Echilibrul chimic si Echilibre acido bazice

1. Echilibrul chimic

Reactiile chimice reprezinta in esenta o transformare a unor substante (reactanti) in altele (produsi de reactie) prin cedarea sau acceptarea intre acestea a unor particule (protoni, electroni, ioni).

Fie o reactie chimica:

aA+bBcC+dD

Ri = A, B reactanti

Pj = C, D produsi de reactie

υRi, υRj = coeficienti stoechiometrici ai acestora

Echilibrul chimic (din punct de vedere cinetic ) reprezinta starea sistemului chimic atunci cand viteza reactiei directe (1) este este egala cu viteza reactiei inverse (2).

Conform cineticii formale:

iar la echilibru avem:sau si .Din aceasta ecuatie rezulta:

sau general:

Relatiile de mai sus reprezinta expresia matematica a Legii actiunii maselor (Legea Guldberg- Waage)

"Intr-un sistem chimic (reactie chimica) aflat la echilibru, raportul produsului concentratiei produsilor de reactie si al produsului concentratiei reactantilor, ridicate la coeficientii lor stoechiometrici, este o constanta." (la p si T constant).

2. Echilibre acido- bazice

2.1. Produsul ionic al apei. Notiunea de pH.

In teoria protolitica (Brnsted) acizii reprezinta substante capabile sa cedeze protoni, iar bazele sa accepte.

Apa este o substanta amfotera avand un comportament opus substantei cu care interactioneaza.

In apa pura apare un echilibru prin care apa disociaza in ioni proprii manifestand caracterul amfoter amintit:

Sau

Conform legii actiunii maselor:

Valoarea foarte mica a CH+ si CHO- conduce la: (iar CH+ = CHO

ionigram²/litru² in conditii standard (298Ksi 1atm.). Deci .

Introducand acizi in apa va creste concentratia de hidrogen (C_H si proportional, tinand cont de Pi scade concentratia ionilor de hidroxil (C_HO

Folosirea acestor concentratii mici exprimate in baza zece nu este comoda in prezentarea aciditatii sau bazicitatii solutiilor (mediilor) si de aceea Srensen a introdus notiunea de pH, adica exponentul cu semn schimbat a concentratiei ionilor de hidrogen.( pH=-lgC_H⁺).

In mod analog se defineste notiunea de pOH, adica exponentul cu semn schimbat in baza zece a concentratiei ionilor de hidroxil (pOH=-lgC_HO^-):

si

dar

deci:

Deci un pH al unei solutii cu valori 0-1 indica un mediu puternic acid, 7 reprezinta o solutie neutra, iar valori de 13- 14 reprezinta un mediu puternic bazic. Astfel, scara de pH: 0- 14 reprezinta o scara a concentratiei ionilor de hidrogen (exponentul cu semn schimbat in baza 10 a acestora).

2.2. Calculul pH- ului solutiilor de acizi, baze, saruri, sisteme tampon acido- bazice.

a)Acizi

Conform teoriei Brnsted acizii sunt substante care in solutie apoasa genereaza ioni de hidrogen. Cu cat ii cedeaza mai usor, cu atat vor avea "tarie" mai mare.

a.1.)Acizii tari disociaza total in protoni si radicalul acid in solutii diluate astfel ca reactia este total deplasata spre dreapta:

HA→H A

A= F, Cl, Br, I, NO , ClO , sau pentru acizi diprotici SO.

Deci putem spune ca: (concentratia initiala a acidului).

Exemplu:

Solutie 1N acid clorhidric ()

pH= - lg 1= 0

Solutie 0,1 acid clorhidric (=)

pH=

a.2.)Acizii slabi disociaza partial iar echilibrul este dat de constanta de aciditate:

= iar

intr-o prima aproximatie calculul poate fi simplificat si anume: are valori foarte mici deci iar

(unde )

Exemplu:

Solutie 1 N acid acetic,

Solutie 0,1 N acid acetic,      

b) Baze

Conform teoriei Brnsted bazele sunt substante care accepta protoni si, prin intermediul ionilor de hidroxil pe care ii genereaza in solutie apoasa:

BOH

In mod analog se poate calcula pOH solutiilor bazelor iar pH= 14- pOH.

b.1)Bazele tari deci disociaza total in cationi si ioni hidroxil:

B= Li, Na, K, Rb, sau pentru cationi divalenti: Ca, Ba.

