Guia Completa d'Àcids i Bases: Teories, pH i Càlculs Químics
Enviado por Chuletator online y clasificado en Química
Escrito el en 
catalán con un tamaño de 459,83 KB
Teoria d'Arrhenius (1884)
Electròlits
Qualsevol substància que, en dissoldre's en aigua, es dissocia en els seus ions respectius.
- Electròlits Forts: Dissociació total (representada amb una fletxa en una direcció). La constant d'equilibri (K) és molt elevada (K↑).
- Electròlits Febles: Dissociació parcial (representada amb les dues fletxes de l'equilibri). La constant d'equilibri (K) és moderada.
Definicions d'Àcid i Base segons Arrhenius
Àcid
Substància que, en dissoldre's en H₂O, genera ions hidroni (H₃O⁺), ja que allibera ions H⁺.
- Àcids Forts: HCl, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HBr, HI
- Àcids Febles: CH₃COOH, HCN, HF, H₃PO₄, H₂CO₃, H₂S, HNO₂, HClO
Base
Substància que, en dissoldre's en H₂O, genera ions hidròxid (OH⁻), ja que allibera ions OH⁻.
- Bases Fortes: NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂
- Bases Febles: NH₃, CH₃NH₂, C₂H₅NH₂, HCO₃⁻, NH₄OH
Neutralització
Reacció entre un àcid i una base que produeix una sal i aigua:
Àcid + Base = Sal + Aigua
Nota important: Si es proporciona un valor de K (constant d'equilibri) en l'enunciat, generalment indica que la substància és feble i s'estableix un equilibri. Per a substàncies fortes, la dissociació és pràcticament completa.
Teoria de Brønsted-Lowry
Aquesta teoria defineix els àcids com a donadors de protons (H⁺) i les bases com a acceptors de protons (H⁺).
Un àcid fort dóna una base conjugada feble, i viceversa.
Força Relativa d'Àcids i Bases
La fortalesa d'un àcid o una base es defineix per la seva facilitat d'aportar ions (H₃O⁺ o OH⁻) al medi.
Constant d'Acidesa (Ka)
Per a un àcid feble genèric (HA) en aigua:
HA(aq) + H₂O(l) ⇌ A⁻(aq) + H₃O⁺(aq)
L'expressió de la constant d'acidesa (Ka) és:
Ka = [A⁻] ⋅ [H₃O⁺] / [HA]
(La concentració de H₂O no s'inclou en l'expressió de Ka, ja que és el dissolvent i la seva concentració es considera constant.)
Si es proporciona un valor de Ka, generalment indica un àcid feble.
Constant de Basicitat (Kb)
Per a una base feble genèrica (B) en aigua:
B(aq) + H₂O(l) ⇌ BH⁺(aq) + OH⁻(aq)
L'expressió de la constant de basicitat (Kb) és:
Kb = [BH⁺] ⋅ [OH⁻] / [B]
Similar a la Ka, és la relació [productes] / [reactius], però amb [OH⁻] en lloc de [H₃O⁺].
Àcids Monoprotics i Poliprotics
- Àcids Monoprotics: Cada molècula cedeix 1 protó (p. ex., HCl, HNO₃).
- Àcids Poliprotics: Cada molècula pot cedir més d'un protó (p. ex., H₂SO₄, H₃PO₄).
Relació entre la Força d'Àcids i Bases Conjugades
- 🔹 Un àcid feble té una base conjugada forta.
- 🔹 Una base feble té un àcid conjugat fort.
- 🔹 Un àcid fort té una base conjugada feble.
- 🔹 Una base forta té un àcid conjugat feble.
Tipus de Dissolució segons el pH
| Neutra | Àcida | Bàsica |
|---|---|---|
| pH = 7 | pH < 7 | pH > 7 |
| [H₃O⁺] = 10⁻⁷ M | [H₃O⁺] > 10⁻⁷ M | [H₃O⁺] < 10⁻⁷ M |
| [OH⁻] = 10⁻⁷ M | [OH⁻] < 10⁻⁷ M | [OH⁻] > 10⁻⁷ M |
L'aigua pura pot comportar-se com a àcid o base (és una substància amfòtera).
