QUÍMICA 2 BATXILLERAT Unitat 5 REACCIONS DE TRANSFERÈNCIA DE PROTONS

Introducció Les propietats dels àcids són degudes als ions hidrogen  H+ Les propietats de les bases són degudes als ions hidròxid  OH– Concepte d’àcid i base (Arrhenius)

Teoria de Brönsted i Lowry Àcid: Substància que pot cedir protons, H+ Base: Substància que pot acceptar protons, H+ Concepte d’àcid i base (Brönsted i Lowry) Àcid Base Àcid HA  Base conjugada, A– Base B  Àcid conjugat, BH+ Parells àcid–base conjugats Taula d’àcids i les seves bases conjugades Taula de bases i els seus àcids conjugats

Força relativa dels àcids La constant d’acidesa és la constant d’equilibri de la reacció de dissociació de l’àcid, HA. Depèn de la temperatura. Àcid fort: Gran capacitat de cedir protons, H+ Àcid feble: Poca tendència a cedir protons, H+ Àcids Animació que compara un àcid fort i un àcid feble (en anglès): http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/acid13.swf

Força relativa de les bases La constant de basicitat és la constant d’equilibri de la reacció de dissociació de la base, B. Depèn de la temperatura. Base forta: Gran capacitat d’acceptar protons, H+ Base feble: Poca tendència a acceptar protons, H+ Bases Bases fortes Bases febles Kb gran. Totalment dissociats. Àcid conjugat feble. Kb petita. Poc dissociats. Àcid conjugat fort.

Equilibri iònic de l’aigua L’aigua pot comportar-se com a àcid o com a base, segons la substància amb la qual reacciona (amfòtera). Comportament com a àcid Comportament com a base La reacció de dissociació de l’aigua és: I la seva constant d’equilibri és: La Kw és la constant d’ionització de l’aigua, o producte iònic de l’aigua. Depèn de la temperatura. Dissolució àcida Dissolució neutra Dissolució bàsica

Relació entre Ka i Kb Àcid i la seva base conjugada Descomposició de l’àcid Descomposició de la base conjugada Base i el seu àcid conjugat Descomposició de la base Descomposició de l’àcid conjugat

Concepte de pH El pH d’una dissolució aquosa és el logaritme decimal canviat de signe de la concentració molar d’ions H3O+, i és adimensional. El pOH d’una dissolució aquosa és el logaritme decimal canviat de signe de la concentració molar d’ions OH –, i és adimensional. A 25 ºC el producte iònic de l’aigua és Kw = 10–14, i per tant: Laboratori virtual per mesurar amb un pH-metre (en anglès): http://group.chem.iastate.edu/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/acidbasepH/ph_meter.html

Càlcul del pH de dissolucions d’àcids

Càlcul del pH de dissolucions de bases

Variació del pH en diluir àcids Dilució d’àcids febles Dilució d’àcids forts Dilució d’àcids febles En disminuir la concentració d’àcid disminueix la concentració d’H3O+ en la mateixa proporció. En disminuir la concentració d’àcid disminueix la concentració d’H3O+ de forma menys pronunciada. Variació del pH en diluir un àcid fort (blau) o feble (porpra)

Indicadors àcid–base Els indicadors àcid–base són substàncies que tenen la propietat de presentar una coloració diferent segons el pH del medi en què es troben. Els colors que presenten les dues formes d’un indicador i el pH en què es produeix el canvi de color, anomenat viratge, són propis de cada indicador. Animació que mostra les coloracions de diversos indicadors (en castellà): http://salvadorhurtado.wikispaces.com/file/view/INDICADORES.swf Alguns dels indicadors àcid–base més utilitzats