VII.10.1. Calcularea pH-ului soluțiilor de acizi monoprotici slabi.

Acizii slabi sunt parțial ionizați în soluție apoasă.

Ionizarea acizilor slabi în apă fiind parțială, este un proces de echilibru. Dacă notăm acidul slab cu HA, putem scrie:

HA + H₂O ⇄ H₃O⁺ + A^-

Aplicăm legea acțiunii maselor pentru a scrie constanta de echilibru:

Deoarece, în soluții diluate, concentrația apei este constantă, vom nota cu K_a = K_c ∙ [H₂O], constantă numită constantă de aciditate:

Pentru reacția reversibilă avem la echilibru următoarea situație:

Pentru acizii foarte slabi, valoarea concentrației la echilibru (x) este foarte mică și putem aproxima [HA]₀ – x ≈ [HA]₀.

Înlocuim aceste date în expresia constantei de aciditate pentru acizi slabi:

La echilibru avem x = [H₃O⁺]

Dacă notăm cu

și cu C = concentrația molară a acidului,

expresia constantei de aciditate este dată de legea diluției (legea lui Ostwald):

Pentru acizii foarte slabi, legea diluției are expresia:

K_a = α² ∙ C

🔓 Problemă rezolvată

1. a) Calculează pH-ul unei soluții de 0,1 M de acid acetic.
b) Știind constanta de aciditate a acidului acetic Ka = 1,8 ∙ 10^-5, determină gradul de ionizare (α) a acidului acetic.

Rezolvare:

a)

Scriem reacția de disociere a acidului acetic:
CH₃COOH + H₂O ⇄ H₃O⁺ + CH₃COO^-

Pentru reacția reversibilă avem la echilibru următoarea situație:

b)

Stoechiometric avem : nr. moli H₃O⁺ = nr. moli CH₃COOH disociat

Gradul de disociere (α) se calculează cu relația matematică:

unde:
nr. de molecule de acid disociate = numărul de molecule de H₃O⁺ rezultate din disocierea acidului = x = 1,34 ∙ 10^-3
nr. total de molecule de acid dizolvate = 0,1 mol, pentru un volum de soluție egal cu 1 L

🔦 Observație

Cu cât soluția acidului este mai diluată, cu atât gradul de ionizare al moleculelor unei soluții este mai mare.

👀 Experiment:Echilibrul disocierii unor săruri

Proprietățile soluțiilor acizilor slabi versus acizilor tari:

• Viteza de reacție este direct proporțională cu concentrația ionilor hidroniu din soluție. Prin urmare, viteza reacției unui acid tare cu un metal este mai mare față de viteza reacției unui acid slab, de aceeași concentrație și cu același metal. Reacțiile pentru care viteza de reacție este dependentă de concentrația ionilor H₃O⁺ sunt importante în funcționarea sistemelor biologice.

👀 Experiment: Tăria acizilor și viteza de reacție
🔥 Atenție! Acidul clorhidric și acidul acetic sunt caustici!
🔥 Atenție! Acidul acetic este iritant!

Materiale necesare:
Soluție 1 M de HCl, soluție 1 M de CH₃COOH, Mg, două vase Erlenmeyer, două baloane identice.

Descrierea experimentului:

• Pune în cele două pahare același volum de soluție 1 M de HCl, respectiv de soluție 1 M de CH₃COOH.
• Pune în interiorul fiecărui balon aceeași masă de Mg și atașează fiecare balon la gura celor două pahare. Răstoarnă în același timp granulele de Mg în acidul din pahar.
• Ce observi ?

  Balonul atașat paharului cu HCl se umple mult mai repede cu H₂ decât cel atașat paharului cu CH₃COOH.

Concluzia experimentului:

Viteza reacției unui acid tare cu un metal este mai mare față de viteza reacției unui acid slab de aceeași concentrație și cu același metal.

2HCl + Mg → MgCl₂ + H₂ ↑

2CH₃COOH + Mg → (CH₃COO)₂Mg + H₂ ↑

Proprietățile soluțiilor acizilor slabi versus acizilor tari:

• Conductibilitatea electrică a soluțiilor de acizi depinde de tăria acidului. Pentru soluțiile acizilor tari, conductibilitatea electrică crește aproape liniar cu concentrația acidului. În schimb, pentru soluțiile acizilor slabi, conductibilitatea electrică nu crește liniar cu concentrația acidului și este foarte redusă.