție completă.

Asta înseamnă că, la echilibru, toate sau aproape toate moleculele de acid tare sunt complet disociate.

De aceea, la echilibru, întâlnim numai acești ioni, nu și moleculele de acid tare.

În schimb, vedem că, în cazul acizilor slabi, la echilibru, întâlnim în mare majoritate moleculele de acid slab.

Și vedem că foarte puține dintre aceste molecule au disociat în ionii aminus sau ion hidroniu.

Astfel, spunem că, în cazul unui acid slab, echilibrul reacției de disociere este deplasat spre stânga.

Să scriem acum și reacția de disociere a unui acid tare.

Observăm că singurul lucru care s-a schimbat față de ecuația precedentă este această săgeată,

care, după cum știm de la reacțiile despre echilibrul chimic,

reprezintă faptul că echilibrule se deplasa complet spre dreapta, deci că acidul nostru a disociat complet în apă.

Conform legei acțiunii maselor, constanta de echilibru a acestei reacții,

exprimată în funcție de concentrațiile molare,

valoarea acestei constante de echilibru este extrem de mare.

Asta deoarece, după cum am spus, acidul tare disociează complet sau aproape complet.

Lucrurile stau cu totul altfel atunci când este vorba despre acid slab.

Ecoația reacției de ionizare a unui acid slab este aceasta

și vedem că este reprezentată cu săgeată dublă,

ceea ce semnifică, după cum am discutat mai devreme,

faptul că la echilibru, moleculele de acid se vor găsi aproape nedisociate sau disociate foarte, foarte puțin.

Și, spre diferență de acizi tari, un acid slab formează o bază conjugată tare.

Așadar, în cazul ecoației reacției noastre,

cuplul acid-bază conjugată-hidrogen-a, ionul A-,

reprezintă un acid slab și o bază conjugată tare.

Această bază conjugată este mai tare decât apa,

deci are o afinitate foarte mare pentru proton,

astfel că atunci când abia ce se formează ionul hidroniu și baza conjugată,

baza conjugată, fiind foarte instabilă,

va fura repede protonul înapoi și va reforma acidul.

Pentru a determina tăria unui acid într-o soluție apoasă,

există o măsurătoare cantitativă și anume constanta de aciditate

pe care o notăm cu Ka.

Aceasta este, de fapt, o constantă de echilibru

specifică pentru disocierea acizilor în apă.

Deci, haideți să scriem

În general, concentrația apei este cu mult mai mare

decât concentrația acidului slab.

În plus, deoarece acidul slab ionizează foarte, foarte puțin,

concentrația apei suferă o modificare neglijabilă.

De aceea, concentrația apei este tratată drept o constantă

și expresia constantei de echilibru

se simplifică prin înmulțirea lui Ka cu concentrația apei.

Deci, avem constanta ori concentrația apei

egal cu exact relația de mai devreme

se simplifică concentrația apei

și astfel obținem expresia constantei de aciditate Ka.

Deci, toate acestea reprezintă concentrații molare la echilibru.

Cu cât concentrația molară a ionelor hidroniu este mai ridicată,

cu atât este mai mare valoarea constantei de aciditate

și cu atât acidul este mai tare.

Vedem așadar că constanta de aciditate este unealtă bună

pentru a măsura tăria acizilor slabi.

Spre diferență de acizitari, în cazul acizilor slabi,

această constantă de aciditate are valori extrem de mici.

De aceea, de foarte multe ori, valoarea constantei de aciditate

se exprimă sub formă de pKa

care este exponentul de aciditate.

Acest p este exact același operator matematic pe care îl cunoaștem de la pH.

Deci, p este egal cu minus logaritm decimal.

Așadar, pKa este egal cu minus logaritm decimal din constanta de aciditate.

pKa se folosește mult mai mult în practică decât Ka

deoarece valorile lui Ka au mult prea multe decimale în cazul acizilor slabi.

După cum am zis mai devreme, sunt valori extrem de mici

iar în cazul acizilor tali au valori mult prea mari.

De exemplu, Ka pentru disocierea acidului iod hidric

care este un acid tare, este egal cu 10 la puterea a 11 mol pe litru.

Iar pKa pentru același acid este egal cu minus logaritm din 10 la puterea a 11

și este egal cu minus 11.

Constanta de aciditate pentru acidul acetic care este un acid slab

este egală cu 1,8 ori 10 la minus 5 mol pe litru

iar pKa, tot pentru acidul acetic, este egal cu 4,74.

E clar că este mult mai ușor să lucrezi cu aceste valori decât cu acestea.

Cu cât este mai mare valoarea lui pKa, cu atât acidul a disociat mai puțin în iodi.

Sau, cu alte cuvinte, cu cât valoarea lui Ka este mai mare

iar valoarea lui pKa este mai mică, cu atât acidul este mai tare.

Așadar, vedem că există mai multe căi de a descrie tăria acizilor.

Am pregătit aici un tabel care să vă ajute să recapitulați informația din această lecție.

Deci, este un tabel despre tăria acizilor.

Și dacă tot am vorbit atâta despre acizii tari și acizii slabi,

haideți să vedem și câteva exemple.

Există șase acizi care sunt considerați a fi acizi tari.

Acidul clorhidric, acidul bromhidric și acidul iodhidric.

Aceștia sunt acizi ai halogenilor.

Și oxoacizii acid azotic, acid sulfuric și acidul percloric.

Există mult mai mulți acizi slabi decât acizi tari.

Haideți să vedem câteva exemple.

Avem acidul clorhidric, acidul acetic, acidul fosforic și încă un exemplu ar fi acidul carbonic.

Dacă în această lecție ai întâlnit noțiune clare precum echilibrul chimic sau constanta de echilibru,

le poți revizui în capitolul numit echilibru chimic de la clasa a noua sau din secțiunea chimie generală.

De asemenea, noțiunele de aciz și baze, clasificarea lor, scală de pH,

pot fi revizuite în capitolul soluția, poase de aciz și baze, tot de la clasa a noua sau din secțiunea chimie generală.