Des dels primers temps de la ciència, els químics van classificar els compostos inorgànics (els únics coneguts aleshores), en tres grans grups, basant-se en les propietats de les substàncies: àcids, bases i sals.
Així, el sabor agre de certes substàncies fou el que suggerí la seva primitiva classificació com a àcids (del llatí acidus, agre). Les bases antigament s'anomenaren àlcalis (de l'àrab al kali, cendres de planta), degut a que la sosa o carbonat de sodi, una de les bases més utilitzades, s'obtenia de les cendres de certes plantes.
De totes formes, els químics no estaven satisfets amb aquestes definicions. Volien explicar el seu comportament en base a la seva estructura molecular.
Una de les primeres teories, i que encara s'utilitza àmpliament, és la del químic suec Arrhenius, l'any 1887. Va arribar a la conclusió que les propietats característiques de les dissolucions dels àcids eren degudes als ions hidrogen H+, mentre que les de les bases eren degudes als ions hidròxid OH-. Arrhenius els va definir així:
Àcid: substància que quan es dissol en aigua dóna ions H+
HCl (g) aigua ¾ ¾ ® H+(aq) + Cl-(aq) àcid clorhídric
H2SO4 (l) aigua ¾ ¾ ® 2 H+(aq) + SO42-(aq) àcid sulfúric
CH3COOH aigua ¬ ¾ ® H+(aq) + CH3COO-(aq) àcid acètic
Les dissolucions aquoses d'àcid sulfúric o clorhídric estan completament ionitzades. Per aquesta raó se'ls anomena àcids forts. En canvi, l'àcid acètic és un àcid feble (només està ionitzat parcialment).
Base o àlcali: substància que en dissoldre's en aigua produeix ions OH-
NaOH (s) aigua ¾ ¾ ® OH- + Na+ hidròxid de sodi
NH3 (g) + H2O (l) ¬ ¾ ® OH- + NH4+ amoníac
L'hidròxid de sodi, igual que el de potassi o el del calci, està completament ionitzat. És una base forta. En canvi, l'amoníac només està ionitzat parcialment. És una base feble.
El pH és la mesura de l'acidesa (o basicitat) d'una substància. Com més ions H+ (en realitat
El pH és la mesura de l'acidesa (o basicitat) d'una substància. Com més ions H+ (en realitat
en dissolució aquosa es troba en la forma H3O+,
ió hidroni), més àcida serà la substància o la
dissolució.
El pH depèn de la concentració (quantitat) de H+.
La definició és: pH = -log [H+]
Això vol dir que:
si [H+] = 10-3 mols/dm3, el pH serà 3
si [H+] = 10-8 mols/dm3, el pH serà 8
si [H+] = 10-3 mols/dm3, el pH serà 3
si [H+] = 10-8 mols/dm3, el pH serà 8
L'aigua és neutra, té pH = 7
Els àcids tenen pH inferior a 7, i les bases tenen pH>7
L'escala habitual de pH va de 0 (molt àcid) a 14 (molt bàsic), passant pel 7 (neutre).
L'escala habitual de pH va de 0 (molt àcid) a 14 (molt bàsic), passant pel 7 (neutre).
En el cas de l'aigua H2O ¾ ®H+ + OH- Sempre
es compleix: [H+].[OH+] = 10-14. Com que [H+] =[OH+], resulta que [H+] = 10-7 i, per tant, pH =
7
Aquí es mostren els valors aproximats del pH d'algunes
dissolucions comuns:
Dissolució
de HCl 1 M ..........pH=0.0
Suc
gàstric.....................pH=1.4
Suc
de llimona..................pH=2.1
Suc
de taronja..................pH=2.8
Vinagre.........................pH=3.0
Vi..............................pH=3.5
Suc
de tomàquet.................pH=4.1
Cafè............................pH=5.0
Orina...........................pH=6.0
Aigua
de pluja..................pH=6.5
Llet............................pH=6.9
Aigua
pura a 25ºC...............pH=7.0
Sang............................PH=7.4
"Aigua
sabonosa"................pH=8.5
Amoníac
domèstic................pH=12.0
Dissolució
de NaOH 1 M..........pH=14.0
1.
Reacció de l'Àcid clorhídric (HCl) i Carbonat de calci (CaCO3)
Hem
agafat una pedra calcàrea, composada principalment de Carbonat càlcic, i hem
anat afegint, poc
a poc, gotes d'una solució d'àcid clrohídric 6N que comercialment rep el nom de
salfumant. Observem
que es produeix una reacció amb un bullit, que correspon al desprendiment d'un
gas, CO2.
CaCO3
+ 2HCl ===> CaCl2 + CO2 + H2O
El
pH de la disolució resultant és lleuregament àcid.
|
No hay comentarios:
Publicar un comentario