MODELE DE PROBLEME DE ECHILIBRE CHIMICE IN APĂ-DISOCIAŢIA ELECTROLITICĂ

Modele de probleme de echilibre chimice in apa si solutii apoaseAm încercat sã vã ofer, exemple de probleme rezolvate despre:
–         ionizarea apei;
–         pH-ul soluţiilor apoase;
–         acizi şi baze tari/ slabe;
–         gradul de ionizare, constanta de aciditate, constanta de bazicitate (legea lui Ostwald);
–         indicatori acido-bazici;
–         reacţia de neutralizare; reacţia de hidrolizã;
–         electroliţi amfoteri(amfiprotici);
–         echilibre în soluţii tampon
Este un mod personal de rezolvare şi nu anuleazã, alte variante de rezolvare studiate la cursul de Chimie.Ofer nişte instrumente de rezolvare şi sunt sigurã cã vei descoperi alte cãi de rezolvare, care te vor bucura. Teoria disocierii electrolitice nu se memoreazã; se încearcã sã se înţeleagã prin exerciţii şi observând fenomenele din experienţele chimice sau din naturã.
Bibliografie:

  1. Bacalaureat, Subiecte propuse la Chimie anorganicã şi generalã, Editura Humanitas Educational, 2000
  2. Luminiţa Vlãdescu, Olga Petrescu, Ileana Cosma, Chimie, manual pentru clasa a IX-a, EDP R.A, Bucureşti, 1993
  3. Marilena Şerban, Felicia Nuţã, Chimie, manual pentru clasa a X-a, C1, Editura Niculescu, 2000
  4. Olga Petrescu, Adrian-Mihail Stadler, Chimie anorganicã şi Chimie fizicã, teste şi probleme,Editura Aramis, 2003
  5. C.D. Neniţescu, Chimie Generalã, EDP Bucureşti, 1978
  6. http://mihainicula.ro/alimentatia-alcalina-vs-acida-pentru-o-viata-sanatoasa/

Aţi învãţat despre teoria disociaţiei electrolitice, importanţa pH-ului pentru organism, mediu, alimentaţie,industrie,etc.Sunt lecţii importante pentru cultura noastrã generalã şi care nu se învaţã memorând. Au o logicã şi o bazã practicã, care te obligã sã te întrebi „De ce au loc aceste procese?”: şi „La ce ajutã?”.
Se prezintã o sintezã a teoriei disociaţiei electrolitice.
1. Disociaţia electroliticã (ionizare)
Este procesul reversibil de „descompunere” priModele de probleme de echilibre chimice in apa si solutii apoasen dizolvare în apã, respectiv alcooli, acid acetic, alţi solvenţi sau topire a unor substanţe în ioni, care permit trecerea curentului electric. Astfel de substanţe se numesc electroliţi; se pot da exemple acizii, bazele, sãrurile.  Teoria a fost aplicatã de Arhenius în 1887, Ostwald ş.a. dupã 1890. Acizii dizolvaţi în apã disociazã în anioni şi ioni H+; bazele dizolvate în apã disociazã în cationi şi ioni hidroxil HO. Prezenţa lor, în soluţii apoase se pune în evidenţã prin metode electrochimice-se mãsoarã conductibilitatea electricã.Descompunerea moleculelor de electroliţi, la dizolvarea în apã, în ioni pozitivi (cationi) şi negativi(anioni), diferã de la o substanţã la alta, în funcţie de: natura electrolitului, concentraţia soluţiei, temperaturã. Ĩn absenţa apei, nu are loc disocierea electroliticã, acizii şi bazele sunt considerate molecule neutre…Continuare in fisierul atasat!

Probleme rezolvate

Problema 1. Completaţi tabelul:

Soluţia [H3O+]
M
[HO]
M
pH pOH Caracterul acido-bazic al soluţiei
0,01 M de HCl
…M de NaOH 1 *10-11
……M de Ca(OH)2 10

Rezolvare
Caz 1. Se ştie concentraţia molarã a HCl şi trebuie sã calculãm: concentraţiile molare ale ionilor hidroniu, hidroxil, pH-ul, pOH-ul şi sã apreciem caracterul acido-bazic al soluţiei.
1. Avem o soluţie molarã de 0,05 mol / L de HCl  şi ştim cã este un acid tare, care are reacţia de ionizare, la dizolvarea în apã:
HCl (aq) + H2O (l)  = H3O+ (aq) +  Cl(aq)
Acid1        baza2         acid2           baza1
Perechile acid-bazã conjugatã  sunt:
HCl (acid; molecula neutrã)- Cl( baza lui conjugatã; anion)
H2O ( bazã; molecula neutrã) – H3O+ ( acidul lui conjugat; cation)
2. Acidul HCl ionizeazã total.

