reaccions de transferÈncia de protons

REACCIONS DETRANSFERÈNCIA DE PROTONSREACCIONS DETRANSFERÈNCIA DE PROTONS

1

Reaccions àcid – baseConcepte de pH

Actualització: febrer de 2010

1. Condueixen el corrent elèctric.2. Reaccionen amb alguns metalls.3. Canvien el color d’unes substàncies

anomenades indicadors.4. Tenen sabor àcid.5. Quan reaccionen amb les bases perden les

seves propietats i s’obtenen sals.6. Reaccionen amb els carbonats alliberant

diòxid de carboni.

1. Introducció

Caracterització experimental dels àcids

1. Condueixen el corrent elèctric.2. Dissolen olis i sofre.3. Canvien el color d’unes substàncies

anomenades indicadors.4. Tenen sabor càustic.5. Quan reaccionen amb els àcids perden les

seves propietats i s’obtenen sals.6. Són lliscoses al tacte.

1. Introducció

Caracterització experimental de les bases

Teoria d’ArrheniusÀcid• Qualsevol substància neutra que, en una dissolució

aquosa, és capaç d’alliberar ions hidrogen (H+).HCl (g) H+ (aq) + Cl- (aq)

Base• Substància que, en dissolució aquosa, allibera ions

hidròxid (OH-).NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq)

2. Teoria d’Arrhenius

La reacció de neutralització entre àcids i bases s’escriu:

H+ (aq) + OH- (aq) H2O (l)

Teoria de Brönsted i LowryÀcid• Tota espècie química (molècula o ió) capaç de

cedir protons (H+) a una altra espècie química.

HCl (g) + H2O (l) Cl- (aq) + H3O+ (aq)

Base• Tota espècie química (molècula o ió) capaç de

captar protons (H+).

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)

3. Teoria de Brönsted i Lowry

• En general:

HA + B A- + HB+

àcid1 base2 base1 àcid2

• El parell àcid 1 – base 1 (HA/A-), així com el parell àcid 2 – base 2 (HB+/B) s’anomena parell conjugat àcid - base.

2. Teoria de Brönsted i Lowry

• L’aigua es comporta com un àcid de Brönsted i Lowry. Les substàncies que en unes reaccions poden comportar-se com a bases i en d’altres com a àcids s’anomenen substàncies amfòteres o amfipròtiques.

• La reacció de neutralització entre un àcid i una base es pot escriure:

H3O+ (aq) + OH- (aq) H2O (l) + H2O (l)

2. Teoria de Brönsted i Lowry

Teoria de LewisÀcid• Tota substància que pot acceptar electrons.

Base• Tota substància capaç de donar electrons.

Al-Cl3 + |NH3 Cl3-Al-N-H3

3. Teoria de Lewis

• Encara que en una proporció molt petita, l’aigua està dissociada en els seus ions. Aquesta ionització és conseqüència del caràcter amfòter de l’aigua:

H2O (l) + H2O (l) OH- (aq) + H3O+ (aq) àcid1 base2 base1 àcid2

• La reacció d’autoionització té lloc en un grau molt petit. Això significa que l’equilibri està molt desplaçat a l’esquerra.

4. Autoionització de l’aigua

• Quina és la constant d’equilibri per aquesta reacció?

Kw = [H3O+] · [OH-]

• El producte [H3O+]·[OH-] s’anomena producte iònic de l’aigua i es representa per Kw.

4. Autoionització de l’aigua

• El valor de Kw varia amb la temperatura.

• A 25ºC, el seu valor és 1,00·10-14. Per tant, a 25 ºC i en l’aigua pura es compleix que:

[H3O+] = [OH-] = 1,00·10-7 mol·dm-3

4. Autoionització de l’aigua

• Una dissolució en què les concentracions dels dos ions són iguals s’anomena dissolució neutra.

• Les solucions àcides contenen un excés d’ions [H3O+]; es compleix que [H3O+] > [OH-].

• Les solucions bàsiques tenen un excés d’ions [OH-], es compleix que [H3O+] < [OH-].

4. Autoionització de l’aigua

5. Concepte de pH• Per determinar l’acidesa o basicitat d’una

solució n’hi ha prou de conèixer la concentració d’ions [H3O+].

• Sorensen va suggerir una escala logarítmica o escala de pH per expressar la concentració de [H3O+] d’una manera senzilla.

pH = - log [H3O+]

pOH = - log [OH-]

pKw = - log Kw

pH + pOH = pKw

pH + pOH = 14

5. Concepte de pH

• Solució àcida:[H3O+] > [OH-]

pH < 7• Solució neutra:

[H3O+] = [OH-]pH = 7

• Solució bàsica:[H3O+] < [OH-]

pH > 7

5. Concepte de pH

6. Força relativad’àcids i bases

• Es fa servir l’aigua com a base de comparació per a tots els àcids:

HA (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O+ (aq)

• En solucions diluïdes, la força dels àcids es mesura per la constant d’aquest equilibri (considerant constant la concentració de l’aigua):

Ka = [A-] · [H3O+] / [HA]

La constant Ka s’anomena constant d’acidesa.

• Un àcid, HA, és fort, quan l’equilibri està pràcticament desplaçat cap a la dreta, la seva constant d’acidesa és molt gran i la concentració d’àcid sense dissociar és pràcticament zero.

Ka = [A-] · [H3O+] / [HA]

6. Força relativa d’àcids i bases

• Com més gran sigui la constant d’acidesa, més gran serà la força de l’àcid i més feble serà la seva base conjugada.

18Segons la teoria de Brönsted i Lowry, una reacció àcid-base és

una reacció de transferència de protons

Quant més fort és un àcid, més dèbil és la seva base conjugada; i viceversa: quant més dèbil és un àcid, més fort és la seva base conjugada

6. Força relativa d’àcids i bases

• Anàlogament per a les bases:

B (aq) + H2O (l) HB+ (aq) + OH- (aq)

• L’expressió de la constant de basicitat de la base B és:

Kb = [HB+] · [OH-] / [B]

La constant Kb s’anomena constant de basicitat.

6. Força relativa d’àcids i bases

• Com més gran sigui la constant de basicitat, més gran serà la força de la base i més petita la del seu àcid conjugat.

• La constant d’acidesa d’un àcid i la constant de basicitat de la seva base conjugada estan relacionades quantitativament.

Ka · Kb = [H3O+] · [OH-] = Kw

6. Força relativa d’àcids i bases