Esther Medina: Reaccions de transferència de protons

Slide 1: Reaccions de transferència de protons. ÀCIDS-BASES 2on Batxillerat

Slide 2: IDENTIFICACIÓ EXPERIMENTAL D’ÀCIDS I BASES  ÀCIDS  BASES  Gust agre  Gust amarg  Corrosius  Tacte llefiscós  Reaccionen amb certs  Paper indicador: blau metalls (εo<0)  Amb fenolftaleïna la desprenent H2 dissolució es torna  Paper indicador: violeta vermell  Amb àcids formen  Ex: llimona, vinagre sals  Ex: sosa, lleixiu

Slide 3: TEORIA D’ARRHENIUS  Finals de s. XIX  ÀCID: és tot electròlit que, en dissoldre’s en aigua, es dissocia en ions hidrògens H+ i el seu respectiu ió: HA ↔ A-(aq) + H+ (aq) HCl ↔ Cl-(aq) + H+ (aq) HNO3 ↔ NO3-(aq) + H+ (aq)

Slide 4: TEORIA D’ARRHENIUS  BASE: és tot electròlit que, en dissoldre’s en aigua, es dissocia en ions hidroxil OH- i el seu respectiu ió. BOH ↔ B+(aq) + OH- (aq) NaOH ↔ Na+(aq) + OH- (aq) KOH ↔ K+(aq) + OH- (aq)

Slide 5: TEORIA D’ARRHENIUS  Reaccions de neutralització: H+ + OH- → H2O  Limitacions:  Només és aplicable a dissolucions aquoses.  Només justifica el caràcter àcid o bàsic de compostos que tinguin presents en la seva estructura ions hidrogen o hidroxil. P. ex: NH3

Slide 6: TEORIA DE BRÖNSTED I LOWRY  Principis del s.XX (1923)  ÀCID : és tota substància que té tendència a cedir un protó. HA + H2O ↔ A-(aq) + H3O+(aq) àcid base base àcid conjugada conjugat CH3COOH + H20 ↔ CH3COO-(aq) + H3O+(aq)

Slide 7: TEORIA DE BRÖNSTED I LOWRY  BASE : és tota substància que té tendència a acceptar un protó. B + H2O ↔ BH+(aq) + OH-(aq) base àcid àcid base conjugat conjugada NH3 + H2O ↔ NH4+(aq) + OH-(aq)  Reacció àcid -base: HA + B ↔ A- (aq) + BH+(aq)

Slide 8: FORÇA RELATIVA D’ÀCIDS  ÀCIDS FORTS : es troben totalment dissociats en aigua. HA + H2O → A-(aq) + H3O+(aq)  ÀCIDS FEBLES: es troben parcialment dissociats en aigua.  A  H O  HA + H2O ↔ Ka   A-(aq) + H3O+(aq) 3   HA constant d’acidesa

Slide 9: FORÇA RELATIVA DE BASES  BASES FORTES : es troben totalment dissociades en aigua. B + H2O → BH+(aq) + OH-(aq)  BASES FEBLES: es troben parcialment dissociades en aigua. B + H2O ↔ BH+(aq) + OH-(aq) Kb   BH OH     B constant de basicitat

Slide 10: AUTOPROTÒLISI DE L’AIGUA  Substància amfipròtica: espècie química que, com l’aigua, pot comportar-se com àcid o com a base depenent de la substància amb la qual reaccioni. H2O(l) + H2O(l) ↔ OH-(aq) + H3O+(aq)  Kw  H 3O  OH    Constant d’ionització de l’aigua o producte iònic de l’aigua

Slide 11: CONCEPTE DE pH  El pH d’una dissolució aquosa es defineix com: pH= - log [H3O+]  El pOH d’una dissolució aquosa es defineix com: pOH= - log [OH-]  A 25ºC la Kw= 10-14  Per tant, a 25ºC: pH + pOH = 14

Slide 12: ESCALA DE pH  A 25ºC, una dissolució és neutra si: [H3O+] =10-7M pH=7  Una dissolució és àcida quan: [H3O+] >10-7M pH < 7  Una dissolució és bàsica quan: [H3O+] < 10-7M pH > 7

Slide 13: ESCALA DE pH

Slide 14: HIDRÒLISI DE SALS  Sal que deriva d’un àcid fort i una base forta NaCl → Na+(aq) + Cl-(aq)  L’anió Cl -(aq) és una base molt feble perquè és la base conjugada del HCl, un àcid fort. Per tant, no reacciona amb l’aigua i no modifica el pH  El catió Na+(aq) és un àcid molt feble perquè és l’àcid conjugat del NaOH, una base forta. Per tant, no reacciona amb l’aigua i no modifica el pH. Totes les dissolucions aquoses de sals que provenen d’un àcid fort i d’una base forta tenen pH neutre.

Slide 15: HIDRÒLISI DE SALS  Sal que deriva d’un àcid fort i una base feble NH4Cl → NH4+(aq) + Cl-(aq)  L’anió Cl -(aq) és una base molt feble perquè és la base conjugada del HCl, un àcid fort. Per tant, no reacciona amb l’aigua i no modifica el pH.  El catió NH4+(aq) és un àcid feble perquè és l’àcid conjugat del NH3, una base feble. Per tant, cedirà protons a l’aigua segons una reacció d’hidròlisi i la dissolució tindrà un pH<7 NH4+(aq) ↔ NH3(aq) + H3O+(aq) Totes les dissolucions aquoses de sals que deriven d’un àcid fort i d’una base feble tenen pH àcid.

Slide 16: HIDRÒLISI DE SALS  Sal que deriva d’un àcid feble i una base forta CH COONa → CH COO + Na 3 3 - (aq) + (aq)  El catió Na+(aq) és un àcid molt feble perquè és l’àcid conjugat del NaOH, una base forta. Per tant, no hi ha reacció d’hidròlisi.  El catió CH3COO-(aq) és una base feble perquè és la base conjugada de l’àcid acètic, un àcid feble. Per tant, captarà protons de l’aigua segons una reacció d’hidròlisi i la dissolució tindrà un pH>7 CH3COO-(aq) ↔ CH3COOH(aq) + OH-(aq) Totes les dissolucions aquoses de sals que deriven d’un àcid feble i d’una base forta tenen pH bàsic.

Slide 17: DISSOLUCIONS REGULADORES DEL pH Les dissolucions que fan possible que el pH d’una dissolució es mantingui constant tot i afegir-hi petites quantitats d’àcid o base s’anomenen dissolucions reguladores del pH, dissolucions tampó o dissolucions amortidores. Es poden aconseguir dissolucions reguladores de dues maneres:  Amb un àcid feble i una sal d’àcid feble: NH3/NH4Cl  Amb una base feble i una sal de base feble: CH3COOH/CH3COONa

Slide 18: DISSOLUCIONS REGULADORES DEL pH  Dissolució reguladora NH3/NH4Cl NH3 + H2O ↔ NH4+(aq) + OH-(aq) NH4Cl → NH4+(aq) + Cl-(aq)  NH OH      OH K  NH 3    NH  4 Kb   NH 3  b 4  OH   base   K b  sal 

Slide 19: DISSOLUCIONS REGULADORES DEL pH  Dissolució reguladora CH3COOH/CH3COONa CH3COOH + H2O ↔ CH3COO-(aq) + H3O+(aq) CH3COONa → CH3COO-(aq) + Na+(aq) CH COO  H O      OH K  NH 3   NH  Ka  3 3   CH 3COOH  b 4  H O   àcid    K a  sal  3

Slide 20: INDICADORS ÀCID-BASE  Els indicadors àcid-base són substància, generalment orgàniques, amb caràcter àcid feble o base feble que posseeixen la propietat de presentar diferent coloració segons el pH del medi en què es troben. Aquesta propietat és deguda al fet que l’espècie molecular té diferent color que l’espècie ionitzada. HIn + H2O ↔ In - + H3O+ Color 1 Color 2 (forma àcida) (forma bàsica)

Slide 21: INDICADORS ÀCID-BASE  Per veure el color 1:  HIn  10  In    pH=pKHIn -1 Per veure el color 2:  HIn  1  In    10  pH=PKHIn + 1  La zona o interval de viratge de l’indicador comprèn dues unitats de pH on no es diferencien un o altre color.

Slide 22: INDICADORS ÀCID-BASE

Slide 23: VOLUMETRIA ÀCID-BASE  Es coneix amb el nom de valoració àcid- base el procés mitjançant el qual es determina la concentració d’àcid o base que conté una dissolució determinada.  La tècnica emprada per dur a terme aquest procés s’anomena volumetria (mesura de volum) i el seu fonament químic és la reacció de neutralització.

Slide 24: VOLUMETRIA ÀCID-BASE  Es col·loca en un erlenmeyer un volum conegut de la dissolució problema (àcida o bàsica) i gotes de l’indicador.  Desprès s’afegeix des d’una bureta el volum de la dissolució patró (bàsica o àcida) de concentració coneguda.  El viratge de l’indicador ens permetrà determinar el moment en què s’assoleix el punt d’equivalència.

Slide 25: VOLUMETRIA ÀCID-BASE

Slide 26: VOLUMETRIA ÀCID-BASE  Corba de valoració Corba de valoració àcid fort - base forta És la representació 14,00 gràfica de la variació 12,00 10,00 del valor de pH en el 8,00 transcurs d’una pH 6,00 volumetria, és a dir, 4,00 en funció de la 2,00 dissolució valorant. 0,00 0,0 50,0 100,0 150,0 V NaOH (mL)

Slide 27: VOLUMETRIA ÀCID-BASE VNaOH (mL) pH 0 2,89 àcid feble- Base forta 20 4,14 50 4,74 75 5,22 14 90 5,7 95 6,02 12 99 6,74 100 8,72 10 101 10,7 110 11,68 8 120 11,96 pH 6 4 2 0 0 20 40 60 80 100 120 140 V NaOH (mL)