0 Àcids i bases - El Profe de BIO · 2017. 4. 6. · Teoria d’Arrhenius Limitacions de la teoria...

Àcids i bases0

Característiques general dels àcids i les bases1

Àcids Bases

Sabor àcid Sabor amarg

Sensació punxant al tacte Sensació sabonosa al tacte

Paper indicador

Vermell Blau

Dissolen substàncies Precipiten substàncies dissoltes per àcids

Ataquen els metalls alliberant hidrogen Reaccionen amb els greixos (saponificació)

Neutralitzen bases Neutralitzen àcids

Produeixen sals amb les bases Produeixen sals amb els àcids

Les dissolucions concentrades destrueixen la matèria orgànica

Deixen passar el corrent elèctric

Taula 1. Taula comparativa de les característiques dels àcids i les bases.

Teoria de la dissociació iònica (teoria d’Arrhenius)Es justifica per la conductivitat elèctrica que presenten àcids i bases en dissolució aquosa.

Teories àcid-base2 1. Teoria d’Arrhenius

Àcid: substància elèctricament neutra que en dissolució aquosa es dissocia en protons i ions negatius.

HA H+ + A-

substància elèctricament neutra

protons

ions negatius

Exemples

HCl H+ + Cl-

HNO3 H+ + NO3-


Base: substància elèctricament neutra que en dissolució aquosa es dissocia en ions positius i ions hidroxil (OH-).

BOH B+ + OH-

substància elèctricament neutra

ions hidroxil

Exemplesions positius

NaOH Na+ + OH-

Mg(OH)2 Mg+ + 2 OH-


Neutralització: reacció entre un àcid i una base (reacció entre ions H+ i OH-) per formar aigua i una sal.

HA + BOH BA + H2O

H+ + OH- H2O

HCl + KOH KCl + H2Oàcid base sal aigua

Exemple


Limitacions de la teoria d’Arrhenius:

- Restringida a substàncies neutres en dissolució aquosa. - No explica el comportament de algunes bases que no contenen grup

hidroxil (exemple l’amoníac). - No explica per què algunes sals presenten propietats àcides o bàsiques. - No explica les reaccions de neutralització entre gasos.

Teories àcid-base2 2. Teoria de Brönsted-Lowry

Teoria del parell àcid-base conjugat (teoria de Brönsted-Lowry)Els àcids i les bases no es consideren de manera aïllada, sinó interrelacionats entre si. Reaccions de transferència de protons entre els àcids i les bases.

Àcid: substància capaç de cedir protons (H+)Base: substància capaç de captar protons (H+)

HA + B A- + HB+

Reaccions de transferència de protons

àcid 1 base 1base 2 àcid 2

En qualsevol reacció sempre intervenen dos parells àcid-base conjugats:

HA/A- B/HB+

parells conjugats


HCl + H2O Cl- + H3O+

Exemple àcid clorhídric

àcid 1 base 1base 2 àcid 2 Parell àcid/base conjugada: HCl/Cl- Parell base/àcid conjugat: H2O/H3O+

NH3 + H2O NH4+ + OH-

Exemple amoníac

àcid 2 àcid 1base 1 base 2 Parell base/àcid conjugat: NH3/NH4+

Parell àcid/base conjugada: H2O/OH-


Substàncies amfòteres: es poden comportar com a àcid o com a base en funció de la substància amb la que reaccionen.

Exemples: H2O, HCO3-, HSO3-, HS-

HS- + NH3 S2- + NH4+

H3O+ + HS- H2O + H2S

L’anió bisulfur es comporta com a àcid

HS-/S2-

L’anió bisulfur es comporta com a base

HS-/H2S


1 [Juny 2006] Segons la teoria Brönsted-Lowry, justifiqueu quines de les espècies següents poden actuar només com a àcids, només com a bases o com a àcids i bases:

HSO4-, SO32-, S2-, H3O+, HCl, CO32-

2 Completa els equilibris següents i identifica els parells àcid-base conjugats:

a) CO32- + H2O <—> ___ + ____b) NH4+ + OH- <—> ___ + ____c) CN- + ____ <—> HCN + OH-

Equilibri iònic de l’aigua3 1. Producte iònic de l’aigua

Equilibri de dissociació de l’aigua

Aquest equilibri es troba molt desplaçat cap a l’esquerra (formació d’aigua). Es justifica per la baixa conductivitat elèctrica de l’aigua pura.

