¡Descarga Lliçó 2.1b acid-base y más Apuntes en PDF de Química Analítica solo en Docsity!
2.- ÀCID-BASE Lliçó 2.1.
Equilibris àcid-base. Força dels protòlits. Solucions
reguladores.
Tractament sistemàtic de l'equilibri. Distribució
d’espècies en funció del pH.
Càlcul del pH.
Segona Part• Calculem concentracions .• El pH com variable principal dels sistemes àcid base.• pH i concentracions a l’equilibri.
Tractament sistemàtic de l’equilibri químic
Per calcular les concentracions d’un sistema en equilibri: Pas 1:
Identificar i escriure les
reaccions
que intervenen en el sistema.
Pas 2:
Escriure la
constant d’equilibri
de cada reacció química. Aquest
pas
es
l'únic
on,
si
és
necessari,
intervenen
els
coeficients
d’activitat (equilibris poc desplaçats, força iònica elevada).
Pas 3:
Escriure
les
equacions
dels
balanços
que
puguem
plantejar
balanç de masses
balanç de càrregues
balanç de protons
Pas
Comptar
les
equacions
i
les
incògnites
Pas
Comptar
les
equacions
i
les
incògnites
Pas 5:
Resoldre el sistema d’equacions. Trobar (
calcular
) el valor de la
concentració
per a totes les espècies químiques presents al
sistema.
Exemple:
Dissolem 0,05 mols d’ K
2
HPO
4
i 0,05 mols d’ KH
2
PO
4
en un litre d’aigua. Els
equilibris presents serien:
Tractament sistemàtic de l’equilibri químic: balanç de masses
K
2
HPO
4
2K
+ HPO
4
2-
KH
2
PO
4
K
+ H
2
PO
4
KH
2
PO
4
K
+ H
2
PO
4
H
3
PO
4
H
+ H
2
PO
4
H
2
PO
4
H
+ HPO
4
2-
HPO
4
2-
H
+ PO
4
3-
Els balanços de masses serien els corresponents al K i al H
3
PO
4
C
A
(K)
[K
]
M
x
(K
2
HPO
4
(KH
2
PO
4
C
A
(K)
[K
]
C
A
(H
3
PO
4
) = [H
3
PO
4
] + [H
2
PO
4
] + [HPO
4
2-
] + [PO
4
3-
] =
M
x
(K
2
HPO
4
(KH
2
PO
4
0,10 M
= 0,05 (K
2
HPO
4
) + 0.05 (KH
2
PO
4
Tractament sistemàtic de l’equilibri químic: balanç de càrregues
És una constatació de l’
electroneutralitat
de les solucions. S’expressa amb
una equació en la que es considera que la suma de les càrregues de lesespècies carregades positivament és igual a la suma de les càrregues de lesespècies carregades negativament.
−−−−
++++
j
n
j
i
m
i
] N [ n ] M [ m
j
i
Exemple:
Dissolem 0,05 mols d’àcid acètic en un litre d’aigua: El
balanç
de
càrregues
seria
CH
3
COOH
CH
3
COO
+ H
El
balanç
de
càrregues
seria
[H
] = [CH
3
COO
] + [OH
]
No s’han d’oblidar les espècies provinents de l’aigua, protons i hidroxils.
Tractament sistemàtic de l’equilibri químic: balanç protònic
Reacció
àcid-base
és
un
procés
de
transferència
de
protons
entre
dos
sistemes conjugats. Per cada mol d’àcid format s’ha de formar la mateixaquantitat de base. Així les substàncies que cedeixen un o més protons estransformen en bases, mentre que les que guanyin un o més protons ho fan enàcids.
