Conceptes Clau d'Àcid-Base: Teories, Electròlits i Valoracions

Conceptes Fonamentals en Química Àcid-Base

Definicions Clau

Solució Amortidora

Té la propietat de resistir les variacions de pH quan s’addicionen petites quantitats d’àcid o base.

Indicador

És una substància que canvia de color en funció del pH de la dissolució a la qual s’ha afegit. Els indicadors s’utilitzen per comprovar si una dissolució és àcida o bàsica i per detectar el punt final de les valoracions àcid-base.

Exemple: La fenolftaleïna en medi àcid és transparent i en medi bàsic és de color fúcsia (interval de viratge entre pH 8 i 10).

Punt d’Equivalència

En una valoració àcid-base, és el punt en què la base (o àcid) reacciona amb l’àcid (o base) estequiomètricament.

Punt Final d’una Valoració Àcid-Base

És el punt en què l’indicador canvia de color.

Corba de Valoració

És la corba que s’obté de representar gràficament el pH de la dissolució que s’ha de valorar davant el volum de reactiu afegit.

Electròlits i Teories Àcid-Base

L'Electròlit

Un electròlit és una substància que condueix l’electricitat en estat fos o en dissolució aquosa. Un electròlit és fort quan proporciona molts ions en dissolució i és feble quan proporciona pocs ions, és a dir, s’ionitza parcialment.

Teoria d'Arrhenius

La teoria d’Arrhenius defineix:

• Un àcid és una substància que dóna ions H⁺ en dissolució (àcid fort s’ionitza totalment i un àcid feble s’ionitza parcialment).
• Una base és una substància que dóna ions OH^- en dissolució aquosa. Les bases d’Arrhenius són hidròxids iònics; si són solubles, són bases fortes, i si són pràcticament insolubles, són bases febles.

Limitacions de la Teoria d'Arrhenius

• Només serveix per a dissolucions aquoses.
• Justifica el caràcter àcid o bàsic en funció dels ions H⁺ i OH^- i no pot explicar la basicitat del NH₃ o del Na₂CO₃.

L'Ió Hidroni (H₃O⁺)

L’ió H⁺ no existeix lliure en dissolució. Forma un enllaç amb una molècula d’aigua i dóna lloc a l’espècie H₃O⁺, que s’anomena ió hidroni.

Teoria de Brönsted-Lowry

Aquesta teoria amplia la d’Arrhenius:

• Un àcid de Brönsted-Lowry és tota substància capaç de donar H⁺ a una altra. Un àcid fort té gran tendència (representat amb una fletxa simple) i un àcid feble té poca tendència (representat amb dues fletxes, és a dir, equilibri).
• Una base de Brönsted-Lowry és tota substància capaç d’acceptar protons d’una altra. Les bases amb gran tendència a acceptar protons són bases fortes (una fletxa) i les bases amb poca tendència són bases febles (dues fletxes).

Substàncies Amfipròtiques

Les substàncies que poden donar un protó o acceptar-lo segons les circumstàncies s’anomenen anfipròtiques.

Valoracions i Reaccions Àcid-Base

Definicions Operacionals

• Una reacció àcid-base és una reacció de transferència d’un protó d’un àcid a una base.
• Una valoració o volumetria àcid-base és el procés de determinació experimental de la concentració d’un àcid (o d’una base) fent-lo reaccionar amb una base (o àcid) de concentració coneguda.

Representació de Reaccions (Ús de Fletxes)

Escriurem les reaccions amb una fletxa simple (reacció completa) quan es tracti de:

• Hidròlisi d’un àcid fort o una base forta.
• Reacció de neutralització (siguin els reactius forts o febles).
• Sal en aigua (primer pas). Si l'anió o catió pot reaccionar en aigua (és a dir, són relativament forts perquè provenen de febles), el segon pas s'escriu amb dues fletxes.

Escriurem dues fletxes (equilibri) quan es tracti de:

• Un àcid o una base feble en aigua.
• Quan un ió resultant d’una hidròlisi pot reaccionar en aigua.

Classificació de la Força d'Àcids i Bases

• Àcids forts: HCl, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄.
• Àcids febles: Àcid acètic (CH₃COOH) i els que ens donen com a pista una constant (K_a).
• Bases fortes: Tots els hidròxids.
• Bases febles: L’amoníac (NH₃) i les que ens donen constant (K_b).

Reacció de Neutralització (Correctament Igualada)

Important: Àcid + Base → Sal + H₂O

Excepció: NH₃ + HCl → NH₄Cl (no dóna aigua).