Echilibrul acid-bază – Acizi și baze Brønsted-Lowry

Figura 14.1 Doline precum aceasta sunt rezultatul reacțiilor dintre apele subterane acide și formațiuni de rocă de bază, cum ar fi calcarul.

Apa lichidă este esențială pentru viața de pe planeta noastră, iar chimia care implică ionii caracteristici ai apei, H⁺ și OH^–, este întâlnită pe scară largă în natură și societate. După cum a fost introdus într-un alt capitol al acestui text, chimia acid-bază implică transferul ionilor de hidrogen de la donatori (acizi) la acceptori (baze). Aceste reacții de transfer de H⁺ sunt reversibile, iar echilibrele stabilite de sistemele acid-bază sunt aspecte esențiale ale fenomenelor, de la formarea dolinelor (Figura 14.1) până la transportul oxigenului în corpul uman. Acest capitol va explora în continuare chimia acid-bază cu accent pe aspectele de echilibru ale acestei clase de reacție importante.

Acizi și baze Brønsted-Lowry

Clasa de reacție acid-bază a fost studiată de ceva timp. În 1680, Robert Boyle a raportat trăsături ale soluțiilor acide care includ capacitatea lor de a dizolva multe substanțe, de a schimba culorile anumitor coloranți naturali și de a pierde aceste trăsături după ce au intrat în contact cu soluții alcaline (bazice). În secolul al XVIII-lea, a fost recunoscut că acizii au un gust acru, reacționează cu calcarul pentru a elibera o substanță gazoasă (cunoscută acum a fi CO₂) și interacționează cu alcalii pentru a forma substanțe neutre. În 1815, Humphry Davy a contribuit în mare măsură la dezvoltarea conceptului modern acido-bazic, demonstrând că hidrogenul este constituentul esențial al acizilor. Aproximativ în aceeași perioadă, Joseph Louis Gay-Lussac a concluzionat că acizii sunt substanțe care pot neutraliza bazele și că aceste două clase de substanțe pot fi definite numai în termeni reciproci. Semnificația hidrogenului a fost resubliniată în 1884, când Svante Arrhenius a definit un acid ca un compus care se dizolvă în apă pentru a produce cationi de hidrogen (acum recunoscuți a fi ioni de hidroniu) și o bază ca un compus care se dizolvă în apă pentru a produce anioni de hidroxid.

Johannes Brønsted și Thomas Lowry au propus o descriere mai generală în 1923 în care acizii și bazele erau definite în termeni de transfer al ionilor de hidrogen, H⁺. (Rețineți că acești ioni de hidrogen sunt adesea numiți pur și simplu protoni, deoarece acea particulă subatomică este singura componentă a cationilor derivate din izotopul de hidrogen cel mai abundent, ¹H.) Un compus care donează un proton unui alt compus se numește acid Brønsted-Lowry, iar un compus care acceptă un proton se numește bază Brønsted-Lowry. O reacție acid-bază este, astfel, transferul unui proton de la un donor (acid) la un acceptor (bază).

Conceptul de perechi conjugate este util în descrierea reacțiilor acid-bază Brønsted-Lowry (și a altor reacții reversibile, de asemenea). Când un acid donează H⁺, specia care rămâne se numește baza conjugată a acidului deoarece reacţionează ca acceptor de protoni în reacţia inversă. De asemenea, atunci când o bază acceptă H⁺, aceasta este transformată în acidul conjugat. Reacția dintre apă și amoniac ilustrează această idee. În direcția înainte, apa acționează ca un acid donând un proton amoniacului și, ulterior, devenind un ion hidroxid, OH^–, baza conjugată a apei. Amoniacul acţionează ca bază în acceptarea acestui proton, devenind un ion de amoniu, NH4⁺, acidul conjugat al amoniacului. În sens invers, un ion hidroxid acționează ca bază în acceptarea unui proton din ionul de amoniu, care acționează ca un acid.

Reacția dintre un acid Brønsted-Lowry și apă se numește ionizare acidă. De exemplu, când fluorura de hidrogen se dizolvă în apă și se ionizează, protonii sunt transferați de la moleculele de fluorură de hidrogen în moleculele de apă, producând ioni de hidroniu și ioni de fluorură:

Ionizarea bazică a unei specii are loc atunci când acceptă protoni din moleculele de apă. În exemplul de mai jos, moleculele de piridină, C₅NH₅, suferă ionizare bazică atunci când sunt dizolvate în apă, producând ioni de hidroxid și piridiniu:

Reacțiile de ionizare anterioare sugerează că apa poate funcționa atât ca bază (ca în reacția sa cu fluorură de hidrogen) cât și ca acid (ca în reacția sa cu amoniacul). Speciile capabile fie să doneze, fie să accepte protoni sunt numite amfiprotice sau, în general, amfoterice, un termen care poate fi folosit pentru acizi și baze după alte definiții decât cea Brønsted-Lowry. Ecuațiile de mai jos arată cele două posibile reacții acid-bază pentru două specii amfiprotice, ionul de bicarbonat și apa:

HCO3^–(aq) + H2O(l) <=> CO32^–(aq) + H3O⁺(aq)

HCO3^–(aq) + H2O(l) <=> H2CO3(aq) + OH^–(aq)

Prima ecuație reprezintă reacția bicarbonatului ca acid cu apa ca bază, în timp ce a doua reprezintă reacția bicarbonatului ca bază cu apa ca acid. Când bicarbonatul este adăugat în apă, ambele echilibre sunt stabilite simultan și compoziția soluției rezultate poate fi determinată prin calcule adecvate de echilibru, așa cum este descris mai târziu în acest capitol.

În stare lichidă, moleculele unei substanțe amfiprotice pot reacționa între ele, așa cum este ilustrat pentru apă în ecuațiile de mai jos:

Procesul prin care moleculele asemănătoare reacționează pentru a produce ioni se numește autoionizare. Apa lichidă suferă autoionizare într-o foarte mică măsură; la 25 °C, aproximativ două din un miliard de molecule de apă sunt ionizate. Amploarea procesului de autoionizare a apei se reflectă în valoarea constantei sale de echilibru, constanta produsului ionic pentru apă, Kw:

H₂O(l) + H₂O(l) <=> H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq)

Kw = [H₃O⁺][OH⁻]

Ionizarea ușoară a apei pure se reflectă în valoarea mică a constantei de echilibru; la 25 °C, Kw are o valoare de 1,0 × 10⁻¹⁴. Procesul este endotermic, astfel încât gradul de ionizare și concentrațiile rezultate de ion hidroniu și ion hidroxid cresc cu temperatura. De exemplu, la 100 °C, valoarea pentru Kw este de aproximativ 5,6 × 10⁻¹³, de aproximativ 50 de ori mai mare decât valoarea la 25 °C.

Exemplul 14.1Concentrații de ioni în apă pură Care sunt concentrația ionilor de hidroniu și concentrația ionilor de hidroxid în apă pură la 25 °C? Soluţie Autoionizarea apei produce același număr de ioni de hidroniu și hidroxid. Prin urmare, în apă pură, [H3O+] = [OH−] = x. La 25 °C: Kw = [H3O+][OH−] = (x)(x) = x2 = 1,0 × 10−14 Astfel: x = [H3O+] = [OH−] = √(1,0 × 10−14) = 1,0 × 10−7 M Concentrația ionului hidroniu și concentrația ionului hidroxid sunt aceleași, 1,0 × 10−7 M. Exercițiu Produsul ionic al apei la 80 °C este 2,4 × 10−13. Care sunt concentrațiile ionilor de hidroniu și hidroxid în apa pură la 80 °C? Răspuns: [H3O+] = [OH−] = 4,9 × 10−7 M

 

Exemplul 14.2Relația inversă dintre [H3O+] și [OH−] O soluție de acid în apă are o concentrație de ion hidroniu de 2,0 × 10−6 M. Care este concentrația ionului de hidroxid la 25 °C? Soluţie Utilizați valoarea constantei produsului ionic pentru apă la 25 °C 2H2O(l) <=> H3O+(aq) + OH−(aq) Kw=[H3O+][OH−] = 1,0 × 10−14 pentru a calcula concentrația de echilibru lipsă. Rearanjarea expresiei Kw arată că [OH−] este invers proporțional cu [H3O+]: [OH−] = Kw/[H3O+] = 1,0×10−14/2,0×10−6 = 5,0 × 10−9 În comparație cu apa pură, o soluție de acid prezintă o concentrație mai mare de ioni de hidroniu (datorită ionizării acidului) și o concentrație proporțional mai mică de ioni de hidroxid. Acest lucru poate fi explicat prin principiul lui Le Châtelier ca o deplasare la stânga a echilibrului de autoionizare a apei rezultată din stresul creșterii concentrației ionilor de hidroniu. Înlocuirea concentrațiilor de ioni în expresia Kw confirmă acest calcul, rezultând valoarea așteptată: Kw = [H3O+][OH−] = (2,0 × 10−6)(5,0 × 10−9) = 1,0 × 10−14 Exercițiu Care este concentrația ionilor de hidroniu într-o soluție apoasă cu o concentrație de ion hidroxid de 0,001 M la 25 °C? Răspuns: [H3O+] = 1 × 10−11 M

 

Exemplul 14.3Reprezentarea comportamentului acido-bazic al unei substanțe amfoterice Scrieți ecuații separate care să reprezinte reacția HSO3− (a) ca acid cu OH− (b) ca bază cu HI Soluţie (a) HSO3−(aq) + OH−(aq) <=> SO32−(aq) + H2O(l) (b) HSO3−(aq) + HI(aq) <=> H2SO3(aq) + I−(aq) Exercițiu Scrieți ecuații separate reprezentând reacția H2PO4− (a) ca bază cu HBr (b) ca un acid cu OH− Răspuns: (a) H2PO4−(aq) + HBr(aq) <=> H3PO4(aq) + Br−(aq); (b) H2PO4−(aq) + OH−(aq) <=> HPO42−(aq) + H2O(l)

Sursa: Chemistry 2e, by OpenStax, access for free at https://openstax.org. ©2020 Rice University, licența CC BY 4.0. Traducere și adaptare: Nicolae Sfetcu, © 2023 MultiMedia Publishing