baze si acizi

ACIZI ŞI BAZE LP 9 – LP 10: 28.11. – 9.12.2005

1

ACIZI ŞI BAZE

TEORII ÎN DEFINIREA ACIZILOR ŞI BAZELOR 1. TEORIA CLASICĂ A DISOCIAŢIEI ELECTROLITICE – TEORIA ARRHENIUS -

OSTWALD: ACID – compus chimic care în soluţie apoasă pune în libertate ioni de hidrogen, H+, şi ioni

negativi (radicali acizi): HA + H2O H + + A -

Ionii H+ nu pot exista ca atare în apă, ei se hidratează formând ioni de hidroniu H3O+: H+ + H2O → H3O+

BAZĂ – substanţă care în soluţie apoasă sau în topitură eliberează ioni de hidroxil şi cationi: BOH B+ + OH –

Conform acestei teorii, între acizi şi baze nu există nici o relaţie funcţională. Numai reacţia ionilor de hidrogen cu ioni hidroxid , cu formare de apă, este considerată o recţie acido – bazică:

H+ + OH - → H2O 2. TEORIA PROTOLITICĂ – TEORIA BRONSTED - LOWRY:

ACID – substanţă (molecule sau ioni), care în interacţiunea cu o bază (adesea o moleculă de apă) cedează ioni de hidrogen (protoni) – donor de protoni – H2O, HCl, H2SO4, H3PO4, CH3COOH, H3O+, NH4

+, HSO4-, HPO4

2- etc. BAZĂ – substanţă (moleculă sau ioni), care în interacţiunea cu un acid (adesea o moleculă de

apă) acceptă ioni de hidrogen (protoni) – acceptor de protoni – H2O, NH3, OH -, SO42-, H2PO4

-, CH3COO -, [Fe(OH)(H2O)5]2+, etc.

Pierzând un proton, fiecare acid trece în baza sa conjugată, respectiv fiecare bază, acceptând un proton, trece în acidul său conjugat. Deci, pentru că pentru fiecare acid există o bază care are un proton mai puţin (şi invers), un acid şi o bază, care în acest fel se află într-o relaţie funcţională, sunt o pereche de acid – bază conjugată. Funcţia de acid, respectiv de bază a speciilor chimice este dependentă de sarcina acestora.

H2O + HCl → H3O+ + Cl – B1 A2 A1 B2

B1, A1 – baza şi acidul său conjugat B2, A2 - baza şi acidul său conjugat.

SUBSTANŢE AMFOTERE - specii chimice care, în funcţie de partenerul de reacţie, reacţionează ca acizi sau ca baze. Astfel, aceste substanţe, amfoliţii, se comportă ca acizi faţă de baze, respectivi ca baze faţă de acizi: H2O, HSO4

-, H2PO42-, HPO4

-, Be(OH)2, Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, etc.

Acizii, bazele şi amfoliţii se numesc protoliţi. Reacţiile cu schimb de protoni se numesc protolitice.

ELECTROLIT – substanţă care disociază în ioni în soluţie sau topitură, realizând prin aceşti ioni mobili transportul de sarcini electrice. Conductibilitatea electrică a soluţiilor de electroliţi este condiţionată de deplasarea ionilor în câmp electric.

ECHILIBRE ÎN SOLUŢII DE ACIZI ŞI BAZE: Echilibrul reacţiei de ionizare a unui acid tare (AT) în soluţie apoasă (reacţia de

disociere a HCl) este practic complet deplasat spre dreapta: H2O + HCl → H3O+ + Cl –


2

Reacţia de ionizare a unui acid slab (As) în soluţie apoasă este reversibilă, echilibrul fiind deplasat spre stânga:

CH3COOH + H2O CH3COO - + H3O+ Prin analogie cu acizii tari, bazele tari (BT) sunt electroliţi tari, complet disociaţi în

topitură şi soluţie. Soluţiile bazelor slabe (Bs) conţin molecule neionizate, echilibrul de ionizare în soluţie

apoasă fiind deplasat spre stânga: :NH3 + H2O NH4

+ + OH - Bazele conjugate ale acizilor tari sunt baze slabe. În general, cu cât un acid Bronsted este mai

slab, cu atât baza sa conjugată este mai tare (şi invers).

