Baze

Tag-uri

Partajeaza in Google Classroom

Partajeaza cu Google Classroom

Susține Lectii-Virtuale!

Scurtă definiție

Conform teoriei acido-bazice a lui Svante A. Arrhenius, numită și teoria disociației electrolitice, o bază este orice substanță care conține în moleculă ioni de hidroxid, OH^-, sau grupa hidroxil, OH, și care la disocierea în soluție apoasă pune în libertate ca ioni negativi numai ioni de hidroxid.

Definiție Descarcă PDF

Structură

Teoria disociației electrolitice
Teoria protolitică

Formula Generală
Nomenclatura
Proprietăți

Acțiunea bazelor alcaline asupra indicatorilor
Reacția dintre baze alacaline și acizi
Reacția dintre o bază alcalină și un oxid acid
Reacția dintre o bază alcalină și o sare
Reacția dintre o bază alcalină și un metal
Ionizarea bazelor

Metode generale de obținere

Combinarea cu apă a unor oxizi bazici
Descompunerea apei de către unele metale
Electroliza soluțiilor sărurilor unor metale

Obținerea bazelor din săruri prin reacția de dublu schimb

Structură

Teoria disociației electrolitice
Conform teoriei acido-bazice a lui Svante A. Arrhenius, numită și teoria disociației electrolitice, o bază este orice substanță care conține în moleculă ioni de hidroxid, OH^-, sau grupa hidroxil, OH, și care la disocierea în soluție apoasă pune în libertate ca ioni negativi numai ioni de hidroxid.

$\small MOH\rightarrow M^++OH^-$

De exemplu:

hidroxidul de sodiu: $\small NaOH\rightarrow Na^++OH^-$
hidroxidul de calciu: $\small Ca(OH)_2\rightarrow Ca^2^++2OH^-$

Teoria protolitică
Teoria disocierii electrolitice este limitată la reacții care au loc în apă. Cu timpul s-a observat că mulți alți compuși se comportă ca acizi și ca baze chiar dacă nu e prezentă apa. În 1923, doi chimiști, Thomas Lowry din Anglia și Johannes Brønsted din Danemarca, au ajuns independent și aproape simultan la definiții ale acizilor și bazelor care nu implică apa - ei au observat că proprietatea esențială a unei reacții acido-bazice este transferul unui ion de hidrogen, H⁺ (proton) de la o specie (acidul) la alta (baza). Conform teoriei acido-bazice Brønsted-Lowry, numită și teoria protolitică, o bază este orice substanță care poate accepta un proton (ion de hidrogen, H⁺), deci este un acceptor de protoni.

Conform teoriei protolitice, sunt considerate baze și molecule precum amoniacul, NH₃, dar și anioni precum Cl^-, ionul sulfat, SO₄²^-, ionul carbonat, CO₃^2-, ionul sulfat acid HSO₄^- - deoarece acești ioni pot accepta protoni trecând în acizii corespunzători. De exemplu:

amoniacul, în reacție cu acidul acetic acceptă un proton transformându-se în ionul amoniu:
$\small NH_3+CH_3COOH\rightarrow NH_4^++CH_3COO^-$
la rândul lui, anionul acetat poate să se comporte ca o bază, acceptând un proton și trecând astfel în acidul acetic:
$\small CH_3COO^-+HNO_3\rightarrow CH_3COOH+NO_3^-$

În continuare, ne vom referi la baze din perspectiva teoriei disociației electrolitice, adică va fi vorba despre acele specii chimice care respectă definiția de baze propusă de S. A. Arrhenius.

Formula generală
Formula generală a bazelor este M^I(OH), unde M^I reprezintă un metal monovalent. Întrucât grupa OH este un radical monovalent, se poate construi formula bazei, cunoscând valența metalului. La scrierea formulei de structură a unei baze se ține seamă că grupa hidroxil este legată prin atomul de oxigen de metalul bazei. De exemplu:

$\small HO\, -\,Ca \, -\, OH$ $\small Na \, -\, OH$

$\small HO\, -\, \underset{\underset{OH}{|}}{Al}\, -\, OH$

Nomenclatura
Marea majoritate a bazelor se mai numesc hidroxizi, deoarece sunt considerate ca rezultate prin combinarea oxidului metalului cu apa. Numele lor se alcătuiește din cuvântul hidroxid, legat de numele metalului prin prepoziția de. De exemplu, NaOH - hidroxid de sodiu, Al(OH)₃ - hidroxid de aluminiu.

Dacă de la un metal derivă mai mulți hidroxizi, deosebirea între ei se face, ca și în cazul oxizilor, prin indicarea valenței, cu cifre romane, după numele metalului, sau prin terminația os sau ic adăugată la numele metalului. De exemplu:

Fe(OH)₂ - hidroxid de fier (II) sau hidroxid feros
Fe(OH)₃ - hidroxid de fier (III) sau hidroxid feric.

