pH-ul soluțiilor apoase de acizi

Lecția aceasta și lecția următoare vom învăța cum să calculăm pH-ul soluțiilor apoase de acid și baze.

Pentru a rezolva cu succes o altfel de problemă, primul și cel mai important pas este să recunoaștem natura soluțiilor pentru care efectuăm calculul,

adică să știm dacă este vorba despre o soluție de acid tare sau acid slab sau o soluție de bază tare sau bază slabă.

pH-ul nu este altceva decât o măsură a ionilor de hidrogen, sau mai precis a ionilor hidroniu, dintr-o soluție apoasă și, după cum am văzut în lecțiile trecute,

în funcție de tăria lor, acizii și bazele formează mai mult sau mai puțin ion-hidroniu atunci când sunt în apă.

Chiar dacă pe o sticlă din laborator scrie că avem o soluție de acid clorhidric unumolar, în acea sticlă nu există de fapt nici o moleculă de acid clorhidric în această formă.

După dizolvare în apă, în acea soluție există ion-hidroniu, ion-clorură și molecule de apă.

Asta deoarece acidul clorhidric este un acid tare care disocează complet în apă.

În schimb, în cazul acizilor slabi, care disocează foarte puțin, vom găsi în soluție apoasă și moleculele de acid.

Spre exemplu, într-un vas cu o soluție apoasă de acid cianhidric, găsim ion-hidroniu, ion-cianură, acești ion sunt în cantități foarte mici, și mai găsim molecule de apă și molecule de acid în cantități foarte mari.

Despre pH-ul soluțiilor apoase și scala de pH am discutat și cu altă ocazie, așa că aici vom relua numai noțiunile de bază.

pH-ul este definit ca fiind egal cu logaritm decimal negativ din concentrația molară a ionilor de hidrogen dintr-o soluție,

sau în unul de cărți este scris ca fiind logaritm negativ din concentrația ionilor hidroniu.

Această formulă cu ion de hidrogen este o simplificare, deoarece protonii nu există liberi în soluție apoasă, ei sunt legați de o moleculă de apă, formând un ion hidroniu.

În soluțiile apoase, concentrația molară a ionilor hidroniu poate varia de la aproximativ 10 molar până la 10-15 molar.

Și ca să ne fie mai ușor să efectuăm calcule cu numere care au exponenț negativ, deci cu aceste numere extrem de mici,

le transformăm în numere pozitive folosind un sistem numeric numit scala P, care este logaritmul decimal negativ al acestor valori foarte mici.

Deci, transpusă în scala P, o valoare x este egală cu minus logaritm decimal din x, deci de aici vine acest P de la pH.

Aplicăm acest sistem numeric și pentru a exprima alte cantități, nu numai concentrația molară a ionilor hidroniu.

Spre exemplu, putem exprima concentrația molară a ionilor hidroxil prin pH, care este egal cu minus logaritm decimal din concentrația molară a ionilor hidroxil.

Sau exprimăm și valorile constantelor de echilibru, de exemplu, pKa, care se mai numește și exponentul de aciditate, este egal cu minus logaritm decimal din constanta de aciditate.

Și un lucru foarte important legat de pH pe care trebuie să-l ține minte este că cu cât pH-ul este mai mare, cu atât concentrația molară a ionilor hidroniu este mai mică.

Astfel, o soluție acidă are un pH mai mic și o concentrație de ion hidroniu mai mare decât o soluție bazică.

La 25 grade Celsius, în apă pură, concentrația ionilor hidroniu este egală cu 10 la minus 7 mol pe litru.

Deci aceasta este o soluție neutră și are pH-ul egal cu 7.

O soluție acidă are pH-ul mai mic decât 7, iar o soluție bazică are pH-ul mai mare decât 7.

Produsul ionic al apei, sau constanta echilibrului de autoionizare a apei, notat cu KW, care caracterizează acest echilibru, este exprimat prin această relație.

Deci produsul ionic al apei este egal cu produsul dintre concentrațiile molare ale ionilor hidroniu și hidroxil, ioni proveniți din autoionizarea apei.

La o temperatură de 25 grade Celsius, produsul ionic al apei are o valoare de 10 la minus 14 mol pe litru, la puterea a doua.

Deci această valoare este valabilă pentru 25 grade Celsius.

Și această relație este extrem, extrem de importantă, pentru că face legătura dintre noțiunile de pH, POH, concentrația molară a ionilor hidroniu și concentrația molară a ionilor hidroxil.

Datorita acestei relații, cunoscând oricare dintre aceste patru valori, le putem afla pe celelalte trei.

Acestea fiind spuse, haideți să trecem la treabă!

Lecția aceasta ne vom concentra pe calculul pH-ului din soluțiile apoase de acizi.

Când disociează în apă, acizii donează un proton către o moleculă de apă.

Astfel se formează ion hidroniu.

Pentru a calcula pH-ul unei soluții apoase de acizi, trebuie să cunoaștem concentrația ionilor hidroniu.

Și e foarte simplu în cazul acizilor monoprotici tare.

Monoprotici adică acizii care conțin un singur atom de hidrogen, deci care pot ioniza într-o singură treaptă, donând un proton o singură dată.