àcids formats = bases formadesàcids formats = bases formades
expressat en forma matemàtica:
−−−−
++++
j
j
j
i
i
i
]
form
bases [
n
]
OH
[
]
form
àcids [
m
]
H
[
A
H
H
m
A
i m
i
i
m
++++
−−−−
on els àcids formats són les espècies que guanyen protons:
A
H
H
m
A
i m
i
i
++++
−−−−
H
n
B
B
H
j
j n
j n
i on les bases formades són les espècies que perden protons:
Tractament sistemàtic de l’equilibri: balanços protònic i de càrregues
Àcid tipus HB
+
(amoni, amines protonades, etc.): HBCl
Àcid tipus HA (acètic, àcids carboxílics, etc.):
HA
A
+ H
K
a
H
2
O
OH
+ H
K
W
Balanç protònic: [H
] = [OH
] + [A
]
Balanç de càrregues: [H
] = [OH
] + [A
]
Àcid tipus HB
+
(amoni, amines protonades, etc.): HBCl
HB
+
B + H
K
a
H
2
O
OH
+ H
K
W
Balanç protònic: [H
] = [OH
] + [B]
Base tipus A
-
(acetat, benzoat, etc.): NaA
HA
A
-
+ H
K
a
H
2
O
OH
+ H
K
W
Balanç protònic: [H
] + [HA] = [OH
]
Balanç de càrregues: [H
] + [BH
]= [OH
] + [Cl
]
Balanç de càrregues: [H
] + [Na
]= [OH
] + [A
]
Base tipus B (amoníac, piridina, etc.):
HB
B
+ H
K
a
H
2
O
OH
+ H
K
W
Balanç protònic: [H
] + [BH
] = [OH
]
Balanç de càrregues: [H
] + [BH
] = [OH
]
8/
Tractament sistemàtic de l’equilibri químic
Per calcular les concentracions d’un sistema en equilibri: Pas 1:
Identificar i escriure les
reaccions
que intervenen en el sistema.
Pas 2:
Escriure la
constant d’equilibri
de cada reacció química. Aquest
pas
es
l'únic
on,
si
és
necessari,
intervenen
els
coeficients
d’activitat (equilibris poc desplaçats, força iònica elevada).
Pas 3:
Escriure
les
equacions
dels
balanços
que
puguem
plantejar
balanç de masses
balanç de càrregues
balanç de protons
Pas
Comptar
les
equacions
i
les
incògnites
Pas
Comptar
les
equacions
i
les
incògnites
Pas 5:
Resoldre el sistema d’equacions. Trobar (
calcular
) el valor de la
concentració
per a totes les espècies químiques presents al
sistema.
Tractament sistemàtic de l’equilibri químic: resolució
RESOLUCIÓ DEL SISTEMA D’EQUACIONS: Numèricament: •
Si tenim el mateix nombre d’equacions i d'incògnites podem trobar el valor
de
totes
les
concentracions
El
càlcul
exacte
és
complex
i
requereix
valor
de
totes
les
concentracions
El
càlcul
exacte
és
complex
i
requereix
l’ús de mètodes iteratius i d’ordinadors.
Per trobar una solució aproximada es poden fer simplificacions basadesen el coneixement químic que tenim del sistema.
Moltes
vegades
es
posen
totes
les concentracions
en
funció de
la
concentració d’una espècie per estudiar l’efecte de la concentració del’esmentada espècie a l’equilibri.
Gràficament
Gràficament
Es
representen
els
processos
que
tenen
lloc
o
les
variacions
de
concentració
en
funció
d’una
altre
concentració
o
d’un
paràmetre
característic del sistema.
S’obté
una
solució
aproximada,
però
en
molts
casos
es
més
que
suficient.
Distribució d'espècies en funció del pH
Per
estudiar
l’equilibri
químic,
moltes
vegades
es
posen
totes
les
concentracions en funció de la concentració d’una espècie per determinarl’efecte de la seva concentració. Per
a
un
sistema
àcid
base
conjugat
es
pot
escriure
que
Per
a
un
sistema
àcid
base
conjugat
es
pot
escriure
que
àcid
base + H
+
]
àcid [
]
H
][
base [
K
a
++++
====
Si coneixem el pH (i per tant
[H
]
), la relació entre la forma àcida i
bàsica
d’un
parell
àcid
base
conjugat
queda
determinada
pel
valor
de
bàsica
d’un
parell
àcid
base
conjugat
queda
determinada
pel
valor
de
la constant d'acidesa..
Per tal d’estudiar els sistemes àcid-base, el pH pot considerar-se comla variable principal del sistema.
