2.1 ÀCIDS I BASES Concepte d electròlit. L dissolució iònic Les substàncies que en dissolució quos condueixen el corrent elèctric s nomenen electròlits. Qun un electròlit es dissol en igu es dissoci en ions, per exemple: KCl (s) K (q) Cl (q) HCl (g) H (q) Cl (q) Els electròlits que estn poc dissocits s nomenen electròlits febles (per exemple, l àcid cètic). Els electròlits ionitzts pràcticment en l sev totlitt són els electròlits forts (per exemple, el clorur d hidrogen). Propietts d àcids i bses Propietts dels àcids: neutrlitzen les bses, reccionen mb lguns metlls (Fe, Zn...), desprenent hidrogen, reccionen mb els crbonts (mrbre), desprenent diòxid de crboni, fn virr el color de certs indicdors (per exemple, fn enrogir el tornssol, fn incolor l fenolftleïn...), tenen un gust picnt (vingrt). exemples generls: suc de llimon (àcid cítric), suc de pom (àcid màlic), formigues (àcid fòrmic), vingre (àcid cètic), spirin (àcid cetilslicílic), etc. Propietts de les bses: neutrlitzen els àcids, tenen un tcte sbonós, fn virr el color de certs indicdors (per exemple, fn blu el tornssol, fn ros l fenolftleïn...), tenen cert gust de lleixiu. CONSULTA BIBLIOGRÀFICA Són prou conegudes lgunes reccions àcidbse de l vid quotidin, com per exemple, l cremor d estómc, les picdes d bell o vesp... Les reccions de neutrlitzció en els sistemes nturls són molt comuns. Cerqueu en l bibliogrfi, ltres exemples: Al sòl. A l igu. A l ire. En els éssers vius.
Teori d Arrhenius Arrhenius (1887) v donr les següents definicions d àcid i bse: Un àcid és un substànci que, qun es dissol en igu, dón ions hidrogen (protons, H, o bé, oxonis, H O ). Un bse és un substànci que, qun es dissol en igu, dón ions hidròxid (OH ). per exemple: HCl (g) H (q) Cl (q) ÀCID NOH (s) N (q) OH (q) BASE L definició Arrhenius, tnmteix, present lgunes limitcions importnts: es refereix només dissolucions quoses, no explic bé lgunes d questes dissolucions, com per exemple l d moníc. NH és un bse, com es dissoci per tl de cedir ions hidròxid? Teori de BrönstedLowry Brönsted i Lowry (192) vn donr un definició d àcid i bse més generl: Un àcid és qulsevol espècie químic que pot cedir un o més protons un ltr, nomend bse. I un bse és qulsevol espècie químic que pot cceptr un protó d un ltr, nomend àcid. Per tnt, un àcid és un dondor de protons i un bse és un cceptor de protons. exemples: HCl H 2 O Cl H O ÀCID CH COOH H 2 O CH COO H O HClO 4 H 2 O ClO 4 H O HCN H 2 O CN H O NH H 2 O NH 4 OH NOH N OH ÀCID ÀCID ÀCID BASE BASE Qulsevol àcid té ssocit un bse conjugd; nàlogment, qulsevol bse té ssocid un àcid conjugt. Així es formen els prells àcidbse conjugts. per exemple: HCN H 2 O CN H O àcid bse bse àcid conjugd conjugt En quest recció, els prells àcidbse conjugts són: HCN / CN i H 2 O / H O.
