2. Clasificación fenomenolóxica e- Dan cor vermella o papel indicador a- Teñen sabor agreo ( iogures (ác. láctico), limón e laranxas (ác. cítrico, mazás (ác. málico), viño (ác. tartárico) etc..). b- Reaccionan cos carbonatos, desprendendo CO 2 c- Producen H2 gas, cando reaccionan cos metais. Os ácidos f- As súas propiedades neutralízanse cas bases. d- Non colorean a fenolftaleína. c- Dan coloración rosada a fenolftaleína. e- As súas propiedades neutralízanse cos ácidos. d- Dan cor azul o papel indicador. b- Teñen un tacto xabonoso. reaccionan ca graxa para producir xabón. a- Teñen o sabor do bicarbonato. As bases
3. Teoría de Arrhenius Logo das propostas fallidas de R.Boyle, A.L. Lavoisier, H. Davy, J.L. Gay-Lussac e M. Farady Entre outros. No ano 1884 S.A. Arrhenius propón a súa teoría: Arrhenius define aos Ácidos como: aquelas substancias neutras, que en disolución acuosa, disólvense dando protóns (H+) e as Bases: como aquelas substancias neutras, que en disolución acuosa, disócianse dando ións hidróxido (OH-). HA -> H+ (aq) + A-(aq) BOH -> B+ (aq) + OH- (aq) H+ (aq) + OH- (aq) -> H2O (l)
4. Teoría de Arrhenius Logo das propostas fallidas de R.Boyle, A.L. Lavoisier, H. Davy, J.L. Gay-Lussac e M. Farady Entre outros. No ano 1884 S.A. Arrhenius propón a súa teoría: Arrhenius define aos Ácidos como: aquelas substancias neutras , que en disolución acuosa , disólvense dando protóns (H+) e as Bases : como aquelas substancias neutras , que en disolución acuosa , disócianse dando ións hidróxido (OH-). HA -> H+ (aq) + A-(aq) BOH -> B+ (aq) + OH- (aq) H+ (aq) + OH- (aq) -> H2O (l)
5. Teoría de Arrhenius Esta definición de Arrhenius presenta certas limitacións : e- Os ións H+ non poden existir libres en disolución acuosa, debido súa carga eléctrica e o seu pequeno tamaño. d- Non era quen de explicar o caracter ácido das disolucións de CO 2 , SO 2 , FeCl 3 etc, (pois non conteñen átomos de hidróxeno.) c- Non era quen de explicar o caracter básico do amoníaco ou dalgúns carbonatos e ións metálicos (pois non contén ións hidróxido). b- Só tiña en conta, ás disolucións acuosas, pero existen reaccións de neutralización que non ocorren en medio acuoso, como por exemplo: HCl (g) + NH 3 (g) -> NH 4 Cl (s) a- Descartaba ós ións como ácidos ou bases, pois non eran substancias neutras ( ex. NH 4 +, HCO 3 - ,etc)
12. As substancias anfóteras Cando unha substancia pode actuar como ácido ou como base denomínase substancia anfótera NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH (aq) ClH (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Cl (aq) Substancia anfótera
15. A autoionización da auga A auga, como substancia pura, ten unha pequena conductividade eléctrica, poñendo de manifesto a presencia de ións. Equilibrio de autoionización da auga H 2 O (l) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH (aq) Sendo a constante de equilibro: Como a concentración dos líquidos é constante, teremos , coñécese como producto iónico da auga e o seu é
16. A autoionización da auga DISOLUCIÓN NEUTRA [H 3 O + ] = [OH ] DISOLUCIÓN ÁCIDA [H 3 O + ] > [OH ] DISOLUCIÓN BÁSICA [H 3 O + ] < [OH ]
17. O pH No ano 1909, Sörensen propón o concepto de pH E dunha maneira similar o concepto de pOH 14 = pH + pOH E como sabemos: log 10 -14 = log [H 3 O + ] log [OH ] Aplicando logaritmos e cambiando o signo:
18. A autoionización da auga DISOLUCIÓN NEUTRA [H 3 O + ] = [OH ] pH = 7 DISOLUCIÓN ÁCIDA [H 3 O + ] > [OH ] pH < 7 DISOLUCIÓN BÁSICA [H 3 O + ] < [OH ] pH > 7
19. A escala do pH ÁCIDO BÁSICO 14 1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13 5 7 Zume de limón Cervexa Leite Sangue Auga do mar Amoniaco Auga destilada
20. A forza dos ácidos Forza dun ácido: maior ou menor tendencia a transferir un protón. A constante de acidez (ionización) será: Maior forza dun ácido: maior será K a (menor pK a ) Caso extremo: ácido forte (p.ex. HCl, HNO 3 , HClO 4 , ...) encóntranse totalmente disociado (K a >> 1, K a )
21. A forza das bases Forza dunha base: maior ou menor tendencia para aceptar un protón. A constante de basicidade (ionización) será: Maior forza dunha base: maior será K b (menor pK b ) Caso extremo: base forte (p.ex. NaOH, KOH, ...) encóntranse totalmente disociada (K b >> 1, K b )
22. Relación entre as forzas das parellas ácido-base conxugadas É moi importante subliñar que, canto máis forte é un ácido (base), máis débil será a súa base (ácido) conxugada.
23.
24. A relación entre K a e K b No caso dun par ácido-base conxugado, K a e K b están relacionadas K a = [A - ][H 3 O + ] [HA] HA + H 2 O A - + H 3 O + Para un ácido débil teremos K b = [HA][OH - ] [A - ] A - + H 2 O AH + OH - E para a súa base conxugada K w = K a K b Por tanto conocido el valor de Kb para un base, pódese calcular o valor da Ka do seu ácido conxugado: Multiplicando ámbalas dúas expresións e simplificando [HA][OH - ] [A - ] K a K b = [A - ] [H 3 O + ] [HA] = [H 3 O + ][OH - ] = K w x
25. As reaccións de neutralización Coñécense como reaccións de neutralización ás reaccións ácido - base Nas reaccións entre un ácido e unha base obteremos sal e auga
26. As reaccións de hidrólise Ata agora traballamos con disolución acuosas de ácidos e de bases, non tendo ningunha dúbida sobre o seu caracter ácido ou básico. ¿pero que ocorre se o que temos e unha disolución dunha sal? Coñécese como hidrólise a reacción dos ións dunha sal ( catión e anión ) ca auga, podendo modificar nalgúns casos o pH da disolución. Podemos ter as seguintes situacións: (Lembra que tódalas sales poden considerarse que veñen dun ácido e dunha base) 1- Sal dunha base forte e dun ácido forte 2- Sal dun ácido forte e dunha base débil 3- Sal dun ácido débil e dunha base forte 4- Sal dun ácido débil e dunha base débil
27. As reaccións de hidrólise 1- Sales procedentes de ácido forte e base forte [ ex.: NaCl, KCl, NaNO 3 ] NaCl (s) H 2 O Na + (aq) + Cl (aq) Procede dun ácido forte (HCl). Logo é unha Base débil Procede dunha base forte (NaOH). Logo é un Ácido débil Non sofre hidrólise Non sofre hidrólise Disolución neutra
28. As reaccións de hidrólise [p.ex.: NH 4 Cl] 2- Sales procedentes de ácido forte e base débil NH 4 Cl (s) H 2 O NH 4 + (aq) + Cl (aq) Procede dun ácido forte (HCl) Logo é unha base débil Procede dunha base débil (NH 3 ) Non sofre hidrólise Logo é ácido forte Sofre hidrólise NH 4 + (aq) + H 2 O (l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) Disolución ácida
29. As reaccións de hidrólise 3- Sales procedentes de ácido débil e base forte [p.ex.: CH 3 COONa] CH 3 COONa (s) H 2 O CH 3 COO (aq) + Na + (aq) Procede dunha base forte (NaOH) Logo é un ácido débil Procede dun ácido débil (CH 3 COOH) Logo é base forte Sofre hidrólise CH 3 COO (aq) + H 2 O (l) CH 3 COOH (aq) + OH (aq) Disolución básica Non sofre hidrólise
30. As reaccións de hidrólise 4- Sales procedentes de ácido débil e base débil [p.ex.: NH 4 CN] [Para o NH 4 CN: disolución básica] NH 4 CN (s) H 2 O NH 4 + (aq) + CN (aq) Procede dun ácido débil (HCN) É unha base forte Procede dunha base débil (NH 3 ) Sofre hidrólise Sofre hidrólise Se K a > K b Disolución ácida Se K a < K h Disolución básica Se K a = K b Disolución neutra
31. Solucións amortiguadoras Disolucións amortiguadoras (tamén disolucións reguladoras, tampón ou buffer) : Disolucións que manteñen un pH aproximadamente constante cando se engaden pequenas cantidades de ácido ou de base. Están formadas por: Por ácido débil e a súa base conxugada (ou una base débil e o seu ácido conxugado). (p.ej.: CH 3 COOH/CH 3 COONa) Para moitos procesos, o control do pH resulta fundamental (p.ex. reaccións bioquímicas)
32. Solucións amortiguadoras Como funciona unha disolución reguladora : Se engadimos unha pequena cantidade dun ácido o Consumirase na reacción co ión acetato e desprazará o equilibrio cara a dereita CH 3 COOH CH 3 COO - + H 3 O + CH 3 COONa CH 3 COO - + Na +
33. Solucións amortiguadoras Como funciona unha disolución reguladora : Se engadimos unha pequena cantidade dun ácido o Consumirase na reacción co ión oxonio e desprazará o equilibrio cara a dereita Denomínase capacidade amortiguadora á cantidade de ácido ou base que podemos engadir sen variar substancialmente o pH da disolución tampón CH 3 COOH CH 3 COO - + H 3 O + CH 3 COONa CH 3 COO - + Na +
34. As valoracións ácido - base As valoracións ou volumetrías ácido - base son unha técnica analítica empregada para determinar a concentración dunha base (ácido) coñecendo a concentración do ácido (base) Denomínase punto de equivalencia, o punto no que as cantidades de ácido e base están en proporción estequiométrica No punto de equivalencia os equivalentes de ácido e da base serán os mesmos Na · Va = Nb · Vb Recorda: Normalidade = valencia = nº de protóns ou de ións hidróxido N = M · V
38. Os indicadores Os indicadores son ácidos u bases débiles que presentan unha cor diferente na súa base ou ácido conxugado Son moi útiles nas valoracións ácido – base, pois indícannos cando acadamos o punto de equivalencia HIn (aq) + H 2 O (l) Forma ácida (cor 1) In - (aq) + H 3 O + (aq) Forma básica (cor 2) Sendo a constante de acidez do indicador: K In = [In - ] [H 3 O + ] [HIn]
39. Os indicadores (O papel indicador) É un dos indicadores ácido – base máis empregado. Trátase dun papel impregnado por varios indicadores Dando lugar a unha cor distinta para cada pH.
