Àcid-base

Índex

Teories àcid-base

Teoria d’Arrhenius

Proposada pel suec Svante Arrhenius al 1884, constitueix la primera definició moderna d’àcids i bases en termes moleculars.

Àcid

Substància que es dissocia en aigua formant cations hidrogen (H⁺).

Base

Substància que es dissocia en aigua formant anions hidròxid (OH^–).

Teoria de Brønsted-Lowry

Proposada al 1923 independentment pel danès Johannes Nicolaus Brønsted i l’anglès Martin Lowry, es basa en la idea de parells d’àcid-base conjugats. Quan un àcid, HA, reacciona amb una base, B, l’àcid forma la base conjugada, A^–, i la base forma el seu àcid conjugat, HB⁺, mitjançant l’intercanvi d’un protó (catió H⁺):

$$ \mathrm{HA} + \mathrm B ⇌ \mathrm A^- + \mathrm{HB}^+ $$

Àcid

Substància capaç de cedir protons (H⁺) a una base:

$$ \mathrm{HA} + \mathrm{H_2O} ⇌ \mathrm A^- + \mathrm{H_3O^+} $$

Base

Substància capaç d’acceptar protons (H⁺) d’un àcid:

$$ \mathrm{B} + \mathrm{H_2O} ⇌ \mathrm{HB}^+ + \mathrm{OH^-} $$

Aquesta teoria es considera una generalització de la teoria de Arrhenius.

Força relativa dels àcids i bases

En funció de com d’ionitzat/da o dissociat/da se trobi un àcid o una base, distingim entre àcids/bases fortes i febles, termes que descriuen la facilitat per a conduir l’electricitat (gràcies a la major o menor presència d’ions en la dissolució).

Grau d’ionització

També anomenat grau de dissociació, $\alpha$, es defineix com el quocient entre la quantitat d’àcid/base ionitzat/da i la quantitat d’àcid/base inicial:

$$ \alpha = \frac{\text{quantitat d'àcid/base ionitzat/da}}{\text{quantitat d'àcid/base inicial}} $$

Sol expressar-se en tant per cent (%).

Àcids i bases fortes

Totalment ionitzats/des ($\alpha \approx 1$). Condueixen bé l’electricitat.

• Àcids: HClO₄, HI(aq), HBr(aq), HCl(aq), H₂SO₄ (1ª ionització) i HNO₃.
• Bases: Hidròxids de metalls alcalins i alcalinoterris.

Àcids i bases febles

Parcialment ionitzats/des: $\alpha < 1$. Condueixen malament l’electricitat.

• Àcids: HF(aq), H₂S(aq), H₂CO₃, H₂SO₃, H₃PO₄, HNO₂ i àcids orgànics, com el CH₃COOH.
• Bases: NH₃ (o NH₄OH) i bases orgàniques nitrogenades, com les amines.

Constant de dissociació

És una mesura de la força d’un àcid/base en dissolució:

	ÀCID	BASE
EQUILIBRI	$\mathrm{HA} + \mathrm{H_2O} ⇌ \mathrm A^- + \mathrm{H_3O^+}$	$\mathrm{B} + \mathrm{H_2O} ⇌ \mathrm{HB}^+ + \mathrm{OH^-}$
CONSTANT	$\displaystyle K_\mathrm a = \frac{[\mathrm A^-][\mathrm{H_3O}^+]}{[\mathrm{HA}]}$	$\displaystyle K_\mathrm b = \frac{[\mathrm{HB}^+][\mathrm{OH}^-]}{[\mathrm B]}$
COLOGARITME	$\displaystyle \mathrm p K_\mathrm a = -\log K_\mathrm a$	$\displaystyle \mathrm p K_\mathrm b = -\log K_\mathrm b$

Equilibri iònic de l’aigua

L’aigua és una substància amfipròtica (pot tant donar com acceptar un protó H⁺), la qual cosa li permet actuar tant com àcid o com a base (amfoterisme). L’equilibri iònic de l’aigua fa referència a la reacció química en què dues molècules d’aigua reaccionen per produir un ió oxoni (H₃O⁺) i un ió hidròxid (OH^–):

