Date post: | 24-Jan-2016 |
Category: |
Documents |
Upload: | gregorio-alvarado-juarez |
View: | 216 times |
Download: | 2 times |
Tema 7Tema 7
Reaccions àcid-baseReaccions àcid-base
Reaccionsquímiques
Desprén calor?Quina quantitat?
Per què es produeix?En quina direcció?
Tema 2Termoquímica
Tema 3Espontaneïtat
Tema 4Equilibri
Quan s’arriba?Com es modifica?
Tema 10Cinètica
Quina velocitat té?De què depén?
Tema 11Mecanismes
Té diverses etapes?Com l’accelerem?
Tipus
Tema 5Eq. de fases
Tema 8Eq. solubilitat
Tema 7Eq. àcid-base
Tema 9Eq. redox
Tema 6Dissolucions
“Probablemente no haya otro tipo de equilibrio tan importante como el de ácidos y bases”
B. M. Mahan i R. J. Myers
Química. Curso Universitario (4ª ed.).
CONTINGUTCONTINGUT
1.- Definicions d’àcids i bases.
2.- L’autoionització de l’aigua. Escala de pH.
3.- Força d’àcids i bases. Constants d’ionització.
4.- Indicadors.
5.- Tractament exacte dels equilibris d’ionització.
6.- Hidròlisi.
7.- Dissolucions amortidores.
8.- Corbes de valoració.
DEFINICIONS D’ÀCIDS I BASES.DEFINICIONS D’ÀCIDS I BASES.111.1.- Arrhenius (1883)1.1.- Arrhenius (1883)
Àcid: Substància que, en dissolució aquosa, dóna H+
HCl H+ (aq) + Cl- (aq)
Base: Substància que, en dissolució aquosa, dóna OH-
NaOH Na+ (aq) + OH- (aq)
Svante August Arrhenius(1859-1927)
[http:// nobelprize.org /chemistry/laureates/1903/index.html]
“En reconeixement als extraodinaris serveis que haprestat al progrés de la química mitjançant la seua teoriaelectrolítica de la dissociació”.
1903Tercer premi Nobelde Química
Limitacions:* Substàncies amb propietats bàsiques que no contenen ions hidroxil (p.ex.: NH3 líquid)* Es limita a dissolucions aquoses.
Es requereix una perspectiva més general
1.2.- Brønsted-Lowry (1923)1.2.- Brønsted-Lowry (1923)
Àcid: Espècie que té tendència a cedir un H+
Base: Espècie que té tendència a acceptar un H+
CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
àcid base baseàcid
Transferènciaprotònica
NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)
* Ja no es limita a dissolucions aquoses* S’explica el comportament bàsic de, p.ex., NH3
Avantatges
Parell àcid-base conjugat
Substància anfòtera(pot actuar com aàcid o com a base)
Thomas Martin Lowry(1874-1936)
Johannes Nicolaus Brønsted(1879-1947)
1.3.- Lewis (1923)1.3.- Lewis (1923)
Àcid: Espècie que pot acceptar parells d’electrons
Base: Espècie que pot cedir parells d’electrons
Per a que una substància accepte un H+ ha de posseir un parelld’electrons no compartits.
H+ + :N H
H
H
N H
H
H
H
+
Gilbert Newton Lewis(1875-1946)
El H+ és àcid de Lewis, però no és l’únic.La base pot cedir parells d’electrons a altres espècies
Definició més general
H N:H
H
+ B F
F
F
H NH
H
B F
F
F
base àcid
L’AUTOIONITZACIÓ DE L’AIGUA.L’AUTOIONITZACIÓ DE L’AIGUA.ESCALA DE pH.ESCALA DE pH.22
Equilibri d’autoionització de l’aigua
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)
pH = log [H3O+]
pOH = log [OH-]
log 10-14 = log [H3O+] log [OH-]
14 = pH + pOH
Kw = [H3O+][OH-]
Producte iònic de l’aiguaA 25ºC, Kw = 10-14
[Aplicant logaritmes i canviant el signe]
Aigua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7 pH = 7
[OH-] = 10-7 pOH = 7
DISSOLUCIÓNEUTRA
[H3O+] = [OH-]pH = 7
DISSOLUCIÓÀCIDA
[H3O+] > [OH-]pH < 7
DISSOLUCIÓBÀSICA
[H3O+] < [OH-]pH > 7
pH
7àcida bàsica
FORÇA D’ÀCIDS I BASES.FORÇA D’ÀCIDS I BASES.CONSTANTS D’IONITZACIÓ.CONSTANTS D’IONITZACIÓ.33
Força d’un àcid o base: major o menor tendència a transferiro acceptar un protó.
Mesura quantitativa: constant d’equilibri de la seua reacció amb aigua.
HA(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)[HA]
]O][H[AK 3
a
Constant d’acidesa(de dissociació, d’ionització)
Major força d’un àcid: major serà Ka (menor pKa)
Cas extrem: àcid fort (p.ex. HCl, HNO3, HClO4, ...)
es troba totalment dissociat(Ka >> 1, Ka )
Anàlogament amb les bases:
B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (aq)[B]
]][OH[BHKb
Constant de basicitat
Major força d’una base: major serà Kb (menor pKb)
Cas extrem: base forta (p.ex. NaOH, KOH, ...)
es troba totalment dissociada (Kb >> 1, Kb )
En el cas d’un parell àcid-base conjugat, Ka i Kb estan relacionades
Kw = Ka Kb
B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (aq)a
w
3
3b K
K
]O[H
]O[H
[B]
]][OH[BHK
INDICADORS.INDICADORS.44Indicadors: Àcids o bases dèbils les formes àcid/baseconjugades dels quals presenten colors diferents.
HInd (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Ind (aq)
Color A Color B
Quan a una dissolució li afegim un indicador,estaran presents les dos espècies HInd i Ind.
[HInd]
]O][H[Ind(HInd)K 3
a
Quin color voré?
• Si [HInd]/[Ind] 10 Color A (predomina forma àcida)• Si [HInd]/[Ind] 0.1 Color B (predomina forma bàsica)• Si 0.1[HInd]/[Ind]Color mescla d’A i B
El quocient depén de la Ka i del pH:
][Ind
[HInd]K]O[H Ind3
[HInd]
]O][H[IndK 3
Ind
• Si [HInd]/[Ind] 10 10 KIndpH pKInd –1Color A (predomina forma àcida)
• Si [HInd]/[Ind] 0.1 0.1 KIndpH pKInd +1Color B (predomina forma bàsica)
• Si 0.1[HInd]/[Ind]pKInd –1 < pH < pKInd +1 Mescla A i B
Interval de viratge (2 unitats de pH)
Intervals de viratge d’indicadors
TRACTAMENT EXACTE DELSTRACTAMENT EXACTE DELSEQUILIBRIS D’IONITZACIÓ.EQUILIBRIS D’IONITZACIÓ.55
¿Com podem calcular les concentraciones de totes lesespècies presents en una dissolució en la que s’estableixendiversos equilibris d’ionització?
MÈTODE GENERAL
1. Expressions de les constants d’equilibri2. Balanç de matèria3. Balanç de càrregues (condició de electroneutralitat)4. Resolució del sistema d’equacions
HA(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)
P.ex.: equilibri d’ionització d’un àcid dèbil HA en aigua
1. Expressions de les constants d’equilibri
Equilibris presentsHA(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)
2 H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)
[HA]
]O][H[AK 3
a
Kw = [H3O+][OH-]
2. Balanç de matèria: [HA]o + [A-]o = [HA] + [A-]
3. Balanç de càrregues (condició de electroneutralitat)
[H3O+] = [A-] + [OH-]
4. Resolver el sistema: 4 equacions amb 4 incògnites
HIDRÒLISI.HIDRÒLISI.66Comportament àcid–base de les sals
Neutres
Àcides
Bàsiques
Com determinar-lo de forma qualitativa?
1. Dissociar la sal en els seus ions2. Identificar la seua procedència3. Determinar quins poden hidrolitzar-se4. Plantejar i analitzar l’equilibri d’hidròlisi
5.1. Sals procedents d’àcid fort i base forta5.1. Sals procedents d’àcid fort i base forta
[p.ex.: NaCl, KCl, NaNO3]
NaCl (s) H2O
Na+ (aq) + Cl- (aq)
Procedeix d’una base forta (NaOH).No s’hidrolitza
Procedeix d’un àcid fort (HCl).No s’hidrolitza
Dissolució neutra
5.2. Sals procedents d’àcid fort i base dèbil5.2. Sals procedents d’àcid fort i base dèbil
[p.ex.: NH4Cl]
NH4Cl (s) H2O
NH4+ (aq) + Cl- (aq)
Procedeix d’una base dèbil (NH3). S’hidrolitza
Procedeix d’un àcid fort (HCl).No s’hidrolitza
Dissolució àcida
)NH(K
K)NH(K
][NH
]O][H[NHK
3b
w4a
4
33h
NH4+ (aq) + H2O (l) NH3 (aq) +H3O+ (aq)
5.3. Sals procedents d’àcid dèbil i base forta5.3. Sals procedents d’àcid dèbil i base forta
[p.ex.: CH3COONa]
CH3COONa (s) H2O
CH3COO- (aq) + Na+ (aq)
Procedeix d’un àcid dèbil (CH3COOH). S’hidrolitza
Procedeix d’una base forta (NaOH).No s’hidrolitza
Dissolució bàsica
)COOHCH(K
K)COOCH(K
]COO[CH
]COOH][OH[CHK
3a
w3b
3
3h
CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) +OH- (aq)
5.4. Sals procedents d’àcid dèbil i base dèbil5.4. Sals procedents d’àcid dèbil i base dèbil[p.ex.: NH4CN]
NH4CN (s) H2O
NH4+ (aq) + CN- (aq)
Procedeix d’una base dèbil (NH3). S’hidrolitza
Procedeix d’un àcid dèbil (HCN). S’hidrolitza
Si Kh (catió) > Kh (anió) Dissolució àcidaSi Kh (catió) < Kh (anió) Dissolució bàsicaSi Kh (catió) = Kh (anió) Dissolució neutra
[Per al NH4CN: dissolució bàsica]
DISSOLUCIONS AMORTIDORES.DISSOLUCIONS AMORTIDORES.77Per a molts processos, el control del pH resulta fonamental
(p.ex. reaccions bioquímiques)
Dissolucions amortidores (o tampó): Dissolucions quemantenen un pH aproximadament constant quan s’agreguenxicotetes quantitats d’àcid o base o quan es dilueixen.
