azidoak eta baseak · 2020-01-02 · giza gorputzean, elektrizitatea eramaten duten partikula...

Azidoak eta Baseak

Itziar Izurieta (2019 azaroa)

Gaiari lotutako EDUKIAK (127/2016 Dekretua, Batxilergoko curriculuma)

Azidoak eta baseak

1. Substantzia baten izaera azidoa-basea interpretatzea. Brönsted eta Lowryren teoria. Protoien transferentzien erreakzioak. Azido eta base ahulen ionizazio-konstanteak.

2. Uraren ionizazio-oreka. pH kontzeptua. pH-a kalkulatzea eta neurtzea uretako azido- eta base-disoluzioetan. pH-aren garrantzia eguneroko bizitzan.

3. Azido-base bolumetriak. Aplikazioak eta tratamendu esperimentala.

4. Gatzen hidrolisia, azido-base orekaren eredu berezia: tratamendu kualitatiboa.

5. pH-a erregulatzeko disoluzioen azterketa kualitatiboa.

6. Interes industrialeko eta eguneroko bizitzako zenbait azido eta base. Euri azidoa eta haren ondorioak.

Aurkibidea:

1 Azidoak eta baseak ............................................................................................................... 1

1.1 Arrhenius-en teoria ....................................................................................................... 2

1.2 Brönsted-Lowryren edo protoi transferentziaren teoria .............................................. 4

1.3 Lewis-en teoria .............................................................................................................. 5

2 Brönsted-Lowryren teorian sakontzen ................................................................................. 6

3 Ur-disoluzioen izaera elektrikoa (Elektrolitoak) ................................................................... 7

4 Uraren oreka ionikoa .......................................................................................................... 11

4.1 Ur-disoluzio neutroak, azidoak eta basikoak .............................................................. 12

5 Azidotasuna neurtzea; pH kontzeptua ............................................................................... 13

6 Azidoen eta baseen indarra ................................................................................................ 14

6.1 Azido baten indarra eta egitura molekularra .............................................................. 16

6.2 Baseen indarrak ........................................................................................................... 17

6.3 Azido eta base ahulen disoziazio- edo ionizazio-konstanteak ...................................... 7

6.4 Ionizazio- edo disoziazio-maila ...................................................................................... 8

6.5 Azido poliprotikoak ..................................................................................................... 18

7 Gatzen hidrolisia ................................................................................................................. 19

7.1 Azido sendo eta base sendotik datozen gatzak ......................................................... 19

7.2 Azido ahul eta base sendotik datozen gatzak ............................................................. 19

7.3 Azido sendoa eta base ahuletik datozen gatzak ......................................................... 20

7.4 Azido ahul eta base ahuletik datozen gatzak .............................................................. 20

8 Neutralizazio erreakzioak ................................................................................................... 21

8.1 Azido-base balorazioak ............................................................................................... 21

8.2 Adierazleak .................................................................................................................. 23

8.3 Balorazio-kurbak ......................................................................................................... 25

9 Interes industrialeko eta eguneroko bizitzako zenbait azido eta base .............................. 26

10 Euri azidoa eta haren ondorioak ........................................... ¡Error! Marcador no definido.

11 Informazio-iturriak................................................................. ¡Error! Marcador no definido.

Azidoak eta baseak (I.I) 1

1 Azidoak eta baseak Ezagutzen den substantzia kopurua hain handia denez, ezinezkoa da substantzia horien guztien propietateak ikertzea egoki sailkatu gabe. Hori dela-eta, kimikariak substantziak taldeka antolatzen ahalegindu dira. Azidoek eta baseek oso garrantzi handiko taldea osatzen dute sailkapen horretan.

Kimikari ez direnek ere ondo dakite zer garrantzi duten substantzia horiek, askotan erabiltzen baitira eguneroko bizitzan. Edonork daki urdailean azido bat ekoizten dela eta hura gabe ezinezkoa dela digestioa egitea. Prozesu horretan, digestioan, zenbait elikagairen molekula handiak (esnearen proteinak, adibidez) zati txikiagotan hausten dira gainerako organoetara garraiatzeko. Azido horren kontzentrazioa ohikoa baino handiagoa denean, bihotzerrea nabaritzen dugu, eta, halakoetan, hura neutralizatzeko substantziaren bat hartzen dugu, sodio bikarbonatoa, esaterako.

Zaporea da azidoak eta baseak bereizten dituen ezaugarrietako bat. Zapore garratza dute ozpinak eta limoi-urak; sodio bikarbonatoak, aldiz, zapore mingotsa du.

Gainera, bi substantzia mota horiek proportzio egokian nahastuz gero, zaporea neutralizatu egiten dela ikus dezakegu.

Azidoen ezaugarriak

Zapore garratza duten disoluzioak. Baseekin eta oxido metalikoekin erreakzionatzen dute

gatza eta ura sortuz; baseak neutralizatzen dituzte. Metalekin erreakzionatzen dute hidrogenoa sortuz. Marmolari (CaCO3) eta beste kare-haitz batzuei erasoz

erreakzionatzen dute ura, gatza eta CO2 sortuz. Hauen disoluzio kontzentratuek materia organikoa

suntsitzen dute. Proteinak desnaturalizatzen dituzte. Elektrizitatea eroaten dute, disoziazio-mailaren

funtzioan. Katioiak sortzen dituzte. Adierazleen kolorea aldatzen dute:

Tintaroi-papera urdindu eta metil laranja gorritu egiten dute, eta ez dute fenolftaleinaren kolorea aldatzen.

Paper adierazlea gorritu egiten dute

Baseen ezaugarriak

Zapore mingotsa duten disoluzioak.

Ukitu lingirdatsu edo xaboitsua dute, giza azaleko gantzen saponifikazioaren ondorioz.

Solido disolbaezinak eratzen dituzte metalekin (hidroxidoak).

Base kontzentratu edo indartsuak korrosiboak dira eta materia organikoa suntsitzen dute.

Azidoak neutralizatzen dituzte. Ur-disoluzioak edo base urtuek

ioietan banantzen dira eta elektrizitatearen eroaleak dira

Azido-base paper adierazlearen kolorea urdindu egiten dute.