  • Din reacţie se observã cã dintr-un mol de HCl se obţine 1 mol de H3O+ şi 1 mol de Cl
  • Deci din 0,01 moli/L HCl se obţin 0,01 moli/ L de H3O+ şi 0,01 moli / L de Cl.

[H3O+] = 0,01 M= 1×10-2
pH= -lg[C ioni H3O+] = -lg[1×10-2 ] = 2
KH2O = [ H3O+] . [HO]
[HO] = K H2O / [ H3O+] = 10-14 / 10-2 = 10-14+ 2 = 10 -12
pOH = -lg [C ioni HO] = -lg 10-12 = 12
Caracterul soluţiei este acid, fiindcã pH-ul este < de 7 (neutru). Se cunoaşte scara de pH şi variaţia pOH-ului.
Caz 2 Se ştie concentraţia ionilor de hidroniu, din soluţia de NaOH şi trebuie sã se calculeze: concentraţia molarã a acesteia, concentraţia ionilor de hidroxil, pH-ul, pOH-ul şi sã se aprecieze caracterul acido-bazic al soluţiei.
1. NaOH este o bazã tare, care ionizeazã total în apã:
NaOH (aq)  = Na+ (aq) + HO (aq)
Baza 1              acid1        baza2
1mol                 1mol          1mol
Perechea acid-bazã conjugatã  este:
NaOH (bazã; molecula neutrã) – Na+ ( acidul lui conjugat; cation)
2. Ĩn soluţiile apoase existã relaţia dintre ionii hidroxil şi hidroniu:
[H3O+] . [HO] = 10-14( mol / L)2
[HO] = 10-14  /  1 *10-11 = 10-3 ( mol/L)
3. Cu ecuaţia chimicã de mai sus şi regula de trei simplã se calculeazã concentraţia molarã a soluţiei de NaOH:
1 mol de HO–  …..se obţine din…………………1 mol de NaOH
Atunci 10-3 moli HO………….provin din ……….10-3 moli de NaOH
Deci C M a soluţiei este 10-3 moli / L de NaOH.
4. Se calculeazã pH-ul şi pOH-ul:
pH= -lg[H3O+] = -lg 10-13 = 13
pOH = 14- pH = 14-13 = 1
5. Caracterul soluţiei este bazic, fiindcã pH-ul este > 7 .
Caz 3 Se ştie pH-ul şi trebuie sã calculãm: concentraţia molarã a hidroxidului de calciu, concentraţiile molare ale ionilor de hidroniu, hidroxil; pOH-ul şi sã apreciem caracterul acido-bazic al soluţiei.
1. Avem o soluţie molarã de Ca(OH)2  şi ştim cã este o bazã de tãrie medie (în unele bibliografii apare bazã tare), care are reacţia de ionizare, la dizolvarea în apã:
Ca(OH)2  (aq)   =   Ca2+ (aq) +  2HO(aq)
Baza1                        acid1           baza2
1mol                         1mol              2moli
Perechea acid-bazã conjugatã  este:
Ca(OH)2  (bazã; molecula neutrã) – Ca2+ (acidul lui conjugat; cation)
2. Ĩn soluţiile apoase existã relaţia:
pH + pOH = 14
pOH = 14- pH = 14-10 = 4
pOH = -lg [HO] = 4; [HO] = 10-4 mol/ L
3. Cu ecuaţia chimicã de mai sus şi regula de trei simplã se calculeazã concentraţia molarã a soluţiei de Ca (OH)2:
2 mol de HO–  …..se obţin  din…………………1 mol de Ca(OH)2
Atunci 10-4 moli HO………….provin din ……………..10-4 / 2  moli de Ca(OH)2
Deci C M a soluţiei este  0,5* 10-4   moli / L de Ca(OH)2  sau 5 * 10-5 mol/L.
4. Se calculeazã concentraţia ionilor de hidroniu:
[H3O+] . [HO] = 10-14 ( mol / L)2
[H3O+] = 10-14  / 5 *10-5 = 0,2 *10-9   ( mol/L) = 2*10-10 mol/ L   
5. Caracterul soluţiei este bazic, fiindcã pH-ul este > 7 .
Problema 2. Constantele de aciditate corespunzãtoare celor douã trepte de ionizare a acidului carbonic sunt: K1 = 4,2 .10-7 ; K2 = 4,8 .10-11. Explicã de ce K2 << K1
Acidul carbonic (H2CO3) este un acid politropic, adicã cedeazã doi protoni, în reacţia de ionizare. Primul proton este cedat mai uşor, fiindcã este cedat de o moleculã neutrã; al doilea proton este cedat de un ion negativ (HCO3), care cedeazã mai greu protonul, care este un ion cu sarcinã pozitivã:
H2CO3 (aq)   +   H2O (l)   =  H3O(aq)  +   HCO3 (aq)             K1
Acid 1                  baza2         acid2                   baza2
HCO3  (aq)  + H2O (aq)   =  H3O+ (aq)  +   CO32- (aq)                K2
Acid1                 baza2                      acid 2      baza2
Atenţie: La acizii tari şi la acizii slabi, constanta de ionizare a primei trepte este mai mare decât constanta de ionizare a celei de a doua trepte.
 
 
Problema 3 O soluţie de acid acetic de concentraţie 0,02 M are constanta de aciditate, Ka = 1,8.10-5.
a)      Scrie ecuaţia reacţiei de ionizare a acidului acetic;
b)      Determinã prin calcul concentraţia ionilor de hidroniu din aceastã soluţie.
Rezolvare
a) CH3COOH (aq) + H2O (l) = H3O+(aq) + CH3COO (aq)
acid 1                   baza2        acid2           baza1
1 mol                   1mol             1 mol

Constanta de echilibru se exprimã în funcţie de concentraţiile molare:
Kc = [H3O+ ].[CH3COO ]  /  [ CH3COOH].[H2O]
Kc . [H2O] = Ka = constanta de aciditate. Valoarea ei indicã tãria acidului.
Ka = [ H3O+ ].[ CH3COO ]  /  [ CH3COOH]
b) Din ecuaţia chimicã de mai sus se observã cã la echilibru concentraţiile molare ale ionilor aflaţi în soluţie sunt egale:
[H3O+ ] =  [CH3COO ]
Ĩnlocuim datele în ecuaţia Ka :
 
1,8 .10-5 = [ H3O+ ]2 / 2.10-2
[ H3O+ ] = √ 1,8.10-5 / 2.10-2 = √0,9.10-3 = √9.10-4 =3.10-2 mol/ L
R= b) 3.10-2 mol/ L [H3O+]

Problema 4 Calculeazã gradul de ionizare a unei soluţii a unei soluţii de hidroxilaminã 0,1 M, dacã se cunoaşte constanta de ionizare Kb = 9,0. 10-9. Substanţa este bazã.
Rezolvare
1.Reacţia de ionizare a hidroxilaminei este:
HONH2 (aq) + H2O (l) = HONH3+ (aq) + HO
Este o bazã slabã, fiindcã constanta de bazicitate este foarte micã şi se aplicã formula de calcul:
Kb = α2 . c ;  α=  √ Kb / c; Kb= 9.10-9; c = 0,1 = 10-1
α=  √ Kb / c = √ 9.10-9/ 10-1 = √ 9.10-9+1 = 3.10-4
R: 3.10-4
Problema 5 O soluţie 0,1 M de acid acetic are gradul de ionizare egal cu 1,34 %. Calculeazã constanta de aciditate (douã zecimale) a acidului acetic.
Rezolvare
Gradul de disociere al acidului acetic este mic, din 100 molecule de acid acetic se descompun in ioni, doar 1,34.
Se aplicã formula simplificatã a constantei de ionizare – legea lui Ostwald:
KCH3COOH = α2 . c
α  = 1,34 %=  0,0134; c=0,1
KCH3COOH = 0,01342.0,1= 0,00018 =1,8.10-5
 
Problema 6 O soluţie de NaOH 0,1 M se neutralizeazã cu o soluţie de HCL 0,1 M. Calculeazã pH-ul soluţiei rezultate:

  1. dupã neutralizarea a 99 % din soluţia de bazã;
  2. la punctul de echivalenţã;
  3. în prezenţa unui exces de 1% acid.

Rezolvare
Acidul clorhidric se introduce din biuretã peste hidroxidul de sodiu din paharul conic.
Caz 1 Se neutralizeazã 99 % din bazã
1.Se  calculeazã numãrul de moli de ioni de H+ şi de HO din soluţiile de acid şi bazã:
Considerãm V HCl= 1L; n HCL = CM .VHCl = 0,1 . 1= 0,1 mol HCl
Considerãm V NaOH =1L; nNaOH = CM . V NaOH = 0,1 . 1 = 0,1 mol NaOH
n moli H+ = n moli HCl = 0,1 moli
n moli HO = n moli NaOH = 0,1 moli
2. Se calculeazã numãrul de moli de NaOH, care se neutralizeazã:
0,1. 99/100= 0,099 moli de NaOH
Deci 0,099 moli de NaOH vor fi neutralizaţi de 0,099 moli de HCl.
3. Se calculeazã numãrul de moli de NaOH, care nu se neutralizeazã. Ei vor da un caracter bazic. Ionii proveniţi din ionizarea apei nu influenţeazã:
0,1 moli-0,099= 0,001 moli de NaOH
4. Se calculeazã pOH-ul şi pH-ul:
pOH= -lg[ HO] = -lg 0,001 = -lg 10-3 =3
pH= 14-pOH=14-3=11
Caz 2.La punctul de echivalenţã:
0,1 moli de H+ sunt neutralizaţi de 0,1 moli HO, conform reacţiei:
H+ + HO = H2O
În soluţia rezultatã rãmân ionii proveniţi din ionizarea apei [H+] = [HO] = 10-7 mol/L;
pH=pOH=7; soluţia este neutrã.
Caz 3.In prezenţa unui exces de 1% acid
Se calculeazã numãrul de moli de HCl adãugaţi în plus:
La 100% moli de HCl……………se adaugã…..1% HCl
0,1 moli HCl……………………………….X
X= 0,1 .1/100= 10-3 moli HCl vor fi în plus
Sunt neutralizaţi 0,1 moli de NaOH cu 0,1 moli de HCl; rãmân 10-3 moli de HCl neutralizaţi, care vor da un caracter acid soluţiei finale:
V s finalã= 1 L
n moli H+ = n moli HCl = 10-3 moli
pH= -lg[10-3] = 3
R: 11;7;3

