Tabel cu hidrurile, oxizii, combinaţiile hidroxilice şi caracterul lor pentru elementele perioadei a treiaGrupa, valenţa principală

I-a +1

a II-a +2

a III-a+3

a IV-a+ sau -4

a V-a -3

a VI-a -2

a VII-a -1

a VIII-a

Elementul, simbolul lui

Natriu, sodiuNa

MagneziuMg

AluminiuAl

SiliciuSi

FosforP

SulfS

ClorCl

ArgonAr

Caracterul elementului

Metal, puternic electropozitiv

Metal, slab electropizitiv

Caracter amfoter

Nemetal, slab electronegativ

Nemetal, ceva mai el.negativ ca Si

Nemetal, electronegativ

Nemetal, puternic electronegativ

Neutru, configuraţie stabilă de 8e

Hidrura Na+ HHidrură de Na

Mg+2 H2

Hidrură de MgAl+3 H3

Hidrură de AlSi4 H4

Hidrură de SiP-3 H3

Hidrogen fosforat

H2 S-2

Acid sulfhidric

H Cl-1

Acid clorhidric

Caracterul hidrurii

Ionic Parţial covalent

Parţial covalent

Covalenţănepolară

Covalenţăpolară

Covalenţăpolară

Covalenţă polară, ionizabilă

Oxidul Na2O MgO Al2 O3 Si O2 P2 O3 SO3 Cl2 O7

Caracterul oxidului

Puternic bazic Slab bazic Amfoter Acid Acid Acid Acid

Combinaţie hidroxilică

Na OH Mg (OH)2 Al (OH)3 Si (OH)4 sauH4SiO4

PO (OH)3 sauH3PO4

SO2 (OH)2 sauH2 SO4

ClO3 (OH) sauHClO4

Caracterul combinaţiei hidroxilice

Hidroxid de Na, bază foarte tare

Hidroxid de Mg, caracter amfoter

Hidroxid de Al, caracter amfoter

Acid silicic, foarte slab

Acid fosforic, tare

Acid sulfuric, foarte tare

Acid percloric, foarte tare

După numărul grupărilor hidroxil, bazele pot fi monoacide (au o singură grupare OH, deci pot reacţiona cu un singur proton), diacide, triacide şi poliacide, iar acizii pot fi monoprotici, biprotici, triprotici sau poliprotici, după numărul atomilor de H din moleculă.(vezi tabel) Ex: baze monoacide NaOH, KOH, NH4OH, CuOH Baze diacide sau biacide: Ca (OH)2, Mg (OH)2, Cu (OH)2, Fe (OH)2

Baze triacide: Al(OH)3, Fe (OH)3, Pentru stările de valenţă inferioare sufixul denumirii este –os (hidroxid cupros, feros) iar pentru stările de valenţă superioare sufixul –ic (hidroxid feric) Reacţia dintre un acid şi o bază se numeşte reacţie de neutralizare şi are ca rezultat o sare şi apă. Ea se realizează în prezenţa unui indicator chimic: substanţă care are culori diferite în mediu acid şi în mediu bazic, datorită gradului diferit de disociere. Ca indicatori se pot folosi: Turnesol: roşu în mediu acid, albastru în mediu bazic Fenolftaleină: incoloră în mediu acid, roşie în mediu bazic Metilorange: roşu în mediu acid, portocaliu în mediu bazic Unisol: indică pH-ul mediului de reacţie, conform unei cartele însoţitoare cu culorile în funcţie de pH. Virajul culorii indicatorului are loc în momentul neutralizării. Nomenclatura (denumirea) acizilor şi a sărurilor lor:1. pentru acizii formaţi doar dintr-un nemetal şi hidrogen, numiţi hidracizi: acid+nemetal+hidric. Ex: HCl – acid clorhidric; H2S – acid sulfhidric pentru săruri sufixul –hidric trece în – ură. Ex: NaCl – clurură de Na; Na2S – sulfură de sodiu; Fe2S3 – sulfură ferică; FeS – sulfură feroasă2. Oxiacizii au în moleculă pe lângă hidrogen şi nemetalul central, şi oxigen. Pot fi: - oxiacizi în care nemetalul central are valenţă minimă pozitivă. Nomenclatura: acid+nemetal+ os. Ex: HNO2 - acid azotos; H2SO3- acid sulfuros; H3PO3 - acid fosforos. Pentru sărurile lor, sufixul –os trece în –it. Ex: NaNO2 - azotit de Na; Na2SO3 – sulfit de Na, Na3PO3fosfit trisodic - oxiacizi în care nemetalul central are valenţă maximă pozitivă, de obicei egală cu grupa din care face parte. Nomenclatura: acid+nemetalul central+ic. Ex: HClO4 – acid percloric; H2SO4 – acid sulfuric; HNO3 – acid azotic; CH3- COOH – acid acetic. Pentru sărurile lor, sufixul –ic trece în – at. Ex: KClO4 – perclorat de potasiu (kaliu), Na2SO4 – sulfat de sodiu (natriu), KNO3 – azotat de potasiu, CH3 – COONa – acetat de sodiu, (CH3 – COO)2Ca – acetat de calciu După gradul de substituire al atomilor de hidrogen al acizilor di - şi polibazici, sărurile lor pot fi:1. Neutre când sunt substituiţi toţi atomii de hidrogen. Ex: Na2SO4 – sulfat de sodiu, Ca3 (PO4)2 – fosfat tricalcic, Al2 (SO4)3 – fosfat neutru de Al2. Acide când mai au în moleculă atomi de hidrogen nesubstituiţi. Ex: NaHCO3 – carbonat acid de sodiu sau bicarbonat de sodiu, Ca(HSO4)2 – sulfat acid de calciu sau bisulfat de calciu, NaH2PO4 – fosfat biacid (sau diacid) de sodiu, Na2HPO4 – fosfat monoacid de sodiu După tărie acizii pot fi: acizi tari, cum ar fi: HCl, HClO4, H2SO4, HNO3, pirogalolul (1,2,3 trihidroxibenzen), acizi cu tărie medie: acizii carboxilici Acizi slabi: H2S, H2CO3, C6H5 – OH, CH3 – OH, acetilena