La constant d’equilibri, denominada producte iònic de l’aigua, i denotada per $K_\mathrm w$, pot aproximar-se pel producte:

$$ K_\mathrm w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] $$

A 25 °C:

$$[\mathrm{H_3O^+}] = [\mathrm{OH}^-] = 10^{-7}\thinspace\mathrm M \Rightarrow K_\mathrm w = 10^{-14} $$

Relació entre $K_\mathrm a$ i $K_\mathrm b$

Donat un àcid, HA, i la seva base conjugada, A^–, podem multiplicar $K_\mathrm a$ i $K_\mathrm b$:

$$ K_\mathrm a \cdot K_\mathrm b = \frac{[\mathrm A^-][\mathrm{H_3O}^+]}{[\mathrm{HA}]}\cdot\frac{[\mathrm{HA}][\mathrm{OH}^-]}{[\mathrm{A^-}]} = [\mathrm{H_3O}^+][\mathrm{OH}^-] = K_\mathrm w, $$

pel que (suposant $T = 25\thinspace^\circ\mathrm C$):

\begin{align*} K_\mathrm a\cdot K_\mathrm b &= K_\mathrm w = 10^{-14} \\ \mathrm p K_\mathrm a + \mathrm p K_\mathrm b &= \mathrm p K_\mathrm w = 14 \end{align*}

Concepte de pH

Es defineix el pH com el cologaritme de la concentració d’ions oxoni, H₃O⁺:

$$ \mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}] $$

Anàlogament es defineix el pOH en funció de la concentració d’ions hidròxid, OH^–:

$$ \mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}] $$

A partir de l’expressió del producte iònic de l’aigua, $K_\mathrm w$, prenent logaritmes:

\begin{align*} [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] &= K_\mathrm w \\ \log [\mathrm{H_3O^+}] + \log [\mathrm{OH^-}] &= \log K_\mathrm w \\ -\mathrm{pH} - \mathrm{pOH} &= -14 \\ \mathrm{pH} + \mathrm{pOH} &= 14 \end{align*}

Escala de pH

També pots jugar amb aquesta simulació:

Volumetries de neutralització àcid-base

Una valoració/titulació àcid-base és un mètode d’anàlisi química quantitativa per determinar la concentració d’un àcid o base identificat (analit), neutralitzant-lo exactament amb una dissolució estàndard de base o àcid de concentració coneguda (valorant).

Reaccions de neutralització

A una reacció de neutralització, un àcid i una base reaccionen de manera irreversible per a produir una sal i aigua:

Segons sigui el valorant un àcid o una base forta, el pH al punt d’equivalència serà:

ANALIT/VALORANT	Fort/Fort	Àcid feble/Base forta	Base feble/Àcid fort
pH (EQUIVALÈNCIA)	7	$>$ 7	$<$ 7
INDICADOR (vira en medi)	Neutre	Bàsic	Àcid

Indicadors àcid-base

Un indicador de pH és un compost químic halocròmic (canvia de color —vira— davant canvis de pH) que s’afegeix en petites quantitats a una dissolució per poder determinar visualment el seu pH (acidesa o basicitat). El canvi de color s’anomena viratge.

Tornasol

Mescla soluble en aigua de diferents colorants extrets de líquens. Absorbit en paper de filtre constitueix un dels indicadors de pH més antics utilitzats ($\sim$ 1300).

Taronja de metil

Colorant azoderivat que vira de vermell a taronja-groc en medi àcid:

Fenolftaleïna

Indicador de pH incolor en medi àcid que vira a rosa en medi bàsic:

Indicador universal

Mescla d’indicadors (blau de timol, vermell de metil, blau de bromotimol i fenolftaleïna) que presenta canvis suaus de color en una àmplia gamma de valors de pH.

Hidròlisi de sals

Daviid, des de Twitter, ens convida a un interessant debat (en espanyol) sobre la necessitat d’introduir si més no el concepte d’hidròlisi a la dissociació de sals:

A partir d’aquí, suposarem sempre quantitats estequiomètriques¹.

