Reaccions de transferència de protons adreçada a alumnat de 2n de batxillerat. Autora: Esther Medina.

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

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

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: HCl ↔ Cl - (aq) + H + (aq) HNO 3 ↔ NO 3 - (aq) + H + (aq) HA ↔ A - (aq) + H + (aq)

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. NaOH ↔ Na + (aq) + OH - (aq) KOH ↔ K + (aq) + OH - (aq) BOH ↔ B + (aq) + OH - (aq)

5. TEORIA D’ARRHENIUS Reaccions de neutralització: H + + OH - -> H 2 O 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: NH 3

6. TEORIA DE BRÖNSTED I LOWRY Principis del s.XX (1923) ÀCID : és tota substància que té tendència a cedir un protó. àcid base base àcid conjugada conjugat CH 3 COOH + H 2 0 ↔ CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) HA + H 2 O ↔ A - (aq) + H 3 O + (aq)

7. TEORIA DE BRÖNSTED I LOWRY BASE : és tota substància que té tendència a acceptar un protó. base àcid àcid base conjugat conjugada NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + (aq) + OH - (aq) Reacció àcid -base: HA + B ↔ A - (aq) + BH + (aq) B + H 2 O ↔ BH + (aq) + OH - (aq)

8. FORÇA RELATIVA D’ÀCIDS ÀCIDS FORTS : es troben totalment dissociats en aigua. HA + H 2 O -> A - (aq) + H 3 O + (aq) ÀCIDS FEBLES : es troben parcialment dissociats en aigua. HA + H 2 O ↔ A - (aq) + H 3 O + (aq) constant d’acidesa

9. FORÇA RELATIVA DE BASES BASES FORTES : es troben totalment dissociades en aigua. B + H 2 O -> BH + (aq) + OH - (aq) BASES FEBLES : es troben parcialment dissociades en aigua. B + H 2 O ↔ BH + (aq) + OH - (aq) constant de basicitat

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. H 2 O (l) + H 2 O (l) ↔ OH - (aq) + H 3 O + (aq) Constant d’ionització de l’aigua o producte iònic de l’aigua

11. CONCEPTE DE pH El pH d’una dissolució aquosa es defineix com: pH= - log [H 3 O + ] El pOH d’una dissolució aquosa es defineix com: pOH= - log [OH - ] A 25ºC la K w = 10 -14 Per tant, a 25ºC: pH + pOH = 14

12. ESCALA DE pH A 25ºC, una dissolució és neutra si: [H 3 O + ] = 10 -7 M pH=7 Una dissolució és àcida quan: [H 3 O + ] > 10 -7 M pH < 7 Una dissolució és bàsica quan: [H 3 O + ] < 10 -7 M pH > 7

13. ESCALA DE pH

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 .

15. HIDRÒLISI DE SALS Sal que deriva d’un àcid fort i una base feble NH 4 Cl -> NH 4 + (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 NH 4 + (aq) és un àcid feble perquè és l’àcid conjugat del NH 3 , una base feble. Per tant, cedirà protons a l’aigua segons una reacció d’hidròlisi i la dissolució tindrà un pH < 7 NH 4 + (aq) ↔ NH 3(aq) + H 3 O + (aq) Totes les dissolucions aquoses de sals que deriven d’un àcid fort i d’una base feble tenen pH àcid .

16. HIDRÒLISI DE SALS Sal que deriva d’un àcid feble i una base forta CH 3 COONa -> CH 3 COO - (aq) + Na + (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 CH 3 COO - (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 CH 3 COO - (aq ) ↔ CH 3 COOH (aq ) + OH - (aq) Totes les dissolucions aquoses de sals que deriven d’un àcid feble i d’una base forta tenen pH bàsic .

17. DISSOLUCIONS REGULADORES DEL pH Es poden aconseguir dissolucions reguladores de dues maneres: Amb un àcid feble i una sal d’àcid feble: NH 3 /NH 4 Cl Amb una base feble i una sal de base feble: CH 3 COOH/CH 3 COONa 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.

18. DISSOLUCIONS REGULADORES DEL pH Dissolució reguladora NH 3 /NH 4 Cl NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + (aq) + OH - (aq) NH 4 Cl -> NH 4 + (aq) + Cl - (aq)

19. DISSOLUCIONS REGULADORES DEL pH Dissolució reguladora C H 3 COOH/CH 3 COONa CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) CH 3 COONa -> CH 3 COO - (aq) + Na + (aq)

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 + H 2 O ↔ In - + H 3 O + Color 1 Color 2 (forma àcida) (forma bàsica)

21. INDICADORS ÀCID-BASE Per veure el color 1 : pH=pK HIn -1 Per veure el color 2 : pH=PK HIn + 1 La zona o interval de viratge de l’indicador comprèn dues unitats de pH on no es diferencien un o altre color.

22. INDICADORS ÀCID-BASE

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 .

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 .

25. VOLUMETRIA ÀCID-BASE

26. VOLUMETRIA ÀCID-BASE Corba de valoració És la representació gràfica de la variació del valor de pH en el transcurs d’una volumetria, és a dir, en funció de la dissolució valorant.

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