H2O + H2O H3O+ + OH-

àcid 1base 1 base 2àcid 2

Equilibri d’autoionització de l’aigua (exemple de la teoria Brönsted-Lowry).


c

La concentració d’aigua es manté pràcticament constant, ja que està molt poc dissociada (el seu valor s’engloba dins la constant d’equilibri). Per tant, definim producte iònic de l’aigua (Kw) com:

c

El valor del producte iònic de l’aigua (Kw) a 25 ºC = 10-14 M2. Recordar que com passa amb totes les constants d’equilibri, el seu valor varia amb la temperatura.


Per tant, si Kw és 10-14 M2

La concentració del ions en equilibri en una dissolució neutra serà igual a:


Dissolucions àcides

Dissolucions bàsiques

Quan es dissol un àcid en aigua: - [H3O+] augmenta - [OH-] disminueix

Com que Kw és constant: - [H3O+] > 10-7 M - [OH-] < 10-7 M

Quan es dissol una base en aigua: - [H3O+] disminueix - [OH-] augmenta

Com que Kw és constant: - [H3O+] < 10-7 M - [OH-] > 10-7 M

HCl + H2O Cl- + H3O+ NH3 + H2O NH4+ + OH-

Equilibri iònic de l’aigua3 2. Concepte i escala de pH

Com que les concentracions de H3O+ i OH- són molt baixes es va suggerir la utilització d’una nova notació emprant una escala logarítmica.

Concepte de pH i pOH:

Per exemple, si la concentració de H3O+ és 10-2, pH = -log 10-2 = 2 pOH =14 - 2 = 12

Equilibri iònic de l’aigua3 2. Concepte i escala de pH

Dissolucions àcides

Dissolucions bàsiques

[H3O+] < [OH-] pH > 7

pOH < 7

[H3O+] > [OH-] pH < 7

pOH > 7

Escala de pH

Equilibri iònic de l’aigua3 3. Càlcul de pH

Exemple càlcul de pH i pOH d’una dissolució:

Equilibri iònic de l’aigua3 3. Càlcul de pH

3 Considera quatre dissolucions, A, B, C i D caracteritzades per:

A: [OH-] = 10-13

B: pH = 3C: pH = 10D: [H3O+] = 10-7

a) Ordena-les de major a menor acidesa.b) Indica, raonadament, quines són àcides, bàsiques o neutres.

4 El pH del sòl d’un bosc és 4,5, mentre que el del sòl d’una zona desèrtica és 10. Calcula la concentració d’ions H3O+ en cada cas.

Força d’àcids i bases4 1. Força relativa dels àcids (Ka)

1. Àcids (Ka)

Dissociació d’un àcid en dissolució aquosa (equilibri àcid-base Brönsted-Lowry)

HA + H2O A- + H3O+

Com més desplaçat estigui desplaçat l’equilibri cap a la formació d’ions, major serà la seva força.El concepte de força d’un àcid o una base fa referència a la facilitat amb la que pot cedir o guanyar protons


Àcids forts

Totalment dissociats. Equilibri completament desplaçat cap a la formació d’ions.

Pocs casos. Són exemples HCl, HNO3, H2SO4, HBr, HI, HClO4…

HNO3 + H2O NO3- + H3O+

Àcids febles

Parcialment dissociats. Les bases conjugades poden protonar-se. El grau de dissociació està determinat per la constant d’equilibri o constant d’acidesa (Ka)

Quasi totes les substàncies àcides són febles.