După tărie, bazele pot fi: baze tari, cum sunt NaOH, KOH, Ca(OH)2, Baze slabe: NH3, Fe (OH)2, Fe (OH)3, aminele Substanţe cu caracter amfoter, amfoliţii, care reacţionează şi cu acizii şi cu bazele, în funcţie de condiţiile de reacţie: Mg (OH)2, Al (OH)3 Ex: Al (OH)3 + 3HCl AlCl3 + 3H2O formează o sare într-o reacţie de neutralizare şi Al (OH)3 + NaOH Na[Al(OH)4] din care rezultă tetrahidroxialuminatul (sau tetrahidroxoaluminat) de sodiu, o combinaţie complexă. Întotdeauna un acid mai tare va înlocui un acid mai slab din compuşi iar o bază mai tare va înlocui o bază mai slabă din compuşi. Viteza de reacţie, echilibrul chimic, legea acţiunii maselor, Kc, Ka, Kb, Kh prezentare succintă Transformările suferite de substanţe pot fi: transformări fizice, în urma cărora nu se schimbă natura substanţelor (dizolvare, topire, sublimare, evaporare, dilatare etc.) şi transformări chimice, în urma cărora rezultă substanţe noi cu proprietăţi noi (combinare, descompunere, eliminare, transpoziţie, oxidare, hidrogenare, diazotare etc.). Orice fenomen care se desfăşoară în timp este caracterizat prin viteză. În cazul reacţiilor chimice, viteza de reacţie reprezintă variaţia concentraţiilor reactanţilor sau al produşilor de reacţie în timp: v=c/t (viteză medie de reacţie), unde concentraţia c se exprimă în moli/l. După viteză, reacţiile pot fi rapide (reacţiile nucleare, arderile în oxigen, în clor, reacţiile cu mecanism radicalic), reacţii care au loc cu viteză moderată (majoritatea reacţiilor chimice: neutralizarea, oxidarea, halogenarea, diazotarea) şi reacţii lente (fermentaţiile, digestia, coroziunea metalelor, formarea petrolului). Viteza de reacţie este influenţată de concentraţiile reactanţilor, respectiv de suprafaţa lor de contact, de temperatură, de catalizatori sau inhibitori şi, în cazul transformărilor în fază gazoasă, de presiune. Catalizatorii sunt substanţe care măresc viteză unei reacţii chimice, modificându-i mecanismul, dar la sfârşitul reacţiei se regăsesc în sistem în aceeaşi formă şi cantitate. Inhibitorii micşorează viteza unei reacţii chimice, tot prin modificarea mecanismului de reacţie, regăsindu-se, la sfârţitul reacţiei, în aceeaşi formă şi cantitate. Conservanţii sunt inhibitori. Biocatalizatorii sunt enzimele din organismele vii. Într-o reacţie chimică se rup legăturile dintre particulele reactanţilor şi se formează legături noi, rezultând produşii de reacţie. Pentru ca o reacţie chimică să se producă, trebuie ca particulele reactanţilor să se întâlnească. Nu toate ciocnirile sunt eficace. Pentru ca o reacţie să aibă loc, trebuie ca ciocnirea particulelor reactanţilor să fie frontală, nu tangenţială, iar energia particulelor să fie mai mare sau cel puţin egală cu o valoare minimă numită energie de activare Ea. În urma unei ciocniri eficace rezultă mai întâi un complex activat, care se stabilizează prin redistribuirea legăturilor chimice, cu degajare de energie. Dacă diferenţa dintre energia produşilor de reacţie şi energia reactanţilor EP- Er < 0, reacţia este exotermă, are loc cu degajare de căldură. Dacă Ep – Er > 0, transformarea este endotermă, cu absorbţie de căldură. Influenţa concentraţiilor reactanţilor asupra vitezei de reacţie. Ordin de reacţie, molecularitate. Cu cât concentraţiile reactanţilor sunt mai mari, cu atât mai mare este posibilitatea particulelor lor de a se întâlni şi de a reacţiona. În funcţie de numărul moleculelor care interacţionează, reacţiile pot fi monomoleculare (descompunerile, CaCO 3 CaO + CO2), dimoleculare (majoritatea reacţiilor chimice, NaCl + HCl NaCl + H2O, CH3-COOH + CH3-OH CH3-COOCH3 + H2O etc.), trimoleculare: 2NO + O2 NO2…

