quimica

1. DEFINICIÓ D’ARRHENIUS:
- Àcid: substància que augmenta la concentració de H+.
- Base: substància que augmenta la concentració de OH-
HA→ H+ + A- BOH → OH- + B+
Limitacions: restringeix a dissolucions aquoses; hi ha àcids que no
tenen H+ i bases que no tenen OH-.
À C I D S I B A S E S
DISSOLUCIONS AMORTIDORES: mescla d’un àcid feble i la
seua sal o una base feble i la seua sal a altes concentracions.
(HAc(/AcNa, NH3/NH4Cl). Mantenen el pH.
HA + H2O  A- + H3O+
[ ]i [àcid]0 [sal]0
[ ]r x
[ ]f x x
[ ]e [àcid]0-x [sal]0 +x x
CÀLCUL DE PH:
1) Resoldre taula equilibri ó 2) 𝒑𝑯 = 𝒑𝑲𝒂 + 𝒍𝒐𝒈
[𝒔𝒂𝒍]𝟎
[à𝒄𝒊𝒅]𝟎
INDICADOR ÀCID-BASE: àcid feble que té diferent color en la
forma àcida o bàsica. Interval de viratge: interval de pH
(pròxim al pKa) en que l’indicador canvia el color.
pH>interval de pH: predomini color forma àcida
pH<interval de pH: predomini color forma bàsica.
VALORACIONS ÀCID-BASE: tècnica analítica per a determinar
la concentració desconeguda d’una dissolució (d’àcid o base).
Es basa en la reacció de neutralització. El pH del punt final
(equivalència) depèn de la sal formada. S’usa un indicador
amb un interval de viratge proper al punt final.
DEFINICIÓ DE BRÖNSTED-LOWRY:
• Àcid: substància que cedeix H+: A → B + H+
Àcid base conjugadade l’àcid
• Base: substància que accepta H+: B + H+ → A
Base Àcid conjugat de la base
A/B parell àcid/base conjugat (NH4
+/NH3, CH3COOH/CH3COO-)
REACCIONS DE TRANSFERÈNCIA DE PROTONS: Reaccions entre un
àcid i base, també anomenades reaccions de protòlisi. Intervenen
dos parells àcid-base conjugats:
HA + B  A- + BH+ Kc=
[𝑨−] ·[𝑩𝑯+]
𝑯𝑨 · [𝑩]
AMFÒTERS: substància que es pot comportar com àcid o com a
base (H2O, HSO3
-, H2PO4
-, HPO4
2-, HCO3
-).
REACCIONS DE PROTÒLISIS AMB L’AIGUA:
HA + H2O  A- + H3O+ 𝑲𝒂 =
𝑨− ·[ 𝑯𝟑𝑶+]
[𝑯𝑨]
Ka és la constant d’acidesa d’un àcid. Quan major Ka, major força
de l’àcid (equilibri més desplaçat cap a la dreta).
:B + H2O  BH+ + OH- 𝑲𝒃 =
𝑶𝑯− ·[ 𝑩𝑯+]
[𝑩]
Kb és la constant de basicitat d’una base. Quan major Kb, major
força de la base (equilibri més desplaçatcap a la dreta).
EQUILIBRI D’AUTOPROTOLISI DE L’AIGUA
H2O + H2O → OH- + H3O+ Kw=10-14=[H3O+]·[OH-]
Kw és el producte iònic de l’aigua
→ Per a un parell àcid/base conjugat: Ka·Kb=Kw=10-14
pKa= -log Ka pKb= -log Kb pKa + pKb=14
ÀCIDS I BASES FORTES I FEBLES:
• Quan major és Ka, menor És pKa i major força de l’àcid.
• Quan major és Kb, menor és pKb i major força de la base.
→ Quan més fort és l’àcid, més feble és la base conjugada.
ÀCIDS BASES
FORTS
Ka i Kb=
HCl, HBr, HI
H2SO4*, HNO3,
HClO4, HMnO4
NaOH
KOH
Ba(OH)2
FEBLES
HF, HCN,
CH3COOH,
C6H5COOH, HNO2
NH3, CH3NH2
Al afegir àcid fort, augmenta [H3O]+ i
l’equilibri es desplaça cap a l’esquerra.
Al afegir una base forta, augmenta [OH]
reaccionant amb H3O+, i l’equilibri es
desplaça cap a la dreta.
En els dos casos, al final la [H3O]+ es
manté aproximadament constant.
CONCEPTE DE pH: mesura de l’acidesa d’una dissolució
pH=-log [H3O+] pH + pOH=14
pOH=-log [OH-]
[H3O+] > [OH- [H3O+] = [OH-] [H3O+] < [OH-]
Càlcul pH
ÀCIDS BASES
FORTS
HX + H2O → X- + H3O+
i. Co
f. Co Co
C0=[H3O+] → pH
BOH → B+ + OH-
i. Co
f. Co Co
C0=[OH-] → pOH→pH
FEBLES
HA + H2O  A- + H3O+
-taula d’equilibri-
Amb Ka→[H3O+] → pH
:B + H2O  BH+ + OH-
-taula d’equilibri-
Amb Kb→ [OH-] →
pOH→pH
pH SAL Exemple Hidròlisis ions pH de la
sal
D’àcid i
base forta
NaCl Els àcids/bases conjugats
d’àcids/bases fortes no
hidrolitzen
7
(neutre)
D’àcid fort i
base feble
NH4Cl L’àcid conjugat de base
feble hidrolitza:
NH4
+ + H2O NH3 + H3O+
Lleugera
ment
àcid
D’àcid
feble i base
forta
NaAc La base conjugada de
l’àcid feble hidrolitza:
Ac- + H2O HAc + OH-
Lleugera
ment
bàsic
D’àcid i
base feble
NH4Ac Els dos ions hidrolitzen. Depèn de
Ka i Kb
R. Neutralització: ÀCID + BASE → SAL + AIGUA