slide1 n.
Download
Skip this Video
Loading SlideShow in 5 Seconds..
Tema 7 Reaccions àcid-base PowerPoint Presentation
Download Presentation
Tema 7 Reaccions àcid-base

Loading in 2 Seconds...

play fullscreen
1 / 36

Tema 7 Reaccions àcid-base - PowerPoint PPT Presentation


  • 155 Views
  • Uploaded on

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

loader
I am the owner, or an agent authorized to act on behalf of the owner, of the copyrighted work described.
capcha
Download Presentation

PowerPoint Slideshow about 'Tema 7 Reaccions àcid-base' - velvet


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.While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server.


- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -
Presentation Transcript
slide1

Tema 7

Reaccions àcid-base

slide2

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?

slide3

“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.).

slide4

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.

slide5

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)

slide6

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)

slide7

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)

slide8

Johannes Nicolaus Brønsted(1879-1947)

Thomas Martin Lowry(1874-1936)

slide9

+

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

slide10

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)

slide11

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-]

slide12

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

slide13

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.

slide14

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

slide15

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-.

slide16

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)

slide18

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?

slide19

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

slide20

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
slide21

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]

slide22

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

slide23

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

slide24

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]

slide25

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)

slide26

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.

slide27

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

slide28

Lawrence Joseph Henderson(1878-1942)

Karl Albert Hasselbalch(1874-1962)

slide29

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)

slide30

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

slide31

Puntd’equivalència

Com sé quan he arribat al punt d’equivalència?

Corba de valoració: Representació del pH en funció delvolum afegit.

slide32

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.

slide33

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