Introducció Autoionització de l’aigua Concepte de pH Força dels àcids i les bases Solucions Indicadors àcid - base

U6 |Introducció Reaccions àcid – base. Introducció Teoria d’Arrhenius sobre la naturalesa dels àcids i les bases Teoria de Brönsted i Lowry d’àcids i bases

U6 |Reaccions àcid – base. Introducció

U6 |Teoria d’Arrhenius sobre la naturalesa dels àcids i les bases Àcid: qualsevol substància neutra que, en una solució aquosa, és capaç d’alliberar ions H+. HA → H+ + A- Base: tota substància que, en solució aquosa, allibera OH-. BOH → B+ + OH- Svante August Arrhenius (1859-1927). Químic suec. Va passar la primera part de la seva carrera científica lluitant perquè s’acceptessin les seves idees. La seva teoria era tan revolucionària que li van aprovar la tesi després de moltes dificultats. El 1893 va ser nomenat professor de la Universitat d’Estocolm i escollit rector dos anys més tard. Va rebre el premi Nobel el 1903. El 1905 va ser designat director de l’Institut Nobel de fisicoquímica i va continuar investigant fins a la mort. És un exemple de la tenacitat en la defensa de les pròpies idees i de científic brillant i avançat a la seva època.

U6 |Teoria de Brönsted i Lowry d’àcids i bases Un àcid és tota espècie química (molècula o ió) capaç de cedir protons a una altra espècie química, i una base és tota espècie química (molècula o ió) capaç de captar protons. àcid1 base2 base1 àcid2 El parell àcid1 – base1 i també el parell àcid2 – base2 s’anomenen parell conjugat àcid – base. Les substàncies que en unes reaccions poden comportar-se com a bases i en d’altres com a àcids són anomenades substàncies amfòteres o amfipròtiques. El NH3 és una base, capta protons de l’aigua, que es comporta, en aquest cas, com un àcid.

U6 |Autoionització de l’aigua àcid1 base2 base1 àcid2 El producte Kw s’anomena producte iònic de l’aigua. Una solució en què les concentracions dels ions són iguals, s’anomena solució neutra. En una solució àcida es compleix que [H3O+] > [OH–]. En una solució bàsica es compleix que [OH–] > [H3O+].

U6 |Concepte de pH El pH és el logaritme decimal, canviat de signe, del valor numèric corresponent a la concentració dels ions oxoni. Anàlogament: pH + pOH = 14 A 25 ºC es compleix que: Solució àcida: [H3O+] > [OH–]; [H3O+] > 10-7 mol dm-3. Solució neutra: [H3O+] = [OH–]; [H3O+] = 10-7 mol dm-3. - Solució bàsica: [H3O+] < [OH–]; [H3O+] < 10-7 mol dm-3.

U6 |Força dels àcids i les bases Força relativa d’àcids i bases Relació entre l’estructura química i la constant d’acidesa

U6 |Força relativa d’àcids i bases La constant Ka s’anomena constant d’acidesa. Com més gran sigui la constant d’acidesa, més gran serà la força de l’àcid i més feble serà la seva base conjugada. Com més gran sigui la constant de basicitat, més gran serà la força de la base i més feble serà el seu àcid conjugat.

U6 |Força relativa d’àcids i bases Es consideren àcids i bases febles els que tenen constants Ka o Kb entre 10-3 i 10-8. Si les constants són menors, es consideren àcids i bases molt febles.

U6 |Relació entre l’estructura química i la constant d’acidesa La força dels àcids binaris depèn principalment de dos factors: el volum atòmic del no-metall i la diferència d’electronegativitat entre el no-metall i l’hidrogen, la qual determina que l’enllaç sigui més o menys polar. En general, com més polar sigui l’enllaç H-X més fàcil serà la captació del protó per part de l’aigua. En un mateix grup: HF < HCl < HBr <... En un mateix període: PH3 < H2S < HCl En els oxoàcids, el seu comportament com a àcids depèn de la major o menor dificultat per trencar l’enllaç O-H, i això depèn indirectament de l’electronegativitat de l’àtom central. Si aquest àtom és un element molt electronegatiu, els electrons s’allunyaran de l’enllaç O-H per “desplaçar-se” cap a l’enllaç O-X. L’enllaç O-H s’afeblirà i el protó podrà ser captat fàcilment per les molècules d’aigua. En un mateix grup: HIO < HBrO < HClO Diferents àcids d’un mateix element: HClO < HClO2 < HClO3

U6 |Solucions Solucions de sals en aigua Solucions reguladores o amortidores

U6 |Solucions de sals en aigua Solució de clorur de sodi en aigua Sempre que es dissol en aigua una sal obtinguda per reacció d’un àcid fort i una base forta, com el NaCl, el pH és 7 a 25ºC. Solució de clorur d’amoni en aigua Sempre que es dissol una sal d’àcid fort i base feble, com el clorur d’amoni, el pH és, a 25 ºC, més petit que 7.

U6 |Solucions de sals en aigua Solució d’acetat de sodi en aigua Sempre que es dissol en aigua una sal d’àcid feble i base forta, el pH, a 25ºC, és més gran que 7. L’acetat de sodi és un sòlid cristal·lí de color blanc. És molt soluble en aigua i les seves solucions tenen un pH lleugerament bàsic.

U6 |Solucions reguladores o amortidores Una solució amortidora és aquella en la qual el pH es modifica molt poc quan es dilueix o s’hi afegeixen quantitats moderades d’àcids o de bases, encara que siguin forts. Les solucions que tenen la capacitat de regular el pH s’anomenen solucions amortidores, reguladores o tampó. Les solucions amortidores estan formades per una mescla d’un àcid feble i la seva base conjugada en concentracions relativament elevades, o bé, per una mescla d’una base feble i el seu àcid conjugat.

U6 |Indicadors àcid base Per determinar el pH d’una solució, s’utilitzen aparells de mesura anomenats pH-metres o també substàncies anomenades indicadors. Els indicadors àcid – base són àcids o bases febles que tenen la particularitat que la forma molecular i la seva forma ionitzada tenen colors diferents. Colors d’alguns indicadors a diferents valors de pH. De dalt a baix i d’esquerra a dreta, blau de bromocresol, fenolftaleïna, verd de bromocresol i vermell de metil.

U6 |Indicadors àcid base