L'aigua: Molècula Polar, Ponts d'Hidrogen i Propietats Químiques
Clasificado en Química
Escrito el en 
con un tamaño de 7,13 KB
L'aigua, molècula polar
L'aigua és un compost constituït per molècules formades per dos àtoms d'hidrogen i un d'oxigen, units covalentment.
La molècula d'aigua és un dipol elèctric. L'oxigen atreu amb més força que l'hidrogen els electrons compartits en els enllaços covalents. Els electrons es tendeixen a situar a prop de l'oxigen, que esdevé un pol elèctric negatiu (-) i lluny dels àtoms d'hidrogen, que conformen un pol elèctric positiu (+).
La naturalesa polar de les molècules d'aigua explica moltes de les seves propietats.
Ponts d'hidrogen
En estat líquid, les molècules d'aigua estableixen una xarxa d'enllaços entre elles que anomenem ponts d'hidrogen. Aquests enllaços són conseqüència de la naturalesa polar de l'aigua: un àtom d'hidrogen d'una molècula d'aigua (pol +) és elèctricament atret per l'àtom d'oxigen (pol -) d'una altra molècula.
L'aigua com a dissolvent
L'aigua pot dissoldre altres molècules covalents de naturalesa polar amb què estableix enllaços intermoleculars de naturalesa elèctrica, com per exemple el sucre de taula. D'altra banda, les molècules no polars, com les dels olis, no són solubles en aigua.
Gràcies a la seva naturalesa polar, l'aigua també dissol els compostos iònics (sals), que es dissocien en ions (amb càrrega elèctrica).
La concentració d'una dissolució és la quantitat de substància dissolta per unitat de volum de dissolució. Podem expressar-la en unitats de massa per volum (g/l) o en molaritat (M o mols/l). La molaritat o concentració molar és el nombre de mols de solut per cada litre de dissolució.
Per representar la concentració molar d'una substància, escrivim el nom d'aquesta substància entre claudàtors ([ ]).
Autoionització
Per efecte de les forces elèctriques que es generen dins de la xarxa molecular de l'aigua líquida, algunes molècules es dissocien en un catió H+ (protó) i un anió OH- (hidròxid). Aquest procés s'anomena autoionització.
H2O ⇌ H+ + OH-
Els protons, però, no són estables en dissolució aquosa i s'acaben enllaçant amb una altra molècula d'aigua, formant un ió H3O+ (oxoni).
H+ + H2O ⇌ H3O+ L'autoionització de l'aigua és un procés dinàmic. Les molècules d'aigua s'ionitzen i es tornen a fusionar contínuament, però en un instant determinat sempre hi ha una proporció concreta de molècules ionitzades.
A 25 ºC, la concentració molar d'ions H3O+ a l'aigua pura és 10-7 M, la mateixa que la d'ions OH-.
[H3O+] = [OH-] = 10-7 M
Substàncies àcides i bàsiques
Propietats
Els àcids i les bases es poden caracteritzar per les seves propietats:
Àcids:
- Són molt reactius i potencialment corrosius.
- Reaccionen de manera característica amb alguns metalls i dissolen els carbonats.
- Dissolts en aigua esdevenen electròlits: condueixen l'electricitat.
- Les seves propietats es neutralitzen quan reaccionen amb una base.
Bases:
- Són molt reactius i potencialment corrosius.
- Reaccionen de manera característica amb alguns greixos, formant sabó.
- Dissolts en aigua esdevenen electròlits: condueixen l'electricitat.
- Les seves propietats es neutralitzen quan reaccionen amb un àcid.
Estructura molecular
A partir de la naturalesa dels electròlits de les dissolucions d'àcids i bases, a finals del s. XIX, Svante Arrhenius va proposar un model molecular per a àcids i bases. Aquest model va ser perfeccionat per Brönsted i Lowry durant els anys vint del s. XX. Segons aquest model:
- Un àcid és una substància que, en dissolució aquosa, allibera protons al medi. Els àcids fan incrementar [H3O+] per sobre de 10-7 M.
- Una base és una substància que, en dissolució aquosa, incorpora protons del medi. Les bases fan disminuir [H3O+] per sota de 10-7 M.
Neutralització
La reacció entre un àcid i una base s'anomena neutralització. És una reacció de doble substitució, i generalment exotèrmica.
Àcid + Base ⇌ Sal + Aigua
La sal originada es forma a partir del catió aportat per la base i l'anió aportat per l'àcid.
Fortalesa d'àcids i bases
Àcids i bases forts i febles
Els àcids i bases forts es dissocien completament quan es troben en dissolució aquosa.
Totes les molècules d'un àcid fort alliberen protons al medi.
Exemples d'àcids forts: àcid clorhídric (HCl), àcid sulfúric (H2SO4), àcid nítric (HNO3).
Totes les molècules d'una base forta capten protons del medi.
Exemples de bases fortes: sosa càustica (NaOH), hidròxid de potassi (KOH), calç morta (Ca(OH)2).
Els àcids i bases febles, en canvi, només es dissocien en una petita proporció, diferent per a cada substància. La immensa majoria d'àcids i bases són d'aquests tipus.
Només una petita part de les molècules d'un àcid feble alliberen protons al medi.
Exemples d'àcids febles: àcid cítric, àcid acètic, àcid fòrmic.
Només una petita part de les molècules d'una base feble capten protons del medi.
Exemples de bases febles: amoníac (NH3), hidròxid de magnesi (Mg(OH)2), hidròxid d'alumini (Al(OH)3).
Acidesa i pH
L'acidesa d'una dissolució es mesura a través la concentració de H3O+. Àcid i bàsic són dos adjectius de significat oposat per referir-nos-hi.
L'acidesa d'una dissolució depèn de:
- La fortalesa de l'àcid (o la base)
- La concentració de l'àcid (o la base)
El pH és una manera de referir-se a l'acidesa d'una dissolució, i es defineix així:
pH = - log10[H3O+]
El pH de l'aigua pura és 7. Les dissolucions àcides tenen pH < 7, mentre que les dissolucions bàsiques tenen pH > 7.
0 HCl[1M] Sucs gàstrics Vinagre Cafè Orina (Aigua pura 0) Sang Sabó Amoníac Lleixiu NaOH[1M] 14
Figura 1. pH d'algunes substàncies quotidianes
Per conèixer el pH d'una dissolució podem utilitzar un pH-metre o indicadors de pH:
El pH-metre és un aparell que mesura amb precisió el pH d'una dissolució.
Els indicadors de pH, com el paper de tornassol o la fenolftaleïna, són substàncies que contenen pigments amb la propietat de canviar de color en funció de l'acidesa del medi i, per tant, en funció del pH. Cada indicador canvia de color a un pH determinat.