Sals d’àcid fort i base forta

Quan els ions en què es dissocia una sal provenen d’àcids/bases fortes, no reaccionen amb aigua (hidrolitzen), ja que tendeixen a estar completament ionitzats:

La dissolució resultant és neutra (pH = 7).

Sals d’àcid feble i base forta

En aquest cas l’ió provinent de l’àcid feble sí que s’hidrolitza:

La dissolució resultant és bàsica (pH $>$ 7).

Sals d’àcid fort i base feble

En aquest cas l’ió provinent de la base feble sí que s’hidrolitza:

La dissolució resultant és àcid (pH $<$ 7).

Sals d’àcid feble i base feble

En aquest cas tots dos ions s’hidrolitzen:

• $K_\mathrm a > K_\mathrm b \Rightarrow$ La dissolució resultant és àcida (pH $<$ 7).
• $K_\mathrm a = K_\mathrm b \Rightarrow$ La dissolució resultant és neutra (pH = 7).
• $K_\mathrm b > K_\mathrm a \Rightarrow$ La dissolució resultant és bàsica (pH $>$ 7).

Dissolucions reguladores

També anomenades disolucions amortidores o tampó, són dissolucions aquoses que consisteixen en una barreja d’un àcid o base feble i el seu conjugat corresponent. Mantenen el pH d’una dissolució pràcticament invariable enfront de petites addicions d’àcid o base a la mateixa gràcies a la neutralització de l’excés d’ions H₃O⁺ o OH^–.

Tampó àcid feble + sal de la seva base conjugada

$$ \mathrm{HA} + \mathrm{H_2O} ⇌ \mathrm A^- + \mathrm{H_3O}^+ $$

Suposant que les concentracions en l’equilibri són aproximadament iguals a les concentracions inicials, a partir de l’expressió de la constant d’acidesa $K_\mathrm a$:

$$ K_\mathrm a = \frac{[\mathrm A^-][\mathrm{H_3O}^+]}{\mathrm{[HA]}}, $$

podem aïllar la concentració d’ions oxoni, H₃O⁺:

$$ \mathrm{[H_3O^+]} = K_\mathrm a\cdot \frac{\mathrm{[HA]}}{\mathrm{[A^-]}} $$

Prenent logaritmes i canviant de signe: \begin{align*} -\log\mathrm{[H_3O^+]} &= -\log K_\mathrm a - \log\frac{\mathrm{[HA]}}{\mathrm{[A^-]}} \\ \mathrm{pH} &= \mathrm p K_\mathrm a - \log\frac{\mathrm{[HA]}}{\mathrm{[A^-]}} \\ \mathrm{pH} &= \mathrm p K_\mathrm a + \log\frac{[\text{base conjugada}]}{[\text{àcid}]} \end{align*}

expressió que es coneix com a equació de Henderson-Hasselbalch.

Tampó base feble + sal del seu àcid conjugat

$$ \mathrm B + \mathrm{H_2O} ⇌ \mathrm{HB}^+ + \mathrm{OH}^- $$

Assumint novament que les concentracions en l’equilibri són aproximadament iguals a les concentracions inicials, a partir de l’expressió de la constant de basicitat $K_\mathrm b$:

$$ K_\mathrm b = \frac{\mathrm{[HB^+][OH^-]}}{\mathrm{[B]}}, $$

podem aïllar la concentració d’ions hidròxid, OH^–:

$$ \mathrm{[OH^-]} = K_\mathrm b\cdot \frac{\mathrm{[B]}}{\mathrm{[HB^+]}} $$

Prenent logaritmes i canviant de signe arribem a una altra forma de l’equació de Henderson-Hasselbalch:

$$ \mathrm{pOH} = \mathrm p K_\mathrm b + \log\frac{[\text{àcid conjugat}]}{[\text{base}]} $$

Importància biològica del pH

Tampó H₂CO₃ / HCO₃^–

Regula el pH de la sang $\rightarrow$ $\mathrm{pH} = 7.40 \pm 0.05$:

Tampó H₂PO₄^– / HPO₄^2–

Regula el pH a l’interior de les cèl·lules $\rightarrow$ $\mathrm{pH} \approx 6.86$:

$$ \mathrm{H_2PO_4^-} ⇌ \mathrm{HPO_4^{2-}} + \mathrm{H}^+ $$

Àcids i bases rellevants

A nivell industrial

Àcid sulfúric (H₂SO₄)

El compost químic més produït del món, obtingut a base d’hidratar SO₃ concentrat prèviament del SO₂. El seu principal ús és per crear àcid fosfòric que alhora s’empra en fertilitzants.

\begin{align*} \mathrm{H_2SO_4} + \mathrm{H_2O} &\longrightarrow \mathrm{HSO_4^-} + \mathrm{H_3O^+}\quad\text{(àcid FORT)} \\ \mathrm{HSO_4^-} + \mathrm{H_2O} & ⇌ \mathrm{SO_4^{2-}} + \mathrm{H_3O^+}\quad\text{(àcid FEBLE)} \end{align*}

Àcid nítric (HNO₃)

Emprat en la producció d’adobs, explosius i colorants:

$$ \mathrm{HNO_3} + \mathrm{H_2O} \longrightarrow \mathrm{NO_3^-} + \mathrm{H_3O^+}\quad\text{(àcid FORT)} $$

A nivell de consum

Àcid acètic (CH₃COOH)

Present al vinagre, encara que principalment usat en la fabricació de fibres tèxtils.

$$ \mathrm{CH_3COOH} + \mathrm{H_2O} ⇌ \mathrm{CH_3COO^-} + \mathrm{H_3O^+}\quad\text{(àcid FEBLE)} $$

Amoníac (NH₃)

Emprat principalment en la producció de fertilitzants.

$$ \mathrm{NH_3} + \mathrm{H_2O} ⇌ \mathrm{NH_4^+} + \mathrm{OH^-}\quad\text{(base FEBLE)} $$

Hidròxid de sodi (NaOH)

Emprat sobretot en la fabricació de paper, teixits i productes de neteja.

$$ \mathrm{NaOH} \longrightarrow \mathrm{Na^+} + \mathrm{OH^-}\quad\text{(base FORTA)} $$

Problemes mediambientals

Pluja àcida

Causada per l’emissió d’òxids de sofre i nitrogen que, en contacte amb l’aigua, formen àcid sulfúric i àcid nítric, entre d’altres:

Òxids de sofre (SOx)	Òxids de nitrogen (NOx)
SO2 + H2O ⟶ H2SO3	3 NO2 + H2O ⟶ 2 HNO3 + NO
SO3 + H2O ⟶ H2SO4

Es considera pluja àcida si $\mathrm{pH} < 5.5$. Els seus principals efectes són:

• Acidificació d’aigües (riu/llacs) i sòls.
• Deteriorament del patrimoni històric (ataca roques calcàries, a base de CaCO₃).

Algunes solucions serien:

• Substituir combustibles fòssils per energies renovables.
• Ús de catalitzadors en vehicles.
• Addició d’un compost alcalí a rius i/o llacs per neutralitzar-ne l’acidesa.
• Tractament de monuments amb recobriments adequats, com el Ba(OH)₂, que reaccionen amb l’àcid sulfúric formant BaSO₄, evitant l’erosió.

Esmog

Prové de la contracció de smoke i fog, es refereix a una contaminació atmosfèrica deguda sobretot a òxids de nitrogen (NO_x), sofre (SO_x), ozó (O₃), fum i altres partícules. Es considera un problema derivat de la industrialització moderna, encara que és més comú a ciutats amb climes càlids, secs i molt de trànsit.

Efectes:

• La presència d’ozó i òxids de nitrogen i sofre causa problemes respiratoris, especialment en ancians i nens/es.

Algunes de les solucions proposades són:

• Reduir les emissions d’òxids de nitrogen i de compostos orgànics volàtils.
• Reduir la contaminació.

Simulació

Pots explorar amb més detall les dissolucions àcid-base amb la següent simulació: