Neutralizarea la BAC: titrare acid tare–bază tare

La neutralizarea unui acid tare monoprotic cu o bază tare monobazică, un mol de H₃O⁺ reacționează cu un mol de OH⁻. Punctul de echivalență este atins când cantitățile corespunzătoare reacției sunt egale. Pentru a afla concentrația necunoscută, calculezi molii din volumul și concentrația soluției cunoscute.

Lecția este pentru chimie anorganică și generală. Folosim HCl și NaOH, soluții idealizate la 25 °C, disociere sau ionizare completă, volume aditive și absența altor reacții relevante. Exemplele sunt calcule teoretice de titrare, fără instrucțiuni de lucru experimental.

Ecuația moleculară și ecuația ionică

Ecuația moleculară este HCl + NaOH → NaCl + H₂O. Pentru descrierea ionică, HCl în apă furnizează hidroniu și clorură, iar NaOH furnizează sodiu și hidroxid. Ionii de sodiu și clorură sunt spectatori în neutralizarea analizată.

Ecuația ionică netă poate fi scrisă H₃O⁺ + OH⁻ → 2H₂O. În forma prescurtată frecvent folosită la școală, apare H⁺ + OH⁻ → H₂O. Raportul cantităților reactante este unu la unu în ambele convenții.

Păstrează aceeași convenție în verificarea atomilor. Dacă ai scris H₃O⁺, trebuie să obții două molecule de apă în schema netă. Dacă folosești H⁺ ca prescurtare, rezultă o singură moleculă în ecuația simplificată.

Ce înseamnă echivalența

La echivalență, cantitatea inițială de acid corespunde stoechiometric cantității de bază adăugate. Pentru perechea aleasă, n acid = n bază. Folosind n = cV, relația devine c acid·V acid = c bază·V bază.

Volumele trebuie exprimate în unități compatibile. Dacă folosești direct raportul dintre volume în aceeași unitate, factorul de conversie se poate simplifica. Dacă calculezi separat molii, transformă mililitrii în litri pentru concentrații în mol/L.

Echivalența nu înseamnă obligatoriu volume egale. Acestea sunt egale numai dacă și concentrațiile sunt egale, pentru raportul unu la unu. O soluție de bază de două ori mai concentrată necesită jumătate din volum pentru aceeași cantitate de acid.

Exemplu: concentrația acidului necunoscut

O probă de HCl are volumul 20,0 mL. Pentru echivalență sunt necesari 15,0 mL de NaOH cu concentrația 0,100 mol/L. Cantitatea de bază este 0,0150·0,100 = 0,00150 mol.

La echivalență, proba conținea aceeași cantitate de acid. Concentrația inițială a HCl este 0,00150/0,0200 = 0,0750 mol/L. Numitorul este volumul probei de acid înainte de titrare.

Nu împărți la volumul final de 35,0 mL dacă cerința cere concentrația inițială. Acel volum descrie amestecul după adăugare, nu proba originală. Alegerea numitorului depinde de momentul și sistemul despre care întreabă enunțul.

Ce soluție rămâne la echivalență

În modelul HCl–NaOH, la echivalență nu rămâne exces stoechiometric de acid sau de bază. Soluția conține sarea și apa, iar ionii sării sunt tratați ca spectatori fără hidroliză relevantă. La 25 °C, pH-ul ideal de echivalență este șapte.

Nu deduce că soluția nu mai conține deloc ioni. Na⁺ și Cl⁻ rămân în apă, iar apa însăși are echilibrul său ionic. „Neutrală” se referă la egalitatea concentrațiilor H₃O⁺ și OH⁻, nu la dispariția tuturor particulelor încărcate.

Concluzia despre pH nu se transferă automat unei titrări acid slab–bază tare. Acolo, specia conjugată formată poate reacționa cu apa. În această lecție, alegerea acidului și bazei tari este parte din ipoteză.

Înainte de echivalență: exces de acid

Considerăm 20,0 mL HCl 0,100 mol/L, adică 0,00200 mol acid. Adăugăm teoretic 10,0 mL NaOH 0,100 mol/L, adică 0,00100 mol bază. Se consumă cantități egale, rămânând 0,00100 mol acid în exces.

Volumul total este 30,0 mL, adică 0,0300 L. Concentrația hidroniului provenit din exces este aproximativ 0,00100/0,0300 = 0,03333 mol/L. pH-ul este aproximativ 1,477, în modelul ideal declarat.

Primul pas este scăderea molilor, nu scăderea concentrațiilor. Soluțiile inițiale ocupau volume diferite, iar reacția modifică inventarul înainte de calculul concentrației finale. Nu calcula pH-ul amestecului ca medie a pH-urilor inițiale.

După echivalență: exces de bază

Păstrăm proba inițială de 0,00200 mol acid și adăugăm 30,0 mL NaOH 0,100 mol/L. Baza introdusă are 0,00300 mol, deci rămân 0,00100 mol OH⁻ în exces.

Volumul total este 50,0 mL. Concentrația excesului este 0,0200 mol/L. pOH este aproximativ 1,699, iar pH este 12,301 la 25 °C.

Același număr de moli în exces din exemplul anterior nu înseamnă aceeași concentrație, deoarece volumul final este diferit. În plus, ionul dominant este acum hidroxidul. Trebuie schimbată și eticheta logaritmului, din pH în pOH înaintea conversiei.

Tabelul celor trei situații

Situație	Ce compari	Ce controlează calculul simplificat
Înainte de echivalență	Moli acid mai mulți decât moli bază	Excesul de acid raportat la volumul total
La echivalență	Cantități stoechiometric egale	Apa și ionii spectatori în modelul tare–tare
După echivalență	Moli bază mai mulți decât moli acid	Excesul de bază raportat la volumul total

Foarte aproape de echivalență, un exces minuscul poate necesita includerea explicită a contribuției apei. Nu aplica formula „concentrație egal exces împărțit la volum” până la valori incompatibile cu ipoteza neglijării apei.

Echivalență și semnalul indicatorului

Punctul de echivalență este definit prin raportul molilor. Punctul final observat cu un indicator este legat de schimbarea culorii. Alegerea indicatorului trebuie să fie potrivită variației pH-ului din zona echivalenței.

Cele două puncte nu sunt identice prin definiție. Dacă volumul citit depășește volumul de echivalență, cantitatea atribuită acidului poate fi supraestimată. De exemplu, un surplus de 0,20 mL de bază 0,100 mol/L înseamnă 0,000020 mol în plus.

Pentru o probă inițială de 20,0 mL, atribuirea acelui surplus acidului produce o eroare de concentrație de 0,0010 mol/L. Calculul leagă observația de consecința cantitativă, fără să presupună că toate zecimalele citite sunt automat exacte.

Exerciții cu soluții

1. 25,0 mL acid tare monoprotic sunt neutralizați de 10,0 mL bază 0,200 mol/L. Acidul are 0,00200 mol și concentrația 0,0800 mol/L.

2. 0,003 mol HCl sunt puși în reacție cu 0,002 mol NaOH. Rămâne 0,001 mol acid în exces. Pentru concentrația finală mai ai nevoie de volumul total.

3. La echivalența HCl–NaOH, mai există Na⁺? Da. Ionul este spectator și rămâne în soluție; neutralizarea nu îl consumă în ecuația netă.

4. Pot fi folosite volume egale pentru soluții de concentrații diferite? Nu ca regulă de echivalență. Trebuie comparate produsele concentrație ori volum, în raportul reacției.

Întrebări frecvente

De ce împart uneori la volumul inițial și alteori la cel total?

Concentrația probei necunoscute folosește volumul inițial al probei. Concentrația excesului după reacție folosește volumul amestecului final.

pH-ul amestecului este media pH-urilor?

Nu. Neutralizarea schimbă molii ionilor, iar scara pH este logaritmică. Faci întâi bilanțul chimic.

Cum exersez metoda?

Separă inventarul, reacția și concentrația finală. Folosește subiectele BAC, învățarea prin explicații și verificarea cu un profesor de chimie.

Reper curricular: programa oficială de chimie, reacții acid–bază, neutralizare și calcule stoechiometrice.