Composició
Quantitats substancials d’un àcid dèbil i de la seua base conjugada(o una base dèbil i el seu àcid conjugat).
(p.ex.: CH3COOH/CH3COONa)
Mecanisme d’acció:
HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)
[HA]
][AlogpKpH;
][A
[HA]K]O[H;
[HA]
]O][H[AK aa3
3a
Si a l’equilibri li afegesc, p.ex., un àcid, es desplaçarà a l’esquerra,disminuirà el quocient [A-]/[HA] i el pH baixarà.
Però si la quantitat afegida és xicoteta comparada amb les quantitats (grans) que hi ha d’A- i HA, el quocient canviarà moltpoc i el pH gairebé no es modificarà.
P.ex.: * si afegesc 0.001 mols d’HCl a un 1 L d’aigua, el pH passa de 7 a 3.* si afegesc 0.001 mols d’HCl a un 1 L de dissolució que conté 0.7 mols d’acètic i 0.6 mols d’acetat sòdic, el pH passa de 4.688 a 4.686.
Com calcular el pH d’una dissolució tampó?
Amb el tractament exacte (apartat 5).
Com estimar aproximadament el pH d’una dissolució tampó?
Com que les concentracions inicials d’àcid i de la seua base conjugadasón grans, es pot suposar que les quantitats que desapareixeran i que apareixeran mentre s’aconsegueix l’equilibri seran xicotetes,comparades amb les inicials.
Per tant, en la fórmula anterior les concentracions en l’equilibries poden aproximar per les concentracions inicials.
Exacta
o
oa [àcid]
[base]logpKpH Aproximada
eq
eqa [HA]
][AlogpKpH
eq
eqa [àcid]
[base]logpKpH
Equació de Henderson-Hasselbalch
Karl Albert Hasselbalch(1874-1962)
Lawrence Joseph Henderson(1878-1942)
Característiques importants d’una dissolució amortidora:
* El seu pH depén de Ka i de les concentracions* La seua capacitat amortidora
Capacitat amortidora: Quantitat d’àcid o base que es pot afegira un tampó abans que el pH comence a canviar apreciablement.
De què depén?
* Del nombre de mols d’àcid i base(han de ser alts per a que la capacitat també ho siga)
* Del quocient [base]/[àcid].(per a que la capacitat siga alta, ha de ser pròxim a 1. Si és < 0.1 ó > 10, no serà molt eficient.Major eficiència: quan pH = pKa)
VALORACIONS ÀCID-BASE.VALORACIONS ÀCID-BASE.88Com podem determinar la concentració d’un àcid
o d’una base en una dissolució?
Mètode més utilitzat: valoració àcid-base
Una dissolució que conté una concentració coneguda debase (o àcid) es fa reaccionar amb una dissolució d’àcid(o de base) de concentració desconeguda.
Mesurem el volum de la dissolució de base (o àcid)necessari per a que consumisca (neutralitze) tot l’àcid (o base).
Quan s’aconsegueix la neutralització completa:
Punt d’equivalència
Com sé quan he arribat al punt d’equivalència?
Corba de valoració: Representació del pH en funció delvolum afegit.
Puntd’equivalència
Quin és el pH del punt d’equivalència?
• Si valore àcid fort amb base forta (o a l’inrevés) pH = 7• Si valore àcid dèbil amb base forta pH > 7• Si valore base dèbil amb àcid fort pH < 7
Com calcular el pH d’eixe punt o de qualsevol punt de la corba?
Amb el tractament exacte (apartat 5).
Com sé que he arribat al punt d’equivalència sense necessitat derepresentar la corba de valoració sencera?
Mitjançant un indicador apropiat
Apropiat: que canvie de color just quan la reacció arriba al puntd’equivalència.
Clau: que l’interval de viratge de l’indicador coincidisca amb el saltde pH que es produeix quan arribem al punt d’equivalència.
p.ex.: valoració d’un àcid fort amb una base forta
Corba de valoració d’una base forta amb un àcid fort:
Corba de valoració d’un àcid dèbil amb una base forta:
Corba de valoració d’un àcid dipròtic amb una base forta: