Home - qdidactic.com
Didactica si proiecte didacticeBani si dezvoltarea cariereiStiinta  si proiecte tehniceIstorie si biografiiSanatate si medicinaDezvoltare personala
referate didacticaScoala trebuie adaptata la copii ... nu copiii la scoala





Biologie Botanica Chimie Didactica Fizica Geografie
Gradinita Literatura Matematica


Chimie


Qdidactic » didactica & scoala » chimie
Echilibre cu transfer de protoni - teoria disociatiei electrolitice, teoria transferului de protoni



Echilibre cu transfer de protoni - teoria disociatiei electrolitice, teoria transferului de protoni




Se confunda de fapt in echilibrele de neutralizare, echilibre care au loc intre acizi si baze.


1. TEORII ASUPRA ACIZILOR SI BAZELOR


O prima teorie este teoria disociatiei electrolitice elaborata in 1887 de Svante Arrhenius.

Conform acestei teorii:

- un acid este orice substanta care, prin dizolvare in apa, disociaza, eliberand ioni de hidrogen (H+):


HA ↔ H+ + A-;


- o baza este orice substanta care, prin dizolvare in apa, disociaza, eliberand ioni oxidril (HO-):




BOH ↔ B+ + HO-.


Aceasta definitie a acizilor si bazelor a fost multa vreme unanim acceptata. In timp s-a dovedit ca teoria este limitata:

- ea nu prevede posibilitatea existentei acizilor si bazelor in afara solutiilor apoase;

- conform acestei teorii aminele organice nu pot fi considerate baze, pentru ca, neavand grupari oxidril nu le pot elibera la dizolvarea lor in apa.

Pentru a corecta teoria lui Svante Arrhenius in 1923 este elaborata teoria transferului de protoni propusa simultan de J. N. Brönsted si T. M. Lowry. Conform acestei teorii:

- se numeste acid orice substanta care are tendinta de a pierde un proton;

- se numeste baza orice substanta care are tendinta de a aditiona un proton.

Dar, prin pierderea unui proton acidul (A1) se transforma in baza (B1)


A1 ↔ B1- + H+

Donor ↔ Acceptor + proton

HCN ↔ CN- + H+

H2O ↔ HO- + H+

H3O+ ↔ H2O + H+

NH4+ ↔ NH3 + H+


A aparut notiunea de Acid - Baza conjugata si cea de Baza - Acid conjugat.

Conform acestei teorii se extinde mult aria de existenta a acizilor si bazelor.

Altfel, in general:        - acizii pot fi molecule neutre sau cationi;

- bazele pot fi molecule neutre sau anioni.

Pentru prima data se poate explica existenta substantelor cu caracter amfoter, ca fiind substante cu rol dublu de acid si de baza:


H2O ↔ HO- + H+

Acid Baza conjugata

H2O + H+ ↔ H3O+

Baza        Acid conjugat


2 H2O ↔ H3O+ + HO-


In sens direct reactia este de disociere sau reactie de autoprotoliza. In sens invers reactia este de amfoterizare.

Pana in prezent teoria lui Bronsted - Lowry este cea mai importanta si cea mai folosita in chimie.

Ea prezinta o serie de insuficiente printre care cea mai importanta este faptul ca similar cu apa se comporta si alti compusi ca SO2, I2 etc.


SO2 ↔ SO2+ + O2-

SO2 + O2- ↔ SO32-

_____ _______ ______ ______

2 SO2 ↔ SO2+ + SO32-


I2 ↔ I- + I+

I2 + I- ↔ I3-

__________________

2 I2 ↔ I+ + I3-


SO2 si I2 sunt solventi. SO2 dizolva cauciucul si se comporta tot ca apa. Existenta unor astfel de substante care nu elibereaza protoni prin disociere ci ioni a dus la elaborarea unor noi teorii asupra acizilor si bazelor.

Astfel Usanovici elaboreaza teoria transferului de ioni.

Conform acestei teorii:

- acizii sunt substante care cedeaza cationi sau accepta anioni;

- bazele sunt substante care cedeaza anioni sau accepta cationi.

Ulterior s-a constatat ca unele substante nu cedeaza si nu accepta protoni si nici ioni dar cedeaza sau accepta o pereche de electroni liberi neparticipanti.

A aparut astfel teoria transferului de electroni sau teoria electronica a acizilor si bazelor, lansata in 1923 de G. N. Lewis.

Conform acestei teorii:

- acizii sunt substante care accepta o pereche de electroni de la o baza donoare pentru a forma un produs de neutralizare;

- bazele sunt substante care cedeaza o pereche de electroni unui acid acceptor pentru a forma un produs de neutralizare.


Cl3B + :NH3 ↔ Cl3B ← NH3

Acid     Baza Produs de neutralizare


Aceasta teorie are foarte putine aplicatii, la fel ca si alte teorii care au mai fost emise.

Exemplu:

Teoria Cady-Elsey sau teoria solvosistemelor conform careia:

- acizii sunt substante care dizolvate intr-un solvent ionolitic disociaza eliberand ioni pozitivi identici cu ionii solventului;

- bazele sunt substante care dizolvate intr-un solvent ionolitic disociaza eliberand ioni negativi identici cu ionii solventului.

Exemplu:

- pentru acizi:

- in apa (solvent care disociaza H2O ↔ HO- + H+) acizii trebuie sa puna in liberate protoni;

- in alcool (C2H5-OH ↔ C2H5O- + H+) acizii trebuie sa elibereze protoni;

- in acid acetic (CH3COOH ↔ CH3COO- + H+) acizii trebuie sa elibereze protoni;

- in SO2 (2 SO2 ↔ SO2+ + SO32-) acizii sunt toate sarurile de tionil;

- in NH3 (2 NH3 ↔ NH4+ + NH2-) acizii sunt toate sarurile de amoniu.

In concluzie, cele mai importante teorii asupra acizilor si bazelor raman teoria lui Svante Arrhenius si teoria Bronsted - Lowry



2. CLASIFICAREA ACIZILOR SI BAZELOR


Pentru a realiza o astfel de clasificare se poate lua in considerare doua criterii:

- taria acizilor si bazelor;

- numarul gruparilor de oxidril sau al protonilor continuti in molecula.

Dupa tarie:     

- acizii se clasifica in:

acizi tari (HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, HMnO4, H2SO4, acizi sulfonici, heteropoliacizi etc.) - considerati total disociati in solutii diluate;

acizi slabi (H2CO3, HCN, acizii organici etc.) - considerati partial disociati in solutii diluate.

- bazele se clasifica in:

baze tari (NaOH, KOH, CsOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, saruri cuaternare de aminiu etc.) - considerate total disociate in solutii diluate;

baze slabe (hidroxizi metalici, amine organice etc.) - considerate partial disociate in solutii diluate.

Dupa numarul protonilor disponibili din molecula acizii pot fi:

- acizi monobazici:

- acizii monobazici tari - complet disociati in solutii diluate:

HA → H+ + A-

Exemplu: HCl, HBr, HClO4, HMnO4 etc.


- acizi monobazici slabi - partial disociati in solutii diluate:

HA ↔ H+ + A-

Exemplu: HCN, CH3-COOH etc.

- acizi polibazici - care disociaza in trepte (H3PO4, H2CO3, H3BO3 etc.).

Disocierea in trepte a acizilor polibazici:


H3PO4 ↔ H+ + H2PO4-;

;

H2PO4- ↔ H+ + HPO42-;

;

HPO42- ↔ H+ + PO43-;

.

Pentru un acid de forma HnA:

HnA ↔ H+ + Hn-1A-;

;

Hn-1A- ↔ H+ + Hn-2A2-;



HA(n-1)- ↔ H+ + An-;

.

Totdeauna K1 > K2 > K3 > . .. > Kn.

Dupa numarul gruparilor oxidril din moleculele bazelor acestea pot fi:

- baze monoacide:

- baze monoacide tari - total disociate in solutii diluate:

BOH → B+ + HO-

Exemplu: NaOH, KOH etc.

- baze monoacide slabe - partial disociate in solutii diluate:

BOH ↔ B+ + HO-

Exemplu: LiOH etc.

- baze poliacide - care disociaza in trepte:


Al(OH)3 ↔ Al(OH)2+ + HO-;

;

Al(OH)2+ ↔ Al(OH)2+ + HO-;

Al(OH)2+ ↔ Al3+ + HO-;

.


Pentru o baza poliacida de forma B(OH)n:

B(OH)n ↔ B(OH)n-1+ + HO-;

;

B(OH)n-1+ ↔ B(OH)n-22+ + HO-;



B(OH)(n-1)+ ↔ Bn+ + HO-;

.

Totdeauna K1 > K2 > K3 > . .. > Kn.


3. SARURILE


Sarea - se defineste ca fiind orice substanta care dizolvata intr-un solvent ionolitic disociaza eliberand ioni pozitivi si ioni negativi, nici unul asemanator cu ionii solventului.

NaCl + H2O ↔ Na+ + Cl- + H2O.

Marea majoritate a sarurilor sunt electroliti tari, exceptie facand unele halogenuri si pseudohalogenuri de mercur, cadmiu, staniu, stibiu etc.


4. REACTIA DE NEUTRALIZARE


Se defineste ca fiind reactia dintre o substanta cu caracter acid si o substanta cu caracter bazic in urma careia rezulta o sare si un solvent.

Dupa natura solventului intalnim:

- neutralizare in apa:

HX + NaOH ↔ NaX + HOH

acid      baza sare apa

- neutralizare in alcool:

HX + C2H5ONa ↔ NaX + C2H5OH

acid baza sare alcool

- neutralizare in amoniac:

NH4Br + KNH2 ↔ KBr + 2 NH3

acid baza sare amoniac


- neutralizare in dioxid de sulf:


SOCl2 + Na2SO3 ↔ 2 NaCl + 2 SO2

acid           baza sare dioxid de sulf


In categoria reactiilor de neutralizare se incadreaza si reactia dintre sarurile cu caracter acid si bazele alcaline:


FeCl3 + 3 NaOH ↔ Fe(OH)3 ↓ + 3 NaCl

pp. rosu brun         sare


Deci, neutralizarea poate avea loc intre un acid si o baza sau intre o sare cu caracter acid si o sare cu caracter bazic din care se formeaza sare si un compus slab disociat (de obicei solvent).



5. AMFOLITI ACIDO-BAZICI


Sunt substante care pot juca rol atat de acid cat si de baza:

Exemplu:

Al(OH)3 ↔ AlO(OH)2- + H+

Al(OH)3 ↔ Al(OH)2+ + HO-


In forma generala un amfolit este reprezentat ca HAOH


HAOH ↔ HAO- + H+

HAOH ↔ HA+ + HO-


Cel mai cunoscut amfolit este apa:


HOH ↔ HO- + H+

HOH + H+ ↔ H3O+

_____ _______ ______ __________

2 HOH ↔ HO- + H3O+


Apa poate fi considerata un solvent protolitic, un solvent ionolitic, un solvent amfiprotolitic (amfiprotic) pentru ca prin disociere elibereaza atat protoni (H+) cat si ioni oxidril (HO-)



CALCULAREA CONCENTRATIEI IONILOR DE HIDROGEN, A pH-ULUI SI pOH-ULUI IN SOLUTII DE ACIZI, BAZE, SARURI


1. Calcularea concentratie ionilor de hidrogen, a pH-ului si a pOH-ului apei pure


Reprezinta o aplicatie importanta a legii echilibrului chimic sau a legii actiunii maselor.

La purificarea apei prin distilari repetate, conductibilitatea electrica scade pana atinge o anumita marime constanta. Experimental s-a demonstrat ca apa tridistilata, in conditii de puritate inaintata, in absenta aerului si in vase de platina, conduce totusi curentul electric. Apa fiind un electrolit slab disociaza conform reactiei:

HOH ↔ HO- + H+;

;

[H2O] = C;

[H+] = [HO-] = [H2O]disociat = α · C;

[H2O]nedisociat = C - α · C = (1 - α) · C

Prin masurarea conductometrica se poate determina α ca fiind .

Unde:               λc = conductivitatea echivalenta la concentratia data; se masoara cu conductometrul;

λ = conductivitatea echivalenta la dilutie infinita; se calculeaza din mobilitatile ionilor, mobilitati care sunt tabelate.



La 22oC se determina = 1,8 ∙ 10-16 mol/L.

Deoarece [H2O]nedisociat este o constanta reprezentand concentratia molara a apei pure initiala, atunci:

KW = ∙ [H2O]nedisociat = [HO-] ∙ [H+]


La o anumita temperatura, KW este o marime constanta si poarta denumirea de produsul ionic al apei.

;

;

;

d = 1 g/mL

;

[H+] ∙ [HO-] = [H2O]nedisociat ∙ 1,8 ∙ 10-16 = 55,55 ∙ 18 ∙ 10-16 = 1 · 10-14 mol2/L2

[HO-] ∙ [H+] = 1 ∙ 10-14 mol2/L2;

;

;

Dar cum [HO-] = [H+], se obtine:

[H+]2 = [HO-]2 = 1 ∙ 10-14 mol2/L2 = KW;

[H+] = [HO-] = .

are valori diferite, in functie de temperatura.

Intr-o solutie acida [H+] > 1 ∙ 10-7 mol/L, respectiv [HO-] < 1 ∙ 10-7 mol/L.

Intr-o solutie alcalina [HO-] >1 ∙ 10-7 mol/L, respectiv [H+] < 1 ∙ 10-7 mol/L.

Intr-o solutie neutra [HO-] = [H+] = 1 ∙ 10-7 mol/L.

In practica, de cele mai multe ori concentratia ionilor de hidrogen este o fractiune subunitara, motiv pentru care Sörensen, in 1909, a propus sa se exprime concentratia ionilor de hidrogen in forma logaritmica, introducand notiunea de exponent al ionului de hidrogen sau pH.

[H+] = 10-pH

de unde:

- pH = lg [H+];

pH = - lg [H+] = lg .

Definim pH-ul ca fiind logaritmul cu semn schimbat al concentratiei molare a ionilor de hidrogen [H+], sau mai corect al concentratiilor ionilor de hidroniu din acea solutie.

El defineste in mod analog exponentul ionilor de hidroxil, pOH, ca fiind logaritmul cu semn schimbat al concentratiei molare a ionilor de hidroxil [HO-].

pOH = - lg [HO-] = lg .

Pentru apa pura:

pH = - lg 1 ∙ 10-7 = 7;

pOH = - lg 1 ∙ 10-7 = 7.

Deoarece in solutii aproape totdeauna:

[H+] ∙ [HO-] = KW = 1 ∙ 10-14 mol/L;

- lg ([H+] ∙ [HO-]) = - lg [H+] - lg [HO-] = pH + pOH = - lg Kw = 14;

pH = 14 - pOH;

pOH = 14 - pH.

Pentru solutii acide pH < 7 iar pOH > 7.

Pentru solutii bazice pOH < 7 iar pH > 7.

Pentru solutii neutre pH = pOH = 7.

In tabelul 1. sunt redate legaturile dintre [H+], [HO-], pH, pOH si caracterul mediului:


Tabelul 1. Legatura intre [H+], [HO-], pH, pOH si caracterul mediului


pH

pOH

[H+]

[HO-]

Caracterul mediului





Foarte puternic acid





Puternic acid





Acid





Acid





Acid





Slab acid





Foarte slab acid





Neutru





Foarte slab alcalin





Slab alcalin





Alcalin





Alcalin





Alcalin





Puternic alcalin





Foarte puternic alcalin





Contact |- ia legatura cu noi -| contact
Adauga document |- pune-ti documente online -| adauga-document
Termeni & conditii de utilizare |- politica de cookies si de confidentialitate -| termeni
Copyright © |- 2024 - Toate drepturile rezervate -| copyright