Problema 7 Calculeazã concentraţia ionilor de hidroniu a unei soluţii de acid azotic care rezultã prin amestecarea a 200 cm3 soluţie de acid azotic 0,1 M cu 400 cm3 soluţie de acid azotic 0,2 M şi cu 400 cm3 apã distilatã.
Rezolvare
1.Se calculeazã numãrul de moli de HNO3 şi ioni de hidroniu, din fiecare soluţie:
n 1 moli HNO3  = CM . V HNO3 = 0,1 mol/L . 0,2 L=0,02 moli
n1 moli H+ = n moli HNO3 = 0,02 moli
n 2 moli HNO3 = CM . V HNO3 = 0,2 mol/L . 0,4 L = 0,08 moli
n2 moli H+ = n moli HNO3 = 0,08 moli
2. Se calculeazã numãrul total de moli de ioni hidroniu şi volumul final de soluţie, pentru a calcula concentraţia molarã de ioni de hidroniu(hidrogen):
ntotal  de ioni H+ = n1 + n2 = 0,02 + 0,08 = 0,10 moli
Vfinal de soluţie= V1 + V2 + V H2O = 0,2 + 0,4 + 0,4 = 1 L
3. Se calculeazã concentraţia molarã de ioni de hidroniu:
CM = n moli H+/ V final = 0,1 moli/ 1 L= 0,1 M
4. Se calculeazã pH-ul soluţiei finale:
pH= -lg[ H+] = -lg 0,1 = -lg10-1=1
R: 1

  Problema 8. Gradul de ionizare al acidului acetic în soluţie 0,1 M este 1,32×10-2. La ce concentraţie de acid nitros (azotos) HNO2 , gradul sãu de ionizare va avea aceeaşi valoare?
Ka HNO2 = 4×10-4
 Rezolvare

  • Trebuie sã calculãm concentraţia în acidul azotos, la care gradul sãu de ionizare (a) este egal cu gradul de ionizare al acidului acetic, adicã cu a =   1,32×10-2.
  • Se scrie reacţia de ionizare a HNO2 :

               HNO2 +H2O = H3O+ + NO2

  • Se noteazã cu:

 C = concentraţia molarã iniţialã a acidului azotos în soluţie;

aC= concentraţiile ionilor hidroniu şi azotos aflaţi în soluţie la echilibru şi care sunt egale;

C-aC = concentraţia acidului neionizat, la echilibru.

  • Se scrie expresia constantei de aciditate (constanta de echilibru) Ka:

 Ka = (aC)2 / C(1-a)  = a2 C / 1- a

  C = Ka x (1- a) / a2

  •  Se înlocuiesc datele în aceastã expresie matematicã a concentraţiei:

 C = 4×10-4 x (1-1,32×10-2 ) (1,32×10-2)2

C= 4×10-4 x ( 0,9868) x 1,7424 x10-4

C = 2,3 mol / L

                                                                                                                                                                                                                           R = 2,3 mol / l

Problema 9. Sã se calculeze constanta de disociere a acidului acetic în soluţie 0,1 M, ştiind cã gradul de disociere aparent al acidului cu aceastã concentraţie este 1,36 % .
 Rezolvare

  •  Se determinã concentraţia ionilor din soluţie la echilibru, considerând concentraţia totalã a acesteia (0,1 M) drept  100%:

 0,1………………100%
x………………….1,36%
 de unde:
x = 0,1 x 1,36 / 100 = 1,36 x 10-3 ioni-g / L

  • Se scrie ecuaţia de disociere a acidului acetic; se noteazã sub fiecare component concentraţia de echilibru:

 CH3COOH + H2O =  H3O+          +    CH3COO
 0,1-1,36×10-3                     1,36 x 10-3         1,36 x 10-3

  •  Se înlocuiesc datele în Ka a acidului acetic:

 Ka = [H3O+] x [CH3COO ] /  [CH3COOH]       
 Ka = 0,00136 x 0,00136 / 0,09863 = 1,88x 10-5
                                                                                                                                                                                                                              R = 1,88x 10-5

