Conceptes Clau d'Àcid-Base: Teories, pH i Volumètries

Conceptes d'Àcid-Base

Propietats Generals

• Àcids: Sabor agre (llimona, vinagre). Reaccionen amb carbonats i desprenen CO2. Reaccionen amb metalls i produeixen H2. Les dissolucions condueixen el corrent elèctric. Enrogeixen el paper indicador universal. Acoloreixen la fenolftaleïna de rosa. Neutralitzen les seues propietats quan reaccionen amb les bases.
• Bases: Sabor amarg. Les dissolucions tenen tacte sabonós. Les dissolucions condueixen el corrent elèctric. Tornen blau el paper indicador universal. Enrogeixen la fenolftaleïna. Neutralitzen les seues propietats quan reaccionen amb els àcids.

Teoria d'Arrhenius

Concepte d'àcid i base

Els compostos que es dissolen es dissocien en ions:

• Àcid: Substància que produeix ions H+.
• Base: Substància que produeix ions OH-.

Inconvenients de la teoria

• Només és aplicable a dissolucions aquoses.
• Hi ha àcids que no contenen H+ (p. ex., CO2, SO2, SO3, FeCl3).
• Hi ha bases que no contenen OH- (p. ex., NH3, R-NH2, carbonats).
• Reaccions de neutralització sense la presència d'aigua: HCl + NH3 → NH4Cl.
• No poden existir ions H+ lliures; han de ser H3O+.

Teoria de Brönsted-Lowry

Transferència de protons

• Àcid: Substància que cedeix H+.
• Base: Substància que accepta H+.

Les reaccions àcid-base són una transferència de protons: HA + B → A⁻ + BH+.

Limitacions

No explica el caràcter àcid de substàncies sense H.

Força i Grau d'Ionització (α)

Força de l'àcid/base

• Àcid fort: Cedeix H+ fàcilment.
• Base forta: Accepta H+ fàcilment.
• Àcid fort, base forta → α gran.

La força es mesura per la constant d'equilibri de la reacció amb l'aigua.

Àcids polipròtics

Hi ha més d'un equilibri.

Equilibri Iònic de l'Aigua i Concepte de pH

Equilibri iònic de l'aigua

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-.

Kw = [H3O+] · [OH-]

• Kw: producte iònic de l'aigua. Kw = 10^-14 (mol/L)² a 25 °C.
• Aigua pura: [H3O+] = [OH-] = 10^-7 M.
• Àcid: [H3O+] > 10^-7 M; [OH-] < 10^-7 M.
• Base: [H3O+] < 10^-7 M; [OH-] > 10^-7 M.

Concepte de pH i pOH

• pH = -log [H3O+]
• pOH = -log [OH-]
• Si [H3O+] · [OH-] = 10^-14: pH + pOH = 14.

Relació entre constants

Relació entre Ka de l'àcid i Kb de la base conjugada:

• Ka · Kb = Kw.
• pKa + pKb = 14.

Indicadors

Compostos que canvien el seu color segons el pH del medi. Són àcids/bases dèbils que tenen una base/àcid conjugat amb diferent color.

Hidròlisi de Sals

Els ions poden reaccionar amb l'aigua. El pH dependrà de Ka i Kb.

• Si Ka = Kb → pH neutre.
• Si Ka > Kb → pH àcid.
• Si Ka < Kb → pH bàsic.

Volumètries de Neutralització Àcid-Base

Neutralització

Es neutralitzen entre ells. No sempre el pH final és neutre, depèn de la sal que es forma.

Procediment de Volumetria

1. Matràs amb dissolució problema + indicador.
2. Bureta amb dissolució valorant.
3. S'afegeix valorant poc a poc, agitant el matràs.
4. Es deixa d'afegir quan es produeix viratge: punt d'equivalència.

Resultats de la Neutralització

• Àcid fort + Base forta → Sal neutra (pH=7).
• Àcid dèbil + Base forta → Sal bàsica (pH>7).
• Àcid fort + Base dèbil → Sal àcida (pH<7).

Dissolucions Reguladores de pH

Funció

Eviten canvis grans en el pH d’una dissolució.

• L’àcid de la dis. reg. reacciona amb la base afegida.
• La base de la dis. reg. reacciona amb l’àcid afegit.

pH = pKa + log [base conjugada]/[àcid].

Proteïnes

Formades per aminoàcids. Tenen caràcter amfòter.