Substantzia azidoak eta basikoak definitzea oso prozesu zaila izan da, eta hainbat proposamen egin dira historian zehar. XVII. mendetik hasita azido eta baseak aztertzeko eta definitzeko teoria edo ikerketa gehiago badagoen arren (Boyle, Lavoisier, H. Davy, Liebige), XIX. eta XX. endeetan formulatu ziren hiru teoria aztertuko dira:

Arrhenius-en teoria

Brönsted-Lowryren edo protoi transferentziaren teoria

Lewis-en edo elektroi transferentziaren teoria


1.1 Arrhenius-en teoria

1884an, S. Arrhenius kimikari suediarrak (1859-1927) disoziazio ionikoaren teoria aurkeztu zuen. Horren arabera, substantzia asko, ur-disoluzioan jartzen direnean, hautsi edo disoziatu egiten dira, ioi positibo edo negatiboak emanez.

Hori aztertuta azido eta baseen bere definizioa eman zuen:

Teoria honen arabera, azido batek base batekin erreakzionatzen duenean, bi substantzia neutralizatu egiten dira, gatz bat eta ura sortuz:


Arrhenius-ek gauza askotan asmatu bazuen ere, eta azidoak eta baseak ezagutzeko aurrerapen handia ekarri zuen arren, bere teoriak baditu desabantaila batzuk.

Abantailak: Desabantailak:

Baseak zer diren definitzen ditu Neutralizazio-prozesua arrazoitzen du. Disoziazio-maila kontzeptua sartzen du

eta azidoen eta baseen indar erlatiboen artean lehen konparazioa ahalbidetzen du.

Disoluzio baten azido-base jokabideari buruz lehen ideia kuantitatiboak aurkezten ditu: [H+] > [OH-]: disoluzio azidoa [H+] < [OH-]: disoluzio basikoa

Definizioak ur-disoluzioetara mugatzen ditu.

Badaude OH- ioirik ez duten eta propietate basikoak dituzten substantzia batzuk (NH3, Na2CO3…)

Badaude izaera azidoa duten substantziak hidrogeno molekularik ez duten arren, adibidez oxido azidoak (CO2, SO3…)

Ez du azaltzen zergatik dituzten propietate azidoak edo basikoak gatz batzuen disoluzioek, ad.- NH4Cl

Espezie ioniko batzuek (HSO3-, HCO3

-) propietate azidoak dituzte.

Ez du azaltzen gasen arteko neutralizazioa: HCl (g) + NH3 (g) → NH4Cl(s)


1.2 Brönsted-Lowryren edo protoi transferentziaren teoria

1923an, J.N. Brönsted daniarrak (1879-1947) eta T. M. Lowry ingelesak (1874-1936) nork bere kabuz, azidoen eta baseen gaineko teoria bana proposatu zuten. Definizio hau Arrhenius-ena baino zabalagoa zen:

Azidoak base deitzen den beste substantzia bati hidrogeno ioiak edo hidroiak (H+), edo oxonio ioiak edo oxidanio (H3O+) emateko gai diren substantziak dira.

Baseak azido deitzen den beste substantzia baten hidrogeno ioiak edo hidroiak (H+) hartzeko gai diren substantziak dira.

Definizio horren arabera azido eta base kontzeptuak elkarren osagarriak dira; azidoa protoi emaile izango da beste substantzia protoi-hartzaile baten presentzian, hots, base baten aurrean. Baseak protoia hartu ahal izango du, protoia emateko gai den azido batek erreakzionatzen badu, bestela ez.

Honen arabera, beste substantzia baten parte-hartzea beharrezkoa da (protoiak emateko eta jasotzeko gai dena). Ura da substantzia hori izan ere ur-disoluzioak dira gehien erabiltzen direnak. Beraz, honela idatz daiteke azido-base definizioak:

Azidoa Basea

HA + H2O ⇄ A- H3O+ + B + H2O ⇄ HB+ OH-

+

HCl azidoa:

NH3 basea:

Ekuazio kimikoetan gezi bikoitza jarri da; prozesua neurri handiagoan edo txikiagoan itzulgarria delako, bere oreka konstantearen balioak zehaztuko duen neurrian.

Arrhenius-en teoria baino zabalagoa den arren:

- Ez da ur disoluzioetara mugatzen

- NH3, CO32-, HCO3

-, S2- … motako substantzien base izaera azaltzen du.

Ez du azaltzen zergatik diren azidoak formulan protoirik ez duten substantziak: AlCl3, BF3, CO2, SO3


1.3 Lewis-en teoria

1923an ere G. N. Lewis kimikariak teoria berri bat proposatu zuen, zein elektroi-bikoteen transferentzietan oinarritzen dan. Hau da, lotura kobalenteak eratzeko propietatean.

Lewis-en azidoa elektroi-bikoteak hartu eta partekatzen dituena

Lewis-en basea elektroi bikoteak eman eta partekatzen dituena

1.- Beheko adibidean NH3-ak bere elektroi-bikotea ematen dio (hain zuzen ere N-aren elektroi-bikote askea) BF3-ari, zeinak onartu egiten duen.

BF3 + NH3 → [B(NH3)F3]

2.- Beste bi adibide:

https://www.youtube.com/watch?v=I9r7VHVi978

https://www.youtube.com/watch?v=I9r7VHVi978


2 Brönsted-Lowryren teorian sakontzen

Teoria honen arabera substantzia batek azido moduan jokatzen duenean eta hidrogeno ioiak ematen dituenean, ioi horiek hartzen dituen beste substantzia batek egon behar du, zeinek base moduan jokatzen duen.

Beraz azido-base bikoteei buruz hitz egin behar dugu:

HA + B ⇄ BH+ A- +

Erreakzio baten HA/A- espezieak elkar bihurgarriak dira protoia irabaziz edo galduz, baita

B/HB+-ak ere. Horiek azido-base bikote konjokatuak eratzen dituztela esaten da:

Azido batek protoiak uzteko joera zenbat eta handiago izan, txikiagoa izango da haren bikote konjokatuak protoi horiek hartzeko duen joera, eta alderantziz.

Hau da, HA azido sendoa bada, haren base konjokatua A- base ahula izango da.

Azido base erreakzio hauek neutralizazio-erreakzio izena hartzen dute

Brönsted-Lowryren teorian:

Neutralizazio-erreakzioa transferentzia bat da, eta bertan azido baten protoi bat base bateraino doa, basearen azido konjokatua eta azidoaren base konjokatua sortuz.