Pentru o reacţie de forma: aA + bB Produşi, unde a şi b sunt coeficienţii stoechiometrici, influenţa tuturor factorilor asupra vitezei de reacţie este dată de legea vitezei: v = k [A]nA.[B]nB, unde a+b=m reprezintă molecularitatea reacţiei, nA şi nB reprezintă ordinele parţiale de reacţie iar nA+ nB = n reprezintă ordinal total de reacţie, iar în unele cazuri ordinul de reacţie şi molecularitatea nu sunt egale. Teoretic toate fenomenele, deci şi reacţiile chimice, sunt reversibile, adică pot avea loc în ambele sensuri, în funcţie de condiţiile exterioare. Pactic sunt considerate ireversibile reacţiile în care una dintre componente părăseşte sistemul prin degajare de gaz, formare de substanţe greu solubile – precipitate – sau formare de substanţe greu disociate – apă. Reacţiile reversibile au loc până la stabilirea unui echilibru în sistem. De exemplu, pentru sistemul reversibil: 0,66 moli CH3- COO-CH2-CH3 1 mol CH3-CH2-OH ---- 0,66 moli H2O ---- 1 mol H2O 1 mol CH3COOH ---- 0,33 moli CH3-CH2-OH ---- 1 mol CH3-COOCH3

0,33 moli CH3-COOHfie se pleacă de la 1 mol de acid şi un mol de alcool, fie se pleacă de la 1 mol de ester şi un mol de apă, după un timp, la echilibru, se vor găsi în vasul de reacţie 0,66 moli de ester, 0,66 moli de apă, 0,33 moli de alcool şi 0,33 moli de acid. Caracteristicile unui sistem aflat la echilibru sunt: 1. este dinamic, fiind rezultatul a două fenomene opuse care au loc cu viteze egale 2. este stabil atâta timp cât nu se modifică factorii exteriori: temperatura, concentraţiile reactanţilor, presiunea la gaze 3. este mobil, se modifică dacă se modifică factorii exteriori, dar revine la forma iniţială când acţiunea încetează. 4. variaţia de energie este nulă, G = 0 Pentru un sistem aflat la echilibru, de forma: V 1 Unde V1 este viteza reacţiei directe iar V2 este viteza reacţiei inverse, aA + bB < =.> cC + dD a, b, c, d sunt coeficienţii, iar a + b + c + d = molecularitatea V2

Expresiile legii vitezei vor fi: V1 = k1 [A]nA . [B]nB şi V2 = k2 [C]nC . [D]nD unde nA, nB, nC , nD reprezintă ordinele parţiale de reacţie nA+ nB+nC+nD reprezintă molecularitatea [A], [B], [C], [D] reprezintă concentraţiile substanţelor A, B, C, DLa echilibru viteza reacţiei directe este egală cu viteza reacţiei inverse, de aceea compoziţia sistemului nu se mai modifică, atâta timp cât nu se modifică factorii exteriori. Factorii care influienţează echilibrele chimice sunt concentraţiile reactanţilor, temperatura, catalizatorii La echilibru V1 = V2, deci k1 [A]nA . [B]nB = k2 [C]nC . [D]nD. Separând constantele k, obţinem: k1 [C]nC . [D]nD