Caracterul amfoter al apei rezultă din reacţia cu transfer de protoni între moleculele de apă, cu formarea ionilor de hidroniu şi hidroxid, ca urmare a echilibrului chimic stabilit în soluţie – echilbrul de autoprotoliza apei:

H2O H+ + OH - H+ + H2O H3O+ 2 H2O H3O+ + HO-

3. TEORIA ELECTRONICĂ – TEORIA LUI LEWIS:

ACID – specii chimice care acceptă perechi de electroni (specii chimice electrofile, specii chimice deficitare în electroni) – acceptori de electroni – BF3, BeCl2, AlCl3, H+, Ag+, Cu2+, Fe3+, etc.

BAZĂ – specii chimice care cedează perechi de electroni (specii chimice nucleofile, specii chimice cu cel puşin o pereche de electroni liberi) – donori de electroni – H2O, NH3, OH –, H -, F -, etc.

H+ + :NH3 NH4+

Acid Bază Aduct Lewis Lewis Lewis Acid Bronsted

O reacţie acido – bazică duce la formarea unui aduct Lewis: BF3 + :NH3 F3B(-) NH3

(+) Acid Bază Aduct Lewis Lewis Lewis

N

H

H

H+ B

F

F

F

N

H

H

H

B

F

F

F(+δ) (−δ)

Conform teoriei lui Lewis, reacţiile de formare ale combinaţiilor complexe sunt considerate

reacţii acido – bazice (ionul central – acid Lewis, liganzii – baze Lewis): Ag+ + 2 :NH3 [H3N → Ag+ ← NH3]+

Cu2+ + 4NH3 [Cu(NH3)4]2+

H3NCu

NH3

NH3H3N

2+

Conform acestei teorii, reacţiile de oxido - reducere pot fi considerate reacţii acido – bazice (oxidantul – acid Lewis, reducătorul - bază Lewis):

Zn0 + Cu2+SO4 → Zn2+SO4 + Cu0


3

CLASIFICAREA ACIZILOR ŞI BAZELOR

după sarcina electrică a speciilor chimice: o acizi, respectiv baze: neutre, anionice, cationice;

după tăria lor: o acizi, respectiv baze: tari, de tărie mijlocie, slabe; specii amfotere.

după componenţa chimică (natura) a substanţelor:

ACIZI

1. ACIZI APROTICI – nu conţin atomi de hidrogen în moleculă 2. ACIZI PROTICI - cedează ioni de hidrogen în soluţie

după numărul de atomi hidrogen ionizabili, adică numărul de trepte de disociere: • acizi monoprotici: HCl, HNO3, CH3COOH, etc. • acizi diprotici: H2S, H2SO4, etc. • acizi triprotici: H3PO4, etc. • acizi poliprotici: H4SiO4, etc.

după conţinutul sau nu în atomi de oxigen: ⇒ HIDRACIZI, HxEy – conţin numai atomi de hidrogen ionizabili şi atomi ai elementului

electronegativ: HCl, H2S, etc. ⇒ OXOACIZI, HnEOm+n – conţin atomii de hidrogen ionizabili legaţi de atomul central prin

intermediul atomilor de oxigen. • Oxoacizi simpli: HNO3, H2SO4, H3BO3, etc. • Poliacizi: H2B4O7 (acid tetraboric), H4S2O7 (acid disulfuric), H7[P(Mo2O7)6]

(acid fosfomolibdenic), etc. • Peroxoacizi: H2SO5 (acid peroxosulfuric), H2Cr2O12 (acid peroxocromic), etc. • Aquacizi: [Al(H2O)6]3+, [Fe(OH)(H2O)5]2+, etc.

BAZE

Baze care conţin ionul OH- sau gruparea OH = HIDROXIZI:

• Hidroxizi bazici: KOH, Ca(OH)2, etc. • Hidroxizi amfoteri: Zn(OH)2, Al(OH)3, etc. • Oxihidroxizi: AlO(OH), FeO(OH), etc. • Săruri bazice: PbCO3·Pb(OH)2 – carbonat bazic de plumb, (BiO)NO3 – azotat

de bismutil, etc. BAZE AMINATE sau alte baze care nu conţin ionul OH- sau gruparea OH.

