Tema 5 Equilibri Acid Base 2n Batx

1

Tema 5Tema 5

Reaccions àcid-baseReaccions àcid-base

2

“Probablemente no haya otro tipo de equilibrio tan importante como el de ácidos y bases”

B. M. Mahan i R. J. Myers

Química. Curso Universitario (4ª ed.).

3

CONTINGUTCONTINGUT

1.- Definicions d’àcids i bases.

2.- L’autoionització de l’aigua. Escala de pH.

3.- Força d’àcids i bases. Constants d’ionització.

4.- Hidròlisi.

5.- Dissolucions amortidores.

6.- Reaccions de neutralització

7.- Corbes de valoració /Indicadors

4

DEFINICIONS D’ÀCIDS I BASESDEFINICIONS D’ÀCIDS I BASES..11

1.1.- Teoria Arrhenius (1883)1.1.- Teoria Arrhenius (1883)

Àcid: Substància que, en dissolució aquosa, dóna H+

HCl H+ (aq) + Cl- (aq)

Base: Substància que, en dissolució aquosa, dóna OH-

NaOH Na+ (aq) + OH- (aq)

5

Svante August Arrhenius(1859-1927)

[http:// nobelprize.org /chemistry/laureates/1903/index.html]

“En reconeixement als extraodinaris serveis que haprestat al progrés de la química mitjançant la seva teoriaelectrolítica de la dissociació”.

1903Tercer premi Nobelde Química

Aquest model té unes limitacions:* Hi ha substàncies amb propietats bàsiques que no contenen

ions hidroxil (p.ex.: NH3 líquid)* Es limita a dissolucions aquoses.

Es requereix una perspectiva més general

6

1.2.- Teoria de Brönsted-Lowry (19231.2.- Teoria de Brönsted-Lowry (1923))

Àcid: Espècie que té tendència a cedir un H+

Base: Espècie que té tendència a acceptar un H+

CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)

àcid base baseàcid

Transferènciaprotònica

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)

* Ja no es limita a dissolucions aquoses* S’explica el comportament bàsic de, p.ex., NH3

Avantatges

Parell àcid-base conjugat

Substància anfòtera(pot actuar com aàcid o com a base)

7

Thomas Martin Lowry(1874-1936)

Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947)

8

1.3.- Teoria de Lewis (1923)1.3.- Teoria de Lewis (1923)

Àcid: Espècie que pot acceptar parells d’electrons

Base: Espècie que pot cedir parells d’electronsEn l’anterior exemple el H+ és àcid de Lewis, però no és la única

substància que té aquest caràcter, hi ha altres que poden actuar com

àcids acceptant electrons no compartits de la base.

Per a que una substància accepti un H+, es a dir perque actui com a base,ha de posseir un parell d’electrons no compartits.

H+ + :N H

H

H

N H

H

H

H

+

9

Gilbert Newton Lewis(1875-1946)

La base pot cedir parells d’electrons a altres espècies, en aquest cas es el BF3 qui actua com àcid

Definició més general

H N:H

H

+ B F

F

F

H NH

H

B F

F

F

base àcid

10

L’AUTOIONITZACIÓ DE L’AIGUA. ESCALA DE pH.L’AUTOIONITZACIÓ DE L’AIGUA. ESCALA DE pH.22

Equilibri d’autoionització de l’aigua

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

pH = log [H3O+]

pOH = log [OH-]

log 10-14 = log [H3O+] log [OH-]

14 = pH + pOH

Kw = [H3O+][OH-]

Producte iònic de l’aiguaA 25ºC, Kw = 10-14

[Aplicant logaritmes i canviant el signe]

11

Aigua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7 pH = 7

[OH-] = 10-7 pOH = 7

DISSOLUCIÓNEUTRA

[H3O+] = [OH-]pH = 7

DISSOLUCIÓÀCIDA

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

DISSOLUCIÓBÀSICA

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

pH

7àcida bàsica

13

Major força d’un àcid: major serà Ka (menor pKa)

3.1 Cas extrem: àcid fort

-es troba totalment dissociat:reacció irreversible

-Ka >> 1, Ka

-base conjugada molt feble

-concentració H3O+ molt elevada

-àcids forts són: HCl, HNO3, HClO4, H2SO4

14

3.2 Altres àcids: àcids febles

-es troben en equilibri l’àcid i base conjugada:reacció reversible

-Ka no molt gran

-base conjugada forta

-concentració H3O+ NO molt elevada

-àcids febles són: tota la resta (pex. Àcid acètic Ka= 1,8. 10-5)

15

Anàlogament amb les bases:

B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (aq)

Constant de basicitat

Major força d’una base: major serà Kb (menor pKb)