Exemple: àcid monopròtic, HA
HA
A
-
+ H
+
constant d’equilibri i
balanç de masses:
]
A
[
]
HA
[
C
C
]
HA
[
]
H
][
A
[
K
TOT
A
a
−−−−
++++
−−−−
Distribució d'espècies en funció del pH
combinant aquestes equacions tenim que:
]
HA
[
]
H
])[
HA
[
C
K
A
a
++++
]
HA
[
C
]
A
[
A
−−−−
]
H
])[
HA
[
C
]
HA
[
K
A
a
++++
]
H
][
HA
[ ] H [ C ]
HA
[
K
A
a
++++
++++
]
H
[
C
]
HA
[
K
]
H
][
HA
[
++++
++++
])
A
[
C
]
H
][
A
[
K
A
a
++++ −−−−
−−−−
]
H
][
A
[
])
A
[
C
K
A
a
++++
−−−−
−−−−
]
H
][
A [ ] A [ K C K
a
A
a
++++
−−−−
−−−−
−−−−
++++
−−−−
]
A
[
C
]
HA
[
A
- - = ] H [ C ]
HA
[
K
]
H
][
HA
[
A
a
++++
++++
a
A
K
]
H
[
]
H
[
C
]
HA
[
++++
++++
0
A
a
A
C
K
]
H
[
]
H
[
C
]
HA
[
αααα
++++
++++
1
A
a
a
A
C
K
]
H
[
K
C
]
A
[
αααα
++++
−−−−
] A [ K ] H
][
A
[
C
K
a
A
a
−−−−
++++
−−−−
a
a
A
K
]
H
[
K
C
]
A
[
++++
−−−−
αααα
1
= fracció molar d’A
-
αααα
0
= fracció molar d’HA
Distribució d'espècies en funció del pH
n 2 1 2 1 2 n 1 1 n n
n
A
n
K
···
K
K
...
K K ] H [ K ] H [ ] H [
] H [ C ] A H [
++++
++++
++++
++++
====
−−−−
++++
−−−−
++++
++++
++++
n 2 1 2 1 2 n 1 1 n n
1 1 n A 1 n
K
···
K
K
...
K K ] H [ K ] H [ ] H [ K ] H [ C ] A H [
++++
++++
++++
++++
====
−−−−
++++
−−−−
++++
++++
−−−−
++++
−−−−
−−−−
n 2 1 2 1 1
K
···
K
K
...
K K ] H [ K ] H [ ] H [
++++
++++
++++
++++
n 2 1 2 1 2 n 1 1 n n
2 1 2 n A 2 2 n
K
···
K
K
...
K K ] H [ K ] H [ ] H [ K K ] H [ C ] A H [
++++
++++
++++
++++
====
−−−−
++++
−−−−
++++
++++
−−−−
++++
−−−−
−−−−
n 2 1 2 1 2 n 1 1 n n
n
2
1
A
n
K
···
K
K
...
K K ] H [ K ] H [ ] H [ K
···
K K C ] A [
++++
++++
++++
++++
====
−−−−
++++
−−−−
++++
++++
−−−−
C
]
A
H [
αααα
====
2
C
]
A
H [
αααα
====
−−−−
C
]
A
H [
αααα
====
−−−−
n
C
]
A [
αααα
====
−−−−
on
0
1
2
n
són les fraccions molars i representen l’àcid
sense disociar, l’espècie que ha cedit un protó, la que ha cedit dosprotons, …, i la que ha cedit tots els protons, respectivament.
0
A
n
C
]
A
H [
αααα
====
2
A
2
2
n
C
]
A
H [
αααα
====
−−−−
−−−−
1
A
1
n
C
]
A
H [
αααα
====
−−−−
−−−−
n
A
n
C
]
A [
αααα
====
−−−−
15/
Distribució d'espècies en funció del pH: representació gràfica
En sistemes àcid-base s’utilitzen principalment:•
diagrames de distribució d’espècies
diagrames logarítmics de concentració
Diagrames
de
distribució
d’espècies
Diagrama
de
distribució
d’espècies
d’un
àcid
monopròtic (HA, pK
a
Diagrames
de
distribució
d’espècies
representacions de les fraccions molars
0
1
2
, … i
n
(o dels seus
logaritmes) en funció del pH
]
H
[
++++
Àcid monopròtic pKa = 6.
1,2 1,0 0,8 0,
HA
A
a
HA
K
]
H
[
]
H
[
++++
a
a
A
K
]
H
[
K
++++
−−−−
0,6 0,4 0,2 0,
0
2
4
6
8
10
12
14
pH
Distribució d'espècies en funció del pH: representació gràfica
Carbònic:
pK
a
= 6,
pK
a
= 10,
H
2
A
HA
-
A
2– Tartàric:
pK
a
= 3,
pK
a
= 4,
H
2
A
HA
-
A
2–
Fosfòric:
pK
a
=
2,
pK
a
= 7,
pK
a
= 12,
A
3
-
H
2
A
-
HA
2–
Distribució d'espècies en funció del pH: representació gràfica
H
3
A
A
3
- EDTA:
pK
a
= 2,
pK
a
=
2,
pK
a
= 6,
pK
a
= 10,
H
4
A
A
4–
H
2
A
2–
HA
3–
H
4
A
H
3
A
-
19/
