Flashcards: Àcids i bases

Totes les targetes del tema

Per fer-hi una ullada ràpida o repassar-les en paper.

1. 1. Què és un àcid i què és una base segons Arrhenius?

   Un àcid és una substància que en aigua allibera ions $\mathrm{H^+}$; una base, la que allibera ions $\mathrm{OH^-}$.

2. 2. Què és un àcid i què és una base segons Brønsted-Lowry?

   Un àcid és una espècie que cedeix protons ($\mathrm{H^+}$); una base, la que els accepta.

3. 3. Què és un parell àcid-base conjugat?

   Un àcid i la base que en resulta en cedir un protó (o a l'inrevés). Es diferencien exactament en un $\mathrm{H^+}$: per exemple, $\mathrm{HCl}$ i $\mathrm{Cl^-}$.

4. 4. Error típic: quina és la base conjugada del $\mathrm{H_2SO_4}$?

   És $\mathrm{HSO_4^-}$, no pas $\mathrm{SO_4^{2-}}$: la base conjugada té exactament un $\mathrm{H^+}$ menys. El $\mathrm{SO_4^{2-}}$ és la base conjugada del $\mathrm{HSO_4^-}$.

5. 5. Com més fort és un àcid, com és la seva base conjugada?

   Més feble. El $\mathrm{Cl^-}$ que ve del $\mathrm{HCl}$ (àcid fort) no capta protons de l'aigua: és un ió espectador.

6. 6. Com es defineix el pH i com es llegeix la seva escala?

   $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H^+}]$. A $25\ ^\circ\mathrm{C}$, per sota de 7 la dissolució és àcida, a 7 és neutra i per sobre de 7 és bàsica.

7. 7. Què és el producte iònic de l'aigua?

   La constant $K_w = [\mathrm{H^+}][\mathrm{OH^-}] = 1\cdot 10^{-14}$ a $25\ ^\circ\mathrm{C}$. També lliga un àcid amb la seva base conjugada: $K_a \cdot K_b = K_w$.

8. 8. Quina relació hi ha entre el pH i el pOH en dissolució aquosa?

   $\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14$, on $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$. El 14 només val a $25\ ^\circ\mathrm{C}$, perquè surt de $K_w$.

9. 9. Com calcules el pH d'una dissolució d'un àcid fort?

   Es dissocia totalment: si és monopròtic, $[\mathrm{H^+}]$ és directament la concentració de l'àcid, i hi apliques $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H^+}]$, sense cap constant ni equilibri.

10. 10. Error típic: calcular el pH d'un àcid feble com si fos fort. Què és el correcte?

    Un àcid feble només es dissocia parcialment, i $[\mathrm{H^+}]$ no és la concentració de l'àcid. Cal plantejar l'equilibri i fer servir la seva constant $K_a$.

11. 11. Escriu la constant d'acidesa $K_a$ d'un àcid feble $\mathrm{HA}$.

    Per a $\mathrm{HA \rightleftharpoons H^+ + A^-}$: $K_a = \dfrac{[\mathrm{H^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$. Com més gran és, més fort és l'àcid. En forma logarítmica, $\mathrm{p}K_a = -\log K_a$: com més petit, més fort.

12. 12. Escriu la constant de basicitat $K_b$ d'una base feble $\mathrm{B}$.

    Per a $\mathrm{B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-}$: $K_b = \dfrac{[\mathrm{BH^+}][\mathrm{OH^-}]}{[\mathrm{B}]}$. Com més gran és, més forta és la base.

13. 13. Amb una base feble, què obtens a partir de la $K_b$?

    $[\mathrm{OH^-}]$, no $[\mathrm{H^+}]$. Calcules el pOH i després, a $25\ ^\circ\mathrm{C}$, $\mathrm{pH} = 14 - \mathrm{pOH}$. Si et saltes el pOH, surt un pH àcid per a una base.

14. 14. Quan pots aproximar $[\mathrm{H^+}] = \sqrt{K_a \cdot C}$ per a un àcid feble de concentració inicial $C$?

    Quan el grau de dissociació $\alpha = [\mathrm{H^+}]/C$ surt per sota del 5 %. Si no, cal resoldre l'equació de segon grau sencera. Comprova-ho sempre al final.

15. 15. Error típic: la dissolució de qualsevol sal és neutra?

    No. És neutra si la sal prové d'àcid fort i base forta, com el $\mathrm{NaCl}$. Si un ió ve d'un àcid o d'una base febles, s'hidrolitza i la dissolució pot ser àcida o bàsica.

16. 16. Quin caràcter té la dissolució d'una sal d'àcid feble i base forta, com l'acetat de sodi?

    Bàsic: l'anió prové de l'àcid feble i s'hidrolitza, captant protons de l'aigua i alliberant $\mathrm{OH^-}$. El catió és espectador.

17. 17. Quin caràcter té la dissolució d'una sal d'àcid fort i base feble, com el clorur d'amoni?

    Àcid: el catió $\mathrm{NH_4^+}$ prové de la base feble i s'hidrolitza. L'anió $\mathrm{Cl^-}$ és espectador.

18. 18. Què es compleix al punt d'equivalència d'una valoració si la neutralització és 1 a 1?

    Els mols d'àcid i els de base són iguals: $M_a \cdot V_a = M_b \cdot V_b$. Si la reacció no és 1 a 1, cal tenir en compte els coeficients estequiomètrics.

19. 19. Error típic: fer els mols d'una valoració amb els volums en mL. Què és el correcte?

    La molaritat va en $\mathrm{mol/L}$: passa tots els volums a litres abans de calcular mols, o el resultat surt mil vegades desviat.

20. 20. Quin pH té el punt d'equivalència en valorar un àcid feble amb una base forta?

    Més gran que 7 (bàsic): hi queda la base conjugada de l'àcid feble, que s'hidrolitza. El pH val 7 si l'àcid i la base són forts.

21. 21. Quin indicador tries per valorar un àcid feble amb una base forta, i per què?

    Fenolftaleïna, que vira entre pH 8 i 10: el punt d'equivalència és bàsic i l'indicador ha de virar dins del salt de pH.

22. 22. Què és una dissolució reguladora (tampó) i de què està feta?

    Una barreja d'un àcid feble i la seva base conjugada (o d'una base feble i el seu àcid conjugat) que manté el pH gairebé constant si s'hi afegeixen petites quantitats d'àcid o de base.

23. 23. Escriu l'equació de Henderson-Hasselbalch.

    $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\dfrac{[\text{sal}]}{[\text{àcid}]}$, on [sal] és la concentració de la base conjugada i [àcid] la de l'àcid feble. Si són iguals, $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$.

24. 24. Error típic: tractar l'àcid fort afegit a un tampó com si es dissociés a l'aigua. Què és el correcte?

    Fes el balanç de mols: els mols d'àcid afegits es resten a la base conjugada i se sumen a l'àcid feble. Després tornes a aplicar Henderson-Hasselbalch.