1 / 36

Tema 7 Reaccions àcid-base

Tema 7 Reaccions àcid-base. Tema 2 Termoquímica. Tema 3 Espontaneïtat. Tema 4 Equilibri. Desprén calor? Quina quantitat?. Per què es produeix? En quina direcció?. Quan s’arriba? Com es modifica?. Tipus. Reaccions químiques. Tema 7 Eq. àcid-base. Tema 5 Eq. de fases. Tema 6

velvet
Download Presentation

Tema 7 Reaccions àcid-base

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Tema 7 Reaccions àcid-base

  2. Tema 2 Termoquímica Tema 3 Espontaneïtat Tema 4 Equilibri Desprén calor? Quina quantitat? Per què es produeix? En quina direcció? Quan s’arriba? Com es modifica? Tipus Reaccionsquímiques Tema 7 Eq. àcid-base Tema 5 Eq. de fases Tema 6 Dissolucions Tema 8 Eq. solubilitat Tema 10 Cinètica Tema 11 Mecanismes Tema 9 Eq. redox Quina velocitat té? De què depén? Té diverses etapes? Com l’accelerem?

  3. “Probablemente no haya otro tipo de equilibrio tan importante como el de ácidos y bases” B. M. Mahan i R. J. Myers Química. Curso Universitario (4ª ed.).

  4. CONTINGUT 1.- Definicions d’àcids i bases. 2.- L’autoionització de l’aigua. Escala de pH. 3.- Força d’àcids i bases. Constants d’ionització. 4.- Indicadors. 5.- Tractament exacte dels equilibris d’ionització. 6.- Hidròlisi. 7.- Dissolucions amortidores. 8.- Corbes de valoració.

  5. 1 DEFINICIONS D’ÀCIDS I BASES. 1.1.- Arrhenius (1883) Àcid: Substància que, en dissolució aquosa, dóna H+ HCl ® H+ (aq) + Cl- (aq) Base: Substància que, en dissolució aquosa, dóna OH- NaOH® Na+ (aq) + OH- (aq)

  6. 1903 Tercer premi Nobelde Química “En reconeixement als extraodinaris serveis que haprestat al progrés de la química mitjançant la seua teoriaelectrolítica de la dissociació”. Limitacions: * Substàncies amb propietats bàsiques que no contenen ions hidroxil (p.ex.: NH3 líquid) * Es limita a dissolucions aquoses. Es requereix una perspectiva més general [http:// nobelprize.org /chemistry/laureates/1903/index.html] Svante August Arrhenius(1859-1927)

  7. CH3COOH (aq) + H2O (l) «H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) Transferència protònica àcid àcid base base Parell àcid-base conjugat * Ja no es limita a dissolucions aquoses * S’explica el comportament bàsic de, p.ex., NH3 Avantatges Substància anfòtera(pot actuar com aàcid o com a base) 1.2.- Brønsted-Lowry (1923) Àcid: Espècie que té tendència a cedir un H+ Base: Espècie que té tendència a acceptar un H+ NH3 (aq) + H2O (l) «NH4+ (aq) + OH- (aq)

  8. Johannes Nicolaus Brønsted(1879-1947) Thomas Martin Lowry(1874-1936)

  9. + H H :N H H N H H+ + H H 1.3.- Lewis (1923) Per a que una substància accepte un H+ ha de posseir un parelld’electrons no compartits. Àcid: Espècie que pot acceptar parells d’electrons Base: Espècie que pot cedir parells d’electrons

  10. El H+ és àcid de Lewis, però no és l’únic.La base pot cedir parells d’electrons a altres espècies Definició més general F H H N: + B F H F base àcid F H B F H N H F Gilbert Newton Lewis(1875-1946)

  11. Equilibri d’autoionització de l’aigua H2O (l) + H2O (l) «H3O+ (aq) + OH- (aq) Kw = [H3O+][OH-] Producte iònic de l’aigua A 25ºC, Kw = 10-14 [Aplicant logaritmes i canviant el signe] - log 10-14 = - log [H3O+] - log [OH-] 14 = pH + pOH 2 L’AUTOIONITZACIÓ DE L’AIGUA.ESCALA DE pH. pH = - log [H3O+] pOH = - log [OH-]

  12. DISSOLUCIÓ NEUTRA [H3O+] = [OH-] pH = 7 DISSOLUCIÓ ÀCIDA [H3O+] > [OH-] pH < 7 DISSOLUCIÓ BÀSICA [H3O+] < [OH-] pH > 7 7 àcida bàsica pH Aigua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7ÞpH = 7 [OH-] = 10-7ÞpOH = 7

  13. Mesura quantitativa: constant d’equilibri de la seua reacció amb aigua. HA(aq) + H2O (l) «H3O+ (aq) + A- (aq) Constant d’acidesa (de dissociació, d’ionització) Major força d’un àcid: major serà Ka (menor pKa) Cas extrem: àcid fort (p.ex. HCl, HNO3, HClO4, ...) es troba totalment dissociat (Ka >> 1, Ka®¥) 3 FORÇA D’ÀCIDS I BASES.CONSTANTS D’IONITZACIÓ. Força d’un àcid o base: major o menor tendència a transferiro acceptar un protó.

  14. Anàlogament amb les bases: B (aq) + H2O (l) «BH+ (aq) + OH- (aq) Constant de basicitat Major força d’una base: major serà Kb (menor pKb) Cas extrem: base forta (p.ex. NaOH, KOH, ...) es troba totalment dissociada (Kb >> 1, Kb®¥) B (aq) + H2O (l) «BH+ (aq) + OH- (aq) En el cas d’un parell àcid-base conjugat, Ka i Kb estan relacionades Kw = Ka Kb

  15. HInd (aq) + H2O (l) «H3O+ (aq) + Ind- (aq) Color A Color B 4 INDICADORS. Indicadors: Àcids o bases dèbils les formes àcid/baseconjugades dels quals presenten colors diferents. Quan a una dissolució li afegim un indicador,estaran presents les dos espècies HInd i Ind-.

  16. Quin color voré? • Si [HInd]/[Ind-] ³10 Þ Color A (predomina forma àcida) • Si [HInd]/[Ind-] £0.1 Þ Color B (predomina forma bàsica) • Si 0.1<[HInd]/[Ind-]< 10 Þ Color mescla d’A i B El quocient depén de la Ka i del pH: • Si [HInd]/[Ind-] ³10 Þ [H3O+] ³10 KInd Þ pH £ pKInd –1Color A (predomina forma àcida) • Si [HInd]/[Ind-] £0.1 Þ [H3O+] £0.1 KInd Þ pH ³ pKInd +1Color B(predomina forma bàsica) • Si 0.1<[HInd]/[Ind-]< 10 Þ pKInd –1 < pH < pKInd +1 Mescla A i B Interval de viratge (2 unitats de pH)

  17. Intervals de viratge d’indicadors

  18. MÈTODE GENERAL • Expressions de les constants d’equilibri • Balanç de matèria • Balanç de càrregues (condició de electroneutralitat) • Resolució del sistema d’equacions 5 TRACTAMENT EXACTE DELSEQUILIBRIS D’IONITZACIÓ. ¿Com podem calcular les concentraciones de totes lesespècies presents en una dissolució en la que s’estableixendiversos equilibris d’ionització?

  19. P.ex.: equilibri d’ionització d’un àcid dèbil HA en aigua HA(aq) + H2O (l) «H3O+ (aq) + A- (aq) HA(aq) + H2O (l) «H3O+ (aq) + A- (aq) Equilibris presents 2 H2O (l) «H3O+ (aq) + OH- (aq) Kw = [H3O+][OH-] 1. Expressions de les constants d’equilibri 2. Balanç de matèria: [HA]o + [A-]o = [HA] + [A-] 3. Balanç de càrregues (condició de electroneutralitat) [H3O+]= [A-] + [OH-] 4. Resolver el sistema: 4 equacions amb 4 incògnites

  20. Neutres Àcides Bàsiques Comportament àcid–base de les sals 6 HIDRÒLISI. Com determinar-lo de forma qualitativa? • Dissociar la sal en els seus ions • Identificar la seua procedència • Determinar quins poden hidrolitzar-se • Plantejar i analitzar l’equilibri d’hidròlisi

  21. Procedeix d’un àcid fort (HCl).No s’hidrolitza H2O NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) Procedeix d’una base forta (NaOH). No s’hidrolitza Dissolució neutra 5.1. Sals procedents d’àcid fort i base forta [p.ex.: NaCl, KCl, NaNO3]

  22. Procedeix d’un àcid fort (HCl).No s’hidrolitza H2O NH4Cl (s) NH4+ (aq) + Cl- (aq) Procedeix d’una base dèbil (NH3). S’hidrolitza NH4+ (aq) + H2O (l) «NH3 (aq) +H3O+ (aq) 5.2. Sals procedents d’àcid fort i base dèbil [p.ex.: NH4Cl] Dissolució àcida

  23. Procedeix d’una base forta (NaOH).No s’hidrolitza H2O CH3COONa (s) CH3COO- (aq) + Na+ (aq) Procedeix d’un àcid dèbil (CH3COOH). S’hidrolitza CH3COO- (aq) + H2O (l) «CH3COOH (aq) +OH- (aq) 5.3. Sals procedents d’àcid dèbil i base forta [p.ex.: CH3COONa] Dissolució bàsica

  24. Procedeix d’un àcid dèbil (HCN). S’hidrolitza H2O NH4CN (s) NH4+ (aq) + CN- (aq) Procedeix d’una base dèbil (NH3). S’hidrolitza 5.4. Sals procedents d’àcid dèbil i base dèbil [p.ex.: NH4CN] Si Kh (catió) > Kh (anió) Þ Dissolució àcida Si Kh (catió) < Kh (anió) Þ Dissolució bàsica Si Kh (catió) = Kh (anió) ÞDissolució neutra [Per al NH4CN: dissolució bàsica]

  25. Per a molts processos, el control del pH resulta fonamental (p.ex. reaccions bioquímiques) 7 DISSOLUCIONS AMORTIDORES. Dissolucions amortidores (o tampó): Dissolucions quemantenen un pH aproximadament constant quan s’agreguenxicotetes quantitats d’àcid o base o quan es dilueixen. Composició Quantitats substancials d’un àcid dèbil i de la seua base conjugada(o una base dèbil i el seu àcid conjugat). (p.ex.: CH3COOH/CH3COONa)

  26. HA (aq) + H2O (l) «H3O+ (aq) + A- (aq) Mecanisme d’acció: Si a l’equilibri li afegesc, p.ex., un àcid, es desplaçarà a l’esquerra,disminuirà el quocient [A-]/[HA] i el pH baixarà. Però si la quantitat afegida és xicoteta comparada amb les quantitats (grans) que hi ha d’A- i HA, el quocient canviarà moltpoc i el pH gairebé no es modificarà. P.ex.: * si afegesc 0.001 mols d’HCl a un 1 L d’aigua, el pH passa de 7 a 3. * si afegesc 0.001 mols d’HCl a un 1 L de dissolució que conté 0.7 mols d’acètic i 0.6 mols d’acetat sòdic, el pH passa de 4.688 a 4.686.

  27. Equació de Henderson-Hasselbalch Com calcular el pH d’una dissolució tampó? Amb el tractament exacte (apartat 5). Com estimar aproximadament el pH d’una dissolució tampó? Exacta Com que les concentracions inicials d’àcid i de la seua base conjugadasón grans, es pot suposar que les quantitats que desapareixeran i que apareixeran mentre s’aconsegueix l’equilibri seran xicotetes,comparades amb les inicials. Per tant, en la fórmula anterior les concentracions en l’equilibri es poden aproximar per les concentracions inicials. Aproximada

  28. Lawrence Joseph Henderson(1878-1942) Karl Albert Hasselbalch(1874-1962)

  29. Característiques importants d’una dissolució amortidora: * El seu pH Þ depén de Ka i de les concentracions * La seua capacitat amortidora Capacitat amortidora: Quantitat d’àcid o base que es pot afegira un tampó abans que el pH comence a canviar apreciablement. De què depén? * Del nombre de mols d’àcid i base (han de ser alts per a que la capacitat també ho siga) * Del quocient [base]/[àcid]. (per a que la capacitat siga alta, ha de ser pròxim a 1. Si és < 0.1 ó > 10, no serà molt eficient. Major eficiència: quan pH = pKa)

  30. 8 VALORACIONS ÀCID-BASE. Com podem determinar la concentració d’un àcido d’una base en una dissolució? Mètode més utilitzat: valoració àcid-base Una dissolució que conté una concentració coneguda debase (o àcid) es fa reaccionar amb una dissolució d’àcid(o de base) de concentració desconeguda. Mesurem el volum de la dissolució de base (o àcid)necessari per a que consumisca (neutralitze) tot l’àcid (o base). Quan s’aconsegueix la neutralització completa: Punt d’equivalència

  31. Puntd’equivalència Com sé quan he arribat al punt d’equivalència? Corba de valoració: Representació del pH en funció delvolum afegit.

  32. Quin és el pH del punt d’equivalència? • Si valore àcid fort amb base forta (o a l’inrevés) Þ pH = 7 • Si valore àcid dèbil amb base forta Þ pH > 7 • Si valore base dèbil amb àcid fort Þ pH < 7 Com calcular el pH d’eixe punt o de qualsevol punt de la corba? Amb el tractament exacte (apartat 5). Com sé que he arribat al punt d’equivalència sense necessitat derepresentar la corba de valoració sencera? Mitjançant un indicador apropiat Apropiat: que canvie de color just quan la reacció arriba al puntd’equivalència.

  33. Clau: que l’interval de viratge de l’indicador coincidisca amb el saltde pH que es produeix quan arribem al punt d’equivalència. p.ex.: valoració d’un àcid fort amb una base forta

  34. Corba de valoració d’una base forta amb un àcid fort:

  35. Corba de valoració d’un àcid dèbil amb una base forta:

  36. Corba de valoració d’un àcid dipròtic amb una base forta:

More Related