pH la BAC: acizi tari, baze tari și calcule rezolvate

pH-ul exprimă caracterul acid al unei soluții printr-o scară logaritmică. În problemele școlare cu acizi tari monoprotici și baze tari monobazice, primul pas este aflarea concentrației ionilor H₃O⁺ sau OH⁻. Abia apoi aplici logaritmul și, dacă este necesar, relația dintre pH și pOH.

Lecția este pentru varianta chimie anorganică și generală. Folosim soluții apoase idealizate la 25 °C, concentrații la care contribuția apei este neglijabilă față de acidul sau baza adăugată și ionizare ori disociere completă în model. Nu aplicăm aceste formule direct acizilor și bazelor slabe.

Ce intră în definiția școlară

În aproximația concentrațiilor, pH = −log₁₀([H₃O⁺]/c°), unde c° este concentrația de referință de 1 mol/L. Numeric, pentru exercițiile de aici, introducem valoarea concentrației în mol/L. pH-ul nu are unitate de măsură.

Analog, pOH = −log₁₀([OH⁻]/c°). La 25 °C, în modelul ideal uzual cu produsul ionic al apei corespunzător, pH + pOH = 14. Această valoare a sumei depinde de temperatură; nu este o identitate universală independentă de condiții.

Definiția riguroasă folosește activitatea ionului, însă exercițiile școlare declarate aici folosesc concentrațiile. Această precizare explică de ce nu extrapolăm fără verificare aceeași formulă simplificată la soluții foarte concentrate.

Puterile lui zece și sensul scării

Dacă [H₃O⁺] = 10⁻³ mol/L, pH-ul este trei. Dacă această concentrație devine 10⁻⁴ mol/L, pH-ul este patru. O creștere a pH-ului cu o unitate corespunde unei scăderi de zece ori a concentrației hidroniului în model.

Scara nu este liniară. O soluție cu pH doi nu are „de două ori mai mult acid” decât una cu pH patru. Concentrațiile hidroniului sunt 10⁻² și 10⁻⁴ mol/L, deci raportul lor este o sută.

Termenul „mai acidă” se referă aici la concentrația hidroniului și pH. El nu stabilește singur cantitatea totală de acid din recipiente cu volume diferite. O probă mică poate avea pH mai scăzut, dar mai puțini moli totali decât una mare.

Acid tare monoprotic: raport unu la unu

Pentru HCl, modelul școlar al ionizării complete în apă produce un mol H₃O⁺ pentru fiecare mol HCl. Dacă soluția are concentrația formală 0,001 mol/L și aportul apei este neglijabil, [H₃O⁺] este aproximativ 0,001 mol/L.

Rezultă pH = 3. La 25 °C, pOH este 11. Concentrația OH⁻ este 10⁻¹¹ mol/L în același model. Existența ionilor hidroxid nu dispare complet într-o soluție acidă; concentrația lor este mult mai mică.

Nu multiplica automat concentrația cu numărul total al atomilor de hidrogen dintr-o formulă. Proprietatea „monoprotic” și modelul de ionizare stabilesc câți protoni sunt transferați în condițiile discutate. Acizii cu mai multe etape de ionizare necesită o analiză separată.

Bază tare monobazică: calculezi întâi pOH

Pentru NaOH complet disociat, un mol de bază furnizează un mol OH⁻. La concentrația 0,010 mol/L, [OH⁻] = 10⁻² mol/L, deci pOH = 2. La 25 °C, pH = 14 − 2 = 12.

Eroarea frecventă este să numești rezultatul logaritmului „pH” indiferent de ionul introdus. Dacă ai folosit hidroxidul, ai calculat pOH. Eticheta se stabilește înaintea operației, nu după valoarea numerică.

Pentru o bază care ar furniza mai mulți ioni hidroxid pe unitate formulă, relația dintre concentrația bazei și cea a OH⁻ ar fi alta. Lecția de față rămâne la bazele monobazice cerute, astfel încât raportul unu la unu este explicit.

