Subiecte licenta 2013 ISAPM

(b) AT + HO ⎯⎯→ BFS + H2O
însumând ecuaţiile
(a) şi (b) ⇒ (c) AT + H2O ⎯ ⎯→ BFS + H3O
(HCl, HBr, HI, (Cl , Br , I ,
HClO3, HClO4, HNO3) ClO3 , ClO4 , NO3 )
În consecinţă, în apă, acizii tari nu mai prezintă diferenţe semnificative între ei, având,
practic, acelaşi grad de ionizare.
Calculul pH-ului soluţiilor de acizi tari
Pentru un acid tare, cum este HCl, concentraţia ionului hidroniu în apǎ este practic
egalǎ cu concentraţia analiticǎ (molarǎ) iniţialǎ, C, a acidului (pentru soluţii moderat diluate).
Aşadar, pentru soluţii de acizi tari, pH-ul se calculeazǎ uşor, deoarece concentraţia ionului
H3O rezultǎ direct din concentraţia analiticǎ a acidului:
[H3O ] ≅ CAT dacǎ CAT ≥ 10 -6 mol L -1
şi prin urmare : pH = -lg[H3O ] = -lg CAT
Dacǎ CAT < 10 -6 mol L -1 se va ţine cont şi de ionizarea apei.
3. Domeniul de existenţă, de predominanţă a protoliţilor slabi în soluţie apoasă diluată.
În soluţie apoasǎ, domeniul de existenţǎ, de predominanţǎ a unui protolit este
intervalul de pH în care acesta se gǎseşte în concentraţie mai mare decât conjugatul sǎu. În
soluţia apoasǎ a unui acid slab monoprotic se stabileşte echilibrul protolitic:
Expresia constantei de aciditate este :
⊕
[ b][
H 3O
] K a [ b]
K a = ⇔ = ⊕
[ ac]
[ H O ] [ ac]
Aplicând operatorul -lg ecuaţiei (1) rezultǎ:
3
AS + H2O BS + H3O
(ac) (b)
(1)
[ b]
[ b]
− pH = −lg
⇔ pH = pK +
(2)
[ ac]
[ ac]
pK a
a
Ecuaţia (2) este ecuaţia Henderson-Hasselbalch.
[ b]
Notând R = , avem urmǎtoarele situaţii de principiu:
[ ac]
1) pentru R = 1: [ac] = [b], pH = pKa
2) pentru R < 1 : [b] < [ac], pH < pKa
3) pantru R > 1 : [ac] < [b], pKa < pH
Aşadar, în condiţii standard, “diagrama de pH” se poate reprezenta schematic:
0 14 pH
AS
BS
pH = pKa 13