Substantzia anfoteroak :

Izaera azidoa edo basikoa erlatiboa da, substantzia batzuek azido moduan zein base moduan jardun dezakete, haiekin erreakzionatzen duten beste substantzien arabera.

Fenomeno horri anfoterismo deritzo eta honelako substantziei anfotero deritze.

Adibide nagusia ura da; urak base moduan dihardu HCl-aren aurrean, eta azido moduan NH3-aren aurrean.

Bestelako adibideak: HSO3-, HS-, HCO3

-. Hau da, azido poliprotikoen bitarteko espezieek izaera anfoteroa dute.

CH3COOH(aq) + H

2O(l) ⇄ H

3O

+(aq) + CH

3COO

-(aq )

azido 1 base 1 azido 2 base 2

1. azidoa

(H+ ioien

emailea)

2. azidoa

(H+ ioien

emailea)

2. basea

(H+ ioien

hartzailea)

1. basea

(H+ ioien

hartzailea)


2.1 Azido eta baseen disoziazio- edo ionizazio-konstanteak

Demagun HA azido baten disoluzioa uretan; erabat disoziatuta ez dagoenez orekan

disoziatu gabeko molekula eta ionizazio horren ondorengo ioiak egongo dira:

HA (aq) + H2O (l) ↔ A- (aq)+ H3O+ (aq)

Masa-ekintzaren legea aplikatuz, azido baten (edo base baten) indarra modu kuantitatiboan baliozta daiteke.

𝐾𝐶 =[𝐻3𝑂

+] · [𝐴−]

[𝐻𝐴] · [𝐻2𝑂]

Disoluzio diluituekin lan egin ohi denez, uraren kontzentrazioa konstantetzat har daiteke, 55,5 mol/l. Horregatik goiko adierazpena honela idatz daiteke:

𝐾𝐶 · [𝐻2𝑂] =[𝐻3𝑂

+] · [𝐴−]

[𝐻𝐴]

KC · [H2O] biderkadurari Ka, azido ahularen ionizazio-konstantea edo azidotasun-

konstantea deitzen zaio:

𝐾𝑎 =[𝐻3𝑂

+] · [𝐴−]

[𝐻𝐴]

Modu berean B basea hartzen bada, bere ionizazioa uretan honela adierazi daiteke:

B (aq) + H2O (l) ↔ BH+ (aq) + OH- (aq)

𝐾𝐶 =[𝐵𝐻+] · [𝑂𝐻−]

[𝐵] · [𝐻2𝑂]

Eta KC · [H2O] biderkadurari Kb, base ahularen ionizazio-konstantea edo basikotasun-

konstantea deitzen zaio:

𝐾𝑏 =[𝐵𝐻+] · [𝑂𝐻−]

[𝐵]

Oreka-konstantearen edo azidotasun-konstantearen (edo basikotasun-konstantearen) balioak, orekak eskuinerantz egindako desplazamendu handiagoa edo txikiagoa adierazten digu edo, gauza bera dena, azido (edo base) gisa duen indar handiagoa edo txikiagoa.

Ondoko taulan azido eta base batzuen disoziazio-konstanteak ageri dira.


2.2 Ionizazio- edo disoziazio-maila

Oso ohikoa da azido baten (edo base) indar erlatiboa bere ionizazio (edo disoziazio) mailaren

bitartez neurtzea: α

𝜶 = 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑧𝑖𝑎𝑡𝑢𝑡𝑎𝑘𝑜 𝑒𝑟𝑟𝑒𝑎𝑘𝑡𝑖𝑏𝑜 𝑘𝑜𝑛𝑡𝑧𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑧𝑖𝑜𝑎

ℎ𝑎𝑠𝑖𝑒𝑟𝑎𝑘𝑜 𝑒𝑟𝑟𝑒𝑎𝑘𝑡𝑖𝑏𝑜 𝑘𝑜𝑛𝑡𝑧𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑧𝑖𝑜𝑎= 𝑥

𝐶𝑜

Portzentaje modura ere ematen da: % horretarako ehunez bideraktu behar da.

Beraz, x = Co· α

Azido-baseen erreakzioen kalkuluak egiteko, orain arte bezala erreakzionatutako kantitatea eta Ka edo Kb erlazionatuz egin daiteke.

Baina disoziazi-mailaren funtzioan ere adieraz daiteke:

Hasierako kontzentrazioa:

Orekako kontzentrazioa:

Eta beraz,

𝐾𝑎 =(𝐶𝑜 · 𝛼)

2

𝐶𝑜 · (1 − 𝛼)=𝐶𝑜 · 𝛼

2

1 − 𝛼

Gogoratu, orekaren taula x-ren arabera egingo bagenu beste adierazpen hau izango genuela:

𝐾𝑎 =𝑥2

𝐶𝑜 − 𝑥

Azido edo baseen disoziazio konstanteak α edo orainarte bezala, x-ren menpe izan arren sinplifikazio handi bat egin daiteke kalkuluetan, bigarren mailako ekuazioen ebazpena ekidituz.

Normalean x-ren balioa Co-a baino askoz txikiagoa denez, Ka<10-3 delako:

Izendatzaileko x arbuiatu egiten da: 𝐾𝑎 ≅𝑥2

𝐶𝑜

α-ren balioa 1-arekiko arbuiatu egiten da: 𝐾𝑎 ≅ 𝐶𝑜 · 𝛼2

Baseen kasuan gauza bera, eta hurbilpen bera egin daiteke, eta amaieran errorea zenbatekoa egin den azter daiteke.


3 Ur-disoluzioen izaera elektrikoa (Elektrolitoak)

Giza gorputzean, elektrizitatea eramaten duten partikula kargatuak daude. Egia esan, ezinezkoa izango litzateke gizakion bizitza partikula kargatu horien jarduerarik gabe.

Batzuek nerbio-zelulei laguntzen diete mezuak bidaltzen. Begiak ixten edo eskuak mugitzen dituzunean, nerbio-zelulek kontrolatzen dute zure giharren mugimentua.

Ioiak dira partikula kargatu horeik, eta gorputzeko zelulen barnealdean eta kanpoaldean ditugun fluidoetan dauden.

Ur-disoluzioak (solutua eta disolbatzailea) interes handiko nahasketa homogeneoak dira. Uretan disolbatzen diren solutuak bi kategoriatan sailkatzen dira: elektrolitoak eta ez-elektrolitoak.