Deci, putem spune ca: (concentratia initiala a bazei).

Exemplu:

Solutie 1N hidroxid de sodiu ()

pOH= - lg1= 0 deci pH= 14- pOH= 14- 0= 14

Solutie 0,1 N hidroxid de sodiu (

pOH=-lg10=1 deci pH= 14- 1= 13

b.2)Bazele slabe, disociaza partial, iar echilibrul este dat de constanta de bazicitate:

analog la acizii slabi rezulta: intr-o prima aproximatie calculul poate fi simplificat si anume:

CHO- are valori foarte mici, deci: iar

(unde ) Exemplu:

Solutie 1N hidroxid de amoniu,

Solutie 1N hidroxid de amoniu,

c) Saruri

Sunt substante formate dintr-un cation B si un anion A, corespunzator bazei (BOH) si acidului (HA) care printr-o reactie de neutralizare ( ) o genereaza.

Fiind substante ionice in solutie apoasa pot fi disociate electrolitic in ionii proprii:

BA solid↔ BA solutie →

Ionii B si A aquasolvatati pot interactiona cu moleculele de apa, reactie care poarta numele de hidroliza. Hidrolizeaza cationi corespunzatori bazelor slabe (B=) si anionii corespunzatori acizilor slabi (). Ceilalti "tari" nu dau reactie de hidroliza.

Exemplu:

(Na fiind cation al unei baze tari nu da reactie de hidroliza).

sau

Concentratia apei nu se modifica esential deoarece un numar foarte mic de ioni acetat reactioneaza si deci intra in constanta:

inlocuim si rezulta:

dar intr-o prima aproximatie considerand iar rezulta:

Exemplu:

In mod analog se calculeaza pentru reactia de hidroliza a unui cation B , corespunzator unei baze slabe (NH

Exemplu:

NH Cl

final

Exemplu:

d.)Solutii tampon acido- bazice

Sunt sisteme chimice care preiau un "soc" de pH provocat la introducerea in cantitati mici de acizi sau baze puternice.

In principiu, ionii de H+ sau de HO- la introducerea de acizi respectiv baze tari sunt transformati in acizi slabi sau baze slabe de catre sistemul tampon.

Sistemele tampon acido- bazice sunt formate:

d.1.)Dintr-un acid slab HA si o sare NaA (formata din anionul acidului slab si cationul unei baze tari, ex. NaOH)-tampon acid

d.2)Dintr-o baza slaba BOH si o sare BCl (formata din cationul bazei slabe si anionul unui acid tare, ex. HCl)-tampon bazic

Calculul pH-ului solutiilor tampon

d.1) sare

acid

, la concentratii egale ()

La introducerea unei mici cantitati de acid tare () sau baza tare () spre exemplu 10% din concentratia solutiei tampon , adica apoximativ 0,01 au loc reactiile:

) H + NaA → Na + HA ( acid slab ),

)HO + HA →A + H O ( anion cu hidroliza slab bazica )

Preluarea acestui soc de pH poate fi exemplificata prin calcule:

a) iar      

In mod analog pentru cazul b):

pH= pKHA+ 0,2. Deci la introducerea unei mici cantitati de acid tare sau baza tare se produc mici variatii ( nesemnificative ) in prezenta unei solutii tampon.

d.2.) sare

baza

, la concentratii egale()

Si in mod analog pentru un adaos de acid tare/ baza tare, spre exemplu 10 % din concentratie , adica aproximativ 0,01 au loc reactiile:

) H + BOH → H O+ B

)HO + BCl → BOH+ Cl

Si in final pH= 14- pOH= 14-pKBOH

Exemple de sisteme tampon:

d.1.) CH COOH/ CH COONa

d.2.) NH OH/ NH Cl