PARAMETRII DE APRECIERE A TĂRIEI ACIZILOR ŞI BAZELOR

1) Grad de disociere (ionizare), α – raportul dintre numărul de molecule de acid (respectiv de

bază) disociate (NI) şi numărul total de molecule (N) din soluţie:

α = NNI

≤ 1

Legea diluţiei (Ostwald)

• disociaţia unui electrolit slab de tipul MA:


4

MA M n+ + A n- [MA]

][A][MKnn

e

−+ ⋅=

• concentraţia iniţială a electrolitului slab este c • la echilibru [M n+] = [A n-] = α · c şi [MA] = (1-α) · c • constanta de disociere, Kd:

)1(c

c)1(c

[MA]][A][MK

222nn

d αα

αα

−⋅

=/⋅−

⋅=

⋅=

/−+

• c = 1/V (diluţia) • pentru electroliţi slabi, α este foarte mic 1- α ≈ 1 Kd = α2 · c

VKc

Kd

d ⋅==α

• gradul de ionizare al electroliţilor slabi variază invers proporţional cu concentraţia şi direct proporţional cu diluţia.

2) Procent de disociere (ionizare), Pdis – proporţia dintr-un acid sau dintr-o bază care după reacţia cu apa se află în stare protolizată, raportat la concentraţia iniţială:

Pdis % = α·100 Clasificarea electroliţilor în funcţie de gradul şi procentul de disociere:

• electroliţi tari: α > 0,5; Pdis > 50% • electroliţi medii: 0,01 < α < 0,5; 1% < Pdis < 50% • electroliţi slabi: α < 0,01; Pdis < 1%.

3) Constanta de aciditate, Ka; constanta de bazicitate, Kb:

Constanta de aciditate, Ka (constanta de ionizare acidă) este de fapt constanta de echilibru pentru reacţia cu transfer de proton dintre acid şi apă:

HA + H2O A - + H3O+ Este o mărime caracteristică fiecărui acid, dată de relaţia:

Kc = ]][[]][[

2

3

OHHAAOH −+

[HA]

][A][H][K 3

2a

−+ ⋅=⋅=

OOHKc

Constanta de bazicitate, Kb(constanta de ionizare bazică) este de fapt constanta de echilibru pentru reacţia cu transfer de proton dintre bază şi apă:

B + H2O BH+ + OH – Este o mărime caracteristică fiecărei bazei, dată de relaţia:

Kb = ]][[

]][[

2OHBOHBH −+

[B]

][HO][BH][K 2b

−+ ⋅=⋅= OHKc

Valorile constantelor de aciditate, respecctiv de bazicitate cresc cu creşterea temperaturii. Exponentul de aciditate, pKa – logaritmul zecimal cu semn minus al valorii numerice a

constantei de aciditate Ka: pKa = - lgKa

Exponentul de bazicitate, pKb – logaritmul zecimal cu semn minus al valorii numerice a constantei de bazicitate Kb:

pKb = - lgKb


5

Echilibrul de autoprotoliza apei: 2 H2O H3O+ + HO-

• constanta de autoprotoliză

22

cO][H

][HO][HK−+ ⋅

=

• produsul ionic al apei (la 25 oC)

Kc · [H2O]2 = [H+] · [HO-] = Kw = 10-14 mol2/l2

• Exponent de hidrogen – antilogaritmul concentraţiei ionilor de hidroniu pH = -log [H3O+]

• Exponent de hidroxil – antilogaritmul concentraţiei ionilor de hidroxil pOH = -log [HO-]

• În apa pură [H3O+] = [HO-] = 14w 10K −= = 10-7 ioni-g/l

pH + pOH = 14; pH = pOH = 7 • pentru un acid şi baza lui conjugată relaţiile între constantele de aciditate şi bazicitate,

respectiv exponentul de aciditate şi bazicitate sunt: Ka · Kb = Kw şi pKa + pKb = 14

• în soluţii apoase, concentraţia acizilor şi bazelor variază în intervalul 1 – 10-14 ioni-g/l • soluţiile foarte diluate de acid sau bază (< 10-7 ioni-g/l) se consideră soluţii cu pH = 7:

pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

C acid 1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14

C bază 10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 1 SOLUŢIE ACIDĂ SOLUŢIE SOLUŢIE BAZICĂ NEUTRĂ • pentru acizi tari – total disociaţi:

pH = -log[H+] = -log Cacid • pentru baze tari – total disociate:

pOH = -log[OH-] = - log Cbază; pH = 14 + log[H+] = 14 + log Cbază • pentru acizi (baze) slabi (parţial disociaţi) se utilizează constantele de ionizare pentru

calcularea pH-ului:

cK4

K2

K]OH[ a

2aa

3 ⋅++−=+

cK4

K2

K]OH[ b

2bb ⋅++−=−

pentru acizi slabi (cu Ka < 10-5), cK]OH[ a3 ⋅=+

pentru baze slabe (cu Kb < 10-5), cK]HO[ b ⋅=−

TĂRIA ACIZILOR ŞI BAZELOR FOARTE TARI ESTE REDUSĂ ÎN SOLUŢIILE LOR APOASE LA TĂRIA IONILOR DE HIDRONIU (PENTRU ACIZI), RESPECTIV LA TĂRIA IONILOR DE HIDROXID (PENTRU BAZE).


