1. Tema 5 Reaccions 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. CONTINGUT 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 BASES . 1 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/190 3 /index.html ] “ En reconeixement als extraodinaris serveis que ha prestat al progrés de la química mitjançant la seva teoria electrolítica de la dissociació”. 1903 Tercer premi Nobel de Química Aquest model té unes limitacions: * Hi ha substàncies amb propietats bàsiques que no contenen ions hidroxil (p.ex.: NH 3 líquid) * Es limita a dissolucions aquoses. Es requereix una perspectiva més general

6. 1.2.- Teoria de Brönsted-Lowry (1923 ) Àcid: Espècie que té tendència a cedir un H + Base: Espècie que té tendència a acceptar un H + NH 3 (aq) + H 2 O (l)   NH 4 + (aq) + OH - (aq) CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l)   H 3 O + (aq) + CH 3 COO - (aq) àcid base base àcid Transferència protònica * Ja no es limita a dissolucions aquoses * S’explica el comportament bàsic de, p.ex., NH 3 Avantatges Parell àcid-base conjugat Substància anfòtera (pot actuar com a àcid o com a base)

7. Thomas Martin Lowry (1874-1936) Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947)

8. 1.3.- Teoria de Lewis (1923) Àcid: Espècie que pot acceptar parells d’electrons Base: Espècie que pot cedir parells d’electrons En 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. La base pot cedir parells d’electrons a altres espècies, en aquest cas es el BF 3 qui actua com àcid Definició més general Gilbert Newton Lewis (1875-1946) H N : H H + B F F F H N H H B F F F base àcid

10. L’AUTOIONITZACIÓ DE L’AIGUA. ESCALA DE pH. 2 pH =  log [H 3 O + ] pOH =  log [OH - ] Equilibri d’autoionització de l’aigua H 2 O (l) + H 2 O (l)   H 3 O + (aq) + OH - (aq)  log 10 -14 =  log [H 3 O + ]  log [OH - ] 14 = pH + pOH K w = [H 3 O + ][OH - ] Producte iònic de l’aigua A 25ºC, K w = 10 -14 [Aplicant logaritmes i canviant el signe]

11. Aigua pura: [H 3 O + ] = [OH - ] ; [H 3 O + ] = 10 -7   pH = 7 [OH - ] = 10 -7   pOH = 7 DISSOLUCIÓ NEUTRA [H 3 O + ] = [OH - ] pH = 7 DISSOLUCIÓ ÀCIDA [H 3 O + ] > [OH - ] pH < 7 DISSOLUCIÓ BÀSICA [H 3 O + ] < [OH - ] pH > 7 pH 7 àcida bàsica

12. FORÇA D’ÀCIDS I BASES. CONSTANTS D’IONITZACIÓ . 3 Força d’un àcid o base: indica una major o menor tendència a transferir o acceptar un protó. Mesura quantitativa: constant d’equilibri de la seva reacció amb aigua. HA(aq) + H 2 O (l)   H 3 O + (aq) + A - (aq) Constant d’acidesa (de dissociació, d’ionització)

13. Major força d’un àcid: major serà K a (menor pK a ) 3.1 Cas extrem: àcid fort - es troba totalment dissociat:reacció irreversible -K a >> 1, K a   -base conjugada molt feble -concentració H 3 O + molt elevada -àcids forts són: HCl, HNO 3 , HClO 4 , H 2 SO 4

14. 3.2 Altres àcids: àcids febles - es troben en equilibri l’àcid i base conjugada:reacció reversible -K a no molt gran -base conjugada forta -concentració H 3 O + NO molt elevada -àcids febles són: tota la resta (pex. Àcid acètic Ka= 1,8. 10 -5 )

15. Anàlogament amb les bases: B (aq) + H 2 O (l)   BH + (aq) + OH - (aq) Constant de basicitat Major força d’una base: major serà K b (menor pK b ) 3.3 Cas extrem: base forta - es troba totalment dissociat:reacció irreversible -K b >> 1, K b   -àcid conjugat molt feble -concentració OH - molt elevada -bases fortes (p.ex. NaOH, KOH, hidròxids d’alcalins i alcalino-terris )

16. 3.2 Altres bases: bases febles - es troben en equilibri l’àcid i base conjugada:reacció reversible -K b 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 , K a i K b estan relacionades B (aq) + H 2 O (l)   BH + (aq) + OH - (aq) K w = K a K b

19. 4.1. Sals procedents d’àcid fort i base forta [p.ex.: NaCl, KCl, NaNO 3 ] NaCl (s) H 2 O 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.: NH 4 Cl] Dissolució àcida NH 4 Cl (s) H 2 O NH 4 + (aq) + Cl - (aq) Procedeix d’una base dèbil (NH 3 ). S’hidrolitza Procedeix d’un àcid fort (HCl). No s’hidrolitza NH 4 + (aq) + H 2 O (l)   NH 3 (aq) +  H 3 O + (aq)

21. 4.3. Sals procedents d’àcid dèbil i base forta [p.ex.: CH 3 COONa] Dissolució bàsica CH 3 COONa (s) H 2 O CH 3 COO - (aq) + Na + (aq) Procedeix d’un àcid dèbil (CH 3 COOH). S’hidrolitza Procedeix d’una base forta (NaOH). No s’hidrolitza CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l)   CH 3 COOH (aq) +  OH - (aq)

22. 4.4. Sals procedents d’àcid dèbil i base dèbil [p.ex.: NH 4 CN] Si K h (catió) > K h (anió)  Dissolució àcida Si K h (catió) < K h (anió)  Dissolució bàsica Si K h (catió) = K h (anió)   Dissolució neutra [Per al NH 4 CN: dissolució bàsica] NH 4 CN (s) H 2 O NH 4 + (aq) + CN - (aq) Procedeix d’una base dèbil (NH 3 ). S’hidrolitza Procedeix d’un àcid dèbil (HCN). S’hidrolitza

23. DISSOLUCIONS AMORTIDORES, TAMPO O BUFFER 5 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.: CH 3 COOH/CH 3 COONa) Per a molts processos, el control del pH resulta fonamental (p.ex. reaccions bioquímiques)

24. Mecanisme d’acció: 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 les quantitats (grans) que hi ha d’A - i HA, el quocient canviarà molt poc 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. HA (aq) + H 2 O (l)   H 3 O + (aq) + A - (aq)

25. Característiques importants d’una dissolució amortidora : * El seu pH  depén de K a i de les concentracions * La seva capacitat amortidora Capacitat amortidora : Quantitat d’àcid o base que es pot afegir a 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 = pK a )

26. REACCIONS DE NEUTRALITZACIÓ 6 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-BASE . 7 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? Indicadors: Substàncies que son àcids o bases febles i que presenten colors diferents en la forma àcida o base conjugada. Quan a una dissolució li afegim un indicador, estaran presents les dos espècies HInd i Ind  . HInd (aq) + H 2 O (l)   H 3 O + (aq) + Ind  (aq) Color A Color B

31. Intervals de viratge d’indicadors

32. Com sé quan he arribat al punt d’equivalència? Corba de valoració: Representació del pH en funció del volum afegit. Punt d’equivalència

34. Clau : que l’interval de viratge de l’indicador coincideixi amb el salt de 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: