Característiques general dels àcids i les bases

0 Àcids i bases

1 Característiques general dels àcids i les bases Àcids Sabor àcid Sensació punxant al tacte Bases Sabor amarg Sensació sabonosa al tacte Paper indicador Vermell Dissolen substàncies Ataquen els metalls alliberant hidrogen Neutralitzen bases Produeixen sals amb les bases Blau Precipiten substàncies dissoltes per àcids Reaccionen amb els greixos (saponificació) Neutralitzen àcids 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.

2 Teories àcid-base 1. Teoria d Arrhenius Teoria de la dissociació iònica (teoria d Arrhenius) Es justifica per la conductivitat elèctrica que presenten àcids i bases en dissolució aquosa. Àcid: substància elèctricament neutra que en dissolució aquosa es dissocia en protons i ions negatius. protons Exemples HA H + + A - HCl H + + Cl - substància elèctricament neutra ions negatius HNO3 H + + NO3 -

2 Teories àcid-base 1. Teoria d Arrhenius Base: substància elèctricament neutra que en dissolució aquosa es dissocia en ions positius i ions hidroxil (OH - ). ions positius Exemples BOH B + + OH - NaOH Na + + OH - substància elèctricament neutra ions hidroxil Mg(OH)2 Mg + + 2 OH -

2 Teories àcid-base 1. Teoria d Arrhenius Neutralització: reacció entre un àcid i una base (reacció entre ions H + i OH - ) per formar aigua i una sal. H + + OH - H2O Exemple HA + BOH BA + H2O àcid base sal aigua HCl + KOH KCl + H2O

2 Teories àcid-base 1. Teoria d Arrhenius 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.

2 Teories àcid-base 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 + ) Reaccions de transferència de protons HA + B A - + HB + àcid 1 base 2 base 1 àcid 2 parells conjugats En qualsevol reacció sempre intervenen dos parells àcid-base conjugats: HA/A - B/HB +

2 Teories àcid-base 2. Teoria de Brönsted-Lowry Exemple àcid clorhídric HCl + H2O Cl - + H3O + àcid 1 base 2 base 1 àcid 2 Parell àcid/base conjugada: HCl/Cl - Parell base/àcid conjugat: H2O/H3O + Exemple amoníac NH3 + H2O NH4 + + OH - base 1 àcid 2 àcid 1 base 2 Parell base/àcid conjugat: NH3/NH4 + Parell àcid/base conjugada: H2O/OH -

2 Teories àcid-base 2. Teoria de Brönsted-Lowry 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 S 2- + NH4 + L anió bisulfur es comporta com a àcid HS - /S 2- H3O + + HS - H2O + H2S L anió bisulfur es comporta com a base HS - /H2S

2 Teories àcid-base 2. Teoria de Brönsted-Lowry 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 -, SO3 2-, S 2-, H3O +, HCl, CO3 2-2 Completa els equilibris següents i identifica els parells àcid-base conjugats: a) CO3 2- + H2O < > + b) NH4 + + OH - < > + c) CN - + < > HCN + OH -

3 Equilibri iònic de l aigua 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 - base 1 àcid 2 àcid 1 base 2 Equilibri d autoionització de l aigua (exemple de la teoria Brönsted-Lowry).

3 Equilibri iònic de l aigua 1. Producte iònic de l aigua 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 M 2. Recordar que com passa amb totes les constants d equilibri, el seu valor varia amb la temperatura.

3 Equilibri iònic de l aigua 1. Producte iònic de l aigua Per tant, si Kw és 10-14 M 2 La concentració del ions en equilibri en una dissolució neutra serà igual a:

3 Equilibri iònic de l aigua 1. Producte iònic de l aigua Dissolucions àcides Dissolucions bàsiques HCl + H2O Cl - + H3O + NH3 + H2O NH4 + + OH - 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

3 Equilibri iònic de l aigua 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

3 Equilibri iònic de l aigua 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

3 Equilibri iònic de l aigua 3. Càlcul de ph Exemple càlcul de ph i poh d una dissolució:

3 Equilibri iònic de l aigua 3. Càlcul de ph 3 Considera quatre dissolucions, A, B, C i D caracteritzades per: A: [OH - ] = 10-13 B: ph = 3 C: ph = 10 D: [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.

4 Força d àcids i bases 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

4 Força d àcids i bases 1. Força relativa dels àcids (Ka) Àcids forts Àcids febles 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 + 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 +

4 Força d àcids i bases 1. Força relativa dels àcids (Ka) 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 + c 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

4 Força d àcids i bases 1. Força relativa dels àcids (Ka) 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

4 Força d àcids i bases 1. Força relativa dels àcids (Ka) 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 cm 3 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.

4 Força d àcids i bases 1. Força relativa dels àcids (Ka) 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 cm 3 d àcid clorhídric 10 M. 9 [Set 2016]

4 Força d àcids i bases 2. Força relativa de les bases (Kb) Bases fortes NaOH Na + + OH - Es troben totalment dissociades. El ph es calcula a partir de la concentració de OH -. poh = -log [OH - ] ph = 14 - poh Bases febles B + H2O BH + + OH - Per calcular el ph d una base feble es necessari conèixer la seva constant de basicitat (Kb). c 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.

4 Força d àcids i bases 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

4 Força d àcids i bases 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.

4 Força d àcids i bases

4 Força d àcids i bases 10 [Set 2015]

4 Força d àcids i bases 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]

5 Reaccions de neutralització Reacció de neutralització: 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.

5 Reaccions de neutralització 1. Neutralització àcid fort + base forta HCl + NaOH NaCl + H2O Na + Cl - 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

5 Reaccions de neutralització

5 Reaccions de neutralització 2. Neutralització àcid feble + base forta CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O 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 - [H3O + ] < [OH - ] ph > 7 (bàsic)

5 Reaccions de neutralització 3. Neutralització àcid fort + base feble HCl + NH3 NH4Cl + H2O 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 + [H3O + ] > [OH - ] ph < 7 (àcid)

5 Reaccions de neutralització 9 [Set 2016] 10 [Set 2015]

5 Reaccions de neutralització 13 [Set 2012]

5 Reaccions de neutralització 14 [Set 2012] 15 [Juny 2013]

5 Reaccions de neutralització Indicadors àcid-base Substàncies 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)

5 Reaccions de neutralització Indicadors àcid-base Taula 2. Indicadors àcid-base i interval de viratge.

5 Reaccions de neutralització Corbes de valoració Mètode d anàlisi quantitativa que serveix per a determinar la concentració d una determinada substància per mitjà d una reacció de neutralització. Bureta: àcid o base de concentració coneguda. (valorant) 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. Matràs Erlenmeyer: àcid o base de concentració desconeguda. (problema)

5 Reaccions de neutralització 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.

5 Reaccions de neutralització 16 [Juny 2012]

5 Reaccions de neutralització 17 [PAU COMPETENCIALS]

6 Hidròlisi de sals Hidròlisi: Quan una sal es dissol en medi aquós, els seus ions poden experimentar una reacció àcid-base amb el aigua. 1. Sals d àcid fort-base forta: 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

6 Hidròlisi de sals 2. Sals d àcid feble-base forta: 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

6 Hidròlisi de sals 3. Sals d àcid fort-base feble: 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

6 Hidròlisi de sals