Diferència clau: acidesa vs basicitat
L'acidesa i la basicitat dels compostos són indicacions del pH. L'acidesa d'un medi és causada per compostos àcids, que poden alliberar ions d'hidrogen (H+), donant lloc a un pH baix en aquest medi. La basicitat d'un medi és causada per compostos bàsics, que poden alliberar ions hidròxid (OH–), donant lloc a un pH elevat en aquest medi. La diferència clau entre l'acidesa i la basicitat és que l'acidesa provoca un pH baix, mentre que la basicitat provoca un pH alt en un medi aquós.
Què és l'acidesa?
L'acidesa és el nivell d'àcid de les substàncies. La concentració d'ions d'hidrogen (H+) és el principal paràmetre utilitzat per identificar l'acidesa. La concentració d'ions hidrogen s'expressa com a valor de pH. El pH és el logaritme negatiu de la concentració d'ions hidrogen. Per tant, a major concentració d'ions hidrogen, menor el pH. Un valor de pH baix indica una acidesa més alta.
Segons l'acidesa de les substàncies, hi ha dos tipus d'àcids com els àcids forts i els àcids febles. Els àcids forts provoquen un nivell d'acidesa més alt en el medi aquós, mentre que els àcids febles donen lloc a una acidesa baixa. Els àcids forts poden dissociar-se completament en ions, alliberant tots els ions d'hidrogen possibles (H+). En canvi, un àcid feble es dissocia parcialment, alliberant només alguns ions d'hidrogen. Els àcids també es poden classificar com àcids monopròtics i àcids polipròtics; els àcids monopròtics alliberen un ió d'hidrogen per molècula, mentre que els àcids polipròtics alliberen més ions d'hidrogen per molècula.
L'acidesa dels àcids ve determinada pel pKa de l'àcid. pKa és el logaritme negatiu de Ka. Ka és la constant de dissociació àcida d'una solució. És una mesura quantitativa de la força d'un àcid en una solució (o acidesa). A menor pKa, més fort és l'àcid. Com més alt és el pKa, més feble és l'àcid.
Figura 01: el suc de llimona té una alta acidesa
Les tendències periòdiques de l'acidesa dels elements químics depenen bàsicament dels seus valors d'electronegativitat. L'electronegativitat dels elements químics augmenta d'esquerra a dreta d'un període. Si l'electronegativitat d'un àtom és més alta, pot estabilitzar un àtom negatiu amb molta facilitat perquè té una afinitat més alta pels electrons. Per tant, els ions d'hidrogen associats amb àtoms electronegatius alts s'alliberen fàcilment que els àtoms electronegatius baixos, donant lloc a una acidesa més alta. En baixar un grup a la taula periòdica, l'acidesa augmenta. Això es deu al fet que la mida dels àtoms augmenta al grup. Els àtoms grans poden estabilitzar les càrregues negatives sobre ells (per distribució de càrregues); per tant, es pot alliberar fàcilment un ió hidrogen associat a un àtom gran.
Què és Basicity?
La basicitat d'una substància és el nombre d'àtoms d'hidrogen substituïbles per una base en un àcid concret. En altres paraules, la basicitat d'un compost és el nombre d'ions d'hidrogen que poden reaccionar completament amb els ions d'hidròxid alliberats per una base.
Figura 02: Estructura química de l'ió hidròxid
Els factors que poden afectar la basicitat d'un compost s'enumeren a continuació.
- Electronegativitat
- Radi atòmic
- Càrrecs formals
L'electronegativitat d'un àtom es refereix a la seva afinitat pels electrons. Un àtom amb una alta electronegativitat pot atreure electrons en comparació amb àtoms electronegatius baixos. A major electronegativitat, menor basicitat. Per tal d'alliberar l'ió hidròxid, els electrons d'enllaç entre l'àtom d'oxigen i la resta de la molècula haurien de ser atrets completament per l'àtom d'oxigen (l'àtom d'oxigen del grup hidròxid hauria de ser més electronegatiu que l' altre àtom al qual està unit). Ex: si la basicitat de ROH és alta, l'electronegativitat de R és menor que la de l'àtom d'oxigen.
Figura 03: els sabons són bases febles formades per la reacció d'àcids grassos amb hidròxid de sodi o hidròxid de potassi.
El radi atòmic és un altre factor que afecta la basicitat d'un compost. Si el radi atòmic és petit, la densitat electrònica d'aquest àtom és alta. Per tant, l'ió hidròxid es pot alliberar fàcilment. Aleshores, la basicitat d'aquest compost és relativament alta.
Les càrregues formals solen ser càrregues positives o negatives. Una càrrega formal positiva indica una menor densitat d'electrons. Per tant, els electrons d'enllaç no poden ser atrets completament per l'ió hidròxid. Aleshores no es pot alliberar fàcilment (l'ió hidròxid), cosa que indica una basicitat inferior. En canvi, una càrrega formal negativa provoca una basicitat més alta.
Quina diferència hi ha entre l'acidesa i la basicitat?
Acidesa vs basicitat |
|
| L'acidesa és el nivell d'àcid de les substàncies. | La basicitat fa referència a l'estat de ser una base, que pot alliberar ions hidròxid (OH-). |
| pH | |
| L'acidesa provoca un pH baix en medis aquosos. | La basicitat provoca un pH elevat en medis aquosos. |
| Ions | |
| L'acidesa indica una alta concentració d'ions d'hidrogen en un medi. | La basicitat indica una alta concentració d'ions hidròxid en un medi. |
| Tendències periòdiques | |
| L'acidesa augmenta d'esquerra a dreta un punt i cap avall un grup. | La basicitat disminueix d'esquerra a dreta un punt i cap avall un grup. |
| Efecte de l'electronegativitat | |
| L'acidesa és alta si l'electronegativitat (de l'àtom al qual s'enllaça l'àtom d'hidrogen) és alta. | La basicitat és alta si l'electronegativitat (de l'àtom al qual s'uneix l'àtom d'oxigen de l'ió hidròxid) és baixa. |
Resum - Acidesa vs basicitat
Acidesa i basicitat són dos termes fonamentals utilitzats en química. L'acidesa és causada per compostos àcids. La basicitat és causada per compostos bàsics. La diferència clau entre l'acidesa i la basicitat és que l'acidesa provoca un pH baix, mentre que la basicitat provoca un pH alt en un medi aquós.