---- = --------------- = KC , expresia matematică a legii acţiunii maselor sau legea echilibrelor chimice k2 [A]nA . [C]nC

a lui Guldberg şi Waage, 1867, care se enunţă astfel: la echilibru, raportul dintre produsul concentraţiilor produşilor de reacţie şi produsul concentraţiilor reactanţilor este o constantă K, numită constantă de echilibru. Ea se poate exprima în funcţie de concentraţie, de fracţii molare sau, la gaze, în funcţie de presiune. Echilibrele chimice evoluează conform principiului lui Le Chatelier, care se enunţă astfel: dacă asupra unui sistem aflat la echilibru se exercită o constrângere, sistemul se va deplasa în sensul diminuării (micşorării) constrângerii. Factorii care influenţează reacţiile chimice sunt: concentraţiile reactanţilor, temperatura, presiunea. Influenţa concentraţiei: Dacă se adaugă o cantitate de substanţă (reactant sau produs de reacţie) unui sistem aflat la echilibru, va avea loc reacţia prin care acea substanţă se consumă. Influenţa temperaturii: dacă se măreeşte temperatura unui sistem aflat la echilibru, va avea loc reacţia endotermă, cu absorbţie de căldură; dacă se micşorează temperatura, va fi favorizată reacţia exotermă. Presiunea influienţează doar sistemele în fază gazoasă. Mărind presiunea, este favorizată reacţia din care rezultă produşii care ocupă volum mimin. Micşorând presiunea, reacţia are loc în sensul formării substanţelor care ocupă volul maxim. Catalizatorii influienţează doar viteza cu care se atinge echilibrul, nu echilibrul în sine. Acizii şi bazele Conform teoriei lui Arrhenius, acizii sunt substanţe care în soluţie apoasă pun în libertate ioni H+, adică disociază în anioni şi H+ iar bazele formează în soluţie apoasă ioni HO-, adică disociază în cationi şi HO-. Constanta de aciditate KA

Conform teoriei protolitice a lui Bronsted, acizii sunt substanţele care pun în libertate protoni: ioni de H + (ioni = atomi cu sarcină electrică). Cum protonii nu există în stare liberă, acizii se ionizează în soluţie apoasă. Ex: HCl + H2O < = > H3O+ + Cl- În forma generală: HA + H2O < = > H3O + A- [H3O+][A-] Aplicând acestui sistem la echilibru legea acţiunii maselor, obţinem: KC = -------------- [HA][H2O] Legea echilbrelor chimice are aplicabilitate doar la soluţiile diluate, la care cantitatea de apă ionizată, raportată la întreaga cantitate de apă aflată în sistem, este neglijabilă. În acest cay concentraţia apei poate fi considerată constantă şi trecută în partea stângă. Rezultă: [H3O+][A-] KC.[H2O] = ------------- = KA, constanta de aciditate. Cu cât valoarea ei este mai mare, cu atât acidul este mai tare. [HA] Constanta de bazicitate KB

Bazele fiind formate, de regulă, din ioni în toate stările de agregare, de aceea se disociază în soluţie apoasă, ionii capătă mobilitate. Ex: B+OH- < = > B+ + HO- [B+]. [HO-] Aplicând acestui sistem, la echilibru, legea acţiunii maselor, obţinem: KC = -------------- = KB

[B+OH-]

Produsul ionic al apei, pH-ul, pOH-ul Deşi apa are moleculele formate prin covalenţe polare, s-a dovedit experimental că o părticică din moleculele de apă se ionizează conform reacţiei: H2O + H2O < = > H3O+ + HO-. Aplicând acestui echilibru legea acţiunii maselor obţinem: [H3O+][HO-]KC = ----------------. Cantitatea de apă ionizată este neglijabilă, concentraţia apei poate fi considerată constantă şi trecută în partea stângă. Rezultă: [H2O]2

KC [H2O]2 = [H3O+][HO-] = KH2O = 10-14 mol2/l2 , se numeşte produs ionic al apei şi are o valoare constantă pentru apă şi soluţiile apoase diluate. Pentru soluţiile apoase pot apărea trei posibilităţi: 1. [H3O+] = 10-3 moli/l > [HO-] = 10-11 moli/l, soluţia are pH = 3, pOH = 11, caracter acid 2. [H3O+] = 10-7 moli/l egal cu [HO-] = 10-7moli/l, soluţia are pH = 7, pOH = 7, caracter neutru 3. [H3O+] = 10-5 moli/l < [HO-] = 10-9moli/l, soluţia are pH = 5, pOH = 9, caracter bazic pH = - log 10[H3O+]-A = A , se mai numeşte indice de hidrogen. Ex: [H3O+] = 10-5 moli/l, pH = - (-5) = 5 Evident că pH + pOH = 14 pH = 0,01 .........................7 ............................13,99 pOH = 13,99………………..7…………………. 0,01 caracterul soluţiei va fi: acid………………neutru………………bazic