Relació entre Ka i Kb
Per a un parell àcid-base conjugat (d'àcids o bases febles), la relació entre la constant d'acidesa (Ka) i la constant de basicitat (Kb) és:
Ka ⋅ Kb = Kw = [H₃O⁺] ⋅ [OH⁻] = 10⁻¹⁴ (a 25°C)
Hidròlisi de Sals
La hidròlisi de sals és la reacció dels ions d'una sal amb l'aigua, que pot alterar el pH de la solució.
| Tipus de Sal | Exemples | Efecte sobre el pH | Explicació |
|---|---|---|---|
| Àcid fort + Base forta | NaCl, KNO₃, Na₂SO₄ | Neutre (pH = 7) | Els ions de la sal (Na⁺, Cl⁻, K⁺, NO₃⁻) no reaccionen amb l'aigua, ja que provenen d'un àcid i una base forts. La solució es manté neutra. |
| Àcid feble + Base forta | CH₃COONa, NaF, KCN | Bàsic (pH > 7) | L'anió de l'àcid feble (CH₃COO⁻, F⁻, CN⁻) reacciona amb l'aigua per captar H⁺ i formar OH⁻, augmentant el pH de la solució. |
| Àcid fort + Base feble | NH₄Cl, FeCl₃, NH₄NO₃ | Àcid (pH < 7) | El catió de la base feble (NH₄⁺, Fe³⁺) reacciona amb l'aigua cedint H⁺ i generant H₃O⁺, disminuint el pH de la solució. |
| Àcid feble + Base feble | NH₄CH₃COO, CH₃COONH₄ | Depèn de Ka i Kb | Tant l'anió com el catió poden reaccionar amb l'aigua. El pH final depèn de la força relativa de l'àcid (Ka) i la base (Kb) conjugats. |
Càlculs de pH i pOH
- pH: pH = -log [H₃O⁺]
- pOH: pOH = -log [OH⁻]
- Relació pH i pOH: pH + pOH = 14 (a 25°C)
- Concentració d'ions hidroni: [H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ
- Concentració d'ions hidròxid: [OH⁻] = 10⁻ᵖᴼᴴ
- Producte iònic de l'aigua: Kw = [H₃O⁺] ⋅ [OH⁻] = 10⁻¹⁴ (a 25°C)
Aproximació en Càlculs d'Equilibri
En els càlculs d'equilibri per a àcids o bases febles, es pot simplificar l'equació quadràtica si la relació entre la concentració inicial de la substància ([Substància]₀) i la seva constant d'equilibri (Ka o Kb) és prou gran (sovint, si [Substància]₀ / K > 400 o 1000). En aquests casos, la quantitat dissociada (x) es pot considerar negligible respecte a la concentració inicial.
Àcid Acètic (Àcid Etanoic)
Fórmula química: CH₃COOH
Exemple de Reacció de Valoració
CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l)
Si es demana la Ka o Kb, caldrà fer la taula d'equilibri (ICE) i considerar si es pot aplicar l'aproximació.
Càlculs de Concentracions (Dilucions)
Per a càlculs de concentracions en dilucions, utilitzar la fórmula:
C₁ ⋅ V₁ = C₂ ⋅ V₂
On:
- C = Concentració
- V = Volum
Corba de Valoració: Anàlisi del Punt d'Equivalència
Valoració de l'Àcid Acètic amb una Base Forta
En el punt d'equivalència d'una valoració, s'ha afegit una quantitat de base (p. ex., NaOH) suficient perquè tot l'àcid acètic reaccioni, sense que sobri NaOH. La solució resultant contindrà: ió acetat (CH₃COO⁻), ió sodi (Na⁺) i aigua.
El pH resultant serà bàsic, ja que l'ió acetat (CH₃COO⁻) és la base conjugada de l'àcid acètic (un àcid feble) i, en reaccionar amb l'aigua (hidròlisi), genera ions OH⁻, augmentant el pH de la solució.
