Chimie anorganică
Acizi, baze și pH
Teoriile Arrhenius și Brønsted-Lowry, pH, neutralizare, hidroliza sărurilor, titrare.
Teoria Arrhenius
Acid: substanță care în apă eliberează ioni H⁺ (proton).
- HCl → H⁺ + Cl⁻
- H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻
Bază: substanță care în apă eliberează ioni OH⁻.
- NaOH → Na⁺ + OH⁻
- Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2OH⁻
Teoria Brønsted-Lowry
Acid: donator de proton (H⁺). Bază: acceptor de proton (H⁺).
Perechi conjugate acid-bază: diferă printr-un proton H⁺.
| Acid | ⇌ | Bază conjugată |
|---|---|---|
| HCl | ⇌ | Cl⁻ |
| H₂O | ⇌ | OH⁻ |
| NH₄⁺ | ⇌ | NH₃ |
| H₂SO₄ | ⇌ | HSO₄⁻ |
Substanțe amfotere: pot fi acid SAU bază (ex: H₂O, HSO₄⁻, HCO₃⁻, aminoacizi).
Acizi tari și slabi
Acizi tari (disociați complet în apă): HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄ (prima treaptă), HClO₄
Acizi slabi (disociare parțială, echilibru): CH₃COOH, H₂CO₃, H₃PO₄, HF, H₂S
Baze tari: NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂
Baze slabe: NH₃, amine
Autoprotolizia apei și pH
$$H_2O + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-$$
Produsul ionic al apei: Kw = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 10⁻¹⁴ (la 25°C)
pH = −log[H₃O⁺]
pOH = −log[OH⁻]
pH + pOH = 14
| Mediu | [H⁺] | pH |
|---|---|---|
| Acid | > 10⁻⁷ M | < 7 |
| Neutru | = 10⁻⁷ M | = 7 |
| Bazic | < 10⁻⁷ M | > 7 |
Exemple:
- [H⁺] = 10⁻³ M → pH = 3 (acid tare 0,001 M)
- [OH⁻] = 10⁻² M → pOH = 2 → pH = 12
Calcule de pH
Acid tare (disociere completă): C_HCl = 0,01 M → [H⁺] = 0,01 M → pH = 2
Bază tare: C_NaOH = 0,001 M → [OH⁻] = 0,001 M → pOH = 3 → pH = 11
Acid slab (Ka = constanta de aciditate): $$[H^+] = \sqrt{K_a \cdot C}$$ (aproximare diluție slabă)
Neutralizarea
Acid + Bază → Sare + Apă
$$HCl + NaOH \rightarrow NaCl + H_2O$$ $$H_2SO_4 + 2KOH \rightarrow K_2SO_4 + 2H_2O$$ $$H_3PO_4 + 3NaOH \rightarrow Na_3PO_4 + 3H_2O$$
Reacția ionică netă: H⁺ + OH⁻ → H₂O
Titrarea acid-bază
Titrare: determinarea concentrației prin reacție cu o soluție de concentrație cunoscută (titrant).
Punct de echivalență: n_acid · V_acid = n_baza · V_baza (în monoprotice)
$$C_a \cdot V_a = C_b \cdot V_b \quad \text{(acid + baza monoprotica)}$$
Indicatori: substanțe care schimbă culoarea la un anumit pH.
- Metilorange: roșu (< 3,1) → portocaliu → galben (> 4,4)
- Fenolftaleină: incolor (< 8,2) → roz (> 10)
- Tornasol: roșu (acid), violet (neutru), albastru (bazic)
Hidroliza sărurilor
Sarea rezultată din acid și bază poate fi neutră, acidă sau bazică în funcție de tăria componentelor.
| Sare | Din | pH soluție |
|---|---|---|
| NaCl | acid tare + bază tare | = 7 (neutru) |
| CH₃COONa | acid slab + bază tare | > 7 (bazic) |
| NH₄Cl | acid tare + bază slabă | < 7 (acid) |
| CH₃COONH₄ | acid slab + bază slabă | ~7 (depinde de Ka, Kb) |
Hidroliza anionului: CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻ (soluție bazică)
Hidroliza cationului: NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺ (soluție acidă)
Tampoane
Soluție tampon = rezistă la variații de pH (amestec acid slab + sare sau bază slabă + sare).
Ecuația Henderson-Hasselbalch: $$pH = pK_a + \log\frac{[A^-]}{[HA]}$$
Exemplu fiziologic: tampon H₂CO₃ / HCO₃⁻ menține pH sanguin la ~7,4.
La examen
- pH < 7 → acid; pH > 7 → bazic
- Acid tare → disociere completă → [H⁺] = C acid
- La titrare: n_acid = n_baza la punctul de echivalență
- NaCl în apă → pH = 7; CH₃COONa → pH > 7; NH₄Cl → pH < 7
- Kw = 10⁻¹⁴ → dacă știi pH, calculezi pOH = 14 − pH