Elektrolitoa uretan disolbatzen denean bere ioietan guztiz edo partzialki disoziatzen (edo ionizatzen) den substantzia da; horren ondorioz elektrizitate-eroale bihurtzen dira.

Ez-elektrolitoak uretan disolbatu baina ioietan disoziatzen ez diren substantziak dira. Ez dira elektrizitate-eroaleak. Ad.- azukrea, alkohol etilikoa.

Elektrolitoak halaber sendoak edo ahulak izan daitezke:

◘ Elektrolito sendoak erabat edo ia-ia erabat ionizatzen direnak dira. Talde hori gatz ionikoek, azido sendoek eta base sendoek osatzen dute.

◘ Elektrolito ahulak partzialki ionizatzen direnak dira. Talde hau azido eta base ahulek osatzen dute.

Sendoak: Ahulak: Ez-elektrolitoak:


Zergatik daude ioiak elektrolitoen disoluzioetan? Bi mekanismok azaltzen dute ioien presentzia:

Ionizazioa: HCl-aren antzeko elektrolitoak substantzia molekularrak dira (lotura kobalentea). Ioiak sortzeko, hautsi egin behar dira molekula horiek, lotutako atomoak elkarrengandik bereizteko eta partikula kargatuak (ioiak) bihurtzeko.

Disoziazioa: Kasu honetan konposatu ionikoak osatzen dituzten ioiak banatzean sortzen dira ioi-disoluzioak (elektrolitoak). Ioiak solutuan existitzen dira uretan disolbatu aurretik, baina elkarri sendo lotuta daude eta ioi-sareak eratzen dituzte. Uretan disolbatzean, ordea, ur-molekulak polarrak direnez, ioiak inguratzen eta ioi-sareak eratzen dituzte.


4 Uraren oreka ionikoa

Esperimentalki konprobatu da ur puruak eroankortasun elektriko oso arina duela, eta horrek esan nahi digu bertan ioiak egon behar direla (karga elektrikoak) baina kontzentrazio eskasean.

Uraren eroankortasun elektriko baxua, haren izaera anfoteroa kontuan hartuz arrazoitu daiteke. Propietate horrek ahalbidetzen du bi ur molekulen artean protoien transferentzia-prozesua egotea, autoionizazio arina sortzen duena.

H2O (l) + H2O (l) ↔ OH- (aq) + H3O+ (aq) azido 1 base 2 base 1 azido 2

Prozesu itzulgarri baten aurrean gaudenez, oreka kimikoaren legea aplikatu ahal izango dugu. Disoziatutako ur-molekula kantitatea oso txikia denez, konstantea dela suposatzen dugu eta KC oreka barruan sartzen da:

𝐾𝐶 =[𝐻3𝑂

+] · [𝑂𝐻−]

[𝐻2𝑂] · [𝐻2𝑂]

Eta KC · [H2O]2 biderkadurari uraren biderkadura ionikoa KW deritzo:

𝐾𝑊 = [𝐻3𝑂+] · [𝑂𝐻−]

Oreka konstantea den heinean, soilik aldatzen da tenperaturarekin.

Gehien interesatzen zaigun balioa:

25ºC-tan KW = 1 · 10-14


4.1 Ur-disoluzio neutroak, azidoak eta basikoak

Uraren autoionizazio-erreakzioan ikusten denez eratzen den H3O+ bakoitzeko OH- ioi bat eratzen da. Beraz,

𝐾𝑊 = [𝐻3𝑂+] · [𝑂𝐻−] = 1 · 10−14 → [𝐻3𝑂

+] = [𝑂𝐻−] = 1 · 10−7 M

Baldintza hori betetzen duen ur-disoluzioari disoluzio neutroa deritzo.

Disoluzioa neutroa ez bada, hau da, azido bat edo base bat badu, ioietako baten kontzentrazioa bestearena baino handiagoa izango da, baina bien biderkadura beti konstantea (KW) izango da. Hori erreferentziatzat hartuta disoluzioak honelakoak izan daitezke:

Disoluzio :

Azido batek protoiak ematen dizkio disoluzioari:

HA + H2O A- + H3O+ ⇄

Disoluzioan dagoen uraren orekari eragingo dio: 2 H2O OH- + H3O+ ⇄

Ioi komunaren efektuaren ondorioz:

◘ Bigarren oreka hori uraren eraketarantz (←) desplazatzen da eta [OH-] txikitu egiten da.

◘ Kw konstantea denez: [OH-] < 10-7 M eta [H3O+] > 10-7 M

◘ Azkenean: [𝐻3𝑂+] > [𝑂𝐻−]

Disoluzio :

Base baek hidroxilo ioiak ematen dizkio disoluzioari:

B + H2O BH+ + OH- ⇄

Disoluzioan dagoen uraren orekari eragingo dio: 2 H2O OH- + H3O+ ⇄

Ioi komunaren efektuaren ondorioz:

◘ Bigarren oreka hori uraren eraketarantz (←) desplazatzen da eta [H3O+] txikitu egiten da.

◘ Kw konstantea denez: [H3O+] < 10-7 M eta [OH-] > 10-7 M

◘ Azkenean: [𝐻3𝑂+] < [𝑂𝐻−]


5 Azidotasuna neurtzea; pH kontzeptua H3O+ eta OH- ioien kontzentrazioak ezagututa disoluzio bat azidoa ala basikoa den esan dezakegu; edo nahikoa da ioietariko baten kontzentrazioari erreparatzea, hain zuzen ere, [H3O+].

Kontzentrazio horien balioak oso zenbaki txikiak izaten direnez, eskala errazago edo egokiagoa erabiltzea proposatu zuen S. P. Sörensen kimikari daniarrak 1909an, pH kontzeptua definituz:

pHa disoluzio baten hidronio ioien kontzentrazioaren, [H3O+], logaritmo

hamartarra da, zeinuz aldatuta: 𝑝𝐻 = − log [𝐻3𝑂+]

Modu berean pOH ere honela defini daiteke: 𝑝𝑂𝐻 = − log [𝑂𝐻−]

Kantitate hauek adimentsionalak dira, unitaterik gabekoak.

Disoluzioaren azidotasuna handiagoa da pH-aren balioa gutxitzen den heinean.

Laburbilduz,

pH simulagailua https://phet.colorado.edu/sims/html/ph-scale-basics/latest/ph-scale-basics_es.html

𝐾𝑊 = [𝐻3𝑂+] · [𝑂𝐻−]

− 𝑙𝑜𝑔 𝐾𝑊 = − log [𝐻3𝑂+] − log [𝑂𝐻−]

Definizio horren arabera eta 25ºC-an KW = 1 · 10-14 dela kontuan hartuta:

Adierazpen horretan logaritmoak hartuz, eta zeinuak aldatuz:

− log 10−14 = 𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 => 𝒑𝑯+ 𝒑𝑶𝑯 = 14

Ur puruan [H3O+] eta [OH-] berdinak direnez: pOH = pH

Ondorioz, ur puruan pH = 7

https://phet.colorado.edu/sims/html/ph-scale-basics/latest/ph-scale-basics_es.html








6 Azidoen eta baseen indar erlatiboa Azidoen eta baseen izaera erlatiboa dela aipatu da eta aipatu da “azido indartsuak” eta “azido ahulak” (baita baseak ere); hau da protoiak emateko edo hartzeko gaitasunaren araberakoak dira.

HCl azido sendoa

Azido klorhidrikoa elektrolito sendoa da; hain handia du protoiak emateko joera, non ur-disoluzio diluituetan haren molekula ia guztiak erabat ionizatuta dauden:

HF azido ahula

Azido fluorhidrikoa baseei H+-ak emateko joera txikikoa da. Eta ionizazioan eratutako F- ioiek H3O

+ ioiekin erreakzionatzeko joera dutenez, oreka hau agertzen da:

Kontuan hartu:

Azido bat zenbat eta sendoagoa izan, ahulagoa da haren base konjokatua, eta alderantziz, oreka kimiko baten bidez erlazionatuta daudelako.

Gainera azido baten ionizazioa eta bere base konjokatuaren ionizazio konstantea erlazionatuta daude:

Azidoaren eta basearen ionizazio konstanteak biderkatuz:

Beraz,

𝐾𝑎 · 𝐾𝑏 = 𝐾𝑤

Beraz, azidotasuna eta basikotasuna kontzeptu erlatiboa denez erreferentziazko irizpide bat ezartzeko ura hartzen da protoi-hartzaile eta emailetzat. Lau kasu ematen dira:

Azido

sendoak

Guztiz ionizatzen dira ur-disoluzio diluituetan; ez dute uzten disoziatu gabeko molekularik, H+-ak emateko duten joera handiagatik. Beren base konjokatuek ez dute protoiak hartzeko joerarik.

Oreka ioietarantz dago desplazatuta, eta erreakzio itzulezin modura adierazten dira.

Ondorioz:

[H3O+] = [HCl]hasiera Ka oso handia da (106 inguru) eta HCl-aren ionizazio erreakzioa

%100ean osatu dela onartzen da.

Azido sendoen adibideak.- HCl, HClO4, HBr, HClO3, HI, H2SO4, HNO3


Azido

ahulak

Partzialki baino ez dira ionizatzen H+-ak emateko duten joera txikiagatik. Haien base konjokatuek ahulak dira eta protoiak hartzeko joera ere badute.

Oreka eratzen da molekula ez-ionizatuen eta eratutako ioien artean.

Ondorioz:.

Ka –k balio txikia du. Ka konstantearen balioa bere sendotasun erlatiboaren neurri bat da.

Irudiko adibidean, azido indartsu baten eta azido ahul baten disoziazioak adierazten dira. Azido ahularena α = 0,066 inguru da, hau da, HA molekulen %6,6 soilik disoziatu da.

Base

sendoak

Azidoetatik H+-ak hartzeko joera handia dute eta guztiz disoziatzen dira. Beren azido konjokatuek ez dute protoiak hartzeko joerarik.

Oreka ioietarantz dago desplazatuta.

Base sendoen adibideak.- NaOH, LiOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 –

Hots, hidroxidoak

Base

ahulak

Azidoetatik H+-ak hartzeko joera txikia dute eta beren azido konjokatuak ere ahulak izanik protoiak hartzeko joera dute.

Oreka eratzen da molekula ez-ionizatuen eta eratutako ioen artean.


Ondoko tauletan Brönsted-Lowry azido-base pare batzuen sendotasun erlatiboa eta balio zehatzak adierazi dira:

6.1 Azido baten indarra eta egitura molekularra

Esperimentalki frogatu da azido baten indarra eta haren molekularen egiturarekin zuzenean erlazionatuta dagoela.

H atomoa haren elektroirik gabe irtetea errazten duen edozein egoerak

substantzia horrek izaera azidoagoa izatea eragingo du.

Laburtuz:

H-X loturaren energia azido hidrazidoetan: Lotura horren energia F-tik I-ra jaitsi egiten da, eta zenbat eta energia hori txikiagoa izan, egonkortasun gutxiagokoa da lotura, eta errazago askatuko da H+ ioia.

Hidrazidoak azido oxoazidoak baino sendoagoak izaten dira hidrazidoetan loturaren polartasuna oso handia delako eta beraz lotura erasokorragoa baita.

Oxoazidoen kasuan:

Atomo zentrala zenbat eta elektronegatiboagoa izan, O-arekin partekatzen duen bikote elektronikoa indar handiagoz erakartzen du. Ondorioz, O-H lotura polarizatuago egongo da (O-rantz) eta protoia irtetea errazagoa izango da, gutxiago erakartzen baitu.

Atomo zentralaren inguruan O atomoen kopurua zenbat

eta handiagoa izan (bere oxidazio-zenbakia zenbat eta handiagoa izan), O-H lotura polaritzatzeko gaitasun handiagoa du eta, aurreko kasuan bezala, horrek protoia irtetea errazten du.


6.2 Baseen indarrak

Substantzia basikoetan ezberdindu beharra dago hidroxido metaliko bezalako base sendoak eta amoniako bezalako base ahulak:

Sodio hidroxidoa bezalako basea, izatez, konposatu ionikoa da; ondorioz, uretan disolbatzean, disoziazio-prozesua gertatzen da, hau da, jadanik existitzen diren ioiak (sodio hidroxidoaren ioi-sarearen osagaiak) elkarrengandik banatzen dira. Arrheniusen teoriari jarraituz, adibidez, ekuazio kimiko hau idatz daiteke:

𝑁𝑎+𝑂𝐻− +𝐻2𝑂 (𝑙)→ 𝑁𝑎+ (𝑎𝑞) + 𝑂𝐻− (𝑎𝑞)

Sodio hidroxidoa base sendoa da, ioiak soilik daudelako disoluzioan (disolbatzen den guztia ioi moduan dago; disolbatzea berdin disoziatzea da kasu horretan).