6

Tabelul 1 - Clasificarea acizilor şi bazelor după tăria lor, exprimată de constanta de aciditate (bazicitate) şi exponentul de aciditate (bazicitate) Tăria acidului

sau a bazei Ka, respectiv Kb

(mol/l) pKa, respectiv pKb Valori ale pKa pentru

unii acizi Foarte tare > 1 < 0 acid iodhidric (- 11) Tare 1 - 1·10 - 4,5 0 – 4,5 acid fluorhidric (3,14) Tărie medie 1·10 - 4,5 - 1·10 - 9,5 4,5 – 9,5 acid acetic (4,75) Slab 1·10 - 9,5 - 1·10 - 14 9,5 – 14 fenol (9,89) Tabelul 2 – Constantele de aciditate, exponenţii de aciditate ale unor specii chimice şi constantele de bazicitate, exponenţii de bazicitate ale bazelor lor conjugate, măsurate în soluţii la 25ºC Ka (mol/l) pKa Formula şi

denumirea acidului

Formula şi denumirea bazei conjugate

pKb Kb (mol/l)

1,0·10 11 -11 HI - acid iodhidric

I – ion iodură 25 1,0·10 -25

1,0·10 10 -10 HClO4 –acid percloric

ClO4- - ion perclorat 24 1,0·10 -24

1,0·10 9 -9 HBr – acid bromhidric

Br - - ion bromură 23 1,0·10 -23

1,0·10 7 -7 HCl – acid clorhidric

Cl - - ion clorură 21 1,0·10 -21

1,0·10 3 -3 H2SO4 - acid sulfuric

HSO4— - ion hidrogeno -

sulfat (sulfat acid) 17 1,0·10 -17

2,1·10 1 1,32 HNO3 – acid azotic

NO3- - ion azotat 15,32 4,8·10 -16

1,0·10 0 0 H3O+ - ion hidroniu

H2O – apa 14 1,0·10 -14

6,6·10 -1 0,18 [(NH2)CO(NH3)]+ ion

CO(NH2)2 - uree 13,82 1,5·10 -14

1,5·10 -2 1,81 H2SO3 – acid sulfuros

HSO3- - ion hidrogeno –

sulfit (sulfit acid) 12,19 6,5·10 -13

1,2·10 -2 1,92 HSO4- SO4

2- - ion sulfat 12,08 8,3·10 -13 7,5·10 -3 2,12 H3PO4 – acid

fosforic H2PO4

- - ion dihidrogeno - fosfat (fosfat diacid)

11,88 1,3·10 -12

6,0·10 -3 2,22 [Fe(H2O)6]3+ - ion hexaaquafier (III)

[Fe(OH)(H2O)5]2+ ion pentaaquahidroxofier (III)

11,78 1,7·10 -12

7,2·10 -4 3,14 HF – acid fluorhidric

F - - ion fluorură 10,86 1,4·10 -11

4,5·10 -4 3,35 HNO2 - acid azotos

NO2- - ion azotit 10,65 2,2·10 -11

1,8·10 -4 3,75 HCOOH - acid formic

HCOO - - ion formiat 10,25 5,6·10 -11

2,6·10 -5 4,58 C6H5NH3+ - ion

C6H5NH2

- anilină 9,42 3,8·10 -10

1,8·10 -5 4,75 CH3COOH – acid acetic

CH3COO - - ion acetat 9,25 5,6·10 -10


7

1,4·10 -5 4,85 [Al(H2O)6]3+ - ion hexaaquacrom(III)

[Al(OH)(H2O)5]2+ ion pentaaquahidroxo-aluminiu (III)

9,15 7,1·10 -10

3,0·10 -7 6,52 H2CO3 – acid carbonic

HCO3- - ion hidrogeno -

carbonat (bicarbonat, carbonat acid)