 
 Problema 10. Sã se determine gradul de disociere aparent al acidului acetic într-o soluţie 0,2 M, ştiind cã Ka = 1,8 x10-3.
 Rezolvare

  •    Se scrie ecuaţia de disociere a acidului acetic; se noteazã sub fiecare component concentraţia de echilibru, ţinând cont de gradul de disociere :

 CH3COOH + H2O =  H3O+          +   CH3COO
CM iniţial
0,2                                0                       0
CM la echilibru
C –  a C                         a C                    a C      
0,2 – a 0,2                a 0,2                   a 0,2                              

  • Se scrie expresia constantei de aciditate (constanta de echilibru) Ka:

     Ka = (aC)2 / C(1-a)  = a2 C / 1- a

  •  Se înlocuiesc datele în aceastã expresie matematicã:

  1,8 x10-3 = a2 0,2  /  1-a
0,2  a2 +   1,8 x10-3  a –  1,8 x10-3 = 0
 a = 1,9 x10-3 ion-g / L

  •   Se aplicã regula de trei simplã pentru calcularea gradului de disociere procentual:

0,2 mol / L……………………….100%
= 1,9 x10-3 ion-g / L  ………………………x
 X = 1,9 x10-3 x 100 / 0,2 = 0,95 %

                                                                                                         R = 0,95 %

Problema 11.
Clorura de argint este un precipitat care are produsul de solubilitate
Ps(AgCl) = 1* 10-10 (la 250C). Care este valoarea solubilitãţii în apã a acestei sãri?

Rezolvare
Este o problemã de echilibru de solubilitate a unui precipitat in apa.
Schema de rezolvare este: se scrie ecuaţia chimicã a reacţiei de disociere a acestei sãri în apã, care este o reacţie reversibilã, cu stabilirea unui echilibru chimic; se va scrie valoarea constantei la echilibru, în care apare solubilitate precipitatului la 250C.

AgCl pp(aq)  = Ag+ (aq)  +  Cl (aq)

La stabilirea echilibrului chimic la 250 C, constanta de echilibru se exprimã în funcţie de concentraţiile molare ale substanţelor chimice, care existã la acest moment în soluţia apoasã:

Ks = [Ag+ (aq)] . [Cl(aq)] / [AgCl pp]
[AgClpp] = concentranţia molarã a AgCl precipitat, care a disociat în apã; este o cantitate micã;
[Ag+ (aq)] = concentraţia molarã a ionilor de Ag, care sunt la echilibru, în soluţie;
[Cl(aq)] = concentraţia molarã a ionilor de Cl, care sunt la echilibru, în soluţie
Considerãm cã aceste douã concentraţii molare ale ionilor sunt egale cu solubilitatea la 250 C, notatã cu S, atunci ecuaţia lui Ks va fi:

Ks .  [AgCl pp] = [Ag+ (aq)]2 = S2
Produsul Ks .  [AgCl pp] = Ps
Ps = S2
S = √pKs
S =  √1.10-10 = 1.10-5 mol/L

Solubilitatea AgCl este 1.10-5 mol/L; se observã din reacţia de disociere electroliticã a acestei sãri, cã 1 mol de AgCl formeazã 1 mol de Ag+.
R: 1.10-5 mol/L

Problema 12.
Care este concentraţia de Ag+ (aq) dintr-o soluţie de 150 mL apã care conţine 1 g de [Ag(NH3)2] NO3, dacã valoarea constantei de disociere a ionului complex este 10-7 ?

Rezolvare
Este o problemã de echilibru în soluţia de sare/ are loc hidroliza sãrii.
Din valoarea constantei de disociere a ionului complex Ag(NH3)2] se va calcula concentraţia molarã a ionilor de argint existenţi la echilibrul chimic, în 150 mL de apã. Concentraţia molarã a complexului se calculeazã cu datele din enunţ.

  1. Se calculeazã concentraţia molarã a complexului:

M complex = A Ag + 3A N+ 6 A H + 3 AO = 108+3.14+6.1+3.16=204
CM = md / M.Vs = 1/204.0,15=1/ 30,6 = 0,0327 mol/ L

  1. Ecuaţiile de disociere electrolitice ale complexului şi ale ionului complex sunt:

[Ag(NH3)2] NO3 (aq) =  Ag(NH3)+ aq + NO3 aq
Ag(NH3)+ aq = Ag+ (aq) + 2 NH3
3.Constanta de disociere a ionului complex la echilibrul chimic este:

Kd = [Ag+] . [NH3]2 / [Ag(NH3)+]

[Ag+] = Concentraţia molarã a ionilor de argint, la stabilirea echilibrului chimic
[NH3] = Concentraţia molarã a moleculelor de amoniac, la stabilirea echilibrului chimic
Din ecuaţiile de disociere electroliticã se observã cã:
-1mol de [Ag(NH3)2] NO3 prin disociere produce 1 mol de Ag(NH3)+
-La 1 mol de Ag(NH3)+ ..corespund…..1 mol de Ag+…..2 moliNH3, de unde rezultã cã 1mol de amoniac corespunde la 0,5 moli de ioni argint.

Ĩnlocuim în ecuaţia constantei de disociere [NH3]= 0,5  [Ag+] şi vom avea valoarea:
Kd = [Ag+] .[[0,5 Ag+]]2 / [Ag(NH3)+] = 0,25 [Ag+]3 /  [Ag(NH3)+]

4.Ĩnlocuim datele Kd şi concentraţia molarã a complexului în expresia matematicã a lui Kd şi se calculeazã concentraţia ionilor de Ag+ la echilibrul chimic:

10-7 = 0,25. [Ag+]3 / 0,0327
[Ag+]3 = 10-7. 0,0327 / 0,25 =  0,1308.10-7 = 13,08 .10-9

[Ag+] = radical de ordinul 3 din 13,08.10-9= 2,35.10-3 mol / L

R: [Ag+] aprox 2,35.10-3 mol/L.

Problema 13.
O soluţie de clorurã de amoniu are pH=5,32. Ce masã de clorurã de  amoniu se aflã în 50 mL soluţie. Kb pentru amoniac este 1,8.10-5.

Rezolvare
Este o problemã bazatã pe hidroliza unei sãri formatã prin reacţia unui acid tare HCl cu o bazã salbã NH4OH, în urma dizolvãrii în apã. Reacţia are loc cu stabilirea unui echilibru chimic, la care se poate calcula constanta de hidrolizã. Din aceastã constantã se calculeazã concentraţia molarã a ionului amoniu, la echilibrul chimic şi apoi numãrul de moli de clorurã de amoniu/ 50 mL.

  1. Scriem reacţiile chimice care au loc la dizolvarea sãrii în apã: disociere electroliticã (ionizare) şi apoi reacţia ionilor cu apa, pentru a obţine ecuaţia simplificatã a reacţiei de hidrolizã:

NH4Cl (aq) = NH4+ (aq) + Cl (aq)   -ionizare/ disociere la dizolvare în apã
NH4+ + Cl + HOH = NH4OH      + H+ + Cl  -hidrolizã
Bazã slabã   Acid tare, care ionizeazã total

Prin reducerea ionul Cl (ion spectator), ecuaţia de echilibru chimic este:
NH4+ (aq) + HOH= NH4OH + H+ ; se vede cã soluţia acestei sãri este acidã.
Constanta de hidrolizã la echilibru are formula:
Kh = [NH4OH] . [H+] / [NH4+]

  1. Hidroxidul de amoniu  rezultat este o bazã slabã şi care disociazã în apã:

NH4OH (aq) = NH4+ (aq) + HO
Kb = [NH4+] . [HO] / [NH4OH]

  1. Vrem sã eprimãm constanta de hidrolizã în funcţie de produsul ionic al apei   K H2O ; pentru aceasta vom înmulţi cele douã constante, pentru a ajunge la produsul concentraţiilor ionilor de hidroniu şi hidroxil:

Kh. Kb = [NH4OH] . [H+] / [NH4Cl] . [NH4+] . [HO] / [NH4OH] = [H+].[HO]= K H2O

Deci:
Kh. Kb = K H2O = 10-14 mol/ L

  1. Modele de probleme de echilibre chimice in apa si solutii apoaseSe calculeazã Kh:

Kh = 10-14 / 1,8.10-5 = 0,55.10-9 mol/L

  1. Din Kh se calculeazã concentraţia molarã a ionului amoniu.

NH4+ (aq) + HOH= NH4OH + H+

La echilibrul chimic avem concentraţiile molare ale substanţelor existente în soluţie:

[NH4+] = [NH4+]iniţial din NH4Cl – [H +]; se poate neglija aceastã concentraţia ionilor de hidrogen, faţã de concentraţia NH4Cl;
[NH4OH] = concentraţia molarã a hidroxidului de amoniu
[H+] = concentraţia molarã a ionului de hidrogen şi care se considerã egalã cu a hidroxidului de amoniu.

Se înlocuieşte în valoarea lui Kh, concentraţia molarã a [NH4OH] = [H+]
Kh = [NH4OH] . [H+] / [NH4 +] = [H+]2 / [NH4 +]
[NH4+] = [H+]2 / Kh
[H+] = 10-pH = 10-5,32
[NH4 +] = (10-5,32)2 /  0,55.10-9 = 1,81.10-10,64+9 = 1,81.10-1,64 mol/L

  1. Din reacţia de disociere a clorurii de amoniu, în urma dizolvãrii în apã se observã cã 1 mol de clorurã de amoniu produce 1 mol de ion amoniu. Se calculeazã masa de clorurã de amoniu din 50 mL, ştiind concentraţia molarã a acestuia de 1,81.10-1,64 mol/L.

