2. PROPIETATS DELS ÀCIDS I DE LESPROPIETATS DELS ÀCIDS I DE LES
BASESBASES
ÀCIDSÀCIDS BASESBASES
Sabor agre
Són corrosius per a la pèl.
Les seues dissolucions aquoses condueixen
el corrent elèctric.
Reaccionen amb els carbonats desprenent
diòxid de carboni.
Reaccionen amb metalls actius (magnesi,
zinc, etc.) alliberant hidrogen gas.
Amb fenolftaleïna la coloració és incolora.
Enrogeixen el paper indicador
Es neutralitzen amb bases
Exemples: Aspirina (àcid acetilsalicílic),
vinagre (àcid acètic), llima (àcid cítric),
salfumant o suc gàstric (àcid clorhídric)
Sabor amarg.
Són corrosius per a la pèl.
Les seues dissolucions tenen
un tacte sabonós.
Les seues dissolucions aquoses
condueixen el corrent elèctric.
Amb fenolftaleïna la coloració
els roja.
Tornen blau el paper indicador.
Es neutralitzen amb àcids.
Exemples: Llet de magnèsia
(hidròxid de magnesi), amoníac,
3. TEORIA D’ARRHENIUS (1883)TEORIA D’ARRHENIUS (1883)
Va estudiar la conductivitat d’algunes substàncies
(sal, àcids i bases) proposant que condueixen
perquè es dissocien i formen ions.
Àcid: substància que en dissolució
aquosa es dissocia produint ions
hidrogen (H+
).
Base: substància que en dissolució
aquosa es dissocia produint ions
hidròxid (OH-
).
Reacció de Neutralització: un àcid i una base
contraresten els seus efectes.
Àcid + Base → Sal + Aigua
H+
Cl-
+ Na+
OH-
→ Na+
Cl-
+ H2O
5. LIMITACIONS DE LA T. D’ARRHENIUSLIMITACIONS DE LA T. D’ARRHENIUS
Hi ha substàncies que no tenen àtoms d’hidrogen i
que en dissolució aquosa manifesten propietats
àcides (CO2, FeCl3, etc.).
Altres substàncies (NH3, CO3
2-
, etc.) que no tenen
grups OH-
manifesten propietats bàsiques en
dissolució aquosa.
Existeixen reaccions àcid base en dissolvents
diferents a l’aigua, inclòs sense dissolvent:
HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s)
En dissolució aquosa no existeixen ions H+
, estan
combinats amb aigua formant els ions oxoni (H3O+
)
6. TEORIA DE BRÖNSTED – LOWRYTEORIA DE BRÖNSTED – LOWRY
(1923)(1923)
Àcid: substància que pot cedir protons H+
Base: substància que pot acceptar protons H+.
Una reacció àcid base és una reacció d’intercanvi de protons.
HCl + H2O ⇆ Cl-
+ H3O+
àcid 1 base 2 base 1 àcid 2
NaOH + H2O ⇆ Na+
(H2O) + OH-
base 1 àcid 2 àcid 1 base 2
NH3 + H2O ⇆ NH4
+
+ OH-
base 1 ácid 2 àcid 1 base 2
L’aigua es pot comportar com a base o com a àcid, és una substància
amfipròtica o amfòtera.
Es formen parelles àcid / base conjugats (diferenciats només en un H+
):
H2O/OH-
, H3O+
/H2O, HCl/Cl-
, NH3/NH4
+
7. FORÇA RELATIVA D’ÀCIDS I BASESFORÇA RELATIVA D’ÀCIDS I BASES
La força és la facilitat de cedir i acceptar protons d’una substància iLa força és la facilitat de cedir i acceptar protons d’una substància i
depèn de la substància a la que s’enfronta, per això diem que ésdepèn de la substància a la que s’enfronta, per això diem que és
relativa. Prenem com a referència l’aigua.relativa. Prenem com a referència l’aigua.
Considerem un àcid HA:Considerem un àcid HA:
HA(aq) + HHA(aq) + H22O(l)O(l) ⇆ A⇆ A--
(aq) + H(aq) + H33OO++
(aq)(aq)
On KOn Kaa és la constant d’acidesaés la constant d’acidesa
Considerem una base B:Considerem una base B:
B(aq) + HB(aq) + H22O(l)O(l) ⇆ BH⇆ BH++
(aq) + OH(aq) + OH--
(aq)(aq)
On KOn Kbb és la constant de basicitat.és la constant de basicitat.
Quan major siga KQuan major siga Kaa més fort serà l’àcid HA i més dèbil lamés fort serà l’àcid HA i més dèbil la
base conjugada Abase conjugada A--
: l’àcid estarà més ionitzat ([A: l’àcid estarà més ionitzat ([A--
]>>[HA]) i es]>>[HA]) i es
formarà una major quantitat de Hformarà una major quantitat de H33OO++
..
Quan major siga KQuan major siga Kbb més fort serà la base B i més dèbilmés fort serà la base B i més dèbil
l’àcid conjugat BHl’àcid conjugat BH++
; la base estarà més ionitzada ([BH; la base estarà més ionitzada ([BH++
]>>[B]) i es]>>[B]) i es
formarà una major quantitat de OHformarà una major quantitat de OH--
..
[ ] [ ]
[ ]eq
eq3eq
HA
OHA
Ka
+−
⋅
=
[ ] [ ]
[ ]eq
eqeq
B
OHBH
Kb
−+
⋅
=
8. ÀCIDS I BASES FORTSÀCIDS I BASES FORTS
ÀCIDS I BASES DÈBILSÀCIDS I BASES DÈBILS
Àcid fort és aquell que es troba totalment ionitzat (Ka>100):
HClO4, HMnO4, HNO3, HI, HBr, HCl, H2SO4
HCl(aq) + H2O(l) → Cl-
(aq) + H3O+
(aq)
Ácid dèbil és aquell que està parcialment ionitzat: HF,
HNO2, H2CO3, R-COOH, etc.
RCOOH(aq) + H2O(l) ↔ RCOO-
(aq) + H3O+
(aq)
Base forta és aquella que es troba totalment ionitzada (Kb
>100): Hidròxids alcalins (LiOH, NaOH, KOH, etc.) i
alcalinoterris (Ca(OH)2, Mg(OH)2, etc.).
LiOH(aq) + H2O(l) → Li+
(aq) + OH-
(aq)
Base dèbil és aquella que està parcialment ionitzada: NH3,
S2-
, CO3
2-
, RCOO-
, NO2
-
, etc.
NO2
-
(aq) + H2O(l) ↔ HNO2 (aq) + OH-
(aq)
9. ÀCIDS I BASES FORTS I DÈBILSÀCIDS I BASES FORTS I DÈBILS
ÀCID MOLT DÈBIL:
MOLT POC
DISSOCIAT
ÀCID DÈBIL:
DISSOCIAT
PARCIALMENT
ÀCID FORT:
TOTALMENT
DISSOCIAT
MOLÈCULA D’ÀCID HA
10. AUTOIONITZACIÓ DE L’AIGUAAUTOIONITZACIÓ DE L’AIGUA
L’experiència demostra que l’aigua té una xicoteta conductivitat
elèctrica que ens indica que està parcialment dissociada en ions.
H2O(l) + H2O(l) ⇆ H3O+
(aq) + OH-
(aq)
KW=[OH-
]·[H3O+
]
La constant KW s’anomena producte iónic de l’aigua, constant
d’autoprotólisi i val 10-14
a 25 ºC.
Segons aquesta relació si [H3O+
] augmenta, la [OH-
] ha de disminuir
per a que el producte de les dos es mantinga constant.
11. CONCEPTE DE PHCONCEPTE DE PH
pH = - log [H3O+
]
pOH = - log [OH-
]
pKW = - log 10-14
= 14
Dissolució Neutra Dissolució Àcida Dissolució Bàsica
[OH-
] = [H3O+
] = 10-7
M [H3O+
]>[OH-
]
[H3O+
]>10-7
M
[OH-
]<10-7
M
[H3O+
]<[OH-
]
[H3O+
]<10-7
M
[OH-
]>10-7
M
pH =pOH=7 pH<7
pOH>7
pH>7
pOH<7
Es compleix que a 25ªC pH + pOH = 14
pH
7
ácida básica
13. PH DE SUBSTÀNCIES COMUNSPH DE SUBSTÀNCIES COMUNS
ÁCIDO BÁSICO
141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7
Zumo de
limón Cerveza
Leche
Sangre
Agua mar
Amoniaco
Agua destilada
Salfumant Sosa càustica
Vinagre
14. RELACIÓ ENTRE KRELACIÓ ENTRE Kaa I KI Kbb
HA + H2O A⇆ -
+ H3O+
A-
+ H2O HA + OH⇆ -
Al sumar les 2 equacions
H2O(l) + H2O(l) ⇆ OH-
(aq) + H3O+
(aq) KW
KW = Ka·Kb
D’aquesta equació es dedueix que quan major siga Ka d’un àcid (mès fort) menor serà la Kb de la seua base conjugada i viceversa.
[ ] [ ]
[ ]eq
eq3eq
HA
OHA
Ka
+−
⋅
=
[ ] [ ]
[ ]eq
eqeq
A
OHHA
Kb −
−
⋅
=
15. RELACIÓ Ka, c iRELACIÓ Ka, c i αα
Siga l’equilibri HA + H2O ↔ A-
+ H3O+
Si anomenem “co” = [HA]inicial
Concentracions HA ↔ A-
+ C
Inicial (mol/L) co 0 0
Reacciona co· α co·α co·α
Equilibri co· (1– α) co·α co·α
[A-
]· [H3O+
] co·α · co·α co·α2
Ka = —————— = —————— = ———
[HA] co·(1– α) (1– α)
Per a àcids dèbils (Ka<10-4
) es compleix que α << 1 i de forma
aproximada
Ka= co·α2
D’aquesta expressió deduïm que els àcids forts (Ka molt gran)
es dissocien completament (α=1) i el àcids dèbils és dissocien
més (augmenta α) al disminuir la seua concentració.
o
a
c
K
=α
α
Ácid fort
Ácid dèbil
1
16. PREDICCIÓ DE REACCIONS ÀCID BASEPREDICCIÓ DE REACCIONS ÀCID BASE
Siga la reacció
HA + B ⇆ A-
+ BH+
Kreacció
Podem calcular la Kreacció a partir de Ka i Kb
– HA + H2O ⇆ A-
+ H3O+
Ka
– B + H2O ⇆ BH+
+ OH-
Kb
– H3O+
+ OH-
⇆ H2O + H2O 1/Kw
Sumant aquestes equacions obtenim la de la reacció i per tant es compleix que:
Si qualsevol dels reactius és un àcid o una base forta la Kreacció serà molt gran i la
reacció serà completa.
HNO3 + NH3 → NH4
+
+ NO3
-
Si reaccionen un àcid i una base dèbil de constants > 10-5
també seran reaccions
completes. en la resta de casos hi haurà equilibri.
HF + CO3
2-
⇆ F-
+ H2CO3
(l’equilibri està desplaçat en el sentit àcid més fort1 + base més forta2 → base més
dèbil1 + àcid més dèbil2)
Ka(H2CO3)= 4’4·10-7
, Ka(HF)=6’8·10-4
Com HF és un àcid més fort que H2CO3 l’equilibri està desplaçat R → P
i Kreacció = 6’8·10-4
/4’4·10-7
= 1545
Si qualsevol dels reactius és un àcid o base molt dèbil la Kreacció és molt baixa i
pràcticament no hi ha reacció.
- -
)BH(K
)HA(K
K
K·K
K
a
a
w
ba
reacció +
==
17. HIDRÒLISIHIDRÒLISI
Al dissoldre una sal en aigua, s’ionitza i els ions formats
poden reaccionar amb l’aigua modificant el pH.
Els cations són:
– Àcids molt dèbils (Na+
, Ca2+
) si el conjugat és una base
forta (NaOH, Ca(OH)2) que no reaccionen amb aigua.
– Àcids dèbils (NH4
+
, RNH3
+
) si el conjugat és una base
dèbil (NH3, RNH2) que reaccionen amb aigua
proporcionant H3O+
.
Els anions són:
– Bases molt dèbils (Cl-
, NO3
-
, etc) si el conjugat és un
àcid fort (HCl, HNO3, etc) que no reaccionen amb aigua.
– Bases dèbils (F-
, HCO3
-
, RCOO-
) si el conjugat és un
àcid dèbil (HF, H2CO3, RCOOH, etc) que reaccionen
amb aigua proporcionant OH-
18. HIDRÒLISIHIDRÒLISI
NaCl → Na+
+ Cl-
– Na+
→ no s’hidrolitza, és un àcid molt dèbil.