7,48 3,3·10 -8

1,2·10 -7 6,92 H2S – acid sulfhidric

HS - - ion hidrogeno - sulfură (sulfură acidă)

7,08 8,3·10 -8

9,1·10 -8 7,04 HSO3- SO3

2- - ion sulfit 6,96 1,1·10 -7 6,2·10 -8 7,20 H2PO4

- HPO42- - ion mono -

hidrogenofosfat (fosfatmonoacid)

6,80 1,6·10 -7

5,6·10 -10 9,25 NH4+ - ion

amoniu NH3

- amoniac 4,75 1,8·10 -5

4,0·10 -10 9,40 HCN – acid cianhidric

CN - - ion cianură 4,60 2,5·10 -5

2,5·10 -10 9,60 [Zn(H2O)6]2+ - ion hexaaquazinc (II)

[Zn(OH)(H2O)5]+ - ion pentaaquahidroxozinc (II)

4,40 4,0·10 -5

1,3·10 -10 9,89 C6H5OH - fenol C6H5O - - ion fenoxid 4,11 7,8·10 -5 4,0·10 -11 10,40 HCO3

- CO32- - ion carbonat 3,60 2,5·10 -4

4,4·10 -13 12,36 HPO42- PO4

3- - ion fosfat 1,64 2,3·10 -2 1,0·10 -13 13,00 HS- S2- - ion sulfură 1,00 1,0·10 -1 1,0·10 -14 14 H2O HO - - ion hidroxid 0 1,0·10 0 1,0·10 -23 23 NH3 NH2

- ion amidură -9 1,0·10 9 1,0·10 -24 24 HO - O2- - ion oxid -10 1,0·10 10 Pentru aprecierea tăriei oxoacizilor simpli de tipul HnEOm+n, se aplică formula generală de scriere dată Pauling, EOm(OH)n şi corespondenţa între valorile numărului de atomi de oxigen (m) legaţi de atomul central E, dar nelegaţi de atomi de hidrogen şi valorile aproximative ale constantelor de aciditate, Ka şi exponenţilor de aciditate, pKa, conform datelor din tabelul 3. Tabelul 3 - Tăria oxoacizilor simpli, EOm(OH)n după Pauling

Acizi foarte slabi Acizi de tărie medie Acizi tari Acizi foarte tari m = 0 m = 1 m = 2 m = 3

Ka = 10 -7 Ka = 10 -2 Ka = 103 Ka = 108

pKa = 7 pKa = 2 pKa = -3 pKa = -8 Între electronegativitatea elementelor şi caracterul acido – bazic al compuşilor lor există o dependenţă redată în tabelele 4 şi 5. Tabelul 4 - Variaţia caracterului acid al hidracizilor EHn în funcţie de electronegativitatea elementului E:

creşte aciditatea compuşilor cu scăderea electronegati –vităţii E

creşte caracterul acid al compuşilor cu creşterea electronegativităţii E

Gr. IV A (14) Gr. V A (15) Gr. VI A (16) Gr. VII A (17) CH4 - inert NH3 - Bs H2O – Amf. HF – A. t. m. H2S – As HCl – AT HBr - AT HI - AT


8

Tabelul 5 – Variaţia caracterului bazic al hidroxizilor şi caracterului acid al oxoacizilor elementelor la număr de oxidare maxim în funcţie de electronegativitatea elementelor:

Grupa

Perioada

Gr. 1 Gr. 2 Gr. 13 Gr. 14 Gr. 15 Gr. 16 Gr. 17

p. 2 LiOH BT

Be(OH)2 Amf.

H3BO3 A.f.s.

H2CO3 As

HNO3 AT

p.3 NaOH BT

Mg(OH)2 B.t.m.

Al(OH)3 Amf.

H2SiO3 A.f.s.

H3PO4 A.t.m.

H2SO4 AT

HClO4 A.f.T.

p.4 KOH BT

Ca(OH)2 BT

Ga(OH)3 Amf.

H2GeO3 A.f.s.

H3AsO4 As

H2SeO4 A.t.m.

p.5 RbOH BT

Sr(OH)2 BT

In(OH)3 Amf.

Sn(OH)4 Amf.

H[Sb(OH)6] Sb(OH)3?

H2TeO4 As

HIO4 A.t.m.

p.6 CsOH BT

Ba(OH)2 BT

Tl(OH)3 Amf.

Pb(OH)4 Amf.

HBiO3

Bi(OH)3 Bs

BT = bază tare; B.t.m. = bază de tărie medie; Bs = bază slabă; A.f.T. = acid foarte tare; AT = acid tare; A.t.m. = acid de tărie medie; As = acid slab; A.f.s = acid foarte slab; Amf = amfolit acido – bazic. Măsurarea pH-ului unei soluţii - se face cu:

hârtie indicator: o hârtie impregnată cu substanţe a căror culoare se modifică în funcţie de concentraţia

în ioni de H3O+ a mediului o este suficient să impregnăm hârtia indicator cu 1-2 picături din soluţia cu pH

necunoscut şi apoi să comparăm culoarea hârtiei cu scala de pH (cu care fiecare tip de hârtie indicator este prevăzută)

cu soluţii de indicatori acido – bazici de culoare:

o substanţe organice care pot exista în două forme, acid – bază conjugată, forme deosebite prin culoare (substanţele îşi schimbă culoarea în funcţie de pH-ul soluţiei).

HIn + H2O H3O+ + In - forma acidă forma bazică a indicatorului a indicatorului


9

o domeniul de pH în care are loc schimbarea culorii indicatorului se numeşte interval de viraj sau domeniu de viraj.

Tabelul 6 – Caracteristicile unor indicatori de pH Indicator Culoarea la început Culoarea la sfârşit Domeniu de viraj

Alabastru de timol roşu galben 1,2 – 4,8 Metiloranj roşu galben 3,1 – 4,4 Roşu de metil roşu galben 4,4 – 6,2 Albastru de bromtimol

galben albastru 6,0 – 7,6

Fenolftaleina incolor roşu carmin 8,2 – 10 Galben de alizarină galben violet 10,1 – 12,1

Fenolftaleina

Fenolftaleina este incoloră în intervalul de pH = 0 - 8,1 , roz - violet deschis în intervalul de pH = 8,2 - 10 şi violet în intervalul de pH = 10,1 - 14;

Metilorange

Indicatorul metilorange este roz - roşu în intervalul de pH = 0 - 3,1 , portocaliu în intervalul de pH = 3,1 - 4,4 et galben în intervalul de pH = 4,4 - 14;

pH-metrul:

o aparat format din două părţi: un electrod care se introduce direct în soluţia a cărui pH se va determina şi un voltmetru prevăzut cu un ecran cu scală gradată care indică direct unităţile de pH ale mediului în care se află electrodul.


10

PROPRIETĂŢI CHIMICE GENERALE ALE ACIZILOR ŞI BAZELOR

Principii generale de reacţie ale acizilor:

- Reacţia acizilor cu metalele depinde de natura şi concentraţia acidului şi de reactivitatea metalului (potenţialul standard de reducere, respectiv poziţia metalului în seria activităţii chimice).

- „Un acid tare scoate din sărurile sale un acid mai slab”. - „Un acid slab scoate din sărurile sale un acid mai tare decât el dacă reacţia devine totală

(se formează un gaz sau se formează un compus greu solubil în mediul de reacţie). - Prin condensarea intermoleculară a unor oxoacizi se pot forma heteropoliacizi.

ACID 1

BAZĂ

SARE 2 NEMETAL

METAL

OXID BAZIC

acid 2 + sare 1

sare + apă

sare + apă

sare + H2 cu metale active

sare + oxid de nemetal + apă cu metale puţin active

oxid de nemetal 1 + oxid de nemetal 2 + apă

ACID 2

heteropoliacid

REACŢII REDOX, în funcţie de natura acidului şi a partenerului reactant


11

Principii generale de reacţie ale bazelor:

- Reacţia bazelor cu metalele şi nemetalele depinde de natura şi concentraţia bazei (reacţionează mai ales bazele tari), de reactivitatea metalului (potenţialul standard de reducere, respectiv poziţia metalului în seria activităţii chimice), respectiv de reactivitatea nemetalului.

- „O bază tare scoate din sărurile sale o bază mai slabă”.

