Senyal a l'enunciat: "Identifica els parells àcid-base conjugats...", "Calcula la Ka/Kb de...", "Justifica si l'espècie actua com a àcid o com a base..."

ℹ️ Idea clau del bloc: en àcid-base convé separar sempre tres idees que sovint es barregen: fortalesa (quant es dissocia), concentració (quant n'hi ha) i acidesa/basicitat mesurada ($pH$ o $pOH$).

Teoria de Brønsted-Lowry

Segons Brønsted i Lowry (1923):

• Àcid: espècie que cedeix un protó ($\text{H}^+$)
• Base: espècie que accepta un protó ($\text{H}^+$)

En tota reacció àcid-base hi ha una transferència de protons d'un àcid a una base:

$$\text{HA} + \text{B} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{HB}^+$$

📊 Diagrama: Transferència de protó entre un àcid HA i una base B, amb els dos parells conjugats identificats

Parells àcid-base conjugats

Quan un àcid cedeix un protó, es transforma en la seva base conjugada. Quan una base accepta un protó, es transforma en el seu àcid conjugat.

$$\underbrace{\text{HA}}_{\text{àcid}_1} + \underbrace{\text{B}}_{\text{base}_2} \rightleftharpoons \underbrace{\text{A}^-}_{\text{base}_1} + \underbrace{\text{HB}^+}_{\text{àcid}_2}$$

Parells conjugats:

• $\text{HA} / \text{A}^-$ (parell 1)
• $\text{HB}^+ / \text{B}$ (parell 2)

Exemples:

L'aigua és amfòtera: pot actuar com a àcid (cedint $\text{H}^+$ per donar $\text{OH}^-$) o com a base (acceptant $\text{H}^+$ per donar $\text{H}_3\text{O}^+$). Aquesta doble funció és la base de la seva autoprotòlisi.

Autoprotòlisi de l'aigua i $K_w$

L'aigua pura experimenta una autoprotòlisi (també anomenada autoionització):

$$\text{H}_2\text{O}(l) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+(aq) + \text{OH}^-(aq)$$

La constant d'autoprotòlisi (o producte iònic de l'aigua) és:

$$K_w = [\text{H}_3\text{O}^+][\text{OH}^-] = 1{,}0 \times 10^{-14} \quad (25\;\text{°C})$$

ℹ️ Notació útil: a $25\;\text{°C}$ també es pot escriure $\mathrm{p}K_w = -\log K_w = 14{,}00$, de manera que $\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = \mathrm{p}K_w$.

Això implica que en qualsevol dissolució aquosa a $25\;\text{°C}$:

Constant d'acidesa $K_a$ i constant de basicitat $K_b$

Per a un àcid feble $\text{HA}$ en aigua:

$$\text{HA}(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{A}^-(aq) + \text{H}_3\text{O}^+(aq)$$ $$K_a = \frac{[\text{A}^-][\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{HA}]}$$

Per a una base feble $\text{B}$ en aigua:

$$\text{B}(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{BH}^+(aq) + \text{OH}^-(aq)$$ $$K_b = \frac{[\text{BH}^+][\text{OH}^-]}{[\text{B}]}$$

Relació fonamental entre un àcid i la seva base conjugada:

$$K_a \cdot K_b = K_w = 1{,}0 \times 10^{-14} \quad (25\;\text{°C})$$

Lectura correcta de $K_a$ i $K_b$: com més gran és $K_a$, més desplaçat està l'equilibri cap a productes i més fort és l'àcid. De manera anàloga, com més gran és $K_b$, més forta és la base.

Fortalesa d'àcids i bases

No confondre fortalesa amb concentració. Un àcid fort diluït pot tenir un pH més alt que un àcid feble concentrat. La fortalesa és el grau de dissociació; la concentració és quant n'hi ha.

📊 Diagrama: Comparativa de la dissociació d'un àcid fort (completa) i un àcid feble (parcial), amb indicació del grau de dissociació

Escala de $pK_a$ i $pK_b$

$$\mathrm{p}K_a = -\log K_a$$ $$\mathrm{p}K_b = -\log K_b$$

Com més petit és $\mathrm{p}K_a$, més fort és l'àcid (i per tant més feble la seva base conjugada). De manera equivalent, com més petit és $\mathrm{p}K_b$, més forta és la base.

Relació complementària: $\mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b = \mathrm{p}K_w = 14$ (a $25\;\text{°C}$).

Exemple resolt: Identificació de parells conjugats

Identifica els parells àcid-base conjugats en la reacció:

$$\text{HF}(aq) + \text{NH}_3(aq) \rightleftharpoons \text{F}^-(aq) + \text{NH}_4^+(aq)$$

Solució:

• $\text{HF}$ cedeix un $\text{H}^+$ → és l'àcid. La seva base conjugada és $\text{F}^-$.
• $\text{NH}_3$ accepta un $\text{H}^+$ → és la base. El seu àcid conjugat és $\text{NH}_4^+$.

Parells: $\text{HF}/\text{F}^-$ i $\text{NH}_4^+/\text{NH}_3$.