3.3 Cas extrem: base forta

-es troba totalment dissociat:reacció irreversible

-Kb >> 1, Kb

-àcid conjugat molt feble

-concentració OH- molt elevada

-bases fortes (p.ex. NaOH, KOH, hidròxids d’alcalins i alcalino-terris )

[B]

]][OH[BHKb

16

3.2 Altres bases: bases febles

-es troben en equilibri l’àcid i base conjugada:reacció reversible

-Kb no molt gran

-àcid conjugat fort

-concentració OH- NO molt elevada

-bases febles són: tota la resta (pex. Amoniac Kb=1,8. 10-5)

17

En el cas d’un parell àcid-base conjugat, Ka i Kb estan relacionades

B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (aq)

a

w

3

3b K

K

]O[H

]O[H

[B]

]][OH[BHK

Kw = Ka Kb

18

HIDRÒLISI SALSHIDRÒLISI SALS 44

Comportament àcid–base de les sals

Neutres

Àcides

Bàsiques

Com determinar-lo de forma qualitativa?

1. Dissociar la sal en els seus ions

2. Identificar la seva procedència (d’un àcid o una base)

3. Determinar quins poden hidrolitzar-se

4. Plantejar i analitzar l’equilibri d’hidròlisi

19

4.1. Sals procedents d’àcid fort i base forta

[p.ex.: NaCl, KCl, NaNO3]

NaCl (s) H2O

Na+ (aq) + Cl- (aq)

Procedeix d’una base forta (NaOH).No s’hidrolitza

Procedeix d’un àcid fort (HCl).No s’hidrolitza

Dissolució neutra

20

4.2. Sals procedents d’àcid fort i base feble

[p.ex.: NH4Cl]

NH4Cl (s) H2O

NH4+ (aq) + Cl- (aq)

Procedeix d’una base dèbil (NH3). S’hidrolitza

Procedeix d’un àcid fort (HCl).No s’hidrolitza

Dissolució àcida

)NH(K

K)NH(K

][NH

]O][H[NHK

3b

w4a

4

33h

NH4+ (aq) + H2O (l) NH3 (aq) +H3O+ (aq)

21

4.3. Sals procedents d’àcid dèbil i base forta4.3. Sals procedents d’àcid dèbil i base forta

[p.ex.: CH3COONa]

CH3COONa (s) H2O

CH3COO- (aq) + Na+ (aq)

Procedeix d’un àcid dèbil (CH3COOH). S’hidrolitza

Procedeix d’una base forta (NaOH).No s’hidrolitza

Dissolució bàsica

)COOHCH(K

K)COOCH(K

]COO[CH

]COOH][OH[CHK

3a

w3b

3

3h

CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) +OH- (aq)

22

4.4. Sals procedents d’àcid dèbil i base dèbil4.4. Sals procedents d’àcid dèbil i base dèbil

[p.ex.: NH4CN]

NH4CN (s) H2O

NH4+ (aq) + CN- (aq)

Procedeix d’una base dèbil (NH3). S’hidrolitza

Procedeix d’un àcid dèbil (HCN). S’hidrolitza

Si Kh (catió) > Kh (anió) Dissolució àcidaSi Kh (catió) < Kh (anió) Dissolució bàsicaSi Kh (catió) = Kh (anió) Dissolució neutra

[Per al NH4CN: dissolució bàsica]

23

DISSOLUCIONS AMORTIDORES, TAMPO O BUFFERDISSOLUCIONS AMORTIDORES, TAMPO O BUFFER55

Per a molts processos, el control del pH resulta fonamental

(p.ex. reaccions bioquímiques)

Definició:Dissolucions que mantenen un pH aproximadament constant quan s’agreguen petites quantitats d’àcid o base o quan es dilueixen.

Composició:Quantitats importants i normalment iguals d’un àcid feble i de la seva base conjugada(o una base dèbil i el seu àcid conjugat).

(p.ex.: CH3COOH/CH3COONa)

24

Mecanisme d’acció:

HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)[HA]

][AlogpKpH;

][A

[HA]K]O[H;

[HA]

]O][H[AK aa3

3a

Si a l’equilibri se li afegeix, p.ex., un àcid, es desplaçarà a l’esquerra,disminuirà el quocient [A-]/[HA] i el pH baixarà.

Però si la quantitat afegida és petita comparada amb lesquantitats (grans) que hi ha d’A- i HA, el quocient canviarà moltpoc i el pH gairebé no es modificarà.P.ex.: * si s’afegeix 0.001 mols d’HCl a un 1 L d’aigua, el pH passa de 7 a 3.

