Acizi, baze și pH

Chimie anorganică — Acizi și baze. pH-ul soluțiilor apoase

Identificarea acizilor, a bazelor și a cuplurilor conjugate în teoria protolitică, cu diferențierea tare/slab.
Calculul pH-ului soluțiilor de acizi tari și baze tari și al concentrației ionilor pornind de la pH.
Scrierea ecuațiilor reacțiilor de neutralizare și rezolvarea problemelor de titrare.

Arrhenius: acidul dă $H^{+}$ , baza dă $H O^{-}$ în apă. Brønsted: acidul cedează protoni, baza îi acceptă; cuplurile conjugate diferă printr-un proton.
Acizi tari: $HCl$ , $HBr$ , $HI$ , $HN O_{3}$ , $H_{2} S O_{4}$ , $HCl O_{4}$ ; baze tari: $NaOH$ , $KOH$ , $Ca (OH)_{2}$ , $Ba (OH)_{2}$ . Restul sunt slabi și au $K_{a}$ sau $K_{b}$ .
$K_{w} = 1 0^{- 14}$ , $pH = - l g [H_{3} O^{+}]$ , $pH + pOH = 14$ ; sub 7 acid, 7 neutru, peste 7 bazic.
Acid tare: $[H_{3} O^{+}] = c$ (sau $2 c$ la $H_{2} S O_{4}$ ); bază tare: prin $pOH$ ; acid slab: $K_{a} c$ .
Neutralizarea este $H_{3} O^{+} + H O^{-} \to 2 H_{2} O$ ; la echivalență molii de protoni egalează molii de hidroxid.
Sărurile acizilor slabi cu baze tari dau soluții bazice, cele ale acizilor tari cu baze slabe dau soluții acide.