Extras din proiect
În anul 1923, chimistul danez J.N. Brӧnsted și chimistul englez T.N Lowry, au propus independenț, definiții pentru acizi și baze:
Un acid este specia chimică (moleculă sau ion) care cedează unul sau mai mulți protoni.
O bază este specia chimică (moleculă sau ion) care acceptă unul sau mai mulți protoni.
După numărul de protoni cedați de o moleculă sau ion, acizii se clasifică în:
Acizi monoprotici: HCl, HNO3 , CH3―COOH, HI, HNO2, HS―, HCO3― ,etc
Acizi poliprotici: - dibazici: H2CO3 , H2SO4 , H2S , H2PO4―, etc.
- tribazici: H3PO4
După numărul de protoni acceptați de o moleculă sau ion, bazele se clasifică în:
Baze monoacide: NaOH, KOH, NH3, HO―, HCO3― , etc.
Baze poliacide: Ca(OH)2 , Al(OH)3 , Zn(OH)2, SO4―, etc.
Acizii poliprotici cedează protonii în trepte. De exemplu acidul sulfuros, H2SO3 este un acid dibazic și ionizează în două trepte :
H2SO3 (aq) ↔ H+ (aq) + HSO3― (aq)
HSO3― (aq) ↔ H+ (aq) + SO32― (aq)
După tărie acizii se clasifică în :
Acizi tari: HCl , HNO3 , H2SO4 , HclO4 etc.
Acizi slabi: CH3―COOH, H2CO3 , HCN , H2S, H3PO4 etc.
Un acid tare ionizează total, iar cel slab ionizează parțial.
Acidul clorhidric, HCl, este un acid tare și ionizează practic total.
HCl (g) + H2O → Cl― (aq) + H3O+ (aq)
În această situație concentrația ionilor de hidroniu, H3O+ , va fi de fapt egală cu concentrația inițială a acidului clorhidric.
Acidul cianhidric, HCN, este un acid slab, deoarece ionizează parțial în soluție apoasă, deci o mare parte dintre moleculele neionizate de acid vor fi prezente în continuare, în soluție. Așadar, între moleculele de acid cianhidric și ionii rezultați se va stabili un echilibru chimic:
HCN (g) + H2O (l) ↔ CN― (aq) + H3O+ (aq)
Aplicând legea acțiunii maselor pentru procesul de ionizare a acidului cianhidric, constanta de echilibru este:
Kc = ([〖CN〗^- ][〖H_(3 ) O〗^+])/([HCN][H_2 O] )
Concentrația apei este practic constantă în soluție apoasă, aproximativ egală cu cea inițială, deoarece doar o parte mică din acid reacționează cu moleculele de apă:
Kc •[ H2o] = Ka unde Ka este constanta de aciditate
Ka = ([〖CN〗^- ][〖H_(3 ) O〗^+])/([HCN] )
Constanta de aciditate, Ka , este o mărime ce caracterizează tăria unui acid. Cu cât constanta de aciditate este mai mare, cu atât acidul va ceda protoni, H+, mai ușor, deci este mai tare.
Bibliografie
1. L. Vlădescu; I. Badea – Introducere în chimia analitică , Ed. Fast Print, București, 1996
2. M. Andruh; L. Avram; D. Bogdan – Manual de chimie, clasa a 9 a , Ed. BIC All București, 2004
3. M. Andruh; L. Chiru; L.Cojocaru; M. Ivanov- Manual de chimie, clasa a 10 a, Ed. All Educațional 2000, București, 2001
4. D. J. Pietrzyk; C. W. Frank – Chimie analitică, Ed. Tehnică, București, 1989
Preview document
Conținut arhivă zip
- Calculul pH-ului solutiilor de acizi si baze tari.docx