Exemplu cu coeficient diferit de unu

O soluție de acid tare monoprotic are [H₃O⁺] = 2·10⁻³ mol/L. Folosim log₁₀2 ≈ 0,301. Atunci pH = −(log₁₀2 − 3) = 3 − 0,301 = 2,699.

Rezultatul este mai mic decât trei, deoarece concentrația este mai mare decât 10⁻³ mol/L. Această verificare a sensului poate detecta imediat semnul greșit. Valoarea 3,301 ar indica o concentrație mai mică, nu mai mare.

Pentru [OH⁻] = 5·10⁻³ mol/L, cu log₁₀5 ≈ 0,699, pOH = 2,301 și pH = 11,699 la temperatura aleasă. Nu rotunji coeficientul cinci la unu doar pentru a obține un pH întreg.

Diluarea: conservi molii, nu pH-ul

O soluție de HCl de 0,010 mol/L este diluată teoretic de zece ori, fără reacții și fără pierdere de solut. Concentrația devine 0,001 mol/L. În domeniul aproximației, pH-ul crește de la doi la trei.

Nu înmulțești pH-ul cu factorul de diluție. Relația logaritmică transformă factorii de concentrație în diferențe de pH. Pentru o diluare de o sută de ori, creșterea este de două unități, atât timp cât modelul rămâne adecvat.

La o bază tare, diluarea scade concentrația OH⁻, mărește pOH și reduce pH-ul spre neutralitate. Ambele tipuri de soluție se apropie de comportamentul apei, dar sensul variației pH-ului este opus.

Limita diluției foarte mari

Dacă ai extrapola mecanic un acid tare de concentrație 10⁻⁸ mol/L la pH opt, ai obține o concluzie nepotrivită: adăugarea unei cantități mici de acid în apă nu o face bazică. Problema este neglijarea ionizării apei.

La asemenea concentrații, trebuie inclus aportul apei și rezolvate relațiile complete ale modelului. Pentru exercițiile obișnuite de aici am ales concentrații suficient mai mari decât 10⁻⁷ mol/L. O formulă este utilă împreună cu domeniul ei de aplicare.

Această verificare de sens este parte din învățarea prin înțelegere. Nu accepta un rezultat doar pentru că logaritmul a fost calculat corect, dacă ipoteza chimică a devenit falsă.

Schema de lucru pentru examen

Etapă	Întrebarea de control
Identificarea solutului	Este tare și monoacid sau monobazic în model?
Inventarul ionilor	Ce raport leagă solutul de H₃O⁺ ori OH⁻?
Conversia concentrației	Este valoarea în mol/L și pentru volumul final?
Logaritmul	Calculez pH sau pOH?
Verificarea	Rezultatul are sens pentru soluția și condițiile date?

Exerciții cu răspunsuri

1. HCl 10⁻² mol/L, în modelul lecției. pH este doi, pOH este doisprezece. Hidroniul este mult peste contribuția apei.

2. NaOH 10⁻⁴ mol/L. pOH este patru, iar pH este zece la 25 °C. Nu numim patru valoarea pH-ului.

3. O soluție are pH cinci. Concentrația hidroniului în aproximația utilizată este 10⁻⁵ mol/L. Relația inversă este concentrație numerică egal zece la puterea minus pH.

4. Un acid tare trece prin diluare de la 10⁻² la 10⁻⁴ mol/L. pH-ul crește de la doi la patru. Concentrația scade de o sută de ori.

Întrebări frecvente

pH-ul are unitatea mol/L?

Nu. Concentrația are această unitate, iar pH-ul este un număr fără unitate.

Orice soluție neutră are pH șapte?

La 25 °C, în modelul ideal uzual, da. La alte temperaturi, neutralitatea înseamnă egalitatea concentrațiilor H₃O⁺ și OH⁻, iar valoarea pH poate fi diferită.

Cum aleg exercițiile potrivite?

Începe cu puteri ale lui zece, apoi cu coeficienți și diluții. Folosește subiectele BAC și verifică ipotezele la pregătirea de chimie.

Reper curricular: programa oficială de chimie, pH pentru soluții de acizi tari monoprotici și baze tari monobazice.