Amoniakoaren kasuan, prozesu hau gertatzen da:

NH3 (g) + H

2O (l) ⇄ NH

4

+

(aq) + OH -

(aq)

Amoniakoa konposatu molekularra da. Molekula horiek polarrak dira, eta uretan disolbatzen denean, urarekin interakzionatzean, ioiak sortzen dira (ioniazazio-prozesua); hala ere, amoniakoa elektrolito ahula da, molekula gutxi ionizatzen baitira. Hori dela eta, gezi bikoitza idatzi da ekuazio kimikoan.

Gainera, amoniakoak ez du O atomorik bere molekulan; hortaz, Arreheniusen teoriari jarraituz, ezin du OH- ioirik sortu. Haren ionizazio-prozesua azaltzeko Brönsted-Lowryren teoria baliatu behar da. Uretan disolbatzean, amoniakoak uraren hidrogeno ioia (H+) erakartzen duenean ionizazio-prozesua gertatzen da, NH4

+ ioia sortzeko; ondorioz, OH- ioia gelditzen da disoluzioan.


6.3 Azido poliprotikoak

Azido poliprotikoak protoi bat baino gehiago eman dezaketen substantziak dira.

Hauek dira azido poliprotiko nagusienak: H2SO4, H2SO3, H2S, H3PO4 eta H2CO3

Azido hauetan:

Protoiak ez dira denak batera ematen, etapetan baizik, eta horietako bakoitzak oreka-prozesu bat du bereizgarri eta, beraz azidotasun-konstantearen balio ezberdina.

Behin eta berriz egindako protoi emateak gero eta zailagoak dira, beraz, azidotasun-konstanteak, Ka1, Ka2, etab. gero eta txikiagoak dira.

Adibidez, azido fosforikoaren disoziazio-orekak ondokoak dira:

H2PO4

- eta HPO42- tarteko espeziak substantzia anfoteroak dira; protoiak ematen eta hartzen

dituzte.

Azido sulfurikoa kasu berezia da:

Lehen urratsean erabat disoziatzen den azido sendoa da:

H2SO4 (aq) + H2O (l) → HSO4- (aq) + H3O+ (aq)

HSO4- (aq) anioia, azido ahulagoa da eta zati batean disoziatzen da, bere

azidotasun konstantearen arabera:

HSO4- (aq) + H2O (l) ↔ SO4

2- (aq) + H3O+ (aq) ; Ka = 1,0 · 10-2

Oharra, azido azetikoak lau hidrogeno dituen arren, bakar batek du izaera azidoa:

CH3COOH(aq) + H

2O(l) ⇄ H

3O

+(aq) + CH

3COO

- (aq)


7 Gatzen hidrolisia Gatz asko uretan disolbatzen direnean, Brönsted-Lowry-ren azido edo base moduan jokatzen dute; izan ere, sortzen diren ioiek urari H+ ioiak emateko edo jasotzeko gai dira.

Gatzaren propietate azidoak edo basikoak gatzaren ioiek urarekin duten erreakzioaren araberakoak dira; ioi batzuk ez dute urarekin erreakzionatuko, baina beste batzuek H3O+ edo OH- ioiak eratzen dituzte. Beraz, beraz gatzen ur-disoluzio guztiak ez dira neutroak.

Gatz baten hidrolisia berau osatzen duten ioi batek edo biak ur

molekulekin erreakzionatzeari deritzo.

Ondorioz azido edo base konjokatuak eratuko ditu eta H3O+ edo OH- ioiak sorraraziko dituenez uraren pH-a aldatu egingo da.

Gatzak eratzen dituzten ioien izaeraren arabera, hidrolisia zenbait motatakoa izan daiteke:

7.1 Azido sendo eta base sendotik datozen gatzak

NaCl, KNO3, NaClO4, KI, Ca(NO3)2 … gatzak dira mota honetakoak.

Kasu hauetan,

Adibidez, NaCl guztiz disoziatzen da ioietan:

NaCl → Na+ + Cl-

Anioia azido sendo baten base konjokatua da, eta oso base ahula; ura baino askoz ahulagoa.

Beraz, ez dute urarekin erreakzionatzen eta ez diote disoluzioaren pH-ari eragiten.

Cl- + H2O → Ez dago erreakziorik

(Cl—a ahulegia da uraren H+

hartzeko)

Katioia ere base oso sendo batetik dator. Ura baino askoz ahulagoak diren azidoak dira, ez dute harekin errakzionatzen eta ez dute pH-a aldatzen.

Na+ + H2O → Ez dago erreakziorik

Ondorioz,

Gatzaren ioiek ez dute ura hidrolizatzen.

Ur-disoluzioan soilik uraren oreka ionikoa geratzen da: [H3O+] edo [OH-].

Beraz, azido sendoetatik eta base sendoetatik eratorritako gatzek disoluzio neutroak eratzen dituzte uretan disolbatzean.

7.2 Azido ahul eta base sendotik datozen gatzak

CH3COONa, KCN… dira mota honetakoak.

Kasu hauetan, Adibidez, CH3COONa:

CH3COONa (s) → Na+ (aq) + CH3COO-

(aq)

Anioia azido ahul baten base konjokatua da, eta badu nolabaiteko indarra base moduan eta uraren H+ onar ditzazke.

Modu honetan hidroxido ioi kantitate bat eratuko da eta pH-an eragina izango du.

CH3COO- (aq) + H2O (l) ⇄ CH3COOH(aq) OH- (aq) +


Katioiak base oso sendo batetik datoz; ez dute urarekin errakzionatzen eta ez dute pH-a aldatzen.

Na+ + H2O → Ez dago erreakziorik

Ondorioz, [OH-] > [H3O+]

Beraz, azido ahuletatik eta base sendoetatik eratorritako gatzek disoluzio basikoak eratzen dituzte uretan disolbatzean.

pH-aren balio zehatza kalkulatzeko kontutan hartu behar dira Kb eta gatzaren jatorrian dagoen anioiaren hasierako kontzentrazioa.