PARTEA EXPERIMENTALĂ

BAZĂ 1TARE

ACID

SARE 2

METAL

OXID ACID

bază 2 + sare 1 prin reacţii de

schimb

sare + apă prin reacţii de neutralizare sare + apă

prin reacţii de combinare

hidroxid + H2 cu metale amfotere, prin reacţii redox

hidroxocomplex + H2 cu metale amfotere şi baza tare în exces, prin reacţii redox

săruri + apă prin reacţii de dismutaţie

NEMETAL

Experienţa 1 – Determinarea pH-ului unor soluţii cu hârtia indicator şi soluţii de indicator: Mod de lucru: ⇒ În 6 eprubete E1 – E6 se măsoară câte 5 ml de apă distilată. Primele 2 eprubete, E1

şi E2, se păstrează ca martori, în următoarele 2 eprubete, E3 şi E4, se adaugă câte 1 ml soluţie HCl diluat, iar în ultimele 2 eprubete, E5 şi E6, se adaugă câte 1 ml soluţie NaOH diluat.

⇒ Pe o sticlă de ceas se pun 3 bucăţele de hârtie indicator. Pe fiecare dintre ele se aplică cu bagheta o picătură dintr-o singură soluţie din eprubetele E1, E3 şi E5. Se apreciază pH-ul soluţiilor prin compararea culorilor hârtiilor indicator cu scala de pH a acestora.

⇒ În eprubetele E1, E3 şi E5 se adaugă 1 – 2 picături de indicator fenolftaleină, iar în eprubetele E2, E4 şi E6 se adaugă 1 – 2 picături de indicator metiloranj. Se apre-ciază pH-ul soluţiilor prin compararea culorilor soluţiilor cu datele din tabelul 6.

Observaţii: Concluzii:


12

Experienţa 2 – Acţiunea acizilor asupra metalelor: Reacţii: HCl + Zn H2SO4 + Zn H3PO4 + Zn CH3COOH + Zn Mod de lucru: ⇒ În 4 eprubete E1 - E4 se introduce câte o granulă de zinc (se aleg granule de mărime

şi masă foarte apropiate, dacă se poate identice!). În fiecare eprubetă se adaugă câte 2 ml de soluţie de acid de concentraţie 1N astfel: E1 – HCl, E2 – H2SO4, E3 – H3PO4 şi E4 – CH3COOH.

Observaţii: o Scrieţi şi egalaţi ecuaţiile reacţiilor chimice o Ordonaţi aceşti acizi în sensul creşterii tăriei lor, motivând alegerea

făcută Concluzii:

Experienţa 3 – Acţiunea bazelor asupra metalelor: Reacţia: Zn + H2O + NaOH Mod de lucru:

o Într-o eprubetă se introduce o granulă de zinc şi se adaugă 3 ml de soluţie de NaOH de concentraţie 1N.

Observaţii: o Scrieţi şi egalaţi ecuaţia reacţiei chimice

Concluzii:

Experienţa 4 – Acţiunea acizilor asupra oxizilor bazici: Reacţii: CuO + HCl Cr2O3 + HCl Mod de lucru: ⇒ În 2 eprubete E1 şi E2 se măsoară câte 1 ml de HCl conc. şi o cantitate foarte mică

(câteva „fire”) de oxid metalic: în E1 – Cr2O3, în E2 – CuO. Se încălzesc eprubetele cu precauţie şi sub continuă agitare!

⇒ După răcirea eprubetelor, adăugaţi în fiecare câte 2 ml de apă distilată Observaţii: ⇒ Scrieţi şi egalaţi ecuaţiile reacţiilor chimice Concluzii:


13

Experienţa 5 – Acţiunea bazelor asupra oxizilor acizi: Reacţii: Ca(OH)2 + CO2 Mod de lucru: ⇒ Se măsoară într-o eprubetă 3 ml de soluţie de Ca(OH)2 diluat. Barbotaţi în această

soluţie CO2 (suflaţi cu grijă, printr-un pai, aerul expirat) Observaţii: ⇒ Scrieţi şi egalaţi ecuaţia reacţiei chimice Concluzii:

Experienţa 6 – Reacţia de neutralizare a unui acid tare cu o bază tare: Reacţia: NaOH + HCl Mod de lucru: ⇒ Într-un flacon Erlenmeyer se măsoară cu biureta 5 ml soluţie de HCl de concentraţie

necunoscută, apoi se măsoară cu biureta 20 ml apă distilată. Se agită flaconul Erlenmeyer pentru uniformizarea concentraţiei soluţiei, apoi se adaugă 2-3 picături de fenolftaleină.