M NH4Cl = A N + 4 A H + A Cl = 14+4.1+35,5=53,5

Dacã 1L soluţie are……………………………….. 1,81.10-1,64 mol . 53,5g/mol
Atunci 50.10-3 L are……………………………………X g
X= 50.10-3. 1,81.10-1,64 . 53,5 = 4,84. 10-1,64 = 4,84.10-2+0,36 = 4,84 .10-2.100,36= 4,84.2,29. 10-2 =11,09 .10-2 g

R: 11,09 .10-2 g

Problema 14.
a)Acidul HA are Ka=4.9.10-10. Ce valoare are pH-ul soluţiei de NaA 0,03 M?
b) Ce concentraţie va avea soluţia de acetat de sodiu care are un pH cu 2 unitãţi mai mic decât soluţia de mai sus? ( pKa CH3COOH = 4,74)

Rezolvare
Se propune schema de rezolvare, cu scopul de a-ţi forma o vedere asupra fenomenelor ce au loc şi ce formule de calcul se pot aplica şi de ce.
Cazul a
Este o problemã bazatã pe: a) disocierea electroliticã (ionizare) a unui acid/ respectiv acid acetic în urma dizolvãrii în apã; b)hidroliza unei sãri formatã prin reacţia unui acid slab (Ka este foarte micã) cu o bazã tare NaOH, în urma dizolvãrii în apã. Reacţia are loc cu stabilirea unui echilibru chimic, la care se poate calcula constanta de hidrolizã. Aceastã constantã se exprimã în funcţie de Ka şi KH2O; din acest raport se calculeazã concentraţia ionilor de HO la echilibru şi apoi concentraţia ionilor de hidrogen, aflaţi la echilibru.
1. Scriem reacţiile chimice de disociere electroliticã care au loc la dizolvarea sãrii NaA şi ale acidului HA în apã:
HA(aq)  = H+(aq) + A(aq)
acid
Ka = [H+] . [A] / [HA] ; acest acid disociazã foarte puţin, deci concentraţia lui la echilibru chimic se poate neglija.
Ka =  [H+] . [A]
NaA(aq) = Na+ (aq) + A(aq)
Sare                             bazã conjugatã tare

A(aq) + HOH = HA(aq)  + HO este forma simplificatã a reacţiei de hidrolizã, fiindcã anionul este o bazã conjugatã tare, capabilã sã accepte un proton de la apã. Se scrie constanta de hidrolizã la echilibru:
Kh = [ HA].[HO] / [A]

  1. Se aplicã relaţia:

Kh.Ka= KH2O = 10-14
Kh = 10-14 / Ka
[HA].[HO] / [A] = 10-14 / Ka

Când reacţia chimicã ajunge la echilibrul chimic vom avea în soluţia sãrii dizolvate în apã, urmãtorele concentraţii molare ale substanţelor:
[A] = concentraţia anionului rãmas neionizat= concentraţia molarã a lui A din NaA înainte de a fi introdus în apã- concentraţia de ioni HO puşi în libertate şi care se pot neglija; deci concentraţia anionului rãmas neionizat ≈ concentraţia anionului iniţial din NaA. Din stoechiometria reacţiei de disociere a lui NaA în apã, se observã cã 1 mol de NaA produce 1 mol de A.
[ HA] = concentraţia molarã a acidului HA format şi care se aproximeazã egalã cu a ionului hidroxil
[HO] = concentraţia molarã a ionului hidroxil pus în libertate
Se exprimã deci concentraţia lui HA, în funcţie de concentraţia lui HO.
[HO]2 / [A] = 10-14 / Ka

  1. Se calculeazã din relaţia de mai sus concentraţia ionilor de hidroxil.

[HO]2 = (10-14 / Ka). [A]
Ka= 4,9.10-10
[NaA] = 0,03 mol/L
[HO]2 = (10-14 / 4,9.10-10) . 0,03 = (0,20.10-14+10) . 0,03= 0,006.10-4
[HO] = √0,006.10-4 = 0,070.10-2

  1. Se calculeazã concentraţia ionilor de hidrogen şi pH-ul, în soluţia de NaA la echibrul chimic:

[H+] . [HO] = 10-14
[H+] = 10-14/ [HO] = 10-14 / 0,07.10-2 = 12,9 .10-14+2 = 12,9.10-12 mol/ L
pH= -lg [H+] =- lg 12,9.10-12 = – (lg12,9 +lg10-12 ) = -1,11 +12 = 10,89

Caz b
Din constanta de hidrolizã a acetatului de sodiu se va calcula concentraţia acetatului de sodiu. Se cunosc:
-pH-ul soluţiei de acetat de sodiu= pH soluţie de la pct a-2= 10,89-2=8,89
-pOH=14-8,89=5,11; [HO] = 10-5,11 mol/L
-pKa = -lg Ka;p Ka CH3COOH = 4,74;   Ka= 10-4,74

  1. Se scrie reacţia de hidrolizã a CH3COONa-sare provenitã din acid slab şi o bazã tare:

CH3COONa = CH3COO + Na+
CH3COO (aq) + Na+(aq) + HOH(l)  = CH3COOH(aq) + Na+(aq)+ HO(aq)
Acid slab               bazã tare
Se reduc ionii Na+, echilibrul este:
CH3COO (aq) + HOH(l)  = CH3COOH(aq) + HO(aq)
Hidrolizeazã anionul acetat, care este baza conjugatã tare a acidului slab-acid acetic.
2.Se scrie relaţia: Kh . Ka = K H2O
Kh = [CH3COOH] .[HO] / [CH3COO] = constanta de hidrolizã
[CH3COOH]=[HO]
[CH3COO] la echilibru= C CH3COONa – C HO-; C HO se poate neglija faţã de C CH3COONa
[CH3COO] la echilibru= C CH3COONa
3.Se înlocuiesc datele în Kh = K H2O / Ka = 10-14/ 10-4,74 = 10-14+4,74=10-9,26
 
[HO]2 / [CH3COO] = 10-9,26
(10-5,11)2 / [CH3COO] = 10-9,26
4. Se calculeazã concentraţia molarã a ionului acetat:
[CH3COO] = (10-5,11)2 / 10-9,26 = 10-10,22+9,26 = 10-0,96 = 10-1.100,04= 1,096 .10-1 M
1 mol de acetat de sodiu produce la hidrolizã 1 mol de acetat;
Concentraţia molarã a ionului acetat este1,096 .10-1 M. Deci 1L soluţie are 0,11 moli acetat şi tot atâţia moli de acetat de sodiu.

R: 10,89; 0,11 moli.

Problema15
Sã se calculeze pH-ul unei soluţii care conţine 1 g de CH3COOH şi 0,3 g de CH3COONa în 1,5 L apã? (Ka (CH3COOH)=1,8.10-5)

Rezolvare
Este o problemã de echilibru acido-bazic în soluţie tampon.
Avem o soluţie formatã dintr-un acid slab (CH3COOH) şi baza sa conjugatã din acetatul de sodiu (CH3COONa) pH-ul acestei soluţii este menţinut constant la adãugare de acid sau bazã deoarece existã componenţii CH3COOH şi  CH3COONa, care vor consuma ionii hidroniu şi hidroxil adãugaţi:
Avem reacţiile:
-cãnd în soluţie se introduce un acid, deci ioni H3O+, avem reacţia dintre ionul acetat din sare cu acidul introdus (acesta se va consuma):
CH3COO + H3O+ = CH3COOH + H2O
– cãnd în soluţie se introduce o bazã, deci ioni HO, vom avea reacţia dintre acidul acetic şi baza introdusã (aceasta se va consuma):
CH3COOH + HO = CH3COO + H2O
Concentraţia ionilor de hidroniu din soluţia tampon se calculeazã cu formula de mai jos- la care s-a ajuns prin deducere:
[H3O+] = Ka [acid] / [sare]
[H3O+] = concentraţia ionilor de hidroniu din soluţia tampon; se va calcula din ea pH-ul
Ka=constanta de aciditate a acidului acetic
[acid]=concentraţia molarã a acidului acetic din soluţia tampon
[sare]=concentraţia molarã a acetatului de sodiu din soluţia tampon

Etape de rezolvare

1. Se calculeazã concentraţiile molare ale acidului acetic şi ale acetatului de sodiu în 1,5L soluţie tampon:
M acid acetic=60; M acetat de sodiu=82
C M (CH3COOH) = md/M.Vs = 1/ 60.1,5=0,011mol/L
C M (CH3COONa) = md/ M.Vs = 0,3/82.1,5 = 0,0024 mol/L
2.Se înlocuiesc datele numerice în formula de calculare a concentraţiei molare a ionilor de hidroniu din soluţia tampon:
[H3O+] = Ka [acid] / [sare]
[H3O+] = 1,8.10-5 . 0,011/ 0,0024= 8,25.10-5 mol/L
3.Se calculeazã pH-ul soluţiei tampon:
pH-ul = -lg [H3O+] = -lg 8,25.10-5 = -(lg 8,25 + lg 10-5) = -0,916 + 5 = 4,08

R: 4,08

Lasă un răspuns

Completează mai jos detaliile despre tine sau dă clic pe un icon pentru autentificare:

Logo WordPress.com

Comentezi folosind contul tău WordPress.com. Dezautentificare / Schimbă )

Poză Twitter

Comentezi folosind contul tău Twitter. Dezautentificare / Schimbă )

Fotografie Facebook

Comentezi folosind contul tău Facebook. Dezautentificare / Schimbă )

Fotografie Google+

Comentezi folosind contul tău Google+. Dezautentificare / Schimbă )

Conectare la %s