Proprietăți
În majoritatea cazurilor, bazele sunt substanțe solide. După solubilitatea lor în apă, ele se clasifică în baze solubile și baze insolubile. Hidroxizii metalelor alcaline, LiOH, NaOH, KOH, RbOH și CsOH, care sunt numiți și alcalii, sunt solubili în apă; hidroxizii metalelor alcalino-pământoase, Be(OH)₂, Mg(OH)₂, Sr(OH)₂ și Ba(OH)₂ sunt mai puțin solubili în apă. O soluție de bază se mai numește și soluție alcalină. Exemple de baze insolubile sunt hidroxizii de cupru, de fier, de aluminiu.

Hidroxizii metalelor alcaline în soluție concentrată sunt asemănători cu leșia, lunecoși la frecare (asemănători săpunului) și în atingerea cu pielea o irită, producând chiar răni, care sunt dureroase și se vindecă greu. Din această cauză sunt numite substanțe caustice. De altfel, hidroxidul de sodiu și hidroxidul de potasiu, substanțe la care această proprietate este cea mai accentuată, sunt cunoscute în practică sub numele de sodă caustică și potasă caustică.

La temperaturi înalte, bazele alcaline ușor solubile se topesc, iar cele mai greu solubile se descompun în oxidul bazic corespunzător și apă. De exemplu, hidroxidul de calciu se descompune în oxid de calciu și apă:

$\small Ca(OH)_2\overset{\approx 500^\circ C}{\rightarrow} CaO+H_2O$

La fel se descompun și bazele insolubile, de exemplu hidroxidul de cupru:

$\small Cu(OH)_2\overset{t^\circ C}{\rightarrow} CuO+H_2O$

În soluție sau în topitură, bazele alcaline conduc curentul electric.

Faptul că bazele, prin descompunere, dau apă și un oxid a dus la folosirea, în mod greșit, a termenului de hidrat în loc de hidroxid (de exemplu hidrat de sodiu, hidrat de potasiu). Aceste două noțiuni nu trebuie confundate: hidroxidul conține în moleculă grupa hidroxil, - OH, pe când hidratul conține apă (de cristalizare) sub formă de molecule întregi. Hidratul prin încălzire, poate pierde, parțial sau total, apa de cristalizare, fără însă ca substanța în sine să se descompună, pe când în cazul hidroxidului, apa rezultă numai în urma descompunerii substanței însăși. De exemplu, prin încălzire CuSO₄x 5 H2O pierde apa și rezultă sulfatul anhidru, CuSO₄, pe când prin încălzirea hidroxidului de cupru, Cu(OH)₂, se obțin apă și oxid de cupru, CuO.

Bazele se caracterizează prin următoarele reacții:
a) Acțiunea bazelor alcaline asupra indicatorilor: Schimbarea culorii indicatorilor este o proprietate caracteristică atât acizilor, cât și bazelor. Bazele pot fi recunoscute după culoarea pe care o ia indicatorul în prezența lor. De exemplu:

soluția de turnesol se colorează în albastru
soluția de metiloranj se colorează în galben
soluția de fenolftaleină se colorează în roșu.

b) Reacția dintre baze alcaline și acizi: Bazele alcaline reacționează cu acizii și rezultă o sare și apă. De exemplu, reacția dintre hidroxidul de sodiu și acidul clorhidric:

$\small NaOH+HCl\rightarrow NaCl+H_2O$

Din perspectiva teoriei disociației electrolitice (a lui S. A. Arrhenius), oricare acid conține ioni de hidrogen și oricare bază conține ioni de hidroxid, astfel că formarea apei are loc întotdeauna când un acid reacționează cu o bază:

$\small H^++OH^-\rightarrow H_2O$ , mai exact, $\small H_3O^++OH^-\rightarrow 2H_2O$

Reacția dintre un acid și o bază în urma căreia rezultă apă și o sare se numește reacție de neutralizare. Forma generală a reacției de neutralizare este:

$\small \underset{acid}{HR}+\underset{baza}{M^IOH}\rightarrow \underset{sare}{M^IR}+\underset{apa}{H_2O}$

Dacă toți atomii de hidrogen ai unui acid au intrat în reacție cu toate grupele hidroxid ale unei baze, se spune că acidul este saturat de către bază. În mod corespunzător, și o bază poate fi saturată de către un acid. Cantitățile de acid și bază care se saturează reciproc se numesc echivalente între ele. Astfel, un mol de HCl este echivalent cu un mol de NaOH, sau un mol de Ca(OH)₂ este echivalent cu doi moli de HCl. Se înțelege că acizii și bazele în cantități echivalente între ele conțin atomi de hidrogen și grupe hidroxid în număr egal.

