REACCIONS DE TRANSFERÈNCIA DE PROTONS

1. REACCIONS DETRANSFERÈNCIA DE PROTONS Reaccions àcid – baseConcepte de pH Actualització: febrer de 2010 1

2. 1. Introducció Caracterització experimental dels àcids • Condueixen el corrent elèctric. • Reaccionen amb alguns metalls. • Canvien el color d’unes substàncies anomenades indicadors. • Tenen sabor àcid. • Quan reaccionen amb les bases perden les seves propietats i s’obtenen sals. • Reaccionen amb els carbonats alliberant diòxid de carboni.

3. 1. Introducció Caracterització experimental de les bases • Condueixen el corrent elèctric. • Dissolen olis i sofre. • Canvien el color d’unes substàncies anomenades indicadors. • Tenen sabor càustic. • Quan reaccionen amb els àcids perden les seves propietats i s’obtenen sals. • Són lliscoses al tacte.

4. 2. Teoria d’Arrhenius Teoria d’Arrhenius Àcid • 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) La reacció de neutralització entre àcids i bases s’escriu: H+ (aq) + OH- (aq)  H2O (l)

5. 3. Teoria de Brönsted i Lowry Teoria de Brönsted i Lowry Àcid • 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)

6. 2. 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.

7. 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)

8. 3. Teoria de Lewis Teoria de Lewis Àcid • Tota substància que pot acceptar electrons. Base • Tota substància capaç de donar electrons. Al-Cl3 + |NH3 Cl3-Al-N-H3

9. 4. Autoionització de l’aigua • 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.

10. 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.

11. 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

12. 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-].

13. 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+]

14. 5. Concepte de pH pOH = - log [OH-] pKw = - log Kw pH + pOH = pKw pH + pOH = 14

15. 5. Concepte de pH • Solució àcida: [H3O+] > [OH-] pH < 7 • Solució neutra: [H3O+] = [OH-] pH = 7 • Solució bàsica: [H3O+] < [OH-] pH > 7

16. 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.

17. 6. Força relativa d’àcids i bases • 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] • Com més gran sigui la constant d’acidesa, més gran serà la força de l’àcid i més feble serà la seva base conjugada.

18. 6. Força relativa d’àcids i bases 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 Segons la teoria de Brönsted i Lowry, una reacció àcid-base és una reacció de transferència de protons 18

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

20. 6. Força relativa d’àcids i bases • 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