Va rugam dezactivati programul ad block pentru a vizualiza pagina!

Cumpara abonament!
Plateste cu PayPal

Tăria acizilor şi bazelor – amfoliţi acido-bazici

Partajeaza in Google Classroom

Partajeaza cu Google Classroom
Susține Lectii-Virtuale!
Pentru a putea vizualiza un video va rugam sa va logati aici! Daca nu aveti cont va puteti inregistra apasand aici.
36 voturi 410 vizionari
Puncte: 10

Transcript



lecția trecută am văzut că acizii

sunt substanțele care pot dona

protoni iar bazele sunt substanțele

care pot accepta Proto 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

naci stari și acizi slabi spunem

că un acid este tare dacă disociază

complet în apă adică Dacă toate

moleculele ionizează în soluție

apoasă formând un Ion și un Proton

sau un Ion de hidrogen care se

va legat de o moleculă de apă ducând

la apariția unui Ion hidroniu șasea

Ce sunt considerați ca fiind acesta

Aceștia sunt acidul clorhidric

acidul azotic acidul sulfuric acidul

bromhidric acidul iodhidric și

acidul percloric să luăm exemplul

acidului clorhidric am discutat

iar lecția trecută că o soluție

apoasă de acid clorhidric conține

numai Ion clorură și Ion de hidroniu

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

în libertate Ion de hidroniu în

concentrație egală cu concentrația

acidului introduse inițial în soluție

reprezentat schematic în acest

fel ionizare acizilor tari în soluție

apoasă avem Deci un acid tare Hei

tare în soluție disociază anionul

ani nu 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 Molnar în apă ecuația

reacției este aceasta ei citat

vot 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 moli pe litru

în cazul acizilor tari protonul

este cedat foarte ușor despre ne

gândim la un acid tare știu că

acesta abia așteaptă să scape de

protoni Deci îți dă oricui este

în cale fiecărei vorba de ea sau

de alte substanțe de aceeasi zi

dar sunt atât de periculoși în

schimb acizi slabi sunt ceva mai

atașați de protonilor de aceea

putem mânca liniștiți citrice care

conțin bineînțeles acid citric

A dar să nu vă gândiți că dacă

le achit dar nu e chiar așa periculos

Spre exemplu acidul cianhidric

un acid slab este o treabă puternică

fiind un acid slab acesta ionizează

parțial în soluție apoasă când

scrie ecuația reacției care are

loc la dizolvarea acidului citric

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 onion cianură

și Ion hidroniu și mai are loc

și reacția inversă de formare a

acidului cianhidric și a apei din

Ion ai aflat soluție practicând

soluție apoasă de acid cianhidric

există atât molecule de acid cianhidric

cât și onion cianură și Ion hidroniu

cele două reacții chimice au loc

în același timp în sensul opus

până când se ajunge la o stare

de echilibru exact așa cum am discutat

în capitolele despre echilibrul

chimic putem reprezenta ionizare

acizilor slavian soluție tot pentru

astfel de schemă de centru o soluție

apoasă de acid slab coexistă molecule

de acid pe care le notăm generic

cu ei de asemenea găsim anioni

A minus și găsim și eu închid RON

și pentru că acizii slabi ionizează

numai parțial înseamnă capul în

libertate o concentrație mai mică

de Ion de hidroniu decât concentrația

acidului introdus în soluție Plasați

zii lor slabi conține un număr

foarte mare de Spre exemplu acidul

fluorhidric acidul carbonic acidul

sulfhidric acidul azotos sau acidul

acetic care se găsește în oțet

și mulți alții acizi deci între

atâția ce slabi Cum ne dăm seama

care este totuși mai tare adică

cum putem compara Tăria acizilor

slab aici intervine Constanța de

aciditate notată cu k indice a

să revenim la dizolvarea acidului

cianhidric în apă aplicăm lege

a acțiunii maselor pe care o știm

de la echilibrul chimic și obținem

Constanta de echilibru ca apa egală

cu produsul dintre concentrația

ionilor cianură și concentrația

ionilor hidroniu supra produsul

dintre concentrația acidului cianhidric

și apei concentrația apei este

practic constantă în soluție apoasă

aproximativ egale 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 ca ei adică

