EQUILIBRIEQUILIBRI

ÀCID - BASEÀCID - BASE

PROPIETATS DELS ÀCIDS I DE LES PROPIETATS DELS ÀCIDS I DE LES BASESBASES

ÀCIDSÀCIDS BASESBASES Sabor agre Són corrosius per a la pèl. Les seues dissolucions aquoses condueixen

el corrent elèctric. Reaccionen amb els carbonats desprenent

diòxid de carboni. Reaccionen amb metalls actius (magnesi,

zinc, etc.) alliberant hidrogen gas. Amb fenolftaleïna la coloració és incolora. Enrogeixen el paper indicador Es neutralitzen amb bases Exemples: Aspirina (àcid acetilsalicílic),

vinagre (àcid acètic), llima (àcid cítric), salfumant o suc gàstric (àcid clorhídric)

Sabor amarg. Són corrosius per a la pèl.Les seues dissolucions tenen un tacte sabonós.Les seues dissolucions aquoses condueixen el corrent elèctric.Amb fenolftaleïna la coloració els roja.Tornen blau el paper indicador.Es neutralitzen amb àcids.Exemples: Llet de magnèsia (hidròxid de magnesi), amoníac,

TEORIA D’ARRHENIUS (1883)TEORIA D’ARRHENIUS (1883)

Va estudiar la conductivitat d’algunes substàncies (sal, àcids i bases) proposant que condueixen perquè es dissocien i formen ions.

Àcid: substància que en dissolució aquosa es dissocia produint ions hidrogen (H+). Base: substància que en dissolucióaquosa es dissocia produint ions hidròxid (OH-). Reacció de Neutralització: un àcid i una base

contraresten els seus efectes.Àcid + Base → Sal + Aigua

H+Cl- + Na+OH- → Na+Cl- + H2O

REACCIONS DE REACCIONS DE NEUTRALITZACIÓNEUTRALITZACIÓ

H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O

HNO3 + KOH KNO3 + H2O

2HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2H2O

LIMITACIONS DE LA T. D’ARRHENIUSLIMITACIONS DE LA T. D’ARRHENIUS

Hi ha substàncies que no tenen àtoms d’hidrogen i que en dissolució aquosa manifesten propietats àcides (CO2, FeCl3, etc.).

Altres substàncies (NH3, CO32-, etc.) que no tenen

grups OH- manifesten propietats bàsiques en dissolució aquosa.

Existeixen reaccions àcid base en dissolvents diferents a l’aigua, inclòs sense dissolvent:

HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s) En dissolució aquosa no existeixen ions H+, estan

combinats amb aigua formant els ions oxoni (H3O+)

TEORIA DE BRÖNSTED – LOWRY TEORIA DE BRÖNSTED – LOWRY (1923)(1923)

Àcid: substància que pot cedir protons H+

Base: substància que pot acceptar protons H+.

Una reacció àcid base és una reacció d’intercanvi de protons.

HCl + H2O ⇆ Cl- + H3O+

àcid 1 base 2 base 1 àcid 2

NaOH + H2O ⇆ Na+ (H2O) + OH-

base 1 àcid 2 àcid 1 base 2

NH3 + H2O ⇆ NH4

+ + OH-

base 1 ácid 2 àcid 1 base 2

L’aigua es pot comportar com a base o com a àcid, és una substància amfipròtica o amfòtera.

Es formen parelles àcid / base conjugats (diferenciats només en un H+): H2O/OH-, H3O+/H2O, HCl/Cl-, NH3/NH4

+

FORÇA RELATIVA D’ÀCIDS I BASESFORÇA RELATIVA D’ÀCIDS I BASES

La força és la facilitat de cedir i acceptar protons d’una substància i La força és la facilitat de cedir i acceptar protons d’una substància i depèn de la substància a la que s’enfronta, per això diem que és depèn de la substància a la que s’enfronta, per això diem que és relativa. Prenem com a referència l’aigua.relativa. Prenem com a referència l’aigua.

Considerem un àcid HA:Considerem un àcid HA:HA(aq) + HHA(aq) + H22O(l) O(l) ⇆ A⇆ A--(aq) + H(aq) + H33OO++(aq)(aq)

On KOn Kaa és la constant d’acidesa és la constant d’acidesa Considerem una base B:Considerem una base B:

B(aq) + HB(aq) + H22O(l) O(l) ⇆ BH⇆ BH++(aq) + OH(aq) + OH--(aq)(aq)On KOn Kbb és la constant de basicitat. és la constant de basicitat.

Quan major siga KQuan major siga Kaa més fort serà l’àcid HA i més dèbil més fort serà l’àcid HA i més dèbil la base conjugada Ala base conjugada A--: l’àcid estarà més ionitzat : l’àcid estarà més ionitzat ([A([A--]>>[HA]) i es formarà una major quantitat de H]>>[HA]) i es formarà una major quantitat de H33OO++. .

Quan major siga KQuan major siga Kbb més fort serà la base B i més dèbil més fort serà la base B i més dèbil l’àcid conjugat BHl’àcid conjugat BH++; la base estarà més ionitzada ; la base estarà més ionitzada ([BH([BH++]>>[B]) i es formarà una major quantitat de OH]>>[B]) i es formarà una major quantitat de OH--..

eq

eq3eq

HA

OHAKa

eq

eqeq

B

OHBHKb

ÀCIDS I BASES FORTSÀCIDS I BASES FORTSÀCIDS I BASES DÈBILSÀCIDS I BASES DÈBILS

Àcid fort és aquell que es troba totalment ionitzat (Ka>100): HClO4, HMnO4, HNO3, HI, HBr, HCl, H2SO4

HCl(aq) + H2O(l) → Cl-(aq) + H3O+(aq) Ácid dèbil és aquell que està parcialment ionitzat: HF, HNO2,

H2CO3, R-COOH, etc.RCOOH(aq) + H2O(l) ↔ RCOO-(aq) + H3O+(aq)

Base forta és aquella que es troba totalment ionitzada (Kb >100): Hidròxids alcalins (LiOH, NaOH, KOH, etc.) i alcalinoterris (Ca(OH)2, Mg(OH)2, etc.).

LiOH(aq) + H2O(l) → Li+(aq) + OH-(aq) Base dèbil és aquella que està parcialment ionitzada: NH3, S2-,

CO32-, RCOO-, NO2

-, etc.NO2

-(aq) + H2O(l) ↔ HNO2 (aq) + OH-(aq)

ÀCIDS I BASES FORTS I DÈBILSÀCIDS I BASES FORTS I DÈBILS

ÀCID MOLT DÈBIL: MOLT POC DISSOCIAT

ÀCID DÈBIL: DISSOCIAT

PARCIALMENT

ÀCID FORT: TOTALMENT DISSOCIAT

MOLÈCULA D’ÀCID HA

AUTOIONITZACIÓ DE L’AIGUAAUTOIONITZACIÓ DE L’AIGUA L’experiència demostra que l’aigua té una xicoteta conductivitat

elèctrica que ens indica que està parcialment dissociada en ions. H2O(l) + H2O(l) ⇆ H3O+(aq) + OH-(aq)

KW=[OH-]·[H3O+]

La constant KW s’anomena producte iónic de l’aigua, constant d’autoprotólisi i val 10-14 a 25 ºC.

Segons aquesta relació si [H3O+] augmenta, la [OH-] ha de disminuir per a que el producte de les dos es mantinga constant.

CONCEPTE DE PHCONCEPTE DE PHpH = - log [H3O+]pOH = - log [OH-]

pKW = - log 10-14 = 14

Dissolució Neutra Dissolució Àcida Dissolució Bàsica

[OH-] = [H3O+] = 10-7 M [H3O+]>[OH-]

[H3O+]>10-7M

[OH-]<10-7M

[H3O+]<[OH-]

[H3O+]<10-7M

[OH-]>10-7M

pH =pOH=7 pH<7

pOH>7

pH>7

pOH<7

Es compleix que a 25ªC pH + pOH = 14

pH

7ácida básica

3[ ] /H O M [ ] /OH MpH pOH

11,00111,0 10

9,0091,0 10

7,0071,0 10

5,0051,0 10

3,0031,0 10

121,0 10 12,00

101,0 10 10,00

81,0 10 8,00

61,0 10 6,00

41,0 10 4,00

2,0021,0 10

3,00

5,00

7,00

9,00

11,00

2,00

4,00

6,00

8,00

10,00

12,00

31,0 10

51,0 10

71,0 10

91,0 10

111,0 10

21,0 10

41,0 10

61,0 10

81,0 10

101,0 10

121,0 10

Acid

ez

Basic

idad

PH DE SUBSTÀNCIES COMUNSPH DE SUBSTÀNCIES COMUNS

ÁCIDO BÁSICO

141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7

Zumo de limón Cerveza

Leche

Sangre

Agua mar

Amoniaco

Agua destilada

Salfumant Sosa càustica

Vinagre

RELACIÓ ENTRE KRELACIÓ ENTRE Kaa I K I Kbb

HA + H2O A⇆ - + H3O+

A- + H2O HA + OH⇆ -

Al sumar les 2 equacions

H2O(l) + H2O(l) ⇆ OH-(aq) + H3O+(aq) KW

KW = Ka·Kb

D’aquesta equació es dedueix que quan major siga Ka d’un àcid (mès fort) menor serà

la Kb de la seua base conjugada i viceversa.

eq

eq3eq

HA

OHAKa

eq

eqeq

A

OHHAKb

RELACIÓ Ka, c i RELACIÓ Ka, c i αα Siga l’equilibri HA + H2O ↔ A- + H3O+

Si anomenem “co” = [HA]inicial

Concentracions HA ↔ A- + C

Inicial (mol/L) co 0 0

Reacciona co· co· co·

Equilibri co· (1– ) co· co·

A- · H3O+ co· · co· co·2

Ka = —————— = —————— = ——— HA co·(1– ) (1– )

Per a àcids dèbils (Ka<10-4) es compleix que << 1 i de forma aproximada

Ka= co·2

D’aquesta expressió deduïm que els àcids forts (Ka molt gran) es dissocien completament (α=1) i el àcids dèbils és dissocien més (augmenta α) al disminuir la seua concentració.

o

a

c

K

Ácid fort

Ácid dèbil

1

PREDICCIÓ DE REACCIONS ÀCID BASEPREDICCIÓ DE REACCIONS ÀCID BASE Siga la reacció

HA + B ⇆ A- + BH+ Kreacció

Podem calcular la Kreacció a partir de Ka i Kb

– HA + H2O ⇆ A- + H3O+ Ka

– B + H2O ⇆ BH+ + OH- Kb

– H3O+ + OH- ⇆ H2O + H2O 1/Kw

Sumant aquestes equacions obtenim la de la reacció i per tant es compleix que:

Si qualsevol dels reactius és un àcid o una base forta la Kreacció serà molt gran i la reacció serà completa.

HNO3 + NH3 → NH4+ + NO3

- Si reaccionen un àcid i una base dèbil de constants > 10-5 també seran reaccions completes. en la

resta de casos hi haurà equilibri. HF + CO3

2- ⇆ F- + H2CO3 (l’equilibri està desplaçat en el sentit àcid més fort1 + base més forta2 → base més dèbil1 + àcid

més dèbil2)Ka(H2CO3)= 4’4·10-7, Ka(HF)=6’8·10-4

Com HF és un àcid més fort que H2CO3 l’equilibri està desplaçat R → P i Kreacció = 6’8·10-4/4’4·10-7 = 1545

Si qualsevol dels reactius és un àcid o base molt dèbil la Kreacció és molt baixa i pràcticament no hi ha reacció.

ClO4- + H2SO4 ← HClO4 + HSO4

-

)BH(K

)HA(K

K

K·KK

a

a

w

bareacció

HIDRÒLISIHIDRÒLISI Al dissoldre una sal en aigua, s’ionitza i els ions formats poden

reaccionar amb l’aigua modificant el pH. Els cations són:

– Àcids molt dèbils (Na+, Ca2+) si el conjugat és una base forta (NaOH, Ca(OH)2) que no reaccionen amb aigua.

– Àcids dèbils (NH4+, RNH3

+) si el conjugat és una base dèbil (NH3, RNH2) que reaccionen amb aigua proporcionant H3O+.

Els anions són: – Bases molt dèbils (Cl-, NO3

-, etc) si el conjugat és un àcid fort (HCl, HNO3, etc) que no reaccionen amb aigua.

– Bases dèbils (F-, HCO3-, RCOO-) si el conjugat és un àcid

dèbil (HF, H2CO3, RCOOH, etc) que reaccionen amb aigua proporcionant OH-

HIDRÒLISIHIDRÒLISI NaCl → Na+ + Cl-

– Na+ → no s’hidrolitza, és un àcid molt dèbil.– Cl- → no s’hidrolitza, és una base molt dèbil. Dissolució neutra

NH4Cl → NH4+ + Cl-

– NH4+ (àcid dèbil) + H2O ⇆ NH3 + H3O+

– Cl- → no s’hidrolitza, és una base molt dèbil. Dissolució àcida CH3COONa → CH3COO- + Na+

– CH3COO- (base dèbil) + H2O ⇆ CH3COOH + OH-

– Na+ → no s’hidrolitza, és un àcid molt dèbil. Dissolució bàsica NH4CN → NH4

+ + CN-

– NH4+ (àcid dèbil) + H2O ⇆ NH3 + H3O+

– CN- (base dèbil) + H2O ⇆ HCN + OH-

Si els dos ions sofreixen hidròlisi el pH de la dissolució de sal serà:

Àcid (Ka>Kb) Bàsic (Kb>Ka) Neutre (Ka=Kb)

INDICADORSINDICADORS Són colorants orgànics que modifiquen el seu color segons

el pH del medi. Són àcids i bases dèbils conjugats de diferent color.

HIn + H2O ⇆ In- + H3O+

(color A) (color B)

Es pot arribar a l’expressió:

Predomina el color A quan [HIn]>10·[In-] pH = pKa -1

Predomina el color B quan [In-]>10·[HIn] pH= pKa + 1Per tan el interval o zona de viratge de l’indicador val pH = pKa ± 1

HIn

OH·InK 3

a

HIn

InlogpKpH a

INDICADORSINDICADORS

BLA

U D

E T

IMO

LB

LAU

DE T

IMO

L

pKa 11G

RO

C D

’ALI

ZA

RIN

AG

RO

C D

’ALI

ZA

RIN

A9,57,3

BLA

U D

E B

RO

MO

TIM

OL

BLA

U D

E B

RO

MO

TIM

OL

3,5

TA

RO

NJA

DE M

ETIL

TA

RO

NJA

DE M

ETIL

FEN

OLF

TA

LEÏN

AFE

NO

LFTA

LEÏN

A

1’7 – 9’2

VALORACIÓ ÀCID BASEVALORACIÓ ÀCID BASE Determinació de la concentració d’un àcid (base) en

una dissolució per reacció de neutralització amb una base (àcid).

Experimentalment mesurem el volum de la dissolució de base (o àcid) (situada en la bureta) de concentració coneguda que cal per a neutralitzar estequiomètricament un determinat volum d’àcid (o base) (situat a l’erlenmeyer) de concentració desconeguda.

Siga la reacció:

2 H3A + 3 B(OH)2 → B3A2 + 6 H2O

Es compleix que reaccionen:

basebaseàcidàcidbasebase

àcidàcid

2

3 V·M·2V·M·33

2

V·M

V·M

3

2

)OH(Bmol

AHmol

Mesurem Vbase de

concentració Mbase

Posem Vàcid de concentració

Màcid desconeguda

VALORACIÓ ÀCID BASEVALORACIÓ ÀCID BASE El punt en el que les quantitats de l’àcid i de la base estan en la relació

estequiomètrica s’anomena punt d’equivalència. Experimentalment determinen el punt final que és aquell en el que un indicador

canvia de color (zona de viratge). Hem de triar un indicador que canvie de color prop del punt de equivalència.

El pH del punt d’equivalència és el de la sal formada en la neutralització:– NaOH + HCl → NaCl + H2O

Na+ (àcid molt dèbil): no s’hidrolitza. Cl- (base molt dèbil): no s’hidrolitza. pHequivalència = 7

– HF + NaOH → NaF + H2O Na+ (àcid molt dèbil): no s’hidrolitza. F- (base dèbil) + H2O ⇆ HF + OH-

pHequivalència > 7– HCl + NH3 → NH4

+ + Cl- NH4

+ + H2O ⇆ NH3 + H3O+

Cl- (base molt dèbil): no s’hidrolitza. pHequivalència < 7

CORBES DE VALORACIÓCORBES DE VALORACIÓ

Àcid fort + Base forta

pHequivalència = 7

Taronja de metil (3’2-4’4)

Roig congo (3’0-5’0)

Roig de metil (4’2-6’3)

Blau de bromotimol (6’0-7’6)

Tornasol (6’0-8’0)

Fenolftaleïna (8’2-9’8)

Groc d’alizarina (10’0-12’1)

Àcid dèbil + Base forta

pHequivalència > 7

Blau de bromotimol (6’0-7’6)

Tornasol (6’0-8’0)

Fenolftaleïna (8’2-9’8)

Àcid fort + Base dèbil

pHequivalència < 7

Taronja de metil (3’2-4’4)

Roig congo (3’0-5’0)

Roig de metil (4’2-6’3)

Blau de bromotimol (6’0-7’6)

Tornasol (6’0-8’0)