QUÍMICA DE MATERIALS. Enginyeria Civil, 2011 Química dels ciments: Equilibri químic. Àcid-base.

Transcripción

1 QUÍMICA DE MATERIALS Enginyeria Civil, 2011 Química dels ciments: Equilibri químic. Àcid-base.

2 Equilibri iònic Àcid - Base Àcids i bases forts i febles. Escala de ph. Constants d acidesa i basicitat. Dissolucions amortidores 1

3 Segons la teoria d ARRHENIUS:! "Un àcid és una espècie que en dissolució aquosa produeix ions H +. P. ex. HA (aq)! A - (aq) + H+ (aq) (A és un anió) P. ex. als àcids HCl, CH 3 COOH, HClO 4, HBr, H 2 SO 4 i HNO 3 en dissolució aquosa.! "Una base és una espècie que en dissolució aquosa produeix ions OH -. P. ex. BOH (aq)! B + (aq) + OH- (aq) (B és un catió) P. ex. als hidròxids NaOH, KOH, Ca(OH) 2 i Al(OH) 3 en dissolució aquosa. 2

4 3

5 Base conjugada (d un àcid) és l espècie que es forma quan s arrenca un protó a l àcid corresponent. (X - es la base conjugada de l àcid HX).! "Àcid conjugat (d una base) és l espècie que es forma quan s afegeix un protó a la base. (HA és l àcid conjugat de la base A - ). 4

6 Espècie Anfipròtica = espècie que pot acceptar o cedir un protó p.ex. H 2 O (OH) -! - H + H-O-H + H +" (H 3 O) + ió hidròxid molècula d aigua ió hidroni 5

7 H 2 O + H 2 O! H 3 O + (aq) + OH- (aq) H 2 O! H + + OH - K w = [H + ] [OH - ] K w = constant del producte iònic de l aigua Per a T = 25ºC K w = 1,0 x En aigua pura: [H + ] = [OH - ] K w = [H + ] x [OH - ] = [H + ] 2 = 1,0 x [H + ] = [OH - ] = 1,0 x 10-7 M 6

8 Relació [H + ] [OH - ] Les dues variables són inversament proporcionals. 7

9 L acidesa o basicitat d una dissolució pot descriure s en termes de la seva concentració de H +. Dissolució àcida! [H + ] > [OH - ] Dissolució bàsica! [OH - ] > [H + ] [H + ] > 1,0 x 10-7 M [H + ] < 1,0 x 10-7 M ph - power of hydrogen ion (Sorensen) ph = - log 10 [H + ] [H + ] = 10 -ph Si [H + ]! en una potència de 10, el ph " en una unitat. 8

10 A 25ºC, ph < 7 la dissolució és àcida [H + ] >1, ph = 7 la dissolució és neutra [H + ] = [OH - ] =1, ph >7 la dissolució és bàsica [H + ] <1, poh = - log 10 [OH - ] ph + poh = 14 9

11 Forts: s ionitzen completament en aigua. Àcid Fort (aq)! H + (aq) + anió (aq) HCl (aq)! H + (aq) + Cl- (aq) Base Forta (aq)! catió (aq) + OH - (aq) NaOH (aq)! Na + (aq) + OH- (aq) 10

12 Dèbils: s ionitzen parcialment en aigua. Àcid Dèbil (aq) # H + (aq) + anió (aq) HF (aq) H + (aq) + F- (aq) Base Dèbil (aq) catió (aq) + OH - (aq) NH 3(aq) + H 2 O NH 4 + (aq) + OH- (aq) 11

13 12

14 HNO 3 (aq) + NaOH (aq) HNO 3 (aq)! H + (aq) + NO 3 - (aq) NaOH (aq)! Na + (aq) + OH- (aq) H + i OH - = espècies reactives Na + i NO 3 - = ions espectadors (no reaccionen) Equació iònica neta (neutralització): H + (aq) + OH- (aq)! H 2 O 13

15 HX = àcid dèbil qualsevol 1a etapa = ionització de la molècula de HX 2a etapa = neutralització dels ions H + produïts a la primera etapa amb els ions OH - de la dissolució de la base forta. HX (aq) + OH - (aq)! X - (aq) + H 2 O Els cations M + (M de metall) de la base forta són ions espectadors i no estan inclosos en l equació. 14

16 Exemple: dissolució de HF + dissolució de NaOH NaOH (aq)! Na + (aq) + OH- (aq) 1a HF (aq)! H + (aq) + F- (aq) 2a H + (aq) + OH- (aq)! H 2 O L equació per a la reacció completa s obté sumant les dues equacions: HF (aq) + OH - (aq)! F- (aq) + H 2 O 15

17 1a etapa = la base s ionitza formant ions OH - + catió 2a etapa = neutralització dels ions OH - produïts en la primera etapa amb els ions H + de la dissolució de l àcid fort. X (aq) + H + (aq)! XH + (aq) Exemple: HCl (aq) + NH 3 (aq) HCl (aq)! H + (aq) + Cl- (aq) 1a etapa 2a etapa NH 3(aq) + H 2 O! NH + 4 (aq) + OH - (aq) H + (aq) + OH- (aq)! H 2 O NH 3 (aq) + H + (aq)! NH 4 + (aq) 16

18 Els àcids forts i les bases fortes estan completament ionitzats en aigua. HCl (aq) + H 2 O! H 3 O + (aq) + Cl- (aq) O,1M 0,1M 0,1M NaOH (aq)! Na + (aq) + OH- (aq) O,1M 0,1M 0,1M 17

19 Els àcids dèbils reaccionen reversiblement amb l aigua per formar ions H 3 O +. HX (aq) + H 2 O! H 3 O + (aq) + X- (aq) El % de molècules de HX que s ionitzen és petit (< 1%). Els àcids dèbils poden ser: - Molècules amb un àtom d'hidrogen ionitzable (HNO 2 ) HNO 2(aq) + H 2 O! H 3 O + (aq) + NO 2 - (aq) - Cations (NH 4+ ) NH 4 + (aq) + H 2 O! H 3 O + (aq) + NH 3(aq) A totes dues equacions, un àcid dèbil (HNO 2 i NH 4+ ) dóna un protó i es converteix en la seva base conjugada (NO 2 - i NH 3 ). 18

20 Àcid dèbil + H 2 O HX (aq)! H + (aq) + X- (aq) K a = constant d equilibri àcid, de l àcid dèbil HX. Quan més dèbil és l àcid, menor és el valor de K a. [H + ] eq = concentració d equilibri de H + [HX] 0 = concentració inicial de l àcid 19

21 20

22 Àcids dèbils polipròtics! contenen més d un àtom d hidrogen ionitzable. S ionitzen en etapes, amb una constant d equilibri per a cada etapa: - l anió format en una etapa produeix un altre ió H + en la següent etapa. - la constant d equilibri de l àcid es va fent menor en cada etapa successiva (l àcid va perdent força). Àcid Fórmula K a1 K a2 K a3 Carbònic H 2 CO 3 4,4 x ,7 x Oxàlic H 2 C 2 O 4 5,9 x ,2 x 10-5 Fosfòric H 3 PO 4 7,1 x ,2 x ,5 x Sulfurós H 2 SO 3 1,7 x ,0 x

23 Poden ser: - Molècules (NH 3 ) NH 3 (aq) + H 2 O! NH 4 + (aq) + OH - (aq) - Anions (procedents d un àcid dèbil, p.ex. F - ) F - (aq) + H 2 O! HF (aq) + OH- (aq) La base dèbil (NH 3 i F - ) accepta un protó i forma el seu àcid conjugat (NH 4 + i HF). L aigua actua com un àcid de Brönsted-Lowry, cedint un protó per formar l ió OH -. 22

24 Base dèbil = anió B - B - (aq) + H 2 O! HB (aq) + OH- (aq) 23

25 Relació entre K a i K b Per a un parell àcid-base conjugats HX/X - : 24

26 Àcids forts -"K a gran -"Totalment dissociats -"Base conjugada feble Àcids febles - K a petita - Parcialment dissociats - Base conjugada forta Bases fortes -"K b gran -"Totalment dissociades -"Àcid conjugat feble Bases febles - K b petita - Parcialment dissociades - Àcid conjugat fort 25

27 Propietats àcid - base de les dissolucions salines Una sal és un sòlid iònic que conté un catió diferent de H + i un anió diferent d OH - ó O 2-. Sal + Aigua! catió i anió se separen (SAL + AIGUA = reacció d hidròlisi de la sal) NaCl! Na + (aq) + Cl- (aq) K 2 CO 3! 2 K + (aq) + CO 3 2- (aq) Al(NO 3 ) 3! Al 3+ (aq) + 3 NO 3 - (aq) 26

28 Per predir si una determinada dissolució de sal serà àcida, bàsica o neutra, s han de tenir en compte 3 factors: 1 Decidir quin efecte tindrà el catió sobre el ph de l aigua. 2 Decidir quin efecte tindrà l anió sobre el ph de l aigua. 3 Combinar aquests 2 efectes. CATIONS: ANIONS: Àcids dèbils o ions espectadors? Bases dèbils o ions espectadors? 27

29 Àcid Base ph de la dissolució salina Fort Forta 7 Fort Feble <7 Feble Forta >7 Feble Feble depèn Exemples: Àcid conjugat Base conjugada ph Dissolució NH 4 Cl Cl -! HCl (fort) NH + 4! NH 3 (feble) < 7 (àcid) Dissolució NaAc Ac -! HAc (feble) Na +! NaOH (forta) > 7 (bàsic) Dissolució NH 4 Ac Ac -! Hac (feble) NH + 4! NH 3 (feble) depèn Dissolució NaCl Cl -! HCl (fort) Na +! NaOH (forta) " 7 Els valors exactes de ph depenen de les concentracions inicials i de les constants d equilibri. 28

30 També s anomenen dissolucions tampó o reguladores del ph 29

31 Una dissolució amortidora es pot aconseguir de dues maneres: Àcid feble + sal de base conjugada CH 3 COOH + NaCH 3 COO Base feble + sal d àcid conjugat NH 3 + NH 4 Cl 30

32 Dissolució amortidora en aigua: Àcid feble + sal de base conjugada ó Base feble + sal d àcid conjugat Es troben parcialment dissociats, en equilibri! Sal soluble en aigua: dissociació total en ions " 31

33 Dissociacions de l àcid o base feble + sal: Per exemple, en la dissolució tampó amoníac/clorur d amoni: Base feble (amoníac) + aigua NH 3 (aq) + H 2 O (l)! NH 4 + (aq) + OH - (aq) Sal (clorur d amoni) NH 4 Cl (aq) " NH 4 + (aq) + Cl - (aq) Reacció resultant: NH 3 (aq)! NH 4 + (aq) + OH - (aq) 32

34 Exemple de càlcul de ph 1) Tenim una dissolució tampó formada per 0,4 M de HCN i 0,2 M de KCN. K a (HCN)= 4, Calculeu el ph de la dissolució. Es produeixen les dissociacions següents: HCN (aq) + H 2 O (l) # CN - (aq) + H 3 O+ (aq) KCN (aq)! K + (aq) + CN- (aq) Reacció resultant: HCN (aq) # CN - (aq) + H 3 O + (aq) L expressió de la constant és: K a (HCN) = [CN - ] [H3O + ] / [HCN] [H 3 O + ] = K a [HCN] / [CN - ] = 4, ,4 / 0,2 = 9, M ph = - log [H 3 O + ] = - log (9, ) = 9,01 33

35 2) Tenim una dissolució amb 0,1 M d àcid acètic i 0,1 M d acetat de sodi. Calculeu el ph de la dissolució. K i = 1, CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) # CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) NaCH 3 COO (aq)! CH 3 COO - (aq) + Na + (aq) CH 3 COOH! CH 3 COO - + H 3 O + Inicial 0,1 M 0,1 M 0 Equilibri 0,1 x 0,1 + x x Suposem x un valor molt inferior a 0,1 i per tant: (0,1+x) i (0,1-x) es poden aproximar a 0,1 x = [H 3 O + ] = 1, ph = - log (1, ) = 4,74 34

36 Afegim 0,001 mol/l de H 3 O +. Calculem el nou ph. Ha variat? CH 3 COOH # CH 3 COO - + H 3 O + Inicial 0,1 M 0,1 M 0,001 M Equilibri 0,1 + y 0,1 - y 0,001 - y L equilibri es desplaçarà cap a la formació de reactiu ja que hem afegit més concentració d un dels productes (segons Le Chatelier). Suposem y un valor molt inferior a 0,1 i per tant: (0,1+y) i (0,1-y) es poden aproximar a 0,1 1, = 0,001 y y = 0,001-1, [ H 3 O + ] = 0,001 y = 0,001 (0,001-1, ) = 1, ph = 4,74 (no ha variat el ph) 35

37 ESTAT D EQUILIBRI Una reacció reversible és aquella en la que els reactius reaccionen entre sí per donar els productes (reacció directa) i, al mateix temps, els productes reaccionen entre sí per donar els reactius (reacció inversa). És a dir, una reacció reversible és aquella que es pot donar en els dos sentits. Reacció directa Reacció inversa Reacció global aa + bb $ cc + dd cc + dd $ aa + bb aa + bb # cc + dd Quan la reacció directa i la reacció inversa es donen a la mateixa velocitat, la composició global del sistema no canvia, es manté constant en el temps. Diem que el sistema ha arribat a l estat d equilibri