– Cl-
→ no s’hidrolitza, és una base molt dèbil. Dissolució neutra
NH4Cl → NH4
+
+ Cl-
– NH4
+
(àcid dèbil) + H2O ⇆ NH3 + H3O+
– Cl-
→ no s’hidrolitza, és una base molt dèbil. Dissolució àcida
CH3COONa → CH3COO-
+ Na+
– CH3COO-
(base dèbil) + H2O ⇆ CH3COOH + OH-
– Na+
→ no s’hidrolitza, és un àcid molt dèbil. Dissolució bàsica
NH4CN → NH4
+
+ CN-
– NH4
+
(àcid dèbil) + H2O ⇆ NH3 + H3O+
– CN-
(base dèbil) + H2O ⇆ HCN + OH-
Si els dos ions sofreixen hidròlisi el pH de la dissolució de sal serà:
Àcid (Ka>Kb) Bàsic (Kb>Ka) Neutre (Ka=Kb)
19. INDICADORSINDICADORS
Són colorants orgànics que modifiquen el seu color
segons el pH del medi. Són àcids i bases dèbils conjugats
de diferent color.
HIn + H2O ⇆ In-
+ H3O+
(color A) (color B)
Es pot arribar a l’expressió:
Predomina el color A quan [HIn]>10·[In-
] pH = pKa -1
Predomina el color B quan [In-
]>10·[HIn] pH= pKa + 1
Per tan el interval o zona de viratge de l’indicador val
pH = pKa ± 1
[ ][ ]
[ ]HIn
OH·In
K 3
a
+−
=
[ ]
[ ]HIn
In
logpKpH a
−
+=
21. VALORACIÓ ÀCID BASEVALORACIÓ ÀCID BASE
Determinació de la concentració d’un àcid (base) en
una dissolució per reacció de neutralització amb
una base (àcid).
Experimentalment mesurem el volum de la
dissolució de base (o àcid) (situada en la bureta) de
concentració coneguda que cal per a neutralitzar
estequiomètricament un determinat volum d’àcid (o
base) (situat a l’erlenmeyer) de concentració
desconeguda.
Siga la reacció:
2 H3A + 3 B(OH)2 → B3A2 + 6 H2O
Es compleix que reaccionen:
basebaseàcidàcid
basebase
àcidàcid
2
3 V·M·2V·M·3
3
2
V·M
V·M
3
2
)OH(Bmol
AHmol
===
Mesurem Vbase
de
concentració
Mbase
Posem Vàcid de
concentració
Màcid
desconeguda
22. VALORACIÓ ÀCID BASEVALORACIÓ ÀCID BASE
El punt en el que les quantitats de l’àcid i de la base estan en la relació
estequiomètrica s’anomena punt d’equivalència.
Experimentalment determinen el punt final que és aquell en el que un indicador
canvia de color (zona de viratge). Hem de triar un indicador que canvie de
color prop del punt de equivalència.
El pH del punt d’equivalència és el de la sal formada en la neutralització:
– NaOH + HCl → NaCl + H2O
Na+
(àcid molt dèbil): no s’hidrolitza.
Cl-
(base molt dèbil): no s’hidrolitza.
pHequivalència = 7
– HF + NaOH → NaF + H2O
Na+
(àcid molt dèbil): no s’hidrolitza.
F-
(base dèbil) + H2O ⇆ HF + OH-
pHequivalència > 7
– HCl + NH3 → NH4
+
+ Cl-
NH4
+
+ H2O ⇆ NH3 + H3O+
Cl-
(base molt dèbil): no s’hidrolitza.
pHequivalència < 7
23. CORBES DE VALORACIÓCORBES DE VALORACIÓ
Àcid fort + Base forta
pHequivalència = 7
Taronja de metil (3’2-4’4)
Roig congo (3’0-5’0)
Roig de metil (4’2-6’3)
Blau de bromotimol (6’0-7’6)
Tornasol (6’0-8’0)
Fenolftaleïna (8’2-9’8)
Groc d’alizarina (10’0-12’1)
Àcid dèbil + Base forta
pHequivalència > 7
Blau de bromotimol (6’0-7’6)
Tornasol (6’0-8’0)
Fenolftaleïna (8’2-9’8)
Àcid fort + Base dèbil
pHequivalència < 7
Taronja de metil (3’2-4’4)
Roig congo (3’0-5’0)
Roig de metil (4’2-6’3)
Blau de bromotimol (6’0-7’6)
Tornasol (6’0-8’0)
