'Documents.tips Acizi Si Baze.pdf'

8/18/2019 'Documents.tips Acizi Si Baze.pdf'

1/15

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

1

CIZI I B ZE

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 ioninegativi (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 topitur ă eliberează ioni de hidroxil şi cationi:BOH B+ + OH –

Conform acestei teorii, între acizi şi baze nu există nici o relaţie funcţională. Numai reacţia ionilorde 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 – H 2 O , HCl, H2SO4, H3PO4, CH3COOH,H3O

+, NH4+, HSO 4 -, HPO 4 2 - etc.

BAZĂ – substanţă (moleculă sau ioni), care în interacţiunea cu un acid (adesea o moleculă deapă) acceptă ioni de hidrogen (protoni) – acceptor de protoni – H 2 O , NH3, OH -, SO42-, H 2 PO 4 -, 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, sunto pereche de acid – bază conjugată. Funcţia de acid, respectiv de bază a speciilor chimice estedependentă de sarcina acestora.

H2O + HCl → H3O

+

+ Cl

–

B1 A2 A1 B2 B1, A1 – baza şi acidul său conjugatB2, 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 numescprotolitice.

ELECTROLIT – substanţă care disociază în ioni în soluţie sau topitur ă, realizând prin aceştiioni mobili transportul de sarcini electrice. Conductibilitatea electrică a soluţiilor de electroliţi estecondiţionată 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 –


2/15


2

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

CH3COOH + H2O CH3COO - + H3O

+ Prin analogie cu acizii tari, bazele tari (BT) sunt electroliţi tari, complet disociaţi în

topitur ă 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 maislab, 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, cuformarea 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 LewisLewis Lewis Acid Bronsted

O reacţie acido – bazică duce la formarea unui aduct Lewis:

BF3 + :NH3 F3B

(-)

NH3(+)

Acid Bază Aduct LewisLewis 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+

H3 N Cu NH3

NH3H3 N

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 + Cu

0


3/15


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 elementuluielectronegativ: HCl, H2S, etc.⇒

OXOACIZI, HnEOm+n – conţin atomii de hidrogen ionizabili legaţi de atomul central prinintermediul 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 – azotatde 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 = N

N I ≤ 1

Legea diluţiei (Ostwald)

•

disociaţia unui electrolit slab de tipul MA:


4/15


4

MA M n+ + A n- [MA]

][A][MK

nn

e

⋅

=

•

concentraţia iniţială a electrolitului slab este c •

la echilibru [M n+] = [A n-] = α · c şi [MA] = (1-α) · c•

constanta de disociere, K d:

)1( cc)1( c[MA] ][A][MK 222nn

dα

αα

α

⋅=

/

⋅==

/

• c = 1/V (diluţia)•

pentru electroliţi slabi, α este foarte mic 1- α ≈ 1 K d = α2 · c

VK c

K d

d⋅α

•

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

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

Pdis % = α·100Clasificarea 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, K a (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:

K c =]][[

]][[

2

3

O H HA

AO H −+

[HA]

][A][H][K 32a

−+ ⋅=⋅=

OO H K c

Constanta de bazicitate, K b(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:

K b =]][[

]][[

2O H B

OH BH −+

[B]

][HO][BH][K 2 b

−+ ⋅=⋅= O H K

c

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

constantei de aciditate K a:pK a = - lgK a

Exponentul de bazicitate, pK b – logaritmul zecimal cu semn minus al valorii numerice aconstantei de bazicitate K b:

pK b = - lgK b


5/15


5

Echilibrul de autoprotoliza apei:2 H2O H3O

+ + HO-

•

constanta de autoprotoliză

22

cO][H

][HO][HK

−+ ⋅=

• produsul ionic al apei (la 25 oC)

K c · [H2O]2 = [H+] · [HO-] = K w = 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: K a · K b = K w şi pK a + pK b = 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 consider ă soluţii cu pH = 7:

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

NEUTR Ă

•

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 (par ţial disociaţi) se utilizează constantele de ionizare pentru

calcularea pH-ului:

cK 4

K

2

K ]OH[ a

2aa

3 ⋅++−=+

cK 4

K

2

K ]OH[ b

2 b b ⋅++−=−

pentru acizi slabi (cu K a < 10-5), cK ]OH[ a3 ⋅

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

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


6/15


6

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

Tăria aciduluisau a bazei

K a, respectiv K b(mol/l)

pK a, respectiv pK b Valori ale pK a pentruunii 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 şiconstantele de bazicitate, exponenţii de bazicitate ale bazelor lor conjugate, măsurate în soluţiila 25ºC

K a (mol/l) pKa Formula şidenumireaacidului

Formula şi denumireabazei conjugate

pK b K b (mol/l)

1,0·10 11 -11 HI - acidiodhidric

I – ion iodură 25 1,0·10 -25

1,0·10 10 -10 HClO4 –acidpercloric

ClO4- - ion perclorat 24 1,0·10 -24

1,0·10 9 -9 HBr – acidbromhidric

Br - - ion bromură 23 1,0·10 -23

1,0·10 7 -7 HCl – acidclorhidric

Cl - - ion clorură 21 1,0·10 -21

1,0·10 3 -3 H2SO4 - acidsulfuric

HSO4 — - ion hidrogeno -

sulfat (sulfat acid)17 1,0·10 -17

2,1·10 1 1,32 HNO3 – acidazotic

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)]+

ionCO(NH2)2 - uree 13,82 1,5·10

-14

1,5·10 -2 1,81 H2SO3 – acidsulfuros

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

fosforicH2PO4

- - 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 - acidazotos

NO2- - ion azotit 10,65 2,2·10 -11

1,8·10 -4 3,75 HCOOH - acidformic

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 – acidacetic

CH3COO - - ion acetat 9,25 5,6·10 -10


7/15


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 – acidcarbonic

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

amoniuNH3

- amoniac 4,75 1,8·10 -5

4,0·10 -10 9,40 HCN – acidcianhidric

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]

+ - ionpentaaquahidroxozinc (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 HPO4

2- PO43- - 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 descriere 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 aleconstantelor de aciditate, K a şi exponenţilor de aciditate, pK a, conform datelor din tabelul 3.

Tabelul 3 - Tăria oxoacizilor simpli, EOm(OH)n după PaulingAcizi foarte slabi Acizi de tărie medie Acizi tari Acizi foarte tarim = 0 m = 1 m = 2 m = 3

K a = 10 -7 K a = 10

-2 K a = 103 K a = 10

8

pK a = 7 pK a = 2 pK a = -3 pK a = -8

Între electronegativitatea elementelor şi caracterul acido – bazic al compuşilor lor există odependenţă redată în tabelele 4 şi 5.

Tabelul 4 - Variaţia caracterului acid al hidracizilor EHn în funcţie de electronegativitateaelementului E:

creşteaciditateacompuşilorcu scăderea

electronegati –vităţiiE

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 – ATHBr - ATHI - AT


8/15


8

Tabelul 5 – Variaţia caracterului bazic al hidroxizilor şi caracterului acid al oxoacizilorelementelor 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 LiOHBT Be(OH)2

Amf . H3BO3 A.f.s.

H 2CO3 As HNO

3 ATp.3 NaOH

BTMg(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.

H 3 AsO4

As H2SeO4 A.t.m.

p.5 RbOHBT

Sr(OH)2 BT

In(OH)3

Amf.

Sn(OH)4

Amf.

H[Sb(OH)6]

Sb(OH)3?

H 2TeO4

As HIO4 A.t.m.

p.6 CsOHBT

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 = amfolitacido – bazic.

Măsurarea pH-ului unei soluţii - se face cu:hârtie indicator:

o hârtie impregnată cu substanţe a căror culoare se modifică în funcţie de concentraţiaîn ioni de H3O

+ a mediuluio

este suficient să impregnăm hârtia indicator cu 1-2 picături din soluţia cu pHnecunoscut şi apoi să compar ăm 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


9/15


9

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

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

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

Albastru debromtimol

galben albastru 6,0 – 7,6

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

Fenolftaleina

Fenolftaleina este incolor ă 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 păr ţi: 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.


10/15


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 activităţiichimice).-

„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 reac ţ ia devine total ă

(se formează un gaz sau se formează un compus greu solubil în mediul de reacţie).-

Prin condensarea intermolecular ă a unor oxoacizi se pot forma heteropoliacizi.

ACID 1

BAZĂ

SARE 2

NEMETAL

METAL

OXIDBAZIC

acid 2 + sare 1

sare + apă

sare + apă

sare + H2

cu metale active

sare + oxid denemetal + apă cu metale pu ţ inactive

oxid de nemetal 1 + oxidde nemetal 2 + apă

ACID 2

heteropoliacid

REAC Ţ II REDOX, în func ţ ie de

natura acidului şi a parteneruluireactant


11/15


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 dereducere, respectiv poziţia metalului în seria activităţii chimice), respectiv de reactivitateanemetalului.

-

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

PARTEA EXPERIMENTALĂ

BAZĂ 1

ACID

SARE 2

METAL

OXIDACID

bază 2 + sare 1 prin reac ţ ii de

schimb

sare + apă prin reac ţ ii de

neutralizaresare + apă prin reac ţ ii

de combinare

hidroxid + H2 cu metale amfotere,

prin reac ţ ii redox

hidroxocomplex + H2

cu metale amfotere şibaza tare în exces, prin

reac ţ ii redox

săruri + apă prin reac ţ ii de dismuta ţ ie

NEMETAL

Experienţa 1 – Determinarea pH-ului unor soluţii cu hârtia indicator şisoluţii de indicator:Mod de lucru:

⇒ În 6 eprubete E1 – E6 se măsoar ă câte 5 ml de apă distilată. Primele 2 eprubete, E1şi E2, se păstrează ca martori, în următoarele 2 eprubete, E3 şi E4, se adaugă câte 1ml soluţie HCl diluat, iar în ultimele 2 eprubete, E5 şi E6, se adaugă câte 1 mlsoluţie NaOH diluat.

⇒

Pe o sticlă de ceas se pun 3 bucăţele de hârtie indicator. Pe fiecare dintre ele se

aplică cu bagheta o picătur ă dintr-o singur ă soluţie din eprubetele E1, E3 şi E5. Seapreciază 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 îneprubetele 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:


12/15


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 mărimeşi masă foarte apropiate, dacă se poate identice!). În fiecare eprubetă se adaugă câte2 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 chimiceo

Ordonaţi aceşti acizi în sensul creşterii tăriei lor, motivând alegereaf ăcută

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

Cr 2O3 + HCl

Mod de lucru:

⇒

În 2 eprubete E1 şi E2 se măsoar ă câte 1 ml de HCl conc. şi o cantitate foarte mică (câteva „fire”) de oxid metalic: în E

1 – Cr

2O

3, în E

2 – CuO. Se înc

ălzesc eprubetele

cu precauţie şi sub continuă agitare!⇒

După r ăcirea eprubetelor, adăugaţi în fiecare câte 2 ml de apă distilată Observaţii:

⇒

Scrieţi şi egalaţi ecuaţiile reacţiilor chimiceConcluzii:


13/15


13

Experienţa 5 – Acţiunea bazelor asupra oxizilor acizi:Reacţii:

Ca(OH)2 + CO2 Mod de lucru:⇒

Se măsoar ă 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 chimiceConcluzii:

Experienţa 6 – Reacţia de neutralizare a unui acid tare cu o bază tare:Reacţia:

NaOH + HCl

Mod de lucru:

⇒

Într-un flacon Erlenmeyer se măsoar ă cu biureta 5 ml soluţie de HCl de concentraţienecunoscută, apoi se măsoar ă cu biureta 20 ml apă distilată. Se agită flaconulErlenmeyer pentru uniformizarea concentraţiei soluţiei, apoi se adaugă 2-3 picăturide fenolftaleină.

⇒

Soluţia de HCl se titrează cu o soluţie de NaOH de concentraţie 1M până cândsoluţia din flaconul Erlenmeyer se colorează în roz slab, dar persistent. Soluţia deNaOH din biuretă se adaugă în flaconul de titrare picătură cu picătură,sub continuă agitare, având grijă ca fiecare picătură de soluţie de NaOHsă 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 titrateConcluzii:


14/15


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 măsoar ă 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 deconcentraţie 1%. Se agită eprubetele şi se notează observaţiile

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

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

Observaţii:

⇒

Scrieţi şi egalaţi ecuaţiile reacţiilor chimice, conform observaţiilor din fiecareetapă de lucru

Concluzii:


15/15


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 măsoar ă câte 1 ml soluţie de H2SO4 diluat ţi câte 2 mlsoluţie 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 deculoare, de miros, etc.

⇒ Scrieţi şi egalaţi ecuaţiile reacţiilor chimiceConcluzii:

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 măsoar ă câte 4 ml soluţie CH3COOH diluat şi 2 picături demetiloranj. O eprubetă se păstrează ca martor de culoare. În cealaltă eprubetă seadaugă un vârf de spatulă de cristale de CH3COONa şi se încălzeşte. Compara iculoarea soluţiei obţinute cu cea din eprubeta martor.

⇒ În 2 eprubete se măsoar ă câte 4 ml soluţie de NH4OH diluat şi 2 picături defenolftaleină. O eprubetă se păstrează ca martor de culoare. În cealaltă eprubetă seadaugă un vârf de spatulă de cristale de NH4Cl şi se incălzeşte. Compara iculoarea soluţiei obţinute cu cea din eprubeta martor.

Observaţii:

⇒

Comentarea observaţiilor se face pe seama deplasării echilibrelor deionizare a acidului slab, respectiv a bazei slabe, la adăugarea în sistem aunei substanţe care prin disociere formează în soluţie un ion comun cuacidul sau baza slabă (vezi constantele de echilibru ale proceselor deionizare a CH3COOH - Ka, respectiv NH4OH – Kb)

Concluzii:

'Documents.tips Acizi Si Baze.pdf'

Documents

Transcript of 'Documents.tips Acizi Si Baze.pdf'