* si afegeix 0.001 mols d’HCl a un 1 L de dissolució que conté 0.7 mols d’acètic i 0.6 mols d’acetat sòdic, el pH passa de 4.688 a 4.686.

25

Característiques importants d’una dissolució amortidora:

* El seu pH depén de Ka i de les concentracions

* La seva capacitat amortidora

Capacitat amortidora: Quantitat d’àcid o base que es pot afegira un tampó abans que el pH comenci a canviar apreciablement.

De què depén?

* Del nombre de mols d’àcid i base de la dissolució amortidora(han de ser alts per a que la capacitat també ho sigui)

* Del quocient [base]/[àcid].(per a que la capacitat siga alta, ha de ser pròxim a 1. Si és < 0.1 ó > 10, no serà molt eficient.Major eficiència: quan pH = pKa)

26

REACCIONS DE NEUTRALITZACIÓREACCIONS DE NEUTRALITZACIÓ66

A- Reacció que es dóna entre un àcid i una base, sempre és del tipus:

ÀCID+ BASE SAL + AIGUA

B- Reacció IRREVERSIBLE

C- Els problemes es resoldran per ESTEQUIOMETRIA:

- àcid i base: en quantitats estequiomètriques, el pH final de la mescla dependrà de la sal que es formi.

-àcid i base: algun reactiu en excès, el pH final depen de cada cas.

D- MOLT IMPORTANT: quan es mesclen dues o més dissolucions el VOLUM, final varia, ES RECOMANA, treballa amb MOLS i calcular la concentració amb el V total (suma de tots els volums mesclats).

27

VALORACIONS ÀCID-BASEVALORACIONS ÀCID-BASE..77

Com podem determinar la concentració d’un àcid o d’una base en una dissolució?

7.1 Mètode més utilitzat: valoració àcid-base

A- Mesurem amb una pipeta exactament el volum de la dissolució de base (o àcid de concentració desconeguda i la situem en un erlenmeier. A sota de l’erlenmeier posem un full blanc.

B- Omplim una bureta de dissolució d’àcid (o base) coneguda.

C- Afegim un parell de gotes d’indicador a l’erlenmeier.

D. Obrim la bureta i anem afegint la dissolució coneguda, sobre l’erlenmeier mentre aquest es remena contínuament fins que observem inicis de canvi en el color.

28

E- Anem afegint gota a gota la dissolució de la bureta fins que s’aconsegueix la neutralització completa: PUNT D’EQUIVALÈNCIA

Bureta: dissolució de concentració coneguda

Erlenmeier: dissolució de concentració desconeguda + 2, 3 gotes d’indicador

29

Què és un indicador?Què és un indicador?

Indicadors: Substàncies que son àcids o bases febles i que presenten colors diferents en la forma àcida o baseconjugada.

HInd (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Ind (aq)

Color A Color B

Quan a una dissolució li afegim un indicador,estaran presents les dos espècies HInd i Ind.

[HInd]

]O][H[Ind(HInd)K 3

a

30

Quin color veuré?

• Si [HInd]/[Ind] 10 Color A (predomina forma àcida)• Si [HInd]/[Ind] 0.1 Color B (predomina forma bàsica)• Si 0.1[HInd]/[Ind]Color mescla d’A i B

El quocient depén de la Ka i del pH:

• Si [HInd]/[Ind] 10 10 KIndpH pKInd –1Color A (predomina forma àcida)

• Si [HInd]/[Ind] 0.1 0.1 KIndpH pKInd +1Color B (predomina forma bàsica)

• Si 0.1[HInd]/[Ind]pKInd –1 < pH < pKInd +1 Mescla A i B

Interval de viratge (2 unitats de pH)

31

Intervals de viratge d’indicadors

32

Com sé quan he arribat al punt d’equivalència?

Corba de valoració: Representació del pH en funció delvolum afegit.

Puntd’equivalència

33

Quin és el pH del punt d’equivalència?

• Segos el parell de substàncies utilitzades:•àcid fort amb base forta (o a l’inrevés) pH = 7•àcid feble amb base forta pH > 7•àcid fort amb base feble pH < 7

Com sé que he arribat al punt d’equivalència sense necessitat derepresentar la corba de valoració sencera?

Mitjançant un indicador apropiat que canvii de color just quan la reacció arriba al punt d’equivalència.(veure taula pàg. 30)

34

Clau: que l’interval de viratge de l’indicador coincideixi amb el saltde pH que es produeix quan arribem al punt d’equivalència.

p.ex.: valoració d’un àcid fort amb una base forta

35

Corba de valoració d’una base forta amb un àcid fort:

36

Corba de valoració d’un àcid feble amb una base forta:

37

Corba de valoració d’un àcid dipròtic amb una base forta: