ACIZI ŞI BAZE
LP 9 – LP 10: 28.11. – 9.12.2005
TEORII ÎN DEFINIREA ACIZILOR ŞI BAZELOR 1. TEORIA CLASICĂ A DISOCIAŢIEI ELECTROLITICE ELECTROLITICE – TEORIA ARRHENIUS OSTWALD:
ACID – compus chimic care în solu ţie 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 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 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) O, HCl, H2SO4, H3PO4, CH3COOH, cedează ioni de hidrogen (protoni) – donor de protoni – H 2 O H3O+, NH4+, HSO 4 4 -, HPO 4 4 2 - etc. BAZĂ BAZĂ – substan ţă (moleculă sau ioni), care în interacţiunea cu un acid (adesea o moleculă de apă) acceptă ioni de hidrogen (protoni) – acceptor de protoni – H 2 O , NH3, OH -, SO42-, H 2 PO 4 4- , CH3COO -, [Fe(OH)(H 2O)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 pu ţin (şi invers), un acid şi o bază, care în acest fel se află într-o relaţie funcţională, sunt bază conjugată conjugată. Funcţia de acid, respectiv de bază a speciilor chimice este o pereche de acid – bază dependentă de sarcina acestora. H2O + HCl → H3O+ + Cl – B1 A2 A1 B2 B1, A1 – baza baza şi acidul său conjugat B2, A2 - baza şi acidul său conjugat. SUBSTANŢ 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. protoliţi. Reacţiile cu schimb de protoni se numesc Acizii, bazele şi amfoliţii se numesc protoliţ protolitice. ELECTROLIT – substanţă care disociază în ioni în soluţie sau topitur ă, 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 SOLUŢ SOLUŢII DE ACIZI ŞI BAZE: soluţie apoasă apoasă (reacţia de Echilibrul reacţiei de ionizare a unui acid tare (A T) în soluţ disociere a HCl) este practic complet deplasat spre dreapta: H2O + HCl → H3O+ + Cl – 1
ACIZI ŞI BAZE
LP 9 – LP 10: 28.11. – 9.12.2005 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 (B T) 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 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 H2 O
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 – BF 3, 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 – H 2O, 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 H F H F (+δ) (−δ) + H N B F H N B F H F H F 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 H3 N
Cu
NH3 2+ NH3
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
2
ACIZI ŞI BAZE
LP 9 – LP 10: 28.11. – 9.12.2005
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: H 2SO5 (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)NO 3 – 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), – raportul dintre numărul de molecule de acid (respectiv de bază) disociate (NI) şi numărul total de molecule (N) din soluţie: N I α= ≤1 N Legea diluţiei (Ostwald) • disociaţia unui electrolit slab de tipul MA:
3
ACIZI ŞI BAZE
LP 9 – LP 10: 28.11. – 9.12.2005 MA
• • •
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:
K d • •
[M n ] [A n ] α2 c2 [MA] (1 α) c
c = 1/V (diluţia) pentru electroliţi slabi, α este foarte mic 1-
K d c
α •
K e
M n+ + A n-
[M n ] [A n ] [MA]
α2
c (1 α)
1 K d =
2
·c
K d V
gradul de ionizare al electroliţilor slabi variază invers proporţional cu concentraţia 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·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, 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:
[ H 3 O + ][ A − ] K c = [ HA][ H 2 O]
K a = K c
[H 3 O + ] ⋅ [A − ] ⋅ [ H 2 O] = [HA]
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:
[ BH + ][OH − ] K b = [ B][ H 2 O]
K b = K c
[BH + ] ⋅ [HO − ] ⋅ [ H 2 O] = [B]
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 a constantei de bazicitate K b: pK b = - lgK b
4
ACIZI ŞI BAZE
LP 9 – LP 10: 28.11. – 9.12.2005
Echilibrul de autoprotoliza apei: •
H3O+ + HO-
2 H2O
constanta de autoprotoliză
[H + ] ⋅ [HO − ] K c = [H 2 O]2
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 [H 3O+] • Exponent de hidroxil – antilogaritmul concentraţiei ionilor de hidroxil pOH = -log [HO-] •
14
10 = 10-7 ioni-g/l [H3O+] = [HO-] = K w 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 -7 • soluţiile foarte diluate de acid sau bază (< 10 ioni-g/l) se consider ă soluţii cu pH = 7: •
În apa pură
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 -1 -2 -3 -4 -5 -6 -7 -8 -9 -10 -11 -12 -13 C acid 1 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 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 NEUTR Ă
SOLUŢIE BAZICĂ
pentru acizi tari – total disociaţi: pH = -log[H+] = -log Cacid • pentru baze tari – total disociate: pOH = -log[OH-] = - log C bază; pH = 14 + log[H+] = 14 + log C bază • pentru acizi (baze) slabi (par ţial disociaţi) se utilizează constantele de ionizare pentru calcularea pH-ului: K a K a2 + [H 3 O ] = − + + K a ⋅ c 2 4 •
K b K b2 + + K b ⋅ c [OH ] = − 2 4 −
pentru acizi slabi (cu K a < 10-5),
[H 3O ]
pentru baze slabe (cu K b < 10-5),
[ HO ]
K a c K b c
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).
5
ACIZI ŞI BAZE
LP 9 – LP 10: 28.11. – 9.12.2005 Tabelul 1 - Clasificarea acizilor şi bazelor după tăria lor, exprimată de constanta de aciditate (bazicitate) şi exponentul de aciditate (bazicitate) Tăria acidului K a, respectiv K b sau a bazei (mol/l) Foarte tare >1 Tare 1 - 1·10 - 4,5 Tărie medie 1·10 - 4,5 - 1·10 - 9,5 Slab 1·10 - 9,5 - 1·10 - 14
pK a, respectiv pK b <0 0 – 4,5 4,5 – 9,5 9,5 – 14
Valori ale pK a pentru unii acizi acid iodhidric (- 11) acid fluorhidric (3,14) acid acetic (4,75) 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 K a (mol/l) pKa 1,0·10 11
-11
1,0·10 10
-10
1,0·10 9
-9
1,0·10 7
-7
1,0·10 3
-3
2,1·10 1
1,32
1,0·10 0
0
6,6·10 -1
0,18
1,5·10 -2
1,81
1,2·10 -2 7,5·10 -3
1,92 2,12
6,0·10 -3
2,22
7,2·10 -4
3,14
4,5·10 -4
3,35
1,8·10 -4
3,75
2,6·10 -5
4,58
1,8·10 -5
4,75
Formula şi denumirea acidului HI - acid iodhidric HClO4 –acid percloric HBr – acid bromhidric HCl – acid clorhidric H2SO4 - acid sulfuric HNO3 – acid azotic H3O+ - ion hidroniu [(NH2)CO(NH3)]+ ion H2SO3 – acid sulfuros HSO4H3PO4 – acid fosforic [Fe(H2O)6]3+ - ion hexaaquafier (III) HF – acid fluorhidric HNO2 - acid azotos HCOOH - acid formic C6H5NH3+ - ion
Formula şi denumirea bazei conjugate
pK b
K b (mol/l)
I – ion iodură
25
1,0·10 -25
ClO4- - ion perclorat
24
1,0·10 -24
Br - - ion bromură
23
1,0·10 -23
Cl - - ion clorură
21
1,0·10 -21
HSO4 — - ion hidrogeno sulfat (sulfat acid) NO3- - ion azotat
17
1,0·10 -17
15,32
4,8·10 -16
H2O – apa
14
1,0·10 -14
CO(NH2)2 - uree
13,82
1,5·10 -14
HSO3- - ion hidrogeno – sulfit (sulfit acid) SO42- - ion sulfat H2PO4- - ion dihidrogeno fosfat (fosfat diacid) [Fe(OH)(H2O)5]2+ ion pentaaquahidroxofier (III)
12,19
6,5·10 -13
12,08 11,88
8,3·10 -13 1,3·10 -12
11,78
1,7·10 -12
F - - ion fluorură
10,86
1,4·10 -11
NO2- - ion azotit
10,65
2,2·10 -11
HCOO - - ion formiat
10,25
5,6·10 -11
C6H5NH2 - anilină
9,42
3,8·10 -10
9,25
5,6·10 -10
CH3COOH – acid CH3COO - - ion acetat acetic 6
ACIZI ŞI BAZE 1,4·10 -5
4,85
3,0·10 -7
6,52
1,2·10 -7
6,92
9,1·10 -8 6,2·10 -8
7,04 7,20
5,6·10 -10
9,25
4,0·10 -10
9,40
2,5·10 -10
9,60
1,3·10 -10 4,0·10 -11 4,4·10 -13 1,0·10 -13 1,0·10 -14 1,0·10 -23 1,0·10 -24
9,89 10,40 12,36 13,00 14 23 24
[Al(H2O)6]3+ - ion hexaaquacrom(II I) H2CO3 – acid carbonic H2S – acid sulfhidric HSO3H2PO4NH4+ - ion amoniu HCN – acid cianhidric [Zn(H 2O)6]2+ - ion hexaaquazinc (II) C6H5OH - fenol HCO 3HPO42HS H 2O NH3 HO -
LP 9 – LP 10: 28.11. – 9.12.2005 [Al(OH)(H2O)5]2+ ion 9,15 7,1·10 -10 pentaaquahidroxoaluminiu (III) HCO3- - ion hidrogeno 7,48 3,3·10 -8 carbonat (bicarbonat, carbonat acid) HS - - ion hidrogeno 7,08 8,3·10 -8 sulfură (sulfură acidă) SO32- - ion sulfit 6,96 1,1·10 -7 HPO42- - ion mono 6,80 1,6·10 -7 hidrogenofosfat (fosfatmonoacid) NH3 - amoniac 4,75 1,8·10 -5 CN - - ion cianură
4,60
2,5·10 -5
[Zn(OH)(H2O)5]+ - ion pentaaquahidroxozinc (II) C6H5O - - ion fenoxid CO32- - ion carbonat PO43- - ion fosfat S2- - ion sulfură HO - - ion hidroxid NH2- ion amidură O2- - ion oxid
4,40
4,0·10 -5
4,11 3,60 1,64 1,00 0 -9 -10
7,8·10 -5 2,5·10 -4 2,3·10 -2 1,0·10 -1 1,0·10 0 1,0·10 9 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, K a şi exponenţilor de aciditate, pK a, conform datelor din tabelul 3. Tabelul 3 - Tăria oxoacizilor simpli, EO m(OH)n după Pauling Acizi foarte slabi Acizi de tărie medie Acizi tari Acizi foarte tari m=0 m=1 m=2 m=3 -7 -2 3 K a = 10 K a = 10 K a = 10 K a = 108 pK a = 7 pK a = 2 pK a = -3 pK a = -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 EH n în funcţie de electronegativitatea elementului E: creşte Gr. IV A (14) Gr. V A (15) Gr. VI A (16) Gr. VII A (17) aciditatea H2O – Amf. HF – A. t. m. CH4 - inert NH3 - Bs compuşilor H2S – As HCl – AT cu scăderea HBr - AT electronegati –vităţii HI - AT E creşte caracterul acid al compuşilor cu creşterea electronegativităţii E
7
ACIZI ŞI BAZE
LP 9 – LP 10: 28.11. – 9.12.2005
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 p. 2 p.3 p.4 p.5
p.6
Gr. 1
Gr. 2
Gr. 13
Gr. 14
Gr. 15
LiOH BT NaOH BT KOH BT RbOH BT
Be(OH)2 Amf .
H3BO3 A.f.s.
H 2CO3 As
HNO3 AT H3PO4 A.t.m.
CsOH BT
Gr. 16
H2SO4 Mg(OH) 2 Al(OH)3 H2SiO3 AT Amf. B.t.m. A.f.s. Ca(OH)2 Ga(OH)3 H2GeO3 H 3 AsO4 H2SeO4 BT A.f.s. Amf. As A.t.m. Sr(OH)2 In(OH)3 Sn(OH)4 H[Sb(OH)6] H 2TeO4 BT Amf. Amf. As Ba(OH)2 BT
Tl(OH)3 Amf.
Pb(OH)4 Amf.
Gr. 17
HClO4 A.f.T. HIO4 A.t.m.
Sb(OH)3? 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: hârtie impregnată cu substanţe a căror culoare se modifică în funcţie de concentraţia o 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 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 : substanţe organice care pot exista în două forme, acid – bază conjugată, forme o 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 8
ACIZI ŞI BAZE
LP 9 – LP 10: 28.11. – 9.12.2005 domeniul de pH în care are loc schimbarea culorii indicatorului se numeşte interval o 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 galben albastru 6,0 – 7,6 bromtimol Fenolftaleina incolor roşu carmin 8,2 – 10 Galben 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.
9
ACIZI ŞI BAZE
LP 9 – LP 10: 28.11. – 9.12.2005 PROPRIETĂŢI CHIMICE GENERALE ALE ACIZILOR ŞI BAZELOR
oxid de nemetal 1 + oxid de nemetal 2 + apă
heteropoliacid REAC Ţ II REDOX, în func ţ ie de natura acidului şi a partenerului reactant
ACID 2 NEMETAL
SARE 2
acid 2 + sare 1
BAZĂ
sare + apă
ACID 1 METAL
sare + H2 cu metale active
sare + oxid de nemetal + apă
OXID BAZIC
sare + apă
cu metale pu ţ in active
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 s ărurile 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.
10
ACIZI ŞI BAZE
LP 9 – LP 10: 28.11. – 9.12.2005 săruri + apă prin reac ţ ii de dismuta ţ ie
bază 2 + sare 1 prin reac ţ ii de schimb
METAL NEMETAL SARE 2
BAZĂ 1 hidroxid + H2
ACID
cu metale amfotere, prin reac ţ ii redox
OXID ACID sare + apă
hidroxocomplex + H2 cu metale amfotere şi baza tare în exces, prin reac ţ ii redox
sare + apă
prin reac ţ ii de neutralizare
prin reac ţ ii de combinare
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
Experienţa 1 – Determinarea pH-ului unor soluţii cu hârtia indicator şi soluţii de indicator: Mod de lucru:
În 6 eprubete E1 – E6 se măsoar ă 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 picătur ă dintr-o singur ă soluţie din eprubetele E1, E 3 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, E 4 şi E 6 se adaugă 1 – 2 picături de indicator metiloranj. Se apreciază pH-ul soluţiilor prin compararea culorilor soluţiilor cu datele din tabelul 6. ⇒
Observaţii: Concluzii:
11
ACIZI ŞI BAZE
LP 9 – LP 10: 28.11. – 9.12.2005
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: Scrieţi şi egalaţi ecuaţiile reacţiilor chimice o Ordonaţi aceşti acizi în sensul creşterii tăriei lor, motivând alegerea o f ăcută Concluzii: ⇒
Experienţa 3 – Acţiunea bazelor asupra metalelor: Reacţia: Zn + H2O + NaOH
Mod de lucru:
Într-o eprubetă se introduce o granulă de zinc şi se adaugă 3 ml de soluţie de NaOH de concentra ţie 1N. Observaţii: Scrieţi şi egalaţi ecuaţia reacţiei chimice o o
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 E1 – Cr 2O3, în E2 – CuO. Se încălzesc 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 chimice
Concluzii:
12
ACIZI ŞI BAZE
LP 9 – LP 10: 28.11. – 9.12.2005
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 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 măsoar ă cu biureta 5 ml soluţie de HCl de concentraţie necunoscută, apoi se măsoar ă 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: ⇒ ⇒
13
ACIZI ŞI BAZE
LP 9 – LP 10: 28.11. – 9.12.2005
Experienţa 7 – Acţiunea bazelor asupra sărurilor: Reacţii: NaOH+ CuSO4 NaOH+ NiSO4 NaOH+ FeSO4 NaOH+ MnSO4 NaOH+ CrCl 3 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 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:
14
ACIZI ŞI BAZE
LP 9 – LP 10: 28.11. – 9.12.2005
Experienţa 8 – Acţiunea acizilor asupra s ărurilor: 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 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:
1 ⎯ → CH3COO - + H3O+ CH3COOH + H2O ⎯
← ⎯2⎯
E2 :
1
⎯ → CH3COO - + Na+ CH3COONa ⎯ ← ⎯2⎯
E3 :
1
⎯ → NH4+ + OH NH4OH ⎯
-
← ⎯2⎯
E4 :
1 ⎯ → NH4+ + Cl NH4Cl ⎯
-
← ⎯2⎯
Mod de lucru:
În 2 eprubete E1 şi E2 se măsoar ă 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. Compara i culoarea soluţiei obţinute cu cea din eprubeta martor. ⇒ În 2 eprubete se măsoar ă 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. Compara i culoarea soluţiei obţinute cu cea din eprubeta martor. Observaţii: ⇒ Comentarea observaţiilor se face pe seama deplas ării echilibrelor de ionizare a acidului slab, respectiv a bazei slabe, la ad ăugarea în sistem a unei substanţe care prin disociere formează în soluţie un ion comun cu acidul sau baza slab ă (vezi constantele de echilibru ale proceselor de ionizare a CH3COOH - Ka, respectiv NH4OH – Kb) Concluzii: ⇒
15
