REACCIONS DE TRANSFERÈNCIA DE PROTONS Reaccions àcid – base Concepte de pH Actualització: febrer de 2010 1

Caracterització experimental dels àcids 1. Introducció Caracterització experimental dels àcids Condueixen el corrent elèctric. Reaccionen amb alguns metalls. Canvien el color d’unes substàncies anomenades indicadors. Tenen sabor àcid. Quan reaccionen amb les bases perden les seves propietats i s’obtenen sals. Reaccionen amb els carbonats alliberant diòxid de carboni.

Caracterització experimental de les bases 1. Introducció Caracterització experimental de les bases Condueixen el corrent elèctric. Dissolen olis i sofre. Canvien el color d’unes substàncies anomenades indicadors. Tenen sabor càustic. Quan reaccionen amb els àcids perden les seves propietats i s’obtenen sals. Són lliscoses al tacte.

Teoria d’Arrhenius Àcid Qualsevol substància neutra que, en una dissolució aquosa, és capaç d’alliberar ions hidrogen (H+). HCl (g)  H+ (aq) + Cl- (aq) Base Substància que, en dissolució aquosa, allibera ions hidròxid (OH-). NaOH (s)  Na+ (aq) + OH- (aq) La reacció de neutralització entre àcids i bases s’escriu: H+ (aq) + OH- (aq)  H2O (l)

Teoria de Brönsted i Lowry Àcid Tota espècie química (molècula o ió) capaç de cedir protons (H+) a una altra espècie química. HCl (g) + H2O (l)  Cl- (aq) + H3O+ (aq) Base Tota espècie química (molècula o ió) capaç de captar protons (H+). NH3 (aq) + H2O (l)  NH4+ (aq) + OH- (aq)

En general: HA + B  A- + HB+ àcid1 base2 base1 àcid2 2. Teoria de Brönsted i Lowry En general: HA + B  A- + HB+ àcid1 base2 base1 àcid2 El parell àcid 1 – base 1 (HA/A-), així com el parell àcid 2 – base 2 (HB+/B) s’anomena parell conjugat àcid - base.

H3O+ (aq) + OH- (aq)  H2O (l) + H2O (l) 2. Teoria de Brönsted i Lowry L’aigua es comporta com un àcid de Brönsted i Lowry. Les substàncies que en unes reaccions poden comportar-se com a bases i en d’altres com a àcids s’anomenen substàncies amfòteres o amfipròtiques. La reacció de neutralització entre un àcid i una base es pot escriure: H3O+ (aq) + OH- (aq)  H2O (l) + H2O (l)

Teoria de Lewis Àcid Tota substància que pot acceptar electrons. Base Tota substància capaç de donar electrons. Al-Cl3 + |NH3  Cl3-Al-N-H3

4. Autoionització de l’aigua Encara que en una proporció molt petita, l’aigua està dissociada en els seus ions. Aquesta ionització és conseqüència del caràcter amfòter de l’aigua: H2O (l) + H2O (l)  OH- (aq) + H3O+ (aq) àcid1 base2 base1 àcid2 La reacció d’autoionització té lloc en un grau molt petit. Això significa que l’equilibri està molt desplaçat a l’esquerra.

Quina és la constant d’equilibri per aquesta reacció? 4. Autoionització de l’aigua Quina és la constant d’equilibri per aquesta reacció? Kw = [H3O+] · [OH-] El producte [H3O+]·[OH-] s’anomena producte iònic de l’aigua i es representa per Kw.

[H3O+] = [OH-] = 1,00·10-7 mol·dm-3 4. Autoionització de l’aigua El valor de Kw varia amb la temperatura. A 25ºC, el seu valor és 1,00·10-14. Per tant, a 25 ºC i en l’aigua pura es compleix que: [H3O+] = [OH-] = 1,00·10-7 mol·dm-3

4. Autoionització de l’aigua Una dissolució en què les concentracions dels dos ions són iguals s’anomena dissolució neutra. Les solucions àcides contenen un excés d’ions [H3O+]; es compleix que [H3O+] > [OH-]. Les solucions bàsiques tenen un excés d’ions [OH-], es compleix que [H3O+] < [OH-].

5. Concepte de pH Per determinar l’acidesa o basicitat d’una solució n’hi ha prou de conèixer la concentració d’ions [H3O+]. Sorensen va suggerir una escala logarítmica o escala de pH per expressar la concentració de [H3O+] d’una manera senzilla. pH = - log [H3O+]

pOH = - log [OH-] pKw = - log Kw pH + pOH = pKw pH + pOH = 14 5. Concepte de pH pOH = - log [OH-] pKw = - log Kw pH + pOH = pKw pH + pOH = 14

Solució àcida: [H3O+] > [OH-] pH < 7 Solució neutra: 5. Concepte de pH Solució àcida: [H3O+] > [OH-] pH < 7 Solució neutra: [H3O+] = [OH-] pH = 7 Solució bàsica: [H3O+] < [OH-] pH > 7

6. Força relativa d’àcids i bases Es fa servir l’aigua com a base de comparació per a tots els àcids: HA (aq) + H2O (l)  A- (aq) + H3O+ (aq) En solucions diluïdes, la força dels àcids es mesura per la constant d’aquest equilibri (considerant constant la concentració de l’aigua): Ka = [A-] · [H3O+] / [HA] La constant Ka s’anomena constant d’acidesa.

6. Força relativa d’àcids i bases Un àcid, HA, és fort, quan l’equilibri està pràcticament desplaçat cap a la dreta, la seva constant d’acidesa és molt gran i la concentració d’àcid sense dissociar és pràcticament zero. Ka = [A-] · [H3O+] / [HA] Com més gran sigui la constant d’acidesa, més gran serà la força de l’àcid i més feble serà la seva base conjugada.

6. Força relativa d’àcids i bases Quant més fort és un àcid, més dèbil és la seva base conjugada; i viceversa: quant més dèbil és un àcid, més fort és la seva base conjugada Segons la teoria de Brönsted i Lowry, una reacció àcid-base és una reacció de transferència de protons 18

B (aq) + H2O (l)  HB+ (aq) + OH- (aq) 6. Força relativa d’àcids i bases Anàlogament per a les bases: B (aq) + H2O (l)  HB+ (aq) + OH- (aq) L’expressió de la constant de basicitat de la base B és: Kb = [HB+] · [OH-] / [B] La constant Kb s’anomena constant de basicitat. Com més gran sigui la constant de basicitat, més gran serà la força de la base i més petita la del seu àcid conjugat.

Ka · Kb = [H3O+] · [OH-] = Kw 6. Força relativa d’àcids i bases La constant d’acidesa d’un àcid i la constant de basicitat de la seva base conjugada estan relacionades quantitativament. Ka · Kb = [H3O+] · [OH-] = Kw