Acids i bases

Reaccions àcid-base

• Teories àcid-base• Força d’àcids i bases• Equilibri iònic de l’aigua• El pH• Hidròlisi de les sals• Reaccions de neutralització• Volumetries àcid-base• Dissolucions tampó• La pluja àcida

Teories àcid-base Teoria d’ArrheniusUn àcid és tot electròlit que, en dissoldre’s en aigua, esdissocia i allibera ions hidrogen ( H+) HCl (aq ) H+ (aq) + Cl- (aq) Àcid clorhídricUna base és tot electròlit que, en dissoldre’s en aigua, esdissocia i allibera ions hidròxid ( OH-) NaOH (aq ) Na+ (aq) + OH- (aq) hidròxid de sodi

Teories àcid-base Teoria d’Arrhenius Svante August Arrhenius (1859–1927)http://ca.wikipedia.org/wiki/Svante_August_Arrhenius

Teories àcid-base Teoria de Brønsted i Lowry Un àcid és tota substància que tendeix a cedir protons ( H+) H+HCl (aq ) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq) ió hidroni (oxoni) Una base és tota substància que tendeix a acceptar H+ H+ NH3 (aq ) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq) amoníac Les reaccions àcid-base són reaccions de transferència de protons

Teories àcid-base Teoria de Brønsted i Lowry J. N. Brønsted T. M. Lowry (1879-1947) (1874-1936)L’any 1923 i de manera independent, el químic danésJohannnes Nicolaus Brønsted i l’anglès Thomas Martin Lowry van enunciar aquesta teoria per explicar el comportament d’àcids i bases.

Teories àcid-base Teoria de Brønsted i Lowry En dissolució aquosa, l’ió hidrogen ( H+ ) es troba lligat a una molècula d’aigua formant l’ió hidroni ( H3O+ ), també anomenatió hidroni oxoni.

Teories àcid-baseTeoria de Brønsted i LowryParell àcid-base conjugat

Teories àcid-baseTeoria de Brønsted i Lowry

Teories àcid-base Teoria de Lewis Lewis va enunciar la teoria de l’enllaç covalent. L’any 1923 també va proposar una teoria general d’àcids i bases: • Un àcid de Lewis és una substància que accepta un parell d’electrons. • Una base de Lewis és una substància que cedeix un parell d’electrons. Totes les substàncies químiques que són àcids o bases segons les teories d’ArrheniusGilbert Newton Lewis i de Bronsted-Lowry, ho són també d’acord amb la teoria de Lewis.(1875- 1946)

Teories àcid-base Teoria de Lewishttp://www.youtube.com/watch?v=vfXYgAsXkX8

Força d’àcids i bases Àcids forts i bases fortesEls àcids forts i les bases fortes estan totalment dissociats en ions en aigua (són electròlits forts): HNO3 (aq ) H+ (aq) + NO3- (aq) àcid nítric KOH (aq ) K+ (aq) + OH- (aq) hidròxid de potassi

Força d’àcids i bases Àcids forts i bases fortesH2SO4 NaOHconcentrat

Força d’àcids i bases Àcids febles i bases febles• Els àcids febles i les bases febles no es troben totalment dissociats. CH3COOH (aq ) CH3COO – (aq) + H3O+ (aq) àcid acètic NH3 (aq ) NH4 + (aq) + OH - (aq) amoníac • En la dissolució coexisteixen en equilibri l’espècie molecular sense dissociar i els ions.

Força d’àcids i baseshttp://www.youtube.com/watch?v=pcBM2hsuxU0

Força d’àcids i baseshttp://www.youtube.com/watch?v=jncstBHsgZk

Força d’àcids i baseshttp://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/acid13.swf

Força d’àcids i bases Constants Ka i Kb Ka és la constant d’acidesa d’un àcid feble H2OCH3COOH (aq ) CH3COO – (aq) + H3O+ (aq) àcid acètic Ka = [ CH3COO – ] · [H3O+ ] [ CH3COOH ] pKa = - log Ka

Força d’àcids i bases Constants Ka i KbKb és la constant de basicitat d’una base feble H2ONH3 (aq ) NH4 + (aq) + OH- (aq)amoníac Kb = [NH4 +] · [OH-] [NH3 ] pKb = - log Kb

Força d’àcids i bases Constants Ka i Kb• Ka ens informa de la força d’un àcid• Quant més gran és el valor de Ka (més petit el seu pKa ), mésfort és un àcid.

Força d’àcids i bases Constants Ka i Kb• Kb ens informa de la força d’una base.• Quant més gran és el valor de Kb (més petit el seu pKb ), mésforta és una base.

Força d’àcids i basesConstants Ka i Kb

Equilibri iònic de l’aiguaEn l’aigua pura, només una petita fracció de les molècules ( 1 de cada 500.000.000 molècules d’H2O) es troba dissociada en ions: OH - (aq) H+ (aq) http://www.chem.ox.ac.uk/vrchemistry/chapter16/Pag10.htm

Equilibri iònic de l’aigua L’aigua és una substància amfipròtica ( es pot comportar com un àcid o com una base ). H2O (l) + H2O (l) ⇄ H3O+ (aq) + OH - (aq)http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/animations/H2Osingleeq.html

Equilibri iònic de l’aigua Producte iònic de l’aigua (Kw) Kw = [ H3O+ ] · [ OH- ] = 10 –14 ( a 25 ºC )• Per tant en dissolució aquosa ( a 25 ºC ) es verifica: pH + pOH = 14 = pKw• Per un parell àcid-base conjugat es pot demostrar que es compleix Ka · Kb = Kw = 10-14 ( pKa + pKb = pKw= 14 )

pH Concepte de pH• El pH permet quantificar el grau d’acidesa d’una dissolució aquosa.• Es pot calcular a partir de la concentració d’ions hidronipresents en la dissolució: pH = - log [ H3O+] pOH = - log [ OH- ]• Recordeu que per a dissolucions aquoses a 25 ºC es compleix que pH + pOH = 14

pHL’escala de pH ( a 25 ºC) Bàsic Neutre Àcid

pH El pH de les substàncies Àcid Vinagre Aigua Sucs Llet destil·ladaclorhídric Llimona Cervesa Orina gàstrics Aigua de Netejador Lleixiu de forns Hidròxid mar de sodiSang Llet de Amoníac magnesia Llevat

pH Mesura del pH Paper indicadorhttp://www.sciencephoto.com/media/234591/view pH-metre

pH Mesura del pH: pH-metrehttp://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/acidbasepH

pH Mesura del pH: pH-metrehttp://www.youtube.com/watch?v=pAHsgUZbL1c

pHMesura del pH: pH-metre + informació: http://es.wikipedia.org/wiki/PH-metro

pH Mesura del pH: Indicadors• Els indicadors són substàncies que tenen un color diferent segonsestiguin en medi àcid, neutre o bàsic.• Alguns indicadors molt emprats al laboratori són la fenolftaleïna, elroig de metil o l’indicador universal (mescla de diferents indicadors).

pH Mesura del pH: IndicadorsEl canvi de color d’un indicador està relacionat amb canvis en laseva estructura molecular. fenolftaleïna

pH Mesura del pH: IndicadorsPerquè el canvi de color sigui observable per l’ull humà, laconcentració d’una de les formes ha de ser aproximadament 10vegades més gran que la de l’altra.A la pràctica això implica que l’interval de viratge dels indicadors ésd’unes 2 unitats de pH.

pH Mesura del pH: Indicadors Intervals de viratge de diferents indicadorshttp://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/acidbase/indicators.shtml

pH Càlcul del pH [ H3O+] ?  pH = - log [ H3O+]http://www.educaplus.org/play-72-Calculadora-de-pH.html

pHCàlcul del pH

Càlcul del pHa ) àcid fortHCl (aq)  H3O+(aq) + Cl-(aq) Ca - - inici - Ca Ca finalpH = - log [H3O+] = - log Ca

Càlcul del pHb ) base fortaNaOH (aq)  Na+(aq) + OH-(aq) Cb - - inici - Cb Cb finalpOH = - log [OH-] = - log CbpH = 14 - pOH

Càlcul del pHc ) àcid febleCH3COOH (aq)  CH3COO-(aq) + H3O+(aq) Ca - - inici Ca - x x xequilibriKa = x2 / (Ca-x) ~ x2 / Ca ; x2 = Ka · Ca Aproximació vàlida si Ca >> XpH = - log [H3O+] =- log x = - log Ka·Ca

Càlcul del pHd ) base febleNH3 (aq)  NH4+(aq) + OH-(aq) Cb - - inici Cb - x x x equilibriKb = x2 / (Cb-x) ~ x2 / Cb ; x2 = Kb · Cb Aproximació vàlida si Cb >> XpOH = - log [OH-] =- log x = - log Kb·Cb pH = 14 - pOH

Càlcul del pH Grau de dissociació (α )El grau de dissociació (o d’ionització) ens indica eltant per u (α ) de molècules d’àcid o base que s’hanionitzat una vegada assolit l’equilibri químic.a ) àcid fort: α = 1 (% dissociació =100 %)b ) base forta: α = 1 (100 %)

Càlcul del pH Grau de dissociació (α )c ) àcid feble: α= x / Ca% dissociació = (x / Ca) ·100d ) base feble: α = x / Cb% dissociació = (x/Cb) ·100

Hidròlisi de les sals• No totes les dissolucions aquoses de sals són neutres. N’hi ha que tenen pH > 7 o pH < 7.• Això és degut a que els ions de determinades sals reaccionenamb l’aigua ( reaccions d’hidròlisi ).

Hidròlisi de les salsEl pH resultant depèn del tipus de sal, com es pot observar en lasegüent taula: NH4 CH3COO NH4 CN

Hidròlisi de les sals NH4 CH3COO NH4 CNpH d’una dissolució d’etanoat d’amoni (NH4 CH3COO)?Ka (catió de la base feble) = Ka (NH4+ ) = 5,56 · 10-10Kb (anió de l’àcid feble) = Kb (CH3COO- ) = 5,56 · 10-10 Ka = Kb => pH neutre

Hidròlisi de les sals NH4 CH3COO NH4 CNpH d’una dissolució de cianur d’amoni (NH4 CN)?Ka (catió de la base feble) = Ka (NH4+ ) = 5,56 · 10-10Kb (anió de l’àcid feble) = Kb (CN-) = 2,04 · 10-4 Kb > Ka => pH bàsic

Hidròlisi de les salsRecordeu que per un parell àcid-base conjugats Ka i Kb estan relacionats mitjançant l’expressió Ka · Kb = Kw = 10-14 Exemple: Ka (NH4+) · Kb (NH3) = 10-14 Ka (NH4+) = 10-14 = 10-14 = 5,56·10-10 Kb (NH3) 1,8·10-5

Hidròlisi de les salsJustificació del pH d’una dissolució de CH3COONa • Dissolució aquosa de la sal: CH3COONa (s)  CH3COO – (aq) + Na + (aq) 2 ) Hidròlisi de l’anió (prové d’un àcid feble, és una base): CH3COO – (aq) + H2O  CH3COOH (aq) + OH- (aq)

Hidròlisi de les salsJustificació del pH d’una dissolució de NH4Cl • Dissolució aquosa de la sal: NH4Cl (s)  NH4 + (aq) + Cl - (aq) 2 ) Hidròlisi del catió (prové d’una base, és un àcid): NH4 + (aq) + H2O  NH3 (aq) + H3O + (aq)

Reacció de neutralització• Anomenem neutralització la reacció que es produeix entre unàcid i una base: Àcid + Base Sal + Aigua• Per exemple: HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O (l)

Reacció de neutralització Els antiàcids• Les possibles alteracions en el sistema defensiu de les paretsestomacals es combaten amb antiàcids, que són substàncies bàsiquesque neutralitzen l’excés d’àcid clorhídric segregat.• L’antiàcid més popular és el bicarbonat de sodi. Hi ha altres salsbàsiques que es fan servir amb aquest mateix fi, com els carbonatsde calci o magnesi, així com hidròxids d’alumini o magnesi.

Volumetries àcid-base• Una volumetria o valoració àcid-base permet determinar laconcentració d’àcid o de base que conté una dissoluciódesconeguda. Es fonamenta en una reacció de neutralització. • Acidimetria: determinació de la concentració d’una dissolució àcida. • Alcalimetria: determinació de la concentració d’una dissolució bàsica.

Volumetries àcid-base suport buretamatràserlenmeyer + indicador

Volumetries àcid-base Simulació d’una anàlisi volumètricahttp://www.iesberenguer.net/departaments/fisicaiquimica/tecniques/valoracio.swf

Volumetries àcid-baseEl viratge de l’indicador ens permet determinar el moment en ques’assoleix el punt final, és a dir, quan s’ha completat la neutralització.

Volumetries àcid-base Punt final vs punt d’equivalència• El punt d’equivalència és el punt dela corba de valoració (pH , V ) en elqual s’han afegit el nombre de molsd’àcid (o base) necessaris per aneutralitzar els mols de base (o àcid)presents en la dissolució problema.• El punt final és el marcat pel canvide color de l’indicador. Valoració de NH3 amb HCl• Tria de l’indicador: el punt d’equivalència ens marcarà quin ésl’indicador adient en cada cas (cal que l’interval de viratge del’indicador sigui pròxim al pH del punt d’equivalència).

Càlculs volumetria àcid-base Quan s’arriba al punt d’equivalència ( coincideix aproximadament amb el punt final, canvi de color de l’indicador ) es verifica que : nº mols àcid = nº mols base VA·CA ·a = VB· CB · bVA= volum àcid (litres) VB = volum base (litres)CA = concentració àcid ( mol /l ) CB = concentració base ( mol /l )a = nº d’H + que conté l’àcid b = nº d’OH - que conté la base

Volumetries àcid-base Corbes de valoració • Les corbes de valoració són la representació gràfica de la variació del pH en funció del volum afegit de dissolució valorant.• La forma de les corbes de valoració depèn de si valorem un àcid ouna base i si aquests són forts o febles.• El pH del punt d’equivalència ens marcarà quin és l’indicadoradient en cada cas.

Volumetries àcid-base Corbes de valoracióValoració d’un àcid fort ( HCl ) amb una base forta ( NaOH )

Volumetries àcid-base Corbes de valoració(a) Corba de valoració d’un àcid feble(b) Corba de valoració d’un àcid fort

Volumetries àcid-base Corbes de valoracióValoració d’una base feble (NH3) amb un àcid fort (HCl)

Volumetries àcid-baseCorbes de valoracióValoració de diferents àcids

Volumetries àcid-base Corbes de valoracióValoració d’un àcid dipròtic ( H2A )

Dissolucions tampóQuè és una dissolució tampó? Les dissolucions que fan possible que el pH es mantingui constant, tot i afegir-hi petites quantitats d’àcid o de base, s’anomenen dissolucions reguladores del pH, dissolucions tampó, dissolucions amortidores o buffer.

Dissolucions tampóExemples de dissolucions tampó Una gran quantitat de processos químics i bioquímics ocorren a un pH concret i pràcticament constant, que no varia encara que s’incorporin noves substàncies al procés. Aquest comportament s’aconsegueix amb un sistema regulador de pH o sistema tampó. Un exemple de dissolució tampó és la sang. El seu pH s’ha de mantenir entre 7,35 i 7,45. Això s’aconsegueix perquè la sang conté sistemes amortidors com el H2CO3 / HCO3-, el H2PO4- / HPO42- i l’hemoglobina.

Dissolucions tampóExemples de dissolucions tampó Un altre exemple de buffer són l’aigua amb gas i la resta de begudes carbòniques. El gas és diòxid de carboni, que dissolt en aigua forma àcid carbònic, que és un àcid feble: CO2 (g) + H2O (l)  H2CO3 (aq) Aquest és un àcid feble dipròtic: H2CO3  HCO3 - + H3O+ HCO3 -  CO32- + H3O+ Per tant en dissolució tenim una barreja de H2CO3 / HCO3- / CO32- que actua com a reguladora del pH.

Dissolucions tampó Exemples de dissolucions tampóDissolucions reguladores en els oceansL’aigua marina conté una barreja reguladora depH formada pel sistema H2CO3 / HCO3- / CO32-Actualment l’aigua de mar acostuma a tenir un pHentre 8 i 8,3 i a pH bàsic la forma predominant és elcarbonat, la qual cosa afavoreix el desenvolupamentd’organismes com els coralls o els moluscs.Es preveu que si augmenten les emissions de CO2 al’atmosfera, quan aquest gas sigui absorbit pel marfarà disminuir el pH de l’aigua, es reduirà laconcentració de CO32- i això podrà afectar a moltes HCO - <-> CO32- + H+especies marines 3que depenen del carbonat per formarel seu esquelet o conquilla.

Dissolucions tampóDe què estan fetes les dissolucions tampó? Estan formades per mescles de dissolucions de concentracions similars de: - Un àcid feble i la seva sal de base forta Exemples: CH3COOH /Na+CH3COO- H2CO3 / Na+HCO3- - Una base feble i la seva sal d’àcid fort Exemple: NH3 / NH4+ Cl-

Dissolucions tampó Càlcul del pH d’una dissolució tampó Equació d’Henderson-Hasselbalch: pH = pKa – log [àcid] [sal] Aquesta equació s’obté a partir de l’expressió de la Ka i considerant que les concentracions de l’àcid feble (HA) i de la seva sal (A- ) en l’equilibri coincideixen amb les inicials: HA (aq)  H3O+ (aq) + A- (aq)Ka = [H3O+] · [A- ] [H3O+] = Ka [HA] [HA] [A- ]

Dissolucions tampó Càlcul del pH d’una dissolució tampó Equació d’Henderson-Hasselbalch: pOH = pKb – log [base] [sal]En el cas d’una dissolució reguladora formada per una base feble (B) i una sal del seu àcid conjugat (BH+).Exemple:Kb (NH3) = 1,8 ·10-5 => pKb = -log Kb = 4,74[base] = [NH3][sal] = [NH4+]

Dissolucions tampó Control del pH en el sistema tampó àcid acètic / ió acetathttp://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/buffer12.swf

Dissolucions tampóControl del pH en el sistema tampó àcid acètic / ió acetat Addició d’un àcid fort Si afegim una petita quantitat d’àcid fort, augmenta la concentració d’ions hidrogen (H+) i l’equilibri es desplaça cap a l’esquerra per compensar la pertorbació (Principi de Le Chatelier) mantenint constant el pH. CH3COOH (aq)  CH3COO- (aq) + H+ (aq)

Dissolucions tampóControl del pH en el sistema tampó àcid acètic / ió acetat Addició d’una base forta Si afegim una petita quantitat de base forta, els ions hidròxid (OH-) reaccionen amb els ions hidrogen (H+) per formar aigua. Com això provoca la disminució de la concentració d’ions hidrogen (H+) i l’equilibri es desplaça cap a la dreta per compensar la pertorbació (Principi de Le Chatelier) mantenint constant el pH. CH3COOH (aq)  CH3COO- (aq) + H+ (aq)

La pluja àcida L’origen del problema• Les centrals tèrmiquescremen carbó que conté unalt percentatged’impureses de sofre. SO3 (g)• Les xemeneies SO2 (g)d’aquestes centralsemeten grans quantitatsde SO2 i SO3

La pluja àcidaL’origen del problema Els automòbils alliberen, entre d’altres contaminants, òxids de nitrogen gasosos com el NO i el NO2

La pluja àcida Formació de la pluja àcidaQuan els contaminants arriben als núvols, reaccionen amb l’aiguaformant àcids forts com el sulfúric i el nítric. SO3 (g ) + H2O (l) H2SO4 (aq) àcid sulfúric NO2 (g ) + H2O (l) HNO3 (aq) àcid nítric

La pluja àcida Efectes mediambientalsLa pluja àcida provoca danys sobre els ecosistemes aquàtics(acidificació de llacs), la vegetació (danys a les fulles), el sòl (pèrduade nutrients) i també afecta als monuments i construccions fetes depedra calcària.

La pluja àcidahttp://agora.xtec.cat/iesb7/moodle/mod/resource/view.php?inpopup=true&id=87647

La pluja àcidahttp://www.youtube.com/watch?v=RP-sU8i2edo

Referències de les imatgeshttp://www.sciencephoto.com/http://ca.wikipedia.org/wiki/AutorJosé Ángel Hernández SantadaríaInstitut Badalona VIIjherna24@xtec.cat“Reaccions àcid-base” de José Ángel Hernández Santadaría està subjecta a unallicència de Reconeixement-NoComercial 3.0 No adaptada de Creative Commons

http://agora.xtec.cat	1994
http://cursos.inslaferreria.com	778
http://www.bellera.cat	413
http://www.iesmacardona.cat	277
http://blocs.xtec.cat	254
http://cursos.inslaferreria.net	178
http://www.iespladenboet.cat	173
http://agora.educat1x1.cat	163
http://agora.educat1x1.cat	163
http://quimicapierrecurie.blogspot.com	146
http://quimicasacolomina.blogspot.com	122
http://quimicapierrecurie.blogspot.com.es	117
http://www.slideshare.net	108
http://quimicasacolomina.blogspot.com.es	30
http://www.edmodo.com	17
http://quimicabalafia.blogspot.com	17
http://homeostasi.wordpress.com	16
http://moodle.lamercemartorell.cat	11
http://gestor.ieslaferreria.net	6
http://www.quimicasacolomina.blogspot.com	5
http://montbui.portaledu.cat	2
https://jujo00obo2o234ungd3t8qjfcjrs3o6k-a-sites-opensocial.googleusercontent.com	2
http://webcache.googleusercontent.com	2
http://davidmur.blogspot.com	2
http://translate.googleusercontent.com	1
http://www.davidmur.blogspot.com	1
http://quimicabalafia.blogspot.com.es	1

Acids i bases

by José Ángel Hernández Santadaría on Feb 14, 2008

Accessibility

Categories

Tags

Upload Details

Usage Rights

27 Embeds 4,999

Statistics

Acids i bases — Presentation Transcript