Guia Completa d'Àcids i Bases: Teoria, pH i Valoracions Químiques

Definició d'Àcids i Bases segons Brønsted-Lowry

Brønsted i Lowry van proposar una nova definició conceptual d'àcids i bases, més general que la d'Arrhenius:

• Una base és tota substància que pot acceptar protons.
• Un àcid és tota substància que pot cedir protons.

Què és un Electròlit?

Un electròlit és qualsevol substància que, en dissoldre's, es dissocia en els ions respectius.

Àcids i Bases Forts vs. Febles

Un àcid amb una gran capacitat de cedir protons es considera un àcid fort (per exemple, àcid clorhídric), mentre que un àcid amb poca tendència a cedir protons és un àcid feble (per exemple, àcid acètic).

De la mateixa manera:

• Quan una base presenta molta capacitat d'acceptar protons, es diu que és una base forta (per exemple, hidròxid de sodi).
• Una base feble presenta poca capacitat per acceptar protons (per exemple, amoníac).

Constant d'Acidesa (K_a) i Basicitat (K_b)

• Si K_a és gran, l'equilibri està molt desplaçat cap als productes, és a dir, la [H₃O⁺] és elevada, indicant un àcid fort.
• Si K_a és petit, l'equilibri està molt desplaçat cap als reactius, és a dir, la [H₃O⁺] és baixa, indicant un àcid feble.

• Si K_b és gran, l'equilibri està molt desplaçat cap als productes, és a dir, la [OH⁻] és elevada, indicant una base forta.
• Si K_b és petita, l'equilibri està molt desplaçat cap als reactius, és a dir, la [OH⁻] és baixa, indicant una base feble.

Espècies Amfipròtiques i Amfòteres

Les espècies químiques que, com l'aigua, poden comportar-se com a àcid i com a base segons la substància amb la qual reaccionen s'anomenen amfipròtiques. Arrhenius les va anomenar amfòteres.

Impacte de la Concentració en Àcids

• Variacions en la concentració d'un àcid fort impliquen la mateixa disminució de la concentració d'ions H₃O⁺.
• Variacions en la concentració d'un àcid feble no fan que disminueixi la concentració d'ions H₃O⁺ en la mateixa proporció, sinó de forma menys pronunciada.

Valoracions Àcid-Base i pH de Sals

pH de Dissolucions Aquoses de Sals

• Totes les dissolucions aquoses de sals que provenen d'un àcid fort i d'una base forta tenen pH neutre.
• Les dissolucions aquoses de sals que deriven d'un àcid fort i d'una base feble tenen sempre pH àcid.
• Totes les dissolucions aquoses de sals que provenen d'un àcid feble i d'una base forta tenen pH bàsic.

Llista d'Àcids Forts Comuns

• Àcid clorhídric (HCl)
• Àcid bromhídric (HBr)
• Àcid iodhídric (HI)
• Àcid nítric (HNO₃)
• Àcid perclòric (HClO₄)
• Àcid sulfúric (H₂SO₄) (només la primera dissociació: H₂SO₄ → H⁺ + HSO₄⁻)

Si un àcid no es troba en aquesta llista, generalment es considera un àcid feble.

Llista d'Àcids Febles Comuns

• Àcid acètic (CH₃COOH)
• Àcid fluorhídric (HF)
• Àcid carbònic (H₂CO₃)
• Àcid fosfòric (H₃PO₄)
• Àcid sulfhídric (H₂S)

Capacitat Amortidora (Buffer)

S'anomena capacitat amortidora d'una dissolució reguladora de pH la màxima quantitat d'àcid o base que pot admetre sense que el pH de la dissolució variï més d'una unitat.

Què és la Neutralització?

Anomenem neutralització la reacció que es dona entre els ions hidròxid (OH⁻) d'una base i els ions hidrogen (H⁺) d'un àcid per formar molècules d'aigua (H₂O).

Definició de Valoració Àcid-Base

Una valoració àcid-base és el procés mitjançant el qual es determina la concentració d'un àcid o d'una base en una dissolució determinada, fent-la reaccionar amb una dissolució de base o d'àcid de concentració coneguda.

Punt d'Equivalència en Valoracions

Justificació del pH en el Punt d'Equivalència

La sal que es forma en el procés de valoració és el gluconat de sodi (HOCH₂(CHOH)₄COONa). El catió sodi (Na⁺) no reacciona amb l'aigua perquè prové d'una base forta, però l'anió gluconat (HOCH₂(CHOH)₄COO⁻) és la base conjugada d'un àcid feble que reaccionarà amb l'aigua i que donarà lloc a una hidròlisi bàsica:

HOCH₂(CHOH)₄COO⁻(aq) + H₂O(l) ⇌ HOCH₂(CHOH)₄COOH(aq) + OH⁻(aq)

• En el punt d'equivalència, només tindrem l'anió HOCH₂(CHOH)₄COO⁻ i el catió Na⁺.
• Per tant, el pH en el punt d'equivalència només ve determinat per la presència de l'anió HOCH₂(CHOH)₄COO⁻, que en aigua forma OH⁻ i serà bàsic (pH > 7).

Experiment: Valoració Àcid-Base

Procediment Experimental

1. S'omple la bureta amb la solució de HCl, evitant que es formin bombolles d'aire.
2. S'enrasa el volum de HCl de la bureta (a zero o a un altre volum).
3. Amb la pipeta aforada (i la pera), s'agafen 5,0 mL de la dissolució d'amoníac i es transvasen a l'erlenmeyer (o vas de precipitats).
4. Es pot afegir una mica d'aigua destil·lada per rentar les parets de l'erlenmeyer.
5. S'afegeixen 2-3 gotes de l'indicador àcid-base a l'erlenmeyer.
6. S'obre la clau de la bureta i s'afegeix HCl, tot agitant contínuament l'erlenmeyer, fins a observar un canvi de color de la solució.
7. Es tanca la clau de la bureta i s'anota el volum de HCl consumit.

Materials Necessaris

• Bureta, amb un peu i pinça per subjectar-la.
• Pipeta aforada i una pera d'aspiració (o succionador).
• Erlenmeyer (o vas de precipitats).
• Indicador àcid-base que viri a la zona de pH bàsic (per exemple, fenolftaleïna).

Exemple de Reacció Àcid-Base (Brønsted-Lowry)

Considerem la reacció de l'àcid clorhídric amb l'aigua:

HCl(aq) + H₂O(l) ⇌ Cl⁻(aq) + H₃O⁺(aq)

• HCl: Dona un H⁺, per tant, és l'àcid.
• H₂O: Accepta l'H⁺, per tant, és la base.
• Cl⁻: És el que queda després que l'HCl perd l'H⁺, per tant, és la base conjugada.
• H₃O⁺: És el que es forma quan l'H₂O guanya l'H⁺, per tant, és l'àcid conjugat.