⇒ Soluţia de HCl se titrează cu o soluţie de NaOH de concentraţie 1M până când soluţia din flaconul Erlenmeyer se colorează în roz slab, dar persistent. Soluţia de NaOH din biuretă se adaugă în flaconul de titrare picătură cu picătură, sub continuă agitare, având grijă ca fiecare picătură de soluţie de NaOH să reacţioneze cu soluţia de HCl!

⇒ Notaţi volumul soluţiei de NaOH folosit la titrare. ⇒ Observaţii: ⇒ Scrieţi şi comentaţi reacţia de neutralizare ⇒ Calculaţi concentraţia soluţiei de HCl titrate Concluzii:


14

Experienţa 7 – Acţiunea bazelor asupra sărurilor: Reacţii:

NaOH+ CuSO4 NaOH+ NiSO4 NaOH+ FeSO4 NaOH+ MnSO4 NaOH+ CrCl3 NaOH+ ZnSO4 NaOH+ AlCl3

Mod de lucru: ⇒ În 7 eprubete E1 – E7 se măsoară câte 1 ml soluţie de sare după cum urmează: E1 –

CuSO4, E2 – NiSO4, E3 – FeSO4, E4 – MnSO4, E5 – CrCl3, E6 – ZnSO4, E7 – AlCl3. În fiecare eprubetă se adaugă cu o pipetă Pasteur 5-6 picături de soluţie de NaOH de concentraţie 1%. Se agită eprubetele şi se notează observaţiile

⇒ În fiecare eprubetă se mai adaugă câte 2 ml soluţie NaOH 1% şi se notează din nou observaţiile

⇒ Se păstrează toate eprubetele în stativ şi se urmăreşte în timp (aproximativ 30 minute) modificarea culorilor precipitatelor sub acţiunea oxigenului atmosferic.

Observaţii: ⇒ Scrieţi şi egalaţi ecuaţiile reacţiilor chimice, conform observaţiilor din fiecare

etapă de lucru Concluzii:


15

Experienţa 8 – Acţiunea acizilor asupra sărurilor: Reacţii: H2SO4 + Na2CO3 H2SO4 + BaCl2 H2SO4 + Na2S H2SO4 + CH3COONa Mod de lucru: ⇒ În 4 eprubete E1 – E4 se măsoară câte 1 ml soluţie de H2SO4 diluat ţi câte 2 ml

soluţie de sare, după cum urmează: E1 – Na2CO3, E2 – BaCl2, E3 – Na2S, E4 – CH3COONa.

Observaţii: ⇒ Urmăriţi degajare de gaz, formare de compus greu solubil în apă, modificare de

culoare, de miros, etc. ⇒ Scrieţi şi egalaţi ecuaţiile reacţiilor chimice Concluzii:

Experienţa 9 – Echilibrul în soluţii de baze slabe: Reacţii: E1: CH3COOH + H2O

⎯⎯←⎯→⎯

2

1 CH3COO - + H3O+

E2 : CH3COONa ⎯⎯←⎯→⎯

2

1 CH3COO - + Na+

E3 : NH4OH ⎯⎯←⎯→⎯

2

1 NH4+ + OH -

E4 : NH4Cl ⎯⎯←⎯→⎯

2

1 NH4+ + Cl -

Mod de lucru: ⇒ În 2 eprubete E1 şi E2 se măsoară câte 4 ml soluţie CH3COOH diluat şi 2 picături de

metiloranj. O eprubetă se păstrează ca martor de culoare. În cealaltă eprubetă se adaugă un vârf de spatulă de cristale de CH3COONa şi se încălzeşte. Comparaţi culoarea soluţiei obţinute cu cea din eprubeta martor.

⇒ În 2 eprubete se măsoară câte 4 ml soluţie de NH4OH diluat şi 2 picături de fenolftaleină. O eprubetă se păstrează ca martor de culoare. În cealaltă eprubetă se adaugă un vârf de spatulă de cristale de NH4Cl şi se incălzeşte. Comparaţi culoarea soluţiei obţinute cu cea din eprubeta martor.

Observaţii: ⇒ Comentarea observaţiilor se face pe seama deplasării echilibrelor de

ionizare a acidului slab, respectiv a bazei slabe, la adăugarea în sistem a unei substanţe care prin disociere formează în soluţie un ion comun cu acidul sau baza slabă (vezi constantele de echilibru ale proceselor de ionizare a CH3COOH - Ka, respectiv NH4OH – Kb)

Concluzii:

Documents

baze si acizi