Tăria acizilor şi bazelor – amfoliţi acido-bazici

Lecția trecută am văzut că acizii sunt substanțele care pot dona proton, iar bazele sunt substanțele care pot accepta proton.

Acizii și bazele se pot clasifica după mai multe criterii, însă cel mai important criteriu pentru practică este criteriul tăriei acidobazice.

Conform acestui criteriu, acizii se clasifică în acizi tari și acizi slabi.

Spunem că un acid este tare dacă disocează complet în apă, adică dacă toate moleculele ionizează în soluție apoasă, formând un anion și un proton sau un ion de hidrogen care se va lega de o moleculă de apă, ducând la apariția unui ion hidronic.

Șase acizi sunt considerați ca fiind acizi tari. Aceștia sunt acidul clorhidric, acidul azotic, acidul sulfuric, acidul bromhidric, acidul iodhidric și acidul percloric.

Să luăm exemplul acidului clorhidric. Am discutat chiar lecția trecută că o soluție apoasă de acid clorhidric conține numai ion clorură și ion de hidron.

Faptul că în soluție găsim numai acești ion e simbolizat de această săgeată pe care o folosim la scrierea reacției. Deci nu mai există deloc molecule de acid clorhidric pentru că acestea au ionizat complet, punând de libertate ion de hidroniu în concentrație egală cu concentrația acidului introdus inițial în soluție.

Putem reprezenta schematic în acest fel ionizarea acizilor tari în soluție apoasă. Avem deci un acid tare, HA, care în soluție disocează complet în anionul A-, iar protonul său se leagă imediat de apă, formând hidroniu.

Celelalte molecule sunt moleculele de apă din soluție, iar concentrația ionilor hidroniu este egală cu concentrația acidului tare introdus în soluție.

De exemplu, dacă dizolvăm acid azotic 0,5 molar în apă, ecuația reacției este aceasta, acid azotic plus apă, obținem ionul azotat plus ionul hidroniu, iar concentrația molară de ion hidroniu este egală cu concentrația inițială de acid azotic, adică cu 0,5 moli pe litru.

În cazul acizilor tari, protonul este cedat foarte ușor. Deci când ne gândim la un acid tare, știm că acesta abia așteaptă să scape de proton, deci îl dă oricui iese în cale, fie că e vorba de apă sau de alte substanțe.

De aceea, acizi tari sunt atât de periculoși. În schimb, acizi slabi sunt ceva mai atașați de protonii lor, de aceea putem mânca limii știți citrice care conțin, bineînțeles, acid citric.

A, dar să nu vă gândiți că dacă e acid slab, nu e chiar așa periculos.

Spre exemplu, acidul cianhidric, un acid slab, este o travă puternică. Fiind un acid slab, acesta ionizează parțial în soluție apoasă.

Când scriem ecuația reacției care are loc la dizolvarea acidului cianhidric în apă, trebuie să arătăm că sunt două procese care se desfășoară în sensuri opuse.

Reacția de ionizare a acidului cianhidric dizolvat, prin care se obține anion cianură și ion hidroniu, și mai are loc și reacția inversă, deformarea acidului cianhidric și a apei din ionii aflați în soluție.

Practic, în soluția apoasă de acid cianhidric există atât molecule de acid cianhidric, cât și anion cianură și ion hidroniu.

Cele două reacții chimice au loc în același timp în sensuri opuse, până când se ajunge la o stare de echilibru, exact așa cum am discutat în capitolele despre echilibre chimice.

Putem reprezenta ionizarea acizilor slabi în soluție, tot printr-o astfel de schemă.

Deci, într-o soluție apoasă de acid slab coexistă molecule de acid, pe care le notăm generic cu HA, de asemenea găsim anion A- și găsim și ion hidroniu.

Și pentru că acizi slabi ionizează numai parțial, înseamnă că pun în libertate o concentrație mai mică de ion de hidroniu decât concentrația acidului introdus în soluție.

Clasa acizilor slabi conține un număr foarte mare de acizi, spre exemplu acidul florhidric, acidul carbonic, acidul sulfidric, acidul azotos sau acidul acetic care se găsește în oțet și mulți alții acizi.

Deci, dintre atâții acizi slabi, cum ne dăm seama care este totuși mai tare?

Adică, cum putem compara teorie acizilor slabi?

Aici intervine constanta de aciditate notată cu k-indice A.

Să revenim la dizolvarea acidului cianhidric în apă.

Aplicăm legea acțiunii maselor pe care o știm de la echilibrul chimic și obținem constanta de echilibru k-egală cu produsul dintre concentrația ionilor cianură și concentrația ionilor hidroniu

supra produsul dintre concentrația acidului cianhidric și concentrația apei.

Concentrația apei este practic constantă în soluție apoasă, aproximativ egală cu cea inițială, deoarece doar o mică parte din acid reacționează cu moleculele de apă.

Astfel că valoarea constantei de echilibru înmulțită cu concentrația apei este egală cu k-a, adică cu constanta de aciditate.

Și ne uităm la raportul de mai sus. Dacă înmulțim constanta de echilibru cu concentrația apei, vedem că aceasta se simplifică, deci rămânem doar cu k-a,

care este egală cu concentrația ionilor cianură ori concentrația ionilor hidroniu supra concentrație acidului cianhidric.

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

Putem demonstra foarte ușor faptul că un acid tare ionizează total, iar unul slab ionizează parțial.

Plecăm de la două soluții de aceeași concentrație, unu molar. O soluție va fi de acid tare, acid clorhidric, unu molar, și cealaltă soluție va fi de acid slab, acid cianhidric, tot unu molar.

Când trecem curent electric printr-o instalație conectată la un bec, se va observa că la instalația în care avem acid clorhidric, unu molar, becul se aprinde cu lumină puternică.

În cazul soluției de acid slab, becul se aprinde, dar intensitatea luminoasă este mult mai slabă.

Acest lucru se întâmplă deoarece în soluția de acid clorhidric, acesta ionizează aproape complet, 99,99%, în timp ce în soluția de acid cianhidric, acidul este ionizat în proporție de numai 0,01%, și de aceea nu conduce foarte bine curentul electric.

La fel se clasifică și bazele. Avem baze tari și baze slabe. Bazele tari acceptă proton foarte ușor, la fel ca soluția de acid clorhidric, o soluție de hidroxid de sodiu, conduce foarte bine curentul electric.

Asta deoarece și bazele tari disoțiază complet în soluții apoase, astfel încât se transformă total în cation hidratat și în ion de hidroxid. Într-o astfel de soluție, concentrația de ion hidroxid este egală cu concentrația bazei introduse în soluție.

Și aceasta este schema pentru ionizarea bazelor tari notate cu formula generală BOH într-o soluție apoasă. Deci, în soluție se găsesc cationii B plus și ionii hidroxid în care a disociat baza tare.

Din categoria bazelor tari fac parte hidroxizii metalelor alcaline și câtva hidroxizi ai metalelor alcalinopământoase, adică hidroxizii elementelor din grupa întâia și a doua principal.

Spre exemplu, hidroxidul de litiu, hidroxidul de sodiu, hidroxidul de potasiu sau hidroxidul de bari. Așadar, hidroxidul de sodiu disoțiază complet în apă formând cationul de sodiu și ionul hidroxid.

Și reprezentăm acest lucru printr-o singură săgeată. Mai putem scrie ecuația procesului de disociere a unei baze tari și, în acest fel, hidroxid de sodiu plus N molecule de apă, obținem cationi hidratați cu molecule de apă și ionul hidroxid.

Astfel scoțând în evidență și moleculele de apă implicate în proces care hidratează cationul bazei. Bazele slabe sunt puțin mai reticente, ele acceptă mai greu protoni și nu ionizează complet în soluție apoasă.

Astfel că în soluțiile apoasă de baze slabe coexistă molecule de bază cu cationii și cu ionii hidroxid în care au disociat unele molecule. Concentrația de ion hidroxid este, deci, mai mică decât concentrația de bază slabă care a fost introdusă în soluție.

Și avem aici și schema în care e reprezentată ionizarea bazelor slabe în soluție. De data aceasta, notăm baza slabă cu formula generală B, deoarece există și baze care, chiar dacă nu sunt hidroxid, deci nu pot elibera ion hidroxid prin disociere, reacționează în schimb cu apa din soluție formând ion hidroxid.

Un exemplu este chiar amoniacul. În reacția dintre amoniac și apă, un proton al apei este atras de perechea de electrone participanțe a atomului de azot. Am discutat despre asta mai pe larg în lecția despre legătura coordinativă.

Astfel, se formează ionul amoniu și ionul hidroxid. Deci, o moleculă de apă și o moleculă de amoniac formează ionul amoniu și ionul hidroxid.

Observăm că și în acest caz, la fel ca în cazul acizilor slabi, în același timp cu reacția de formare a ionului amoniu, are loc și reacția opusă de formare a amoniacului.

Aplicând legea acțiunii maselor, obținem constanta de echilibru a ecuației, care este egală cu produsul dintre concentrația ionilor amoniu și ionilor hidroxid supra produsul dintre concentrația amoniacului și a apei.

La fel ca în cazul constantei de aciditate, obținem constanta de bazicitate, pe care o nătăm cu K, indice B, îmbulțind constanta de echilibru cu concentrația apei.

Deci, constanta de bazicitate este egală cu produsul dintre concentrația ionilor amoniu și concentrația ionilor hidroxid supra concentrația amoniacului.

Constanta de bazicitate fiind mărimea care caracterizează tăria unei baze.

Cu cât constanta de bazicitate este mai mare, cu atât și baza este mai tare, adică acceptă protoni mai ușor.

Pe lângă amoniac, alte exemple de baze slabe sunt hidrazina sau anionii acizilor slabi, precum ionul cianură sau ionul carbonal.

Bun, deci pare totul foarte clar în privința acizilor și a bazelor.

Dacă îl donează proton este acid, dacă primește proton este bază.

Dar, pentru că întotdeauna există un dar, lucrurile nu sunt chiar atât de simple.

Există substanțe care, respectând teoria protolitică, se comportă fie ca acizi, fie ca baze.

Totul depinde de mediul de reacție în care se află.

Gândiți-vă numai cum ne comportăm ca elevi când este un profesor în clasă și cum ne comportăm când nu este niciun profesor în preajmă.

Cât că e o diferență destul de mare, nu-i așa?

La fel, există multe substanțe care reacționează atât cu aciz, deci au caracter de bază, dar aceleași substanțe reacționează și cu baze, deci au caracter de acid.

Aceste substanțe au caracter amfoter.

Deci, spunem că sunt amfoliți acidobazici.

Apa este cel mai bun exemplu de amfolit acidobazic.

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

Molecula de apă poate și să accepte un proton, fiind deci o bază.

Aceste două reacții au lucru aproape în același timp, deoarece protonul nu poate exista în stare liberă în soluție.

Reacția globală de ionizare a apei fiind aceasta.

Două molecule de apă ionizează în ionul hidroniu și ionul hidroxid.

Deci, din cele două molecule de apă, una ionizează, iar cealaltă acceptă protonul format în urma ionizării, după cum am arătat în aceste două reacții.

Dintr-un volum de apă, numai un număr foarte mic de molecule ionizează.

Asta înseamnă că apa conduce electricitatea, dar de mii de ori mai puțin față de soluția de acid chlorhidric, spre exemplu, care este ionizată complet.

Caracterul la înfoterea apei este motivul pentru care apa acționează ca cel mai bun solvent, atât pentru acizi, cât și pentru baze.

Când un acid se dizolvă în apă, ea poate acționa ca bază, iar când o bază se dizolvă în apă, ea poate acționa ca acid.

Alții anfoliți acidobazici sunt hidroxizi a unor metale, de exemplu, hidroxidul de aluminiu sau hidroxidul de zin.

Așadar, am văzut lecția aceasta că unii acizi abia așteaptă să scape de un proton, iar alții acizi renunță mai greu la proton.

Și am mai văzut și că unele baze așteaptă protonii cu brațele deschise, dar sunt și alte baze care primesc protonii mai greu.

Data viitoare vom vedea de ce este atât de important să știm ce se întâmplă cu protonii sau cu ionii de hidrogen dintr-o soluție.

Deci vom vorbi despre pH-ul soluțiilor.