HCOOH + H2O HCOO- + H3O+


Àcids forts

HNO3 + H2O NO3- + H3O+

Ja que es troben completament dissociats el pH es calcula directament a partir de la concentració de protons de la dissolució.

pH = -log [H3O+]

Àcids febles

HA + H2O A- + H3O+

Per calcular el pH d’un àcid feble es necessari conèixer la seva constant d’acidesa (Ka).

La concentració d’aigua es manté pràcticament constant i el seu valor es pot englobar en la constant d’equilibri.

c

c


Com més gran sigui el valor de Ka, més desplaçat estarà l’equilibri de dissociació cap a la formació d’ions, i superiors seran la concentració de [H3O+], el grau de dissociació (α) i la força de l’àcid mentre que el pH serà menor.

Àcids forts: - Valor de Ka molt gran (tendeix a infinit) - Grau de dissociació (α) ≈ 1 - pH molt baix (pròxim a 0)

Àcids febles: - Valor de Ka petit - Grau de dissociació (α) ≠ 1 - pH < 7


5 Quina és la concentració de H3O+ en 200 mL d’una dissolució aquosa 0,1 M de HCl? I el seu pH? Quin serà el pH si diluïm la dissolució anterior en aigua fins a un litre?

6 Calcula el pH de la dissolució formada quan es dissolen 3,45 g d’àcid fòrmic o metanoic (HCOOH) en 500 cm3 d’aigua.(Ka = 2,1 · 10-4)

7 Es té una dissolució aquosa d’àcid acètic (CH3COOH) 0,055 M. Sabent que Ka = 1,8 · 10-5, calcula:a) El pH de la dissolució.b) El grau de dissociació de l’àcid acètic.


8 Calcula de manera raonada el pH de 100 mL d’aigua destil·lada i el pH d’aquesta aigua després d’afegir-li 0,05 cm3 d’àcid clorhídric 10 M.

9 [Set 2016]

Força d’àcids i bases4 2. Força relativa de les bases (Kb)

B + H2O BH+ + OH-

Bases fortes

NaOH Na+ + OH-

Es troben totalment dissociades. El pH es calcula a partir de la concentració de OH-.

pOH = -log [OH-]

Bases febles

Per calcular el pH d’una base feble es necessari conèixer la seva constant de basicitat (Kb).

Per calcular el pH d’una base feble, és necessari utilitzar Kb per conèixer [OH-] en la dissolució i a partir d’aquesta calcular el pH.

pH = 14 - pOH

c

Força d’àcids i bases4 2. Força relativa de les bases (Kb)

Com més gran sigui el valor de Kb, més desplaçat estarà l’equilibri de dissociació cap a la formació d’ions, i superiors seran la concentració de [OH.], el grau de dissociació (α) i la força de la base i, per tant, superior serà el pH.

Bases fortes: - Valor de Kb molt gran (tendeix a infinit) - Grau de dissociació (α) ≈ 1 - pH molt alt (pròxim a 14)

Bases febles: - Valor de Kb petit - Grau de dissociació (α) ≠ 1 - pH > 7

Força d’àcids i bases4 3. Relació entre Ka i Kb

Es pot establir una relació entre la força d’un àcid (Ka) i la seva base conjugada (Kb).

Recorda que el valor del producte iònic de l’aigua (Kw) és 10-14.

Força d’àcids i bases4


10 [Set 2015]


11 Es té una dissolució d’amoníac en aigua en què aquest es troba dissociat en un 1%. Dada: Kb = 1,8·10-5. Calculeu:a) La concentració inicial de l’amoníac.b) La concentració de totes les espècies en l’equilibri.c) El pH de la dissolució.

12 [Juny 2014]

Reaccions de neutralització5

àcid + base sal + aigua

La reacció de neutralització es produeix entre els protons que provenen de la dissociació de l’àcid i els OH- procedents de la dissociació de la base.

H+ + OH- H2O

Es representen com reaccions irreversibles perquè la neutralització és sempre completa.

Reacció de neutralització:


HCl + NaOH NaCl + H2O

Les espècies que queden en dissolució són Na+ i Cl-. - Na+ és l’àcid conjugat d’una base forta i no reaccionarà amb l’aigua. - Cl- és la base conjugada d’un àcid fort i no reaccionarà amb l’aigua.

