L’aigua té conductivitat elèctrica gràcies als ions tenen una part ionitzada, però l’aigua té molt poca conductivitat elèctrica. Tot i així és capaç d’autoionitzar-se: consisteix en la interacció d’una molècula d’aigua H2O amb una altre intercanviant protons i formant dos ions: 2H2O = H3O+(hidroni) i OH- (hidroxil).

La constat d’equilibri de la ionització reversible de l’aigua ens permet conèixer el grau d’ionització de l’aigua a una temperatura determinada; perquè relaciona els productes que s’obtenen en la reacció respecte els productes inicials, amb una formula:


Molaritat de l’aigua: 55,56M.

Com treballar amb aquesta números és més difícil treballarem amb els valors de pH.

És a dir:
a) Neutres: [H+] = [OH-]
b) Àcides: [H+] > [OH-]
c) Bàsiques: [H+] < [OH-]

Àcid és una molècula que en dissolució aquosa es dissocia produint ions hidrogen, H+. Substància capaç de cedir un protó (a una base), al solvent formant H3O+
Base és una substància que en dissolució es dissocia produint ions hiròxil, OH-. Substància capaç de captar un protó (d’un àcid), del solvent format OH-.
Les relacions àcid-base són reaccions de transferència de protons.
Exemples:
a) Àcids: AH + H2O → H3O+ + A CH3COOH (àcid) + H2O (actua com a base) → CO3COO- (actua com a base “base conjugada”) + H3O+
b) Base: B + H2O → BH + OH- NH3 (base) + H2O (actua com a àcid) → NH4+ (actua com a àcid “àcid conjugat") + OH-
És a dir que l’aigua té caràcter amfòter. Caràcter amfòter: molècules que es poden comport com un àcid i com una base en funció de les molècules amb els que interaccionen. Força relativa dels àcids i bases: certs àcids són millors donadors de protons que altres. De la mateixa manera, certes bases són millors acceptadores de protons que altres. Un àcid i una base són forts quan estan molt dissociats en dissolució aquosa pel que mostren una elevada conductivitat elèctrica i dèbils quan estan pocs dissociats en la mateixa dissolució i mostren baixa conductivitat elèctrica.

Relació entre: àcid, base i pH: les relacions d’àcid i bases dèbils en aigua tenen definides les seves constants d’quilibri com en qualsevol altre equilibri.

pka (en àcid) o pkb (en base) és el valor de pH al qual el 50% de l’àcid o la base es troba en dissociat.


pka ↑ àcids dèbils, àcid poc dissociat i menys ions
pka ↓ àcid fort, àcid dissociat i més ions
(contrari dels valors del ka i kb)

Punt d’equilibri pk: s’anomena així a la regió tamponant, els àcid/bases dèbils realitzen aquest fet.

Tampons: solucions que són capaces de mantenir el pH després d’afegir petites quantitats tant d’àcid com de base.


Equació de Henderson-Hasselbalch: una formula per calcular propietats. En una dissolució on la quantitat d’àcid amb la seva base conjugada és igual el pH = pka.