7.3 Azido sendoa eta base ahuletik datozen gatzak

NH4Cl, … dira mota honetakoak.

Kasu hauetan, Adibidez, NH4Cl:

NH4Cl (s) → NH4+

(aq) + Cl- (aq)

Anioia azido sendo baten base konjokatu oso ahula da eta ez du pH-a aldatzen.

Cl- + H2O → Ez dago erreakziorik

Katioiak base ahul baten azido konjokatua da eta urarekin erreakzionatzeko nolabaiteko ahalmena du, H3O+ ioiak sortuz.

NH4+

(aq) + H2O (l) ⇄ NH3(aq) H3O+ (aq) +

Ondorioz, [H3O+] > [OH-]

Beraz, azido sendoetatik eta base ahuletatik eratorritako gatzek disoluzio azidoak eratzen dituzte uretan disolbatzean.

pH-aren balio zehatza kalkulatzeko kontutan hartu behar dira Ka eta gatzaren jatorrian dagoen katioiaren hasierako kontzentrazioa.

7.4 Azido ahul eta base ahuletik datozen gatzak

CH3COONH4, NH4CN… dira mota honetakoak.

Kasu hauetan, bai anioiak eta bai katioiak urarekin erreakziona dezakete.

Adibidez, CH3COO NH4:

CH3COONH4 (s) → NH4+

(aq) + CH3COO-(aq)

Anioiak (Kb): CH3COO- (aq) + H2O (l) ⇄ CH3COOH(aq) OH- (aq) +

Katioiak (Ka): NH4+

(aq) + H2O (l) ⇄ NH3(aq) H3O+ (aq) +

Ondorioz, lortzen den disoluzioa pixka bat azidoa edo pixka bat basikoa izango da, bi ioiek azido edo base moduan duten sendotasun erlatiboaren arabera.

Ka > Kb bada [H3O+] > [OH-] eta pH < 7; beraz disoluzio azidoa.

Kb > Ka bada [OH-] > [H3O+] eta pH > 7; beraz disoluzio basikoa.


8 Neutralizazio erreakzioak Arrhenius-ek aurresan zuen moduan H3O+ duen azido baten disoluzio bat OH-

ioi kopuru bera duen disoluzio batekin nahasten denean, lortzen den disoluzioak ez du propietate basikorik ez azidorik.

HCl (aq) + NaOH(aq) → NaCl (aq) + H2O (l)

H2SO4 (aq) + 2 KOH (aq) → K2SO4 (aq) + 2 H2O (l)

Hau erabat egia da azido sendo eta base sendoen kasuan. Substantzia horien arteko proportzioa estekiometrikoa bada, lortuko den disoluzioa neutroa izango da.

Azido eta base ahulekin izandako antzeko erreakzioek ez dituzte disoluzio neutroak ematen, sortzen den gatzaren hidrolisiaren eraginez.

Orohar, azido batek base batekin erreakzionatzen duenean, bi substantziak neutralizatu egiten dira, gatz bat eta ura sortuz:

Azidoa + Basea → Gatza + Ura

HA + BOH → AB + H2O

Oharra: Gerta daiteke neutralizazio erreakzio batzuetan soilik gatza eratzea.

Erreakzioa itzulezin gisa adierazten da, eta ez oreka gisa, neutralizazioa beti osoa delako kantitate estekiometrikoan.

Sobera dagoen substantziaren disoziazioa bereizita aztertzen da.

Neutralizazioa zehazki azidoaren disoziaziotik datozen protoien eta basearen disoziaziotik datozen OH- ioien artean ematen da:

H+ + OH- → H2O Edo hobeto:

H3O+ (aq) + OH- (aq) ↔ 2H2O (l)

Gainerako ioiek ez dute erreakzioan benetan parte hartzen (ioi begiraleak); ur-ingurunean geratzen dira, eta gatzak eratzen dituzte.

Aurreko ekuazio kimikoan ikus daitekeenez, berdinak dira neutralizazioan konbinatzen diren H+ eta OH- ioien mol-kopuruak, hau da:

nH+ (erreakzionatu) = nOH- (erreakzionatutakoa)

Neutralizazioa osoa edo erabatekoa dela esaten denean azidoaren mol guztiak basearen mol guztiekin, edo alderantziz, erreakzionatu dutela adierazi nahi da.

Baina kontuz, honek ez du esan nahi ur-disoluzioaren pH-a neutroa denik, hau da pH=7 dela (25ºC-tan). Kontuan izan behar da eratzen den gatzaren hidrolisi-prozesua.

8.1 Azido-base balorazioak

Askotan disoluzio jakin baten dagoen espezie azido edo basiko baten kontzentrazioa ezagutzea beharrezkoa da eta horretarako erabiltzen da metodo hau.

Metodo honetan kontzentrazio ezezaguneko disoluzio bat eta kontzentrazio ezaguneko beste disoluzio bat, disoluzio estandarra, konbinatzen dira, eta disoluzio


ezezaguna neutralizatzeko behar beste disoluzio estandar gehitzen da. Kantitate korrek baliokidetasun puntua identifikatzeko aukera ematen digu.

Azidoaren H3O+ ioi guztiek OH- ioi guztiekin erreakzionatzen duten uneari baliokidetasun puntua deritzo.

Puntu horretan OH- ioien eta H3O+ ioien kantitatea bera da.

Baliokidetasun puntura iristeko behar den disoluzio estandarraren bolumenetik abiatuta kontzentrazio ezezagunna zehazteko prozedura hau erabiltzen da:

Adibidez azido azetikoa sodio hidroxidoarekin neutralizatzea:

CH3COOH (aq) + NaOH (aq) → CH3COONa (aq) + H2O (l)

Ingurune urtsuan, neutralizazio-erreakzioa hidronio ioia, H3O+ (aq), base batekin konbinatzean datza, OH- (aq) ioiarekin. Hau da ioi behatzaileak alde batera utzita erreakzioa honela idatz dezakegu:

H+ (aq) + OH- (aq) ↔ H2O (l)

Erreakzio azkarra eta osoa da eta horrexegatik da “balorazioa” izena duen analisi kuantitaboaren funtsa:

Azido-base balorazioa disoluzio baten kontzentrazioa zehaztea ahalbidetzen duen analisi-teknika da, eta disoluzio horrek kontzentrazio ezaguneko beste disoluzio batekin duen azido-base erreakziotik abiatzen da.