Els àcids que només poden cedir un protó són àcids monopròtics. exemples: HCl, HClO 4, CH COOH... Els àcids que poden cedir més d un protó s nomenen àcids polipròtics. per exemple: H 2 S, H PO 4... H 2 S H 2 O HS H O HS H 2 O S 2 H O H 2 S 2 H 2 O S 2 2 H O H PO 4 H 2 O H 2 PO 4 H O H 2 PO 4 H 2 O HPO 2 4 H O HPO 2 4 H 2 O PO 4 H O H PO 4 H 2 O PO 4 H O
2.2 EL ph Per poder firmr que un dissolució és neutr, àcid o bàsic, només cl conèixer l concentrció d un dels ions: hidrogen, H (H O ), o hidròxid, OH. Normlment s us l concentrció d ions oxoni. Sørensen (1909) v proposr l ús de l escl logrítmic. V definir el ph (potencil d hidrogen) d un dissolució quos com el logritme deciml cnvit de signe de l concentrció d ions oxoni: ph log [H O ] per un dissolució neutr: [H O ] 10 7 mol/l ph 7 per un dissolució àcid: [H O ] > 10 7 mol/l ph < 7 per un dissolució bàsic: [H O ] < 10 7 mol/l ph > 7 L escl de ph 14 màxim de bsicitt ph 14 1 12 molt bàsiques 11 10 bsicitt moderd 9 8 poc bàsiques 7 solucions neutres ph 7 6 poc àcides 5 4 cides moderd 2 molt àcides 1 0 màxim d cides ph 0 Per sber l cides d un solució tmbé es pot emprr l concentrció d hidròxids. Llvors, es pot definir el poh (potencil d hidròxid): poh log [OH ] per un dissolució neutr: [OH ] 10 7 mol/l poh 7 per un dissolució àcid: [OH ] < 10 7 mol/l poh > 7
per un dissolució bàsic: [OH ] > 10 7 mol/l poh < 7 A l pràctic, es trebll sempre mb ph, llvors, per tl de trnsformr el poh en ph: ph poh 14 ph 14 poh en l prtt següent, l equilibri iònic de l igu, es demostrrà mtemàticment l expressió nterior. Indicdors Un indicdor àcidbse és un substànci que cnvi de color segons el ph del medi on es trob. Normlment es trct d un sistem àcidbse conjugts, tl que el color de l àcid és diferent del de l bse conjugd. Dels indicdors, és convenient utilitzrne solment petites quntitts (unes gotes), per tnt, cl que l indicdor tingui un color intens. Qulsevol indicdor té un intervl de ph en què es f perceptible el cnvi de color. Aquest zon tmbé es coneix com intervl de virtge. BIBLIOGRAFIA Consulteu bibliogràficment l colorció i els intervls de virtge dels següents indicdors d ús comú: tronjt de metil, blu de bromotimol, tornssol, fenolftleïn. L mesur del ph (i) indicdor universl: mescl de diversos indicdors, permet mesurr el ph mitjnçnt cnvis de color ben diferencits, tot comprnt l colorció que s obté mb l gmm de colors, pròpies dels indicdors, (ii) pper indicdor universl: ppers impregnts mb extrets vegetls, es mesur el ph d un form proximd, per comprció mb l escl de colors que s djunt l indicdor, i que indic el ph corresponent, (iii) phmetre: mesur l diferènci de potencil entre l dissolució problem i un de referènci, const d un voltímetre (clibrt en unitts de ph) i dos elèctrodes, s obtenen mesures més exctes, però ugment el cost i l complexitt en l ús.
2. L EQUILIBRI IÒNIC DE L AIGUA Normlment es consider que l igu pur no és conductor de l electricitt. Però, qun es prov de mesurrl mb prells sensibles, s observ un conductivitt elèctric molt petit. L igu està dissocid, encr que molt poc: 2 H 2 O H O OH H 2 O H OH Aquest equilibri està molt poc desplçt cp l dret i l sev constnt és: K c [ OH ] [ H O] 2 2 [ H ] [ OH ] [ H O] Atès que l dissocició té lloc en molt poc extensió, es pot considerr negligible l vrició en l concentrció de l igu, per tnt: [H 2 O] constnt i es pot incloure dins l constnt d equilibri, llvors: K w [H O ] [OH ] L constnt K w s nomen constnt de dissocició de l igu o producte iònic de l igu. El seu vlor, com el de totes les constnts d equilibri, vri mb l tempertur. En condicions estàndrd de tempertur: [H O ] [OH ] 1,00 10 14 ( 25 C) L modificció d quest equilibri iònic de l igu (neutrlitt) permet l prició de dissolucions àcides i bàsiques. 2
2.4 FORÇA RELATIVA D ÀCIDS I BASES L definició d àcid i bse de Brönsted i Lowry permet estblir un grdció de l forç dels àcids i de les bses. L forç d un àcid ve dond per l sev tendènci cedir un protó un bse. L forç d un bse depèn de l sev cpcitt per cceptr un protó d un àcid. Com més fort sigui un àcid, més feble serà l sev bse conjugd; com més fort sigui un bse, més feble el seu àcid conjugt. Constnt d cides, K Per poder comprr l forç de diversos àcids (ferne un grdció), cl emprr l mteix bse. S costum utilitzr l igu com bse de referènci. Genèricment, HA H 2 O A H O Com més fort és l àcid més desplçd cp l dret es trob l recció; per tl de mesurr quest tendènci quntittivment: K c [ A ] [ HA] [ H O] Anàlogment l producte iònic, K w, l concentrció de l igu, que és molt superior l de l rest d espècies en dissolució, pràcticment es mnté constnt en el decurs de l recció, [H 2 O] constnt i es pot incloure dins l constnt d equilibri, llvors: K 2 [ A ] [ HA] L expressió nterior defineix genèricment l constnt d cides, K. Com les ltres constnts, es consider sempre dimensionl. Com més grn és K, mjor és l forç reltiv de l àcid, K [H O ] recció desplçd l dret Exemples: HClO H 2 O ClO H O [ ClO ] K o 8 25 C, K,7 10 [ HClO]
HF H 2 O F H O [ F ] K o 4 25 C, K 6,8 10 [ HF] Per comprció: K (HF) > K (HClO) Per tnt, HF és un àcid més fort que HClO. Constnt de bsicitt, K b D un form nàlog, tmbé es pot definir l constnt de bsicitt. Genèricment, B H 2 O HB OH K b [ HB ] [ OH ] [ B] L expressió nterior defineix l constnt de bsicitt, K b. Com l rest de constnts, es consider dimensionl. Com més grn és K b, mjor és l forç reltiv de l bse, K b [OH ] recció desplçd l dret Per exemple: C 6 H 5 NH 2 H 2 O C 6 H 5 NH OH [ C H NH ] [ OH ] K 6 5 o 10 b 25 C, K b 4, 10 [ C6H 5 NH 2 ] Els vlors de pk i pk b A fi de no emprr les potències negtives de 10, s costum donr el logritme deciml cnvit de signe de K i K b : pk log K pk b log K b
Els àcids i les bses forts Els àcids forts, en dissolució, es troben dissocits pràcticment en l sev totlitt: HA H 2 O A H O En ser molt petit l concentrció de l àcid, l constnt d cides, K, dels àcids forts és molt grn. En quests csos, no existeix recció invers: no hi h equilibri. Exemples: HClO 4 H 2 O ClO 4 H O HCl H 2 O Cl H O Anàlogment, les bses fortes, en dissolució, es troben dissocides pràcticment en l sev totlitt: B H 2 O HB OH En ser molt petit l concentrció de l bse, l constnt de bsicitt, K b, de les bses fortes és molt grn. Igul que per ls àcids forts, no existeix recció invers: no hi h equilibri. Per exemple: NOH N OH EXERCICIS Els vlors de les constnts d cides i bsicitt, 25 C, es poden trobr tbults l bibliogrfi. Cerqueu lguns exemples i esbrineu quins àcids es consideren forts (K mss grn). Clculeu el ph de les dissolucions següents: ) HCl 0,1 M. b) NOH 0,1 M. Els àcids i les bses febles Els àcids febles són quells que no reccionen totlment en l igu. En l recció s estbleix un equilibri. HA H 2 O A H O K [ A ] [ HA]
Exemples: CH COOH H 2 O CH COO H O [ CH COO ] K o 5 25 C, K 1,75 10 [ CH COOH] NH 4 H 2 O NH H O [ NH ] [ NH ] K o 10 25 C, K 5,71 10 4 Les bses febles són quelles que no reccionen totlment en l igu. En l recció s estbleix un equilibri. B H 2 O HB OH K b [ HB ] [ OH ] [ B] Per exemple: NH H 2 O NH 4 OH [ NH ] [ OH ] 4 o 5 b 25 C, K b 1,75 10 [ NH ] K EXEMPLES DE PROBLEMES RESOLTS: EQUILIBRI ÀCIDBASE. L intervl de virtge del violet de metil v de 0,1 1,5, i en quest intervl pss del color groc l color blu. Es posen unes gotes d quest indicdor un dissolució d àcid benzoic de concentrció 0,02 M. Quin color tindrà l dissolució? Ddes: K (àcid benzoic) 6, 10 5. C 6 H 5 COOH H 2 O C 6 H 5 COO H O INICI 0,02 M 0 M 0 M EQUILIBRI 0,02 x x x K [ C H COO ] 6 5 ; 6, 10 [ C H COOH] 0,02 x 6 5 5 x 2
Resolent l equció de segon gru nterior, s obté com respost correct: x [H O ] 1,1 10 M ph log [H O ] log (1,1 10 ) 0 0,1 1,5 14 groc virtge blu ph Com que l dissolució té un ph superior 1,5, serà de color blu. τ EXERCICIS L trimetilmin, (CH )N, és un bse de Brönsted, l constnt de bsicitt de l qul és 6,4 10 5. Es prepr un dissolució de trimetilmin 0,05 M. Escriviu l recció àcidbse de l trimetilmin mb l igu. Clculeu el gru de dissocició. Trobeu l concentrció dels ions en dissolució. Quin ph es pot mesurr? Ε DEMOSTRACIÓ TEÒRICA A prtir de l constnt d cides d un àcid i de l constnt de bsicitt de l sev bse conjugd, és fàcilment demostrble l expressió següent: K K b K w 10 14 Demostreu l expressió mtemàtic nterior mb l àcid sulfhídric. L constnt d cides de l àcid sulfhídric és d 1,1 10 7, quin serà l constnt de bsicitt de l sev bse conjugd?
2.5 LA HIDRÒLISI DE LES SALS Un hidròlisi és un recció químic en què un molècul es dissoci per cció de l igu. Tmbé s nomenen hidròlisi les reccions entre un molècul d igu i un dels ions que formen un sl. Les dissolucions quoses de les sls poden ser: (i) neutres (per exemple, NCl), (ii) àcides (per exemple, Fe(ClO 4 ) ), (iii) bàsiques (per exemple, N 2 CO ). A nivell teòric, és fàcilment demostrble si un dissolució és àcid, bàsic o neutr, tot i observnt l presènci d oxonis, H O, o hidròxids, OH, en les corresponents reccions. Per exemple, dissolucions de clorur d moni i de cinur de potssi, tenen un ph, respectivment, NH 4 Cl NH 4 Cl [Cl, fort, no reccion, no s hidrolitz] NH 4 H 2 O NH H O L presènci d ions H O indic ph àcid (ph < 7) KCN K CN [K, fort, no reccion, no s hidrolitz] CN H 2 O HCN OH L presènci d ions OH indic ph bàsic (ph > 7) τ EXERCICIS Es prepr un dissolució 0,2 M d cett de sodi. Estbliu l equilibri d hidròlisi en quest dissolució. Clculeune el ph. Ddes: K (àcid cètic) 2 10 5 ; K w 1 10 14 Es prepr un dissolució 0,2 M de cinur de potssi. Estbliu l equilibri d hidròlisi en quest dissolució. Clculeune el ph. Ddes: K (àcid cinhídric) 4 10 10 ; K w 1 10 14 Quin és el ph d un solució quos 0,1 M de NH 4 Cl? Ddes: K b (NH 4 OH) 10 5 ; K w 1 10 14
2.6 LES DISSOLUCIONS REGULADORES DEL ph O DISSOLUCIONS TAMPÓ Un dissolució tmpó és un dissolució que, en fegir petites quntitts d àcid o de bse, present cert resistènci l cnvi de ph. Tmbé rep el nom de dissolució esmorteïdor o dissolució reguldor del ph. Un dissolució tmpó es pot preprr mesclnt, en les proporcions dequdes, un àcid feble i un de les seves sls, o bé un bse feble i un de les seves sls. Conseqüentment, l dissolució h de ser cpç de reccionr mb els H O que s originen en fegir un àcid, i/o mb els OH que es formen qun s fegeix un bse. Per exemple, són dissolucions tmpó els sistemes: Sistem àcidbse conjugd: CH COOH / CH COON CH COOH H 2 O CH COO H O CH COON N CH COO [N, fort, no reccion, no s hidrolitz] CH COO H 2 O CH COOH OH L presènci d ions H O i OH permet controlr l vrició del ph Sistem bseàcid conjugt: NH / NH 4 Cl NH H 2 O NH 4 OH NH 4 Cl NH 4 Cl [Cl, fort, no reccion, no s hidrolitz] NH 4 H 2 O NH H O L presènci d ions H O i OH permet controlr l vrició del ph Exemple d un procés biològic: el ph de l sng humn es mnté sempre l voltnt de 7,4 degut l presènci de l dissolució reguldor del ph: H 2 CO / HCO
2.7 VOLUMETRIES DE NEUTRALITZACIÓ Un volumetri consisteix l determinció del volum d un dissolució de concentrció conegud, dissolució vlord, que reccion mb un ltr l concentrció de l qul s h de determinr, dissolució problem. Segons el tipus de recció, les volumetries poden ser de neutrlitzció, d oxidcióreducció (redox), de precipitció i de formció de complexos. A nivell experimentl, un solució contingud en un buret s boc sobre un ltr que està en un vs de precipitts o en un erlenmeyer, fins que s rrib l punt estequiomètric (qun l proporció dels components és l que indic l equció justd de l recció químic). Per sber qun s h rribt quest punt, és necessri que es produeixi lgun cnvi químic o físic observble, com per exemple, un cnvi de color, un cnvi de conductivitt elèctric, etc., que pugui ser detectt directment o mitjnçnt un prell o un indicdor. En les volumetries de neutrlitzció o àcidbse, moltes vegdes, prop del punt estequiomètric o punt d equivlènci, el vlor del ph experiment un slt brusc i mpli. Aquest slt es pot posr de mnifest mitjnçnt l dequt indicdor àcidbse, l intervl de virtge del qul estigui comprès dins dels extrems d quest slt. Segons l fortles de l àcid i de l bse, es poden distingir els següents tipus de volumetries àcidbse: l vlorció d un àcid fort i un bse fort i vicevers, l vlorció d un àcid feble mb un bse fort i vicevers, l vlorció d un àcid fort mb un bse feble i vicevers, l vlorció d un àcid feble mb un bse feble i vicevers. ω FÓRMULA TEÒRICA En l resolució de problemes volumètrics, més de poder emprr l opció estequiomètric, tmbé es pot usr l següent expressió teòric: V M n V b M b n b on V i V b indiquen els volums d àcid i bse, respectivment; M i M b són les molritts d àcid i bse, respectivment; n és el nombre de protons de l àcid; i n b és el nombre d hidròxids de l bse..υ EXERCICIS En l vlorció de 20 cm d un dissolució d hidròxid de bri es consumeixen 18 cm d un dissolució d àcid clorhídric 0,2 M. Determineu l molritt de l dissolució problem.