Analizează comportamentul electroliților și tipurile de reacții care au loc în soluții apoase.
Electroliții sunt substanțele care, topite sau dizolvate în apă, conduc curentul electric, pentru că formează ioni mobili. Neelectroliții nu conduc curentul, pentru că în soluție rămân sub formă de molecule neutre.
Care sunt electroliții, pe categorii: - acizii (HCl, H2SO4, HNO3, CH3COOH) - bazele (NaOH, KOH, Ca(OH)2) - sărurile (NaCl, CuSO4, KNO3)
Exemple de neelectroliți: zahărul, alcoolul etilic, glicerina, ureea. Soluția de zahăr are gust dulce și e perfect omogenă, dar nu aprinde niciun bec în montajul de laborator, oricât ai concentra-o.
După gradul de disociere, electroliții se împart în: - electroliți tari – disociați complet în soluție. Includ acizii tari (HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4), bazele tari (hidroxizii metalelor alcaline și alcalino-pământoase) și practic toate sărurile solubile. - electroliți slabi – disociați parțial, cu stabilirea unui echilibru între molecule și ioni. Includ acizii slabi (CH3COOH, H2CO3, H2S, HF, H2SO3), bazele slabe (NH3 în apă, hidroxizii metalelor grele) și apa însăși.
Două precizări care se cer explicit la examen. Prima: NaCl solid nu conduce curentul, deși e format din ioni; conducerea apare abia la topire sau dizolvare, când ionii devin mobili. A doua: HCl gazos pur nu conduce curentul; abia dizolvat în apă se ionizează și devine electrolit tare. Deci nu substanța în sine e conductoare, ci starea în care se află.
De evitat și confuzia dintre tărie și concentrație: un acid tare foarte diluat conține puțini ioni, dar este complet disociat; un acid slab concentrat conține mulți moli de substanță, dar disociați într-o mică măsură. Tăria descrie cât la sută din molecule se disociază, concentrația descrie câte molecule sunt.
Teoria disocierii electrolitice, formulată de Arrhenius, explică proprietățile soluțiilor de acizi, baze și săruri prin desfacerea în ioni la dizolvarea în apă.
Ecuațiile de disociere se scriu cu săgeată simplă pentru electroliții tari și cu săgeată dublă pentru cei slabi: - NaCl → Na+ + Cl– - HCl → H+ + Cl– - NaOH → Na+ + HO– - CH3COOH ⇄ CH3COO– + H+ (echilibru, disociere parțială) - H2SO4 → 2 H+ + SO4 2–
În definițiile Arrhenius: - acidul este substanța care, în soluție apoasă, eliberează ioni H+; - baza este substanța care eliberează ioni HO–; - sarea este substanța care eliberează un cation metalic (sau amoniu) și un anion al unui radical acid.
În realitate, protonul liber nu există în apă: el se leagă de o moleculă de apă și formează ionul hidroniu, H3O+. Scrierea H+ este o simplificare acceptată la acest nivel, dar merită să știi ce înseamnă de fapt.
Gradul de disociere (α) este raportul dintre numărul de molecule disociate și numărul total de molecule dizolvate, exprimat de obicei procentual. Pentru electroliții tari, α tinde spre 1 (sau 100 la sută); pentru cei slabi, α este mult sub 1.
Un aspect care se cere argumentat: gradul de disociere al unui electrolit slab crește la diluare. Când adaugi apă, echilibrul se deplasează spre formarea de ioni, deci procentul de molecule disociate crește, chiar dacă numărul absolut de ioni pe litru scade. Este un raționament aparent paradoxal, dar corect și frecvent verificat.
Apa însăși se autoionizează în mică măsură: 2 H2O ⇄ H3O+ + HO–. La 25 de grade Celsius, în apă pură, concentrațiile celor doi ioni sunt egale, fiecare de 10 la puterea minus 7 mol/L. Această valoare stă la baza scării de pH din ultima secțiune.
Neutralizarea este reacția dintre un acid și o bază, din care rezultă o sare și apă. Este o reacție exotermă, adică degajă căldură.
Forma moleculară: HCl + NaOH → NaCl + H2O
Dacă scrii toți ionii prezenți în soluție, obții ecuația ionică completă: H+ + Cl– + Na+ + HO– → Na+ + Cl– + H2O.
Eliminând ionii spectatori, adică cei care apar identic în ambii membri (Na+ și Cl–), rămâne ecuația ionică redusă:
H+ + HO– → H2O
Această ecuație descrie esența oricărei neutralizări dintre un acid tare și o bază tare, indiferent care sunt ei. Motorul reacției este formarea apei, un electrolit foarte slab: ionii dispar practic din soluție, deci reacția merge până la capăt.
Calculul cantitativ pornește de la egalitatea numărului de echivalenți, adică de la faptul că numărul de moli de H+ trebuie să fie egal cu numărul de moli de HO–:
n(H+) = bazicitatea acidului · n acid, iar n(HO–) = numărul de grupări OH · n bază
De aceea, pentru H2SO4 și NaOH raportul este 1 la 2, iar pentru HCl și Ca(OH)2 raportul este 2 la 1. Cine folosește mecanic 1 la 1 greșește exact acolo unde subiectul verifică înțelegerea.
O precizare importantă despre rezultat: nu orice neutralizare dă o soluție neutră. Sarea rezultată poate hidroliza: - acid tare + bază tare → soluție neutră, pH aproximativ 7 (NaCl) - acid tare + bază slabă → soluție acidă, pH sub 7 (NH4Cl) - acid slab + bază tare → soluție bazică, pH peste 7 (CH3COONa)
Denumirea reacției induce în eroare, iar itemul care întreabă ce pH are soluția obținută prin neutralizarea acidului acetic cu hidroxid de sodiu prinde an de an elevii care răspund automat 7.
Precipitarea este reacția în urma căreia, prin amestecarea a două soluții de electroliți, se formează o substanță greu solubilă, care se separă din soluție sub formă de precipitat.
Exemple canonice, cu culorile care se cer la itemii de identificare: - AgNO3 + NaCl → AgCl (precipitat alb, brânzos) + NaNO3 - BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 (precipitat alb, insolubil chiar și în acizi) + 2 NaCl - CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 (precipitat albastru) + Na2SO4 - FeCl3 + 3 NaOH → Fe(OH)3 (precipitat roșu-brun) + 3 NaCl - Pb(NO3)2 + 2 KI → PbI2 (precipitat galben) + 2 KNO3
Și aici, esența se vede în ecuația ionică redusă: pentru primul exemplu, Ag+ + Cl– → AgCl. Ionii Na+ și NO3– sunt spectatori.
Regulile de solubilitate minime, cele care îți permit să prezici dacă apare precipitat: - Solubile: toți azotații, toate sărurile de sodiu, potasiu și amoniu, majoritatea clorurilor (excepții: AgCl, PbCl2) și a sulfaților (excepții: BaSO4, PbSO4, CaSO4 puțin solubil). - Insolubile: majoritatea carbonaților, fosfaților și sulfurilor, cu excepția celor de sodiu, potasiu și amoniu; majoritatea hidroxizilor, cu excepția celor ai metalelor alcaline.
Aceste reacții stau la baza testelor de identificare din laborator: ionul Cl– se identifică cu AgNO3 (precipitat alb care se înnegrește la lumină), ionul SO4 2– cu BaCl2 (precipitat alb, insolubil în acid clorhidric), ionul CO3 2– cu un acid (efervescență, degajare de CO2).
Condiția generală pentru ca o reacție ionică de schimb să aibă loc practic total: unul dintre produși trebuie să părăsească soluția de ioni — ca precipitat, ca gaz sau ca electrolit slab (apa). Dacă toți produșii posibili rămân solubili și tari, în vas există exact aceiași ioni ca la început, deci nu se întâmplă nimic. NaCl amestecat cu KNO3 nu dă nicio reacție, oricât ai agita.
pH-ul măsoară aciditatea unei soluții, adică concentrația ionilor de hidrogen. Scara uzuală merge de la 0 la 14, la temperatura de 25 de grade Celsius:
Scara este logaritmică, iar consecința se cere frecvent: o soluție cu pH = 3 este de zece ori mai acidă decât una cu pH = 4 și de o sută de ori mai acidă decât una cu pH = 5. Diferența de o unitate de pH înseamnă un factor de zece în concentrația ionilor H+, nu o diferență liniară.
Valori orientative de reținut: sucul gastric 1-2, sucul de lămâie 2-3, cafeaua 5, apa pură 7, sângele 7,35-7,45, apa de mare 8, soluția de bicarbonat 8-9, soda caustică diluată 13.
Indicatorii acido-bazici își schimbă culoarea în funcție de pH, iar tabelul lor este item sigur:
Capcana clasică: fenolftaleina se face roșie în acid. Este exact invers, iar formularea corectă include și precizarea că ea rămâne incoloră în mediu neutru.
A doua capcană, de logică: un acid tare diluat poate avea pH mai mare decât un acid slab concentrat. pH-ul depinde de concentrația efectivă a ionilor H+, adică de tărie și de concentrație împreună, nu doar de una dintre ele.