tema 6 (2016)

Apunte Catalán
Universidad Universidad de Barcelona (UB)
Grado Nutrición Humana y Dietética - 1º curso
Asignatura Química general
Año del apunte 2016
Páginas 13
Fecha de subida 10/09/2017
Descargas 0
Subido por

Vista previa del texto

TEMA 6. EQUILIBRI ÀCID-BASE REACCIONS ÀCID-BASE Les reaccions àcid-base involucren la transferència d’ions H+ d’una substància a una altre.
Un àcid és l’espècie que cedeix protons.
Una base és l’espècie que capta protons.
Segons la teoria de Bronsted, un àcid ha de tenir com a mínim un protó ionitzable.
TEORIA DE BRONSTED  Un àcid pot tenir càrrega positiva, ser neutre o pot tenir càrrega negativa (H3O+, H2CO3, H2PO3-).
 Una base pot tenir càrrega negativa o ser neutre ( OH-, Cl-, NH3).
 Per què un compost sigui un àcid, segons la teoria de Bronsted, ha de tenir obligatòriament àtoms d’hidrogen. No obstant, no tots els àtoms d’hidrogen en la majoria de compostos es comporten com a àcids.
(CH3COOH, només un H és àcid).
 Els àcids es poden classificar segons el nombre de protons àcids que posseeixen en monopròtics, dipròtics o tripròtics (HCl, H2CO3, H3PO4).
 Hi ha molècules i ions que poden ser tant àcids com bases. S’anomen amfipròtics (H2CO3, H2O...) ÀCIDS I BASES DE LEWIS Perquè una substància sigui un acceptor de protons (una base de BronstedLowry), ha de tenir un parell d’electrons no compartit per enllaçar el protó.
Lewis va proposar una definició d’àcid i base que fa èmfasi en el parell d’electrons compartit. Un àcid de Lewis és un acceptor de parells d’electrons i una base de Lewis és un donador de parells d’electrons.
Totes les bases són donadores de parells d’electrons. No obstant això, en la teoria de Lewis una base pot donar els seus parells d’electrons a alguna cosa diferent d’H+.
Un àcid de Lewis és una espècie que pot acceptar un parell d’electrons.
Un base de Lewis és una espècie que pot cedir un parell d’electrons.
ÀCIDS I BASES CONJUGADES Un àcid i una base com X i X- que només difereixen en la presència o absència d’un protó es coneixen com a parell conjugat àcid-base.
Tot àcid té una base conjugada, la qual es forma eliminant un protó de l’àcid.
ÀCIDS I BASES FORTS I FEBLES Alguns àcids són millors donadors de protons que d’altre; així mateix, algunes bases són millors acceptadores de protons que d’altres.
Si classifiquem als àcids d’acord amb la seva capacitat de donar un protó, trobem que com més fàcil una substància cedeix un protó, la seva base conjugada té menys facilitat per acceptar un protó.
En altres paraules, com més fort és un àcid, més feble és la seva base conjugada; com més forta és una base, més feble és el seu àcid conjugat.
Àcids forts:       HClO4 HI HBr HCl H2SO4 HNO3 Un àcid fort transfereix completament els seus protons a l’aigua i no queden molècules sense dissociar en la dissolució. La seva base conjugada té una tendència insignificant a protonar-se (a extreure protons) en una dissolució aquosa.
Un àcid feble només es dissocia parcialment en dissolució aquosa i per tant existeix en la dissolució com una barreja de molècules d’àcid i els seus ions. La base conjugada d’un àcid feble és una base feble.
Una substància amb una acidesa insignificant, com el CH4, conté hidrogen però no presenta un comportament àcid en aigua. La seva base conjugada és una base forta, que reacciona per complet amb l’aigua extraient protons per formar ions OH-.
PRODUCTE IÒNIC DE L’AIGUA Com la autoionització de l’aigua és un procés d’equilibri, escrivim la següent expressió de la constant d’equilibri per a aquesta: H+(aq) + OH-(aq) H2O (l) 𝐾𝑐 = [𝐻 + ][𝑂𝐻 − ] Kc [H2O] = Kw = [H+][OH-] [𝐻2𝑂] La constant del producte iònic (Kw) és la constant d’equilibri específica de l’autoionització de l’aigua i correspon al producte de les concentracions molars de H+ i OH- a una temperatura determinada.
A 25ºC: Kw = [H+][OH-] = 1.0·10-14 El producte iònic de l’aigua es pot aplicar a l’aigua pura i a qualsevol dissolució aquosa diluïda i es pot utilitzar per calcular [H+] ( si es coneix [OH-]) o viceversa.
MESURA DE L’ACIDESA Les concentracions dels ions H+ i OH- en dissolucions aquoses amb freqüència són nombres molt petits i, per tant, és difícil treballar amb ells.
Una mesura més pràctica és el pH i es defineix com el logaritme negatiu de la concentració de l’ió hidrogen (en mol/L).
Tipus de dissolucions a 25ºC:    Neutra: Àcida: Bàsica: pH = -log [H+] pOH = -log [OH-] pH + pOH = 14.00 [H+] = [OH-] [H+] > [OH-] [H+] < [OH-] [H+] = 1·10-7 [H+] > 1·10-7 [H+] < 1·10-7 pH = 7 pH < 7 pH > 7 EL pH EN SISTEMES BIOLÒGICS En els sistemes biològics moltes reaccions involucren la transferència de protons i tenen velocitats que depenen de [H+]. Com les velocitats d’aquestes reaccions són crucials, el pH dels fluids biològics s’ha de mantenir dins de límits estrets.
Per exemple, la sang dels éssers humans té un interval normal de pH de 7.35 i 7.45. Si el pH s’aparta molt d’aquest interval, pot sobrevenir una malaltia o fins i tot la mort.
MESURA DEL pH pH - METRE: Un pH metre consisteix en un parell d’elèctrodes connectats a un dispositiu capaç de mesurar petits voltatges, de l’ordre de milivolts. Quan els elèctrodes s’introdueixen en una dissolució es genera un voltatge, el qual varia amb el pH.
Aquest voltatge és llegit pel pH metre, el qual està calibrat per donar la mesura del pH.
Els elèctrodes utilitzats amb els pH-metres són de moltes formes i mides, els quals dependran de l’ús que se’ls donarà. Hi ha fins i tot elèctrodes tan petits que poden inserir-se en cèl·lules vives individuals per donar seguiment al pH del medi cel·lular.
INDICADORS ÀCID-BASE Encara que són menys precisos, els indicadors àcid-base també poden utilitzarse per mesurar el pH. Un indicador àcid-base és una substància acolorida que per si mateixa pot existir en forma d’àcid o de base i les dues formes tenen diferent colors.
Si coneix el pH en el qual l’indicador canvia d’una forma a l’altre, pot determinar si una dissolució té un pH més o menys com aquest valor. No obstant això, el canvi de color no està molt definit.
ÀCIDS I BASES FORTS La química d’una dissolució aquosa amb freqüència depèn de manera crucial del pH de la dissolució. Per tant és important analitzar com es relaciona el pH de les dissolucions amb les concentracions d’àcids i bases.
Els casos més senzills són aquells que involucren a àcids i bases fortes. Els àcids i les bases fortes són electròlits forts que existeixen en dissolució aquosa completament com ions. Hi ha en realitat pocs àcids i bases fortes.
ÀCIDS FORTS: CÀLCUL DE pH En l’equació dels àcids forts no utilitzem fletxes d’equilibri perquè la reacció està desplaçada completament cap a la dreta, el costat amb els ions.
Ex: HNO3(aq) +H2O(l) H3O+(aq) +NO3-(aq) pH = -log [H3O+] [H3O+] = [HNO3] BASES FORTES: CÀLCUL pH Hi ha relativament poques bases fortes. Les bases fortes solubles més comuns són els hidròxids iònics dels metalls alcalins (grup 1a) i dels metalls alcalinoterris més pesats (grup 2a), com el NaOH, KOH i Ca(OH)2.
Aquests compostos es dissocien completament en ions en una dissolució aquosa.
Ex: NaOH (aq) + H2O (l) Na+(aq) + OH-(aq) ÀCIDS FEBLES: CONSTANT D’IONITZACIÓ (Ka) La majoria de les substàncies àcides són àcids febles i per tant només s’ionitzen parcialment en dissolucions aquoses. Podem utilitzar la constant d’equilibri de la reacció d’ionització per expressar el grau de ionització d’un àcid feble.
El subíndex “a” indica que és una constant d’equilibri per a la ionització d’un àcid, per la qual cosa es coneix com la constant de dissociació àcida.
HA(aq) + H2O(l) H3O+ (aq) + A-(aq) [𝐻+ ][𝐴− ] 𝐾𝑎 = [𝐻𝐴] pKa = -logKa La constant de ionització (Ka) és una indicació de la fortalesa d’un àcid: com més fort és l’àcid, més gran és Ka (i més petit pKa).
PERCENTATGE DE IONITZACIÓ Hem vist que la magnitud de la Ka indica la força d’un àcid feble. Una altra mesura de la força d’un àcid és el percentatge de ionització.
H+(aq) + A-(aq) HA (aq) 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó 𝑑𝑒 [𝐻+ ]𝑎 𝑙′𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖 % 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑡𝑧𝑎𝑐𝑖ó = · 100 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑑′à𝑐𝑖𝑑 [𝐻+ ] % 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑡𝑧𝑎𝑐𝑖ó = · 100 [𝐻𝐴]𝑖 Com més fort és l’àcid, major és el seu percentatge d’ionització.
ÀCIDS POLIPRÒTICS Àcids que tenen més d’un àtom d’H ionitzable. L’espècie més àcida és la que origina la primera constant d’ionització.
BASES DÈBILS Moltes substàncies es comporten com a bases febles en aigua. Les bases febles reaccionen amb aigua, extraient protons, per tant, formant l’àcid conjugat de la base i els ions OH-.
B(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH-(aq) [𝐵𝐻+ ][𝑂𝐻 − ] 𝐾𝑏 = [𝐵] La constant Kb es coneix com la constant de dissociació bàsica. La constant K b sempre es refereix a l’equilibri en el qual una base reacciona amb l’H 2O per formar l’àcid conjugat corresponent i OH-.
Bases fortes: Kb gran Bases febles: Kb petit RELACIÓ ENTRE Ka I Kb La força d’una base s’expressa com a força de l’àcid conjugat corresponent. El producte de constant de dissociació àcida d’un àcid per la constant de dissociació bàsica de la seva base conjugada és igual a la constant del producte iònic de l’aigua.
A mesura que augmenta la força d’un àcid (Ka més gran), la força de la seva base conjugada disminueix (Kb més petita).
pH D’UNA DISSOLUCIÓ AQUOSA D’UNA SAL Com gairebé totes les sals són electròlits forts, podem assumir que quan les sals es dissolen en aigua, es dissocien completament. Com a conseqüència, les propietats àcid-base de les dissolucions de sals es deuen al comportament dels cations i anions que les constitueixen.
Molt ions poden reaccionar amb aigua per generar H+ o OH-. Aquest tipus de reacció es coneix amb freqüència com hidròlisi.
El pH d’una dissolució aquosa d’una sal pot predir de manera qualitativa si es considera als ions que formen la sal.
CAPACITAT D’UN ANIÓ PER REACCIONAR AMB AIGUA En general, un anió, X-, en dissolució pot considerar-se la base conjugada d’un àcid.
Per exemple, el Cl- és la base conjugada de l’HCl i el CH3COO- és la base conjugada del CH3COOH. El fet que un anió reaccioni amb aigua per produir hidròxids depèn de la força de l’àcid del qual és el seu conjugat.
  Si l’àcid és un àcid fort (HCl) llavors l’anió en qüestió tindrà una tendència insignificant a extreure protons de l’aigua. Com a conseqüència, l’anió no afectarà el pH de la dissolució.
Per contra si el HX no és un àcid fort (CH3COOH), llavors és un àcid feble. En aquest cas la base conjugada X- és una base feble. Aquest anió per tant reaccionarà amb l’aigua per produir l’àcid feble i els ions hidròxid. L’ió OH- generat d’aquesta manera augmenta el pH de la dissolució i la fa bàsica.
CAPACITAT D’UN CATIÓ PER REACCIONAR AMB AIGUA Els cations poliatòmics de les fórmules que contenen un o més protons poden considerar-se els àcids conjugats de les bases febles.
Ex: NH4+ és l’àcid conjugat de la base feble NH3. Per tant, el NH4+ és un àcid feble i donarà un protó a l’aigua, produint ions hidroni i per tant baixarà el pH.
La majoria dels cations metàl·lics també poden reaccionar amb aigua per disminuir el pH d’una dissolució aquosa.
No obstant això, els ions dels metalls alcalins (Na+, K+) i dels metalls alcalinoterris (Ca2+) pesants no reaccionen amb aigua i per tant no influeixen en el pH. De fet són els cations trobats en les bases fortes.
PROPIETATS ÀCID-BASE DE LES SALS Si una dissolució aquosa d’una sal conté un anió que no reacciona amb aigua i un catió que no reacciona amb aigua, esperem que el pH sigui neutre.
Na+(aq) + Cl-(aq) NaCl(s) + H2O(l) Na+: àcid conjugat de base forta (NaOH) Cl-: base conjugada d’un àcid fort (HCl) Si una dissolució conté un anió que reacciona amb aigua per produir ió hidròxid i un catió que no reacciona amb aigua, esperem que el pH sigui bàsic.
NaCH3COO(s) + H2O(l) Na+(aq) + CH3COO-(aq) CH3COO-(aq) + H2O(l) CH3COOH (aq) + OH- (aq) Na+: àcid conjugat de base forta (NaOH) CH3COO-: base conjugada d’un àcid feble (CH3COOH) Si la dissolució conté un catió que reacciona amb aigua per produir ió hidroni i un anió que no reacciona amb aigua, esperem que el pH sigui àcid.
NH4Cl(s) + H2O NH4+ + H2O NH4+(aq) + Cl-(aq) NH3(aq) + H3O+ NH4+: l’àcid conjugat de bases febles (NH3) Cl-: base conjugada d’un àcid fort (HCl) Si una dissolució podria contenir un anió i un catió capaços de reaccionar amb aigua, produirien tant hidròxid com hidroni.
   Kb de l’anió > Ka del catió, la dissolució serà bàsica Kb de l’anió < Ka del catió, la dissolució serà àcida Kb de l’anió ≈ Ka del catió, la dissolució serà neutra Ex: NH4F NH4+: Ka = 5.6·10-10 F-: Kb = 1.4·10-11 Ka > Kb, dissolució àcida EFECTE DE L’IÓ COMÚ AMB ÀCIDS DÈBILS Les dissolucions que contenen un àcid feble, com l’àcid acètic (CH3COOH), i una sal soluble d’aquest àcid, com l’acetat sòdic (CH3COONa) comparteix un ió comú: CH3COO-.
Podem veure aquestes dissolucions des de la perspectiva del principi de Le Chatelier. L’acetat de sodi és un compost iònic soluble i per tant és un electròlit fort. Com a conseqüència, es dissocia completament en dissolució aquosa per formar ions Na+ i CH3COO-: CH3COONa (aq) Na+(aq) + CH3COO- En contrast, el CH3COOH és un electròlit feble que s’ionitza de la següent forma: CH3COOH (aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq) El CH3COO- del CH3COONa ocasiona que aquest equilibri es desplaci cap a l’esquerra, i per tant la concentració d’equilibri del H+(aq) disminueix.
EFECTE DE L’IÓ COMÚ AMB BASES DÈBILS La ionització d’una base feble també disminueix per l’addició d’un ió comú. Per exemple, l’addició de NH4+ (que prové de l’electròlit fort NH4Cl) fa que l’equilibri de la dissociació bàsica del NH3 es desplaci cap a l’esquerra, el que provoca que disminueixi la concentració d’equilibri de l’OH- i que el pH baixi: NH4Cl (aq) NH3(aq) + H2O(l) Cl-(aq) + NH4+(aq) OH-(aq) + NH4+ DISSOLUCIONS AMORTIDORES Les dissolucions amortidores o reguladores de pH o simplement, tampons de pH, són dissolucions que resisteixen el canvi de pH quan se’ls hi afegeixen limitades quantitats d’àcid o base.
Els tampons més comuns contenen en quantitats molars equivalents de:   Un àcid feble i una sal de la seva base conjugada. Ex: CH3COOHCH3COONa.
Una base feble i una sal del seu àcid conjugat: ex: NH3-NH4Cl.
FUNCIONAMENT Una dissolució amortidora resisteix els canvis de pH a causa que conté tant un àcid per neutralitzar ions OH- com una base per neutralitzar ions H+.
CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ Si afegim un àcid fort: CH3COO- + H3O+ Si afegim una base forta: CH3COOH + OH- CH3COOH + H2O CH3COO- + H2O EQUACIÓ DE HENDERSON-HASSELBALCH L’equació de Henderson – Hasselbalch relaciona el pH amb el pKa. L’equació és útil per calcular el pH d’una dissolució amortidora i trobar el pH d’equilibri en una reacció àcid-base.
En una mescla d’una mescla d’una sal NaA i un àcid feble HA: NaA(s) Na+(aq) + A-(aq) HA(aq) H+(aq) + A-(aq) 𝐾𝑎 = [𝐻+ ][𝐴− ] [𝐻𝐴] [𝐻+ ] = 𝐾𝑎 [𝐻𝐴] [𝐴− ] Quan [base] = [àcid]: pH = pKa [𝐴−] pH = pKa + log [𝐻𝐴] [𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑎] pH = pKa + log [à𝑐𝑖𝑑] pH D’UNA DISSOLUCIÓ AMORTIDORA (A) Quin és el pH d’una dissolució amortidora formada per 0.12M en àcid làctic i 0.10M de lactat de sodi? Àcid làctic: Ka = 1.4·10-4.
H3O+(aq) + C3H5O3-(aq) HC3H5O3(aq) + H2O (l) HC3H5O3 (aq) 0.12 -x (0.12-x) Inici (M) Canvi (M) Equilibri (M) H3O+ (aq) X X C3H5O3- (aq) 0.1 X X Despreciem X per ser valor petit pH = pKa + log [𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑎] [à𝑐𝑖𝑑] pKa= -log Ka = 3.85 pH = 3.85 + log 0.1 pH = 3.77 0.12 (B) una altre manera de fer-ho és: 𝐾𝑎 = [𝐻3𝑂+ ][𝐶3𝐻5𝑂3− ] [𝐻𝐶3𝐻5𝑂3] = [𝐻3𝑂+ ][0.1+𝑋] 0.12−𝑋 = 1.4 · 10−4 [H3O+] = 1.7·10-4 pH = -log [H3o+] = 3.77 CARACTERÍSTIQUES DE LES DISSOLUCIONS AMORTIDORES  Si es barregen quantitats molars equivalents d’un àcid feble i la sal de la seva base conjugada, el pH de la dissolució serà igual al pK a de l’àcid feble.
 Quan el pKa de l’àcid feble i el pH de la dissolució amortidora coincideixen, la dissolució amortidora presenta una resistència òptima i simètrica (tant front l’addició d’àcids com de bases) al canvi de pH. Per tant, si cal preparar-ne una cal seleccionar una dissolució amortidora en la qual l’àcid tingui un pKa proper al pH desitjat.
 Capacitat d’una dissolució amortidora: quantitat de base o d’àcid que pot absorbir sense que es produeixi un canvi de pH important. La capacitat d’una dissolució amortidora augmenta amb la seva concentració.
COM PREPARAR UNA DISSOLUCIÓ AMORTIDORA DEL pH DESITJAT Quina massa de CH3COONa cal dissoldre en 0.300L de CH3COOH 0.25M per a obtenir una dissolució de pH = 5.09? (assumir que el volum de la dissolució és constant). Ka = 1.8·10-5 CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ [𝐻3𝑂 + ][𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− ] 𝐾𝑎 = = 1.8 · 10−5 [𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻] [𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− ] = 𝐾𝑎 [H3O+] = 8.1·10-6M [CH3COOH] = 0.25M [𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻] 0.25 −5 = 1.8 · 10 = 0.56𝑀 [𝐻3𝑂+ ] 8.1 · 10−6 Massa CH3COONa 0.300𝐿 · 0.56 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 82.0𝑔𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 · = 14𝑔𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 1𝐿 1𝑚𝑜𝑙 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 REACCIONS DE NEUTRALITZACIÓ Àcid + base sal + aigua (valoracions àcid-base) Les reaccions de neutralització s’utilitzen per a analitzar dissolucions àcides o bàsiques problema utilitzant dissolucions de concentració coneguda bàsiques o àcides, respectivament.
Ex: quin volum d’una dissolució 1.42M de NaOH cal per a neutralitzar 25.00mL d’una dissolució 4.50M de H2SO4? H2SO4 + 2NaOH 25.00𝑚𝐿 · 2H2O + Na2SO4 4.50 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4 2𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 1000𝑚𝐿 · · = 158𝑚𝐿 1000𝑚𝐿 1𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4 1.42𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 VALORACIONS ÀCID-BASE  Valoració: procediment analític pel qual es determina la concentració d’una substància en una dissolució utilitzant una dissolució de concentració coneguda d’un solut que reacciona amb la mateixa substància d’acord amb una estequiometria coneguda. Ex: valoració àcid-base.
 Punt d’equivalència: la reacció és completa. Punt en el qual han reaccionat quantitats estequiomètricament equivalents d’un àcid i una base.
 Els indicadors àcid-base poden utilitzar-se per assenyalar el punt d’equivalència d’una titulació/valoració. De manera alternativa es pot utilitzar un pH-metre per seguir al progrés de la reacció mitjançant una corba de titulació de pH, una gràfica de la variació del pH en funció del volum de la substància agregada.
...

Comprar Previsualizar