Per tant,

[H3O+] = [OH-]

pH = 7

1. Neutralització àcid fort + base forta

Na+ Cl-


CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O

[H3O+] < [OH-] pH > 7 (bàsic)

2. Neutralització àcid feble + base forta

CH3COO- Na+

Les espècies que queden en dissolució són CH3COO- i Na+. - Na+ és l’àcid conjugat d’una base forta i no reaccionarà amb l’aigua. - CH3COO- és la base conjugada d’un àcid feble i reacciona amb l’aigua.

Per tant,

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-


HCl + NH3 NH4Cl + H2O

[H3O+] > [OH-] pH < 7 (àcid)

3. Neutralització àcid fort + base feble

NH4+ Cl-

Les espècies que queden en dissolució són NH4+ i Cl-. - Cl- és la base conjugada d’un àcid fort i no reacciona amb l’aigua. - NH4+ és l’àcid conjugat d’una base feble i reaccionarà amb l’aigua.

Per tant,

NH4+ + H2O NH3 + H3O+


9 [Set 2016]

10 [Set 2015]


13 [Set 2012]


14 [Set 2012]

15 [Juny 2013]


Indicadors àcid-baseSubstàncies que modifiquen el color de les dissolucions en variar el pH. El canvi de color d’un indicador està relacionat amb canvis en la seva estructura molecular.

Exemple: fenolftaleïna - pH < 8,2 (incolor) - pH > 10 (rosa)


Indicadors àcid-base

Taula 2. Indicadors àcid-base i interval de viratge.


Corbes de valoració

Bureta: àcid o base de concentració coneguda. (valorant)

Matràs Erlenmeyer: àcid o base de concentració desconeguda. (problema)

Mètode d’anàlisi quantitativa que serveix per a determinar la concentració d’una determinada substància per mitjà d’una reacció de neutralització.

Punt d’equivalència: punt on el nombre de protons (H+) i ions hidròxid (OH-) s’igualen (es neutralitzen).

Neutre únicament quan l’àcid i la base són forts.


Corbes de valoració

Esquerra: àcid fort amb base forta. Dreta: àcid feble amb base forta. Per determinar l’indicador adequat necessitam que el viratge d’aquest es produeixi a un pH

proper al punt d’equivalència.


16 [Juny 2012]


17 [PAU COMPETENCIALS]

Hidròlisi de sals6

Hidròlisi:Quan una sal es dissol en medi aquós, els seus ions poden experimentar una reacció àcid-base amb el aigua.

El catió Na+ i l’anió Cl- són, respectivament, l’àcid i la base conjugats de NaOH i HCl. Com ambdós són molt forts, els ions Na+ i Cl- són molt dèbils per poder reaccionar amb l’aigua (tendeixen a estar completament dissociats).

pH = neutre

1. Sals d’àcid fort-base forta:

Hidròlisi de sals6

En aquest cas només s’hidrolitza l’ió que prové de l’acid feble. El Na+ no experimenta hidròlisi, però l’anió acetat que és la base conjugada d’un àcid feble (àcid acètic), sí que reacciona amb l’aigua. Presència d’anions hidroxils a la dissolució.

pH = bàsic

2. Sals d’àcid feble-base forta:

Hidròlisi de sals6

En aquest cas només s’hidrolitza l’ió que prové de la base feble. El Cl- no experimenta hidròlisi perquè prové d’un àcid fort, però el catió amoni és l’àcid conjugat feble d’una base feble (amoníac) i sí reacciona amb l’aigua. Presència d’ions H3O+ a la dissolució.

pH = àcid

3. Sals d’àcid fort-base feble:

Hidròlisi de sals6

0 Àcids i bases - El Profe de BIO · 2017. 4. 6. · Teoria d’Arrhenius Limitacions de la teoria...

Documents

Transcript of 0 Àcids i bases - El Profe de BIO · 2017. 4. 6. · Teoria d’Arrhenius Limitacions de la teoria...