cu Constanța de aciditate cine

uităm la raportul de mai sus dacă

înmulțim Constanța de echilibru

cu concentrația apei vedem că aceasta

a se simplifică Deci rămânem doar

cu ca a Care este egală cu concentrația

ionilor cianură ori concentrația

ionilor hidroniu supra concentrația

acidului cianhidric Constanța de

aciditate este o mărime care caracterizează

Tăria unui acid cu cât această

constantă e mai mare cu atât acidul

va ceda protoni mai ușor putem

de foarte ușor faptul că un acid

tare ionizează total iar unul slab

ionizează parțial plecăm de la

două soluții de aceeași concentrație

1 molar o soluție va fi de aceeasi

clorhidric 1 molar și cealaltă

soluție va fi de acid slab acid

cianhidric tot 1 molar când trece

curent electric printr o instalație

conectată la un bărbat că la instalația

în care le avem acid clorhidric

1 molar becul se aprinde cu lumină

puternică în cazul soluției de

acid Da pe Cum se aprinde dar intensitatea

luminoasă este mult mai slabă Acest

lucru se întâmplă deoarece în soluția

de acid clorhidric acesta ionizează

aproape complet 99 în timp ce în

soluția de acid cianhidric acte

de este ionizat în proporție de

numai 0 și de aceea nu conduce foarte

bine curentul electric la fel se

clasifică și bazele avem baze tari

și baze slabe bazele tari acceptă

protoni foarte ușor la fel ca a

soluției de acid clorhidric o soluție

de hidroxid de sodiu conduce foarte

bine curentul electric asta deoarece

și bazele tari disociază completând

soluției apoase astfel încât se

transformă total în cationii tratat

și Union de hidroxi pentru astfel

de soluție concentrația de Ion

este egală cu concentrația bazei

introduse în soluție si aceasta

este schema pentru ionizarea bazelor

tari notate cu formula generală

b u h între o soluție apoasă de

soluție se găsesc cationii b plus

și Ion in hidroxid în care a disociat

bază tare din categoria B lor tari

fac parte hidroxizii metalelor

alcaline și cât var hidroxizi ai

metalelor alcaline o pământ oase

adică hidroxizi elementelor din

grupa întâia și a doua principal

Spre exemplu hidroxidul de litiu

hidroxidul de sodiu hidroxidul

de potasiu sau hidroxidul de bariu

Așadar hidroxidul de sodiu disociază

complet în apă formând cationul

de sodiu și Ionuț hidroxid și reprezentau

acest lucru printre o singură săgeată

mai putem scrie ecuația procesului

de disociere a unei baze tari și

în acest fel hidroxid de sodiu

plus in molecule de apă obținem

catul și tratați cu molecule de

apă și Ionuț hidroxi astfel scoțând

în evidență și moleculele de apă

implicate în proces care hidra

cationul bazele sunt puțin mai

recente le acceptă mai greu protoni

și nu ionizează complet în soluție

apoasă astfel că în soluție apoasă

de bază silabe cu există molecule

de bază cu cationii și cu Ione

hidroxil în care au disociată unele

molecule concentrația de Ion hidroxil

este Deci mai mică decât concentrația

de bază slabă care a fost introdusă

în soluție ce avem aici și schemă

în care e reprezentată ionizarea

bazelor slabe soluție de data aceasta

notăm bază slabă cu formula generală

b trebuie c există și bazei care

chiar dacă nu sunt hidroxi Deci

nu pute liberă Ion hidroxid prin

disociere reacționează în schimb

cu apa din soluție formând Ioan

hidroxi un exemplu este chiar amoniac

unde reacția dintre amoniac și

apă un Proton al apei este atras

de perechea de electroni neparticipanți

a atomului de azot discutat despre

asta mai pe larg în lecția despre

legătura coordinativă astfel se

formează ionul amoniu și Ion hidroxid

de ce moleculă de apă și o molecule

de amoniac formează ionul amoniu

și Ionuț hidroxi 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

Constanța de echilibru a ecuației

Care este egală cu produsul dintre

concentrația ionilor amoniu și

a ionilor hidroxid supra produsul

dintre concentrația Moni cu lui

și ea la fel ca în cazul Constantin

de aciditate obținem Constanta

de bazicitate pe care o notăm cu

k indice b înmulțim Constanța de

echilibru cu concentrația apei

Deci Constanta de bazicitate este

egală cu produsul dintre concentrația

ionilor amoniu și concentrația

ionilor hidroxid supra concentrația

amoniacului Constanța de bazicitate

a fiind mărimea care caracterizează

Tăria unei baze cu cât costă de

bazicitate este mai mare cu atât

și baza ei este mai tare adică

acceptă protoni mai ușor pe lângă

amoniac alte exemple de baze slabe

sunt hidrazina sau anionii acizilor

slabi precum Ionuț cianură sau

ai unor carbonat Bun deci pare

totul foarte clar în privința acizilor

și a bazelor dacă îi donează protonii

este acid dacă numește Proton este

basm Dar pentru că întotdeauna

există un dar lucrurile nu sunt

chiar atât de stil există substanțe

care respectând teoria protolitica

se comportă fiecare caz a Totul

depinde de mediul de reacții în

care se află câte ceva numai cum

ne comportăm ca elevi Când este

un profesor în clasă și cum ne

comportăm Când este nicio profesor

în preajmă e o diferență destul

de mare nu e așa la fel există

multe substanțe care reacționează

atât cu acizi 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 amfolitii acidobazice Apa

este cel mai bun exemplu de amfolit

acidobazic o moleculă de apă poate

ceda un Proton fiind Deci Unison

molecula de apă poate și Să accepte

un Proton prin Deci o bază aceste

două reacții au loc 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 de aici din cele

două molecule de apă una ionizează

iar cealaltă accepta protonul format

în urma ionizării după cum am arătat

în aceste de o reacție dintre un

volum de apă numai un număr foarte

mic de molecule din viață asta

înseamnă că apa conduce electricitatea

dar de mii de ori mai puțin față

de soluția de acid clorhidric exemplu

Care este ionizată complex caracterul

amfoter al este motivul pentru

care apa acționează ca cel mai

bun solvent atât pentru A5 cât

și pentru baze când un acid se

dizolvă în apă Ia poate acționa

ca bază iar când o bază se dizolvă

în apă ea poate acționa caci mai

stea poliția Sido bazici sunt hidroxi

ai unor metale de exemplu hidroxidul

de aluminiu sau hidroxidul de zi

așa dar am văzut lecția aceasta

că unii acizi abia așteaptă să

scape de un Proton iar alții A5

renunță mai greu la protos cea

mai văzut și că unele bazei așteaptă

protonii cu brațele deschise dar

sunt și alte baze care primesc

protoni în mai greu data viitoare

vom vedea De ce este atât de important

să știm ce se întâmplă cu protoni

sau cu Ioni de hidrogen dintre

o soluție Deci vom vorbi despre

ph soluțiilor

Teorie - Tăria acizilor şi bazelor. Amfoliţi acido-bazici.Ascunde teorie X

Tăria acizilor şi bazelor. Amfoliţi acido-bazici.

 

Criteriul tăriei acido-bazice este cel mai important criteriu de clasificare pentru practică al acizilor şi bazelor.

Conform tăriei acido-bazice, acizii se clasifică în două mari categorii: acizi tari şi acizi slabi.

Un acid tare disociază complet în apă, într-un proton şi un anion; protonul se leagă de o moleculă de apă, formând un ion hidroniu (H3O+). Reacţia este considerată ireversibilă şi se reprezintă cu o singură săgeată deoarece în soluţie nu se mai găsesc deloc molecule de acid – acestea au ionizat complet.

6 acizi sunt consideraţi ca fiind acizi tari:

  1. HCl – acidul clorhidric;
  2. HNO3 – acidul azotic;
  3. H2SO4 – acidul sulfuric;
  4. HBr – acidul bromhidric;
  5. HI – acidul iodhidric;
  6. HClO4 – acidul percloric.

Reprezentarea schematică a ionizării acizilor tari în soluţie apoasă:

acid tare.jpg

 

Acidul tare HA disociază complet în soluţia apoasă în ionul A- şi într-un proton care imediat se leagă de o moleculă de apă, formând ionul hidroniu, H3O+. Concentraţia ionilor H3O+ este egală cu concentraţia acidului tare HA.

 

Exemplu – dizolvarea HNO3 0,5 M în apă:

HNO3 + H2O 1 double arrow.jpg NO3- + H3O+

CHNO3 = CH3O+ = 0,5 moli/L

 

Un acid slab ionizează parţial în soluţie apoasă (nu disociază complet); ionii abia formaţi pot să reacţioneze între ei pentru a reface acidul.  Reacţia este reversibilă şi se notează cu două săgeţi, în sensuri opuse, datorită celor două procese care se desfăşoară în sensuri opuse: reacţia directă de ionizare a acidului prin care se obţin anioni şi ioni hidroniu, şi reacţia inversă de refacere a acidului slab şi a apei din ionii prezenţi în soluţie.

Reprezentarea schematică a ionizării acizilor slabi în soluţie apoasă:

acid slab.jpg

 

Într-o soluţie apoasă de acid slab coexistă molecule de acid, notate cu HA, anionii corespunzători, A-, şi ioni hidroniu, H3O+.

Ionizând parţial, acizii slabi duc la obţinerea unei concentraţii mai mici de ioni hidroniu decât concentraţia acidului introdus în soluţie.

 

Clasa acizilor slabi conţine un număr foarte mare de acizi, printre care: HF (acidul fluorhidric), H2CO3 (acidul carbonic), H2S (acidul sulfhidric), HNO2 (acidul azotos), CH3COOH (acidul acetic), etc.

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

Calculul constantei de aciditate: valoarea constantei de aciditate, Ka, se obţine înmulţind constanta de echilibru, K, a reacţiei unui acid slab cu apa, cu concentraţia apei.

begin mathsize 18px style bold K subscript bold a bold space bold equals bold space bold K bold space bold cross times bold space bold left square bracket bold H subscript bold 2 bold O bold right square bracket end style

Exemplu ­-  Aflarea constantei de aciditate pentru acidul cianhidric:

HCN + H2O  double arrow.jpg CN- + H3O+

  • pentru a obţine constanta de echilibru, aplicăm legea acţiunii maselor:

straight K space equals space fraction numerator open square brackets CN to the power of minus close square brackets cross times open square brackets straight H subscript 3 straight O to the power of plus close square brackets over denominator open square brackets HCN close square brackets cross times open square brackets straight H subscript 2 straight O close square brackets end fraction

  • apoi aplicăm relaţia de calcul pentru Ka:

straight K subscript straight a space equals space straight K cross times open square brackets straight H subscript 2 straight O close square brackets
straight K subscript straight a space equals space fraction numerator open square brackets CN to the power of minus close square brackets cross times open square brackets straight H subscript 3 straight O to the power of plus close square brackets over denominator open square brackets HCN close square brackets cross times open square brackets straight H subscript 2 straight O close square brackets end fraction cross times open square brackets straight H subscript 2 straight O close square brackets
straight K subscript straight a space end subscript equals space fraction numerator open square brackets CN to the power of minus close square brackets cross times open square brackets straight H subscript 3 straight O to the power of plus close square brackets over denominator open square brackets HCN close square brackets end fraction

 

Conform tăriei acido-bazice, bazele se clasifică în două mari categorii: baze tari şi baze slabe.

Bazele tari disociază complet în soluţie apoasă, formând cationi hidrataţi şi ioni hidroxil. Bazele tari acceptă protoni foarte uşor.

Reprezentarea schematică a ionizării bazelor tari în soluţie apoasă:

baza tare.jpg

 

Într-o soluţie apoasă, la dizolvarea unei baze tari, BOH, se găsesc cationii B+ şi ionii hidroxil HO- în care a disociat baza tare. Concentraţia ionilor HO- într-o astfel de soluţie este egală cu concentraţia bazei tari, BOH, introduse în soluţie.

 

Din categoria bazelor tari fac parte hidroxizii metalelor alcaline şi câţiva hidroxizi ai metalelor alcalino-pământoase. Spre exemplu, LiOH (hidroxidul de litiu), NaOH (hidroxidul de sodiu), KOH (hidroxidul de potasiu), sau Ba(OH)2 (hidroxidul de bariu) sunt baze tari.