Disoluzio estandarraren zer bolumen behar den baliokidetasun puntura iristeko

Disoluzioko OH- edo H3O+ molen kopurua

Problema disoluzioko H3O+ edo OH- molen kopurua

Disoluzio ezezagunaren kontzentrazioa (molartasuna)

Disoluzio estandarren

molartasuna erabilita

Ekuazio kimikoaren

koefizenteak erabilita

Problema disoluzioaren

bolumena erabilita


8.2 Nola egiten da azido-base balorazioa laborategian?

Erlenmeyerrean kontzentrazio ezezaguneko

eta ondorioz ezagutu nahi den disoluzioaren bolumen zehatz bat jartzen da.

Buretan disoluzio-patroia edo disoluzio-baloratzailea sartzen da, kontzentrazio ezagunekoa dena.

Ondoren tantaz tanta buretako disoluzioa erlenmeyerrean dagoen disoluzioaren gainean botatzen da eta etengabe irabiatzen dugu erreakzioa osatzeko.

Azidotik datozen H3O+ ioien mol-kopuruak, basetik datozen OH- ioien mol-kopurua neutralizatzen duen puntu horri baliokidetza-puntua deritzo; puntu horretan bi ioien kontzentrazioa bat dator.

Une horretan disoluzio-patroia gehitzeari utziko zaio.

8.3 Adierazleak

Substantzia batzuek, inguruaren pH-aren arabera, kolorez aldatzeko gaitasuna dute. pH-a hasierako baliora itzultzen bada, kolorea ere hasierakora itzultzen da. Substantzia horiek azido-base adierazle moduan ezagutzen dira.

Azido-base adierazlea izaera azido edo basiko ahula duen substantzia bat da, eta haren azido edo base konjokatuak jatorrizko azidoaren kolore desberdina du.

Adierazleen portaera:

HIn formula orokorra duen azido ahul adierazle baten ionizazio-oreka ondokoa da:

HIn (aq) + H2O (l) ↔ In− (aq) +H3O+ (aq)

forma azidoa forma basikoa 1 kolorea 2 kolorea

Baldin azido baten, HA, disoluzioari adierazlearen kantitate txiki bat gehitzen bazaio, aldi berean bi prozesu gertatzen dira: adierazlearen ionizazio-oreka eta azidoarena.

HIn + H2O ↔ In− + H3O+

HA + H2O ↔ A− + H3O+

Ioi komunaren eraginez [H3O+] kontzentrazioa gehitzean, adierazlearen oreka ezkerrerantz desplazatuko da. Ondorioz, disoluzioaren kolore nagusia adierazlearen forma azidoarena, HIn, izango da.


Base bati adierazlearen kantitate txiki bat gehitzen bazaio:

HIn + H2O ↔ In− + H3O+

B + H2O ↔ BH+ + OH-

[H3O+]-a gutxitu egingo da, H3O+ ioien eta OH− ioien arteko konbinazioaren ondorioz, eta adierazlearen oreka eskuinera desplazatuko da. Hori dela eta, disoluzioaren kolore nagusia adierazlearen forma basikoarena, In−, izango da.

Adierazle bakoitzak bere biraketa-tarte propioa du, hots, pH-aren unitate-tarte txikiago edo handiago bat, non kolorearen aldaketa gertatzen den. Adierazle bat are erabilgarriagoa da zenbat eta biraketa-tartea txikiagoa izan, eta zenbat eta argiago gertatu kolorearen aldaketa.

Indikatzaile bakoitzak biraketa-tare desberdina duenez beharrezkoa da egokia aukeratzea:

Bromotimol-urdina adierazleaen portaera hiru disoluziotan:

Gaur egun, substantzia horiek eta laborategi kimikoaren erabilera arruntaren bilakaeran sartu diren beste batzuk disoluzioen pH-a determinatzeko eta baita, azido-base balorazioen bukaera-puntua zehazteko erabiltzen dira. pH-aren neurketarako bestelako baliabideak:

pH papera edo paper adierazle unibertsala

Adierazle desberdinak ditu itsatsita, eta laborategian disoluzio baten pH-a gutxi gorabehera neurtzeko oso erabilia da. Disoluzioan paper-zatitxo bat sartuta, paperak kolore jakin bat agertzen du, gorritik urdinerainokoa, oso azidoa edo oso basikoa izatearen arabera.

pH-metroa

pH-aren neurketa zehatzagoak egiten dituen tresna.


8.4 Balorazio-kurbak

Azido-base balorazio prozesua diagrama batean marraztutako balorazio-kurba baten bidez adierazten da grafikoki. Kurbaren forma gertatu den neutralizazio motaren araberakoa da.

Kurba egiteko, aztergai dugun disoluizoaren pH-a aurkitzen joan behar da (Y ardatzean) baloratzailea kantitate txikitan gehitzen goazen heinean (X ardatzean).

Kurban hiru gune daude:

1. Neutralizazioaren aurrekoa: a – b 2. Baliokidetasun-puntua: c 3. Neutraliazioaren ondorengoa: d –e

Azido-base balorazio-prozesuan zehar lortzen den disoluzioaren pH-a etengabe aldatzen da, baina aldaketa horren forma zehatza azidoaren edo basearen izaeraren mende dago, hots, sendoa edo ahula izatearen mende.

Edozelan ere, pH-a astiro aldatzen da, baliokidetza-puntuaren inguruan izan ezik, puntu horren inguruan pH-aren aldaketa bat-batekoa gertatzen baita. Jazoera hori da, hain zuzen ere, balorazioaren bukaera zehaztea ahalbidetzen duena.

Ikus ditzagun bi kasu: azido sendo baten balorazioa base sendo bat erabiliz, eta azido ahul baten balorazioa base sendo bat erabiliz.


9 Interes industrialeko eta eguneroko bizitzako zenbait azido eta base

Arropa egiteko erabiltzen diren telak, jakiak prestatzeko erabiltzen ditugun tresnak edo garbitzeko xaboia azidoekin eta baseekin egiten dira. Hona hemen zenbait erabilera:

azidoak eta baseak · 2020-01-02 · giza gorputzean, elektrizitatea eramaten duten partikula...

Documents