Acizi și baze slabe; hidroliză, soluții tampon

Ka, Kb, perechi conjugate

K_{a} = \frac{[ H X _{3} O X ^{+} ] [ A X ^{-} ]}{[ HA ]}

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻

K_{b} = \frac{[ BH X ^{+} ] [ HO X ^{-} ]}{[ B ]}

B + H₂O ⇌ BH⁺ + HO⁻

K_{a} \cdot K_{b} = K_{w} p K_{a} + p K_{b} = 14

pereche conjugată acid–bază

pH-ul unui acid slab

[H X_{3} O X^{+}] \approx K_{a} c

aproximație:

c / K_{a} > 400

(

α < 5%

)

\frac{x ^{2}}{c - x} = K_{a}

exact

x = \frac{- K _{a} + K _{a}^{2} + 4 K _{a} c}{2}

rădăcina pozitivă

α = \frac{x}{c} \approx \frac{K _{a}}{c}

gradul de ionizare

H2SO4 cu Ka2 = 1,2·10⁻² (națională 2024)

Treapta 1totală: [H₃O⁺] = [HSO₄⁻] = c
Treapta 2 $(c + x) x / (c - x) = K_{a 2}$ , adică $x^{2} + (c + K_{a 2}) x - K_{a 2} c = 0$
c = 0,01 Mx = 4,5·10⁻³ M, pH = 1,84

Acizi poliprotici și amfoliți

$K_{a 1} ≫ K_{a 2}$ pH-ul îl dă prima treaptă
H₂A singur $[A X^{2 -}] \approx K_{a 2}$
AmfolițiHCO₃⁻, H₂PO₄⁻, HPO₄²⁻: $pH \approx (p K_{a 1} + p K_{a 2}) /2$
NaHCO₃pH ≈ 8,3

Hidroliza sărurilor (soluții 0,1 M)

Sare din	Exemple	pH
acid tare + bază tare	NaCl, KNO₃, Na₂SO₄	≈ 7
acid slab + bază tare	CH₃COONa (8,9), Na₂CO₃ (11,7), Na₂S	> 7
acid tare + bază slabă	NH₄Cl (5,1), ZnCl₂, AlCl₃, FeCl₃	< 7
sare acidă de acid tare	NaHSO₄ (1,5)	≪ 7
cloruri din perioada 3	NaCl 7; MgCl₂ slab acid; AlCl₃ acid; SiCl₄, PCl₅ hidroliză totală	scade spre dreapta

Tampon (dincolo de programă)

pH = p K_{a} + l g \frac{[ A X ^{-} ]}{[ HA ]}

Henderson–Hasselbalch

A X^{-} + H X^{+} HA HA + HO X^{-} A X^{-} + H X_{2} O

acid tare / bază tare adăugată: mol cu mol

Sângele: HCO3⁻/CO2 și legea lui Henry

Dincolo de programă, dar cerut în 2025.

Henry $[CO X_{2}] = K_{H} p (CO X_{2})$
TamponulCO₂ + H₂O ⇌ HCO₃⁻ + H⁺, deci $pH = p K_{a} + l g ([HCO X_{3} X^{-}] / [CO X_{2}])$
Mai mult CO₂ (efort)pH scade
Respirație acceleratăelimină CO₂

1.Calculează pH-ul unei soluții de CH₃COOH 0,050 M (Ka = 1,8·10⁻⁵).
c/Ka ≫ 400, deci aproximația merge.
1. [H₃O⁺] = $1, 8 \cdot 1 0^{- 5} \cdot 0, 050$ = 9,5·10⁻⁴ M (exact: 9,4·10⁻⁴)
2. pH = 3,03
2.Ce pH are o soluție de NH₃ 0,10 M (Kb = 1,8·10⁻⁵)?
Calculezi [HO⁻] ca la acizi, apoi pOH.
1. [HO⁻] = $1, 8 \cdot 1 0^{- 5} \cdot 0, 10$ = 1,34·10⁻³ M
2. pOH = 2,87 → pH = 11,13
3.Calculează pH-ul unei soluții de HF 0,010 M (Ka = 6,8·10⁻⁴). Atenție la aproximație.
c/Ka ≈ 15, mult sub 400.
1. $\frac{x ^{2}}{0 , 010 - x} = 6, 8 \cdot 1 0^{- 4}$ → $x^{2} + 6, 8 \cdot 1 0^{- 4} x - 6, 8 \cdot 1 0^{- 6} = 0$
2. x = 2,29·10⁻³ M (α = 23%) → pH = 2,64
3. Aproximația ar fi dat 2,58, deci o greșeală de 0,06.
4.Ordinea crescătoare a pH-ului soluțiilor 0,1 M de NaCl, Na₂CO₃, NH₄Cl, NaHSO₄, CH₃COONa este:
NH₄Cl < NaHSO₄ < NaCl < Na₂CO₃ < CH₃COONaNaHSO₄ < NH₄Cl < NaCl < CH₃COONa < Na₂CO₃NaHSO₄ < NaCl < NH₄Cl < CH₃COONa < Na₂CO₃NH₄Cl < NaHSO₄ < NaCl < CH₃COONa < Na₂CO₃
HSO₄⁻ are Ka ≈ 10⁻²; CO₃²⁻ e o bază mult mai tare decât CH₃COO⁻.
1. NaHSO₄ ≈ 1,5; NH₄Cl ≈ 5,1; NaCl = 7; CH₃COONa ≈ 8,9; Na₂CO₃ ≈ 11,7.
2. Ka₂(H₂CO₃) = 4,7·10⁻¹¹ ≪ Ka(CH₃COOH), deci CO₃²⁻ hidrolizează mult mai puternic.
5.Ce pH are o soluție de CH₃COONa 0,10 M? Pentru CH₃COOH, pKa = 4,74.
Acetatul e o bază cu Kb = Kw/Ka.
1. $K_{b} = \frac{1 0 ^{- 14}}{1 0 ^{- 4, 74}} = 5, 5 \cdot 1 0^{- 10}$
2. [HO⁻] = $5, 5 \cdot 1 0^{- 10} \cdot 0, 10$ = 7,4·10⁻⁶ M → pOH = 5,13
3. pH = 8,87
6.1,00 L de soluție conține 0,100 mol CH₃COOH și 0,080 mol CH₃COONa (pKa = 4,74). Se adaugă 0,010 mol HCl gazos, fără variație de volum. Ce pH are soluția?
HCl transformă acetat în acid acetic, mol cu mol.
1. CH₃COO⁻ + H⁺ → CH₃COOH: acetat 0,070 mol, acid 0,110 mol
2. $pH = 4, 74 + l g \frac{0 , 070}{0 , 110}$ = 4,74 − 0,20 = 4,54
3. Înainte era 4,64: pH-ul a scăzut cu doar 0,1.
7.Care afirmație este corectă?
H₃PO₃ este un acid triprotic, ca H₃PO₄.NaH₂PO₂ este o sare acidă care mai poate ceda un H⁺.Cu cât un acid e mai slab, cu atât baza lui conjugată e mai slabă.H₃PO₂ este monoprotic, iar NaH₂PO₂ este o sare neutră.
Numără grupele O–H, nu atomii de H.
1. H₃PO₂ are o singură grupă P–OH (doi H legați de P), deci e monoprotic; NaH₂PO₂ e sare neutră.
2. H₃PO₃ are două grupe OH: e diprotic.
3. Ka·Kb = Kw: acid mai slab înseamnă bază conjugată mai tare.
8.În plasmă, presiunea parțială a CO₂ este 5,3 kPa, iar K_H = 2,3·10⁻⁷ mol·L⁻¹·Pa⁻¹. Pentru CO₂(aq)/HCO₃⁻ la 37 °C, pKa aparent = 6,10. Ce concentrație de HCO₃⁻ (în mmol/L) menține pH = 7,40?
mmol/L
Întâi [CO₂] din Henry, apoi raportul din Henderson–Hasselbalch.
1. [CO₂] = 2,3·10⁻⁷ · 5300 = 1,22·10⁻³ M
2. [HCO₃⁻]/[CO₂] = $1 0^{7, 40 - 6, 10}$ = 19,95
3. [HCO₃⁻] = 19,95 · 1,219 = 24,3 mmol/L