Bazele slabe nu ionizează complet în soluţie apoasă şi acceptă mai greu protoni, astfel că în soluţiile apoase de baze slabe coexistă molecule de bază cu cationii şi cu ionii hidroxil în care au disociat unele molecule de bază.

Reprezentarea schematică a disocierii bazelor slabe în soluţie apoasă:

baza slaba.jpg

 

Baza slabă este notată cu B, deoarece există şi baze care chiar dacă nu sunt hidroxizi (deci nu pot elibera HO- prin disociere), reacţionează în schimb cu apa, formând astfel HO-. În soluţie sunt prezente molecule de bază slabă, B, cationii B+H şi ionii HO-. Concentraţia ionilor HO- este mai mică decât concentraţia de bază slabă care a fost introdusă în soluţie.

 

Din categoria bazelor slabe fac parte NH3 (amoniacul), N2H4 (hidrazina) sau anionii acizilor slabi precum CN- (ionul cianură) sau CO32- (ionul carbonat).

Constanta de bazicitate, Kb, este o mărime care caracterizează tăria unei baze. Cu cât valoarea Kb este mai mare, cu atât baza acceptă protoni mai uşor (este mai tare).

Calculul constante de bazicitate: valoarea constantei de bazicitate, Kb, se obţine înmulţind constanta de echilibru, K, a reacţiei unei baze slabe cu apa, cu concentraţia apei.

begin mathsize 18px style bold K subscript bold b bold space bold equals bold space bold K bold cross times bold left square bracket bold H subscript bold 2 bold O bold right square bracket end style

Caracterul amfoter se referă la capacitatea anumitor substanţe de a reacţiona atât cu acizi, cât şi cu baze, deci de a avea atât caracter bazic, cât şi caracter acid. Aceste substanţe se numesc amfoliţi acido-bazici. Exemple de amfoliţi acido-bazici sunt apa, dar şi hidroxizii unor metale precum Al(OH)3 sau Zn(OH)2.

Apa ca amfolit acido-bazic:

Caracterul amfoter al apei este motivul pentru care apa acţionează ca cel mai bun solvent atât pentru acizi cât şi pentru baze.

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

HOH double arrow.jpg  H+ + HO-

Molecula de apă poate şi să accepte un proton, fiind deci o bază:

H+  + HOH double arrow.jpg  H3O+

Reacţia globală de ionizare a apei este următoarea:

2H2O double arrow.jpg  H3O+ + HO-

 

 

 

 

Cumpara abonament
Plătește cu PayPal

Ajutor
Feedback-ul d-voastră este important pentru noi. Dacă observați vreo neregulă vă rugăm să ne-o semnalați apăsând butonul Trimite Feedback de mai jos.

Despre Lecții-Virtuale.ro

Lecții-Virtuale este o platformă educațională care oferă suport în vederea pregătirii pentru Evaluare Națională și Bacalaureat la Matematică, Fizică și Chimie. Lecțiile noastre sunt alcătuite din filme și exerciții și probleme cu tot cu rezolvări. Platforma noastră este o soluție ideală pentru școala online. Pentru facilitarea activității profesorilor în cadrul ecosistemului GSuite de la Google am implementat butonul Google Classroom. Scopul nostru este să ne concentrăm pe prezentarea noțiunilor și fenomenelor într-o manieră care să stimuleze înțelegerea și nu memorarea mecanică. Ne propunem să facilităm accesul la conținut educațional de calitate mai ales elevilor cu venituri mai modeste care nu își pemit meditații particulare. Sperăm să vă simțiti bine alături de noi și să invățați lucruri folositoare. Hai România!

Newsletter

Abonează-te la Newsletter pentru a fi la curent cu toate ofertele noastre.

Parteneri

EduApps partener Lectii Virtuale UiPath partener Lectii Virtuale Scoala365 partener Lectii Virtuale CCD Galați partener Lectii Virtuale

2022 © Lecții-virtuale.ro Toate drepturile rezervate
Termeni   Despre   Contact   Confidenţialitate   Cariere Parteneri