Astfel de acizi monoprotici tare sunt, spre exemplu, acidul clorhidric sau acidul percloric.

Acidul sulfuric fiind un acid tiprotic.

Acizii tare ionizează complet în soluție apoasă, astfel că concentrația ionilor hidroniu este egală cu concentrația acidului, pe care o notăm aici cu CHA.

Așadar, pH-ul care este egal cu minus logaritm din concentrația molară a ionilor hidroniu va fi egal în continuare cu minus logaritm din concentrația acidului.

Prin această relație, se consideră că singurii ion hidroniu prezenți în soluție sunt cei proveniți de la disocierea completă a acidului tare.

Într-o soluție apoasă, ion de hidroniu provin și din reacția de autoionizare a apei, însă aceștia sunt dată de puțin prin comparație, încât se negligează în calcule.

În cazul unei soluții de acid clorhidric 0,1 molar, concentrația ionilor hidroniu este 0,1 mol pe litru.

Astfel, pH-ul va fi egal cu minus logaritm din 0,1.

Deci pH-ul este 1. Foarte simplu în cazul acizilor tari.

În cazul acizilor slabi, lucrurile stau puțin altfel.

Deoarece acizii slabi nu disocează complet, pentru a calcula concentrația molară a ionilor hidroniu, trebuie să cunoaștem concentrația inițială a acidului, tot și constanta de aciditate.

Și numai astfel putem calcula concentrația ionilor hidroniu.

Deci și pH-ul. Așadar, avem un acid slab HA, care disocează în apă conform acestei ecuații.

Iar constanta de aciditate, care caracterizează acest echilibru, este egală cu produsul dintre concentrația ionilor A- și ionilor hidroniu la echilibru, totul supra concentrația acidului HA la echilibru.

Notăm cu CHA concentrația inițială.

Se consideră că, la echilibru, concentrația ionilor hidroniu este egală cu concentrația ionilor A-.

Un ion hidroniu se formează cu fiecare ion A-.

Deci, la fel ca în cazul acizilor tari, se negligează ionii hidroniu proveniți din autoionizarea apei.

Chiar dacă un acid slab disocează mult mai puțin decât un acid tare, ionii hidroniu produși de acidul slab sunt totuși cu mult mai mulți decât ionii hidroniu produși prin autoionizarea apei.

Concentrația acidului HA la echilibru este egală cu concentrația inițială acidului minus concentrația ionilor hidroniu.

Deci, din concentrația inițială acidului se scad molii de acid care au disociat.

Și astfel, expresia constantă de aciditate devine concentrația ionilor hidroniu, la puterea a doua,

supra diferența dintre concentrația inițială acidului și concentrația ionilor hidroniu, la echilibru.

Iar pentru a determina din această relație, concentrația molară a ionilor hidroniu o transformăm într-o ecuație de această formă,

de unde concentrația ionilor hidroniu va fi dată de această relație.

Pentru acizii slabi care au o constantă de aciditate mai mică decât 10 la puterea minus 5,

deci acizii slabi care au un grad de disociere foarte mic,

termenii KA la puterea a doua, supra 4 și minus KA pe 2 se negligează pentru că vor avea valori extrem de mici.

Și în acest fel obținem o relație simplificată pentru calculul concentrației molare a ionilor hidroniu.

Însă, până să ajungem la această relație așa de complicată

și să trebuiască să neglijăm acest doi termeni pentru a obține o relație ceva mai digerabilă,

putem aplica o altă simplificare, mult mai devreme în problemă.

Considerăm că, la echilibru, gradul de disociere al acidului slab este atât de mic încât este neglijabil.

Deci se consideră că, la echilibru, concentrația acidului slab este egală cu concentrația inițială a acidului,

adică se negligează acele molecule de acid care ar fi disociat la echilibru.

Astfel, expresia constantei de aciditate a acidului slab

devine concentrația ionilor hidroniu, la puterea a doua,

supra concentrația inițială a acidului.

Și de aici obținem direct relația simplificată.

Unii chimiști preferă să folosească această scurtătură.

Dacă efectuați calcule pentru experimente în laborator,

puteți face această aproximație fără griji pentru majoritatea acizilor slabi și a bazelor slabe.

Iar atunci când rezolvați o problemă de chimie,

e bine să precizați toate simplificările pe care le-ați folosit pentru a ajunge la rezultat.

Acum că avem relația pentru concentrația molară a ionilor hidroniu,

putem calcula și pH-ul unui acid slab.

pH-ul este egal cu minus logaritm decimal din concentrația ionilor hidroniu,

este egal cu minus logaritm din radical de Ka or Cha.

Și cu puțină matematică ajungem la această relație.

pH-ul unui acid slab, cu o constantă de aciditate mai mică decât 10 la minus 5,

este egal cu 1 supra 2 or Pa minus 1 supra 2 or logaritm din concentrația inițială a acidului.

Așadar, când aveți de-a face cu soluții apoase de acizi slabi,

e bine să știți că pH-ul lor se poate calcula cu această formulă

sau măcar că putem afla concentrația molară a ionilor hidroniu cu această formulă.

Sau pur și simplu o calculați pas cu pas, așa cum am făcut aici, pentru a ajunge la aceste formule.

Deci e foarte important să înțelegeți cum s-a ajuns aici.