c) Reacția dintre o bază alcalină și un oxid acid: Bazele alcaline reacționează cu oxizii acizi formând o sare și apă. De exemplu, din reacția între hidroxidul de sodiu și dioxidul de carbon rezultă carbonatul de sodiu și apă:

$\small 2NaOH+CO_2\rightarrow Na_2CO_3+H_2O$

Și bazele insolubile pot reacționa cu acizii formând o sare și apă. De exemplu, hidroxidul de cupru cu acidul sulfuric formează sulfatul de cupru:

$\small Cu(OH)_2+H_2SO_4\rightarrow CuSO_4+2H_2O$

d) Reacția dintre o bază alcalină și o sare. Între bazele alcaline și unele săruri pot avea loc reacții de dublu schimb din care rezultă o altă bază și o altă sare. De exemplu, din reacția între hidroxidul de sodiu și clorura ferică rezultă hidroxidul feric și clorura de sodiu:

$\small 3NaOH + FeCl_3\rightarrow Fe(OH)_3+3NaCl$

e) Reacția dintre o bază alcalină și un metal. Soluțiile hidroxizilor de sodiu sau de potasiu reacționează cu unele metale punând hidrogen în libertate. De exemplu, în urma reacției între hidroxidul de sodiu și aluminiu rezultă aluminat de sodiu și hidrogen:

$\small 2NaOH +2Al+6H_2O\rightarrow 2Na[Al(OH)_4]+3H_2O$

f) Ionizarea bazelor: Proprietățile caracteristice ale bazelor în soluție sunt datorate prezenței ionilor OH^-. O bază este cu atât mai tare cu cât concentrația ionilor OH^- în soluție, la o diluție dată, este mai mare, adică cu cât baza este mai puternic disociată.

Bazele tari, cum sunt hidroxizii de sodiu și de potasiu, sunt aproape toate echivalente între ele, întrucât toate sunt aproape complet disociate. Bazele slabe se clasifică după valoarea constantei de bazicitate:

$\small K_b=\frac{[M^+][OH^-]}{[MOH]}$
care este o măsură a tăriei unei baze.

Valorile constantelor de bazicitate se determină experimental prin măsurarea pH-ului soluțiilor bazelor.

Din punctul de vedere al compoziției nu există o diferență principală între baze și acizi oxigenați. Există chiar mulți hidroxizi care se pot comporta atât ca acizi cât și ca baze; asemenea hidroxizi se numesc amfoteri. Comportarea hidroxizilor în soluție ca acid sau ca bază depinde de modul în care are loc disocierea lor:

- dacă hidroxidul poate ceda protoni moleculelor de apă, el este un acid: $\small X- O -\! \wr\! - H+H_2O\rightleftharpoons H_3O^++XO^-$

- dacă hidroxidul poate pune în libertate ioni de hidroxid, el este o bază: $\small X- O -\! \wr\! - H\rightleftharpoons X^++OH^-$

- dacă același hidroxid poate atât ceda protoni moleculelor de apă, cât și pune în libertate ioni de hidroxid, el este amfoter: $\small X^++OH^-+H_2O\rightleftharpoons XO^-+H_3O^+$

Aplicând legea acțiunii maselor: $\small \frac{[XO^-][H_3O^+]}{[X^+][OH^-]}=constanta$

și ținând seama că: $\small [H_3O^+][OH^-]=constanta$
rezultă că, în ambele cazuri, echilibrul este dependent de concentrația ionilor H₃O⁺, respectiv a ionilor OH^-. Astfel, dacă în soluție se adaugă un acid tare, deci se mărește concentrația ionilor H₃O⁺ (și, implicit, scade concentrația ionilor OH^-), atunci raportul [XO^-] / [X⁺] trebuie să scadă în mod corespunzător; deci echilibrul se deplasează de la stânga spre dreapta. La fel, la adăugare de o bază tare crește concentrația ionilor OH^-, raportul [XO^-] / [X⁺] crește, adică echilibrul se deplasează de la dreapta spre stânga.

Prin urmare, hidroxizii amfoteri se comportă față de acizi tari ca baze, iar față de baze ca acizi.

Modul diferit de disociație a hidroxizilor depinde de legăturile care există între elementul cetral, oxigen și hidrogen. Forța acestor legături depinde de electronegativitatea elementului central.

Cu cât elementul central este mai electronegativ, cu atât poate atrage mai puternic - prin intermediul oxigenului - electronul atomului de hidrogen din grupa hidroxil și deci cu atât mai ușor hidrogenul, prin pierderea electronului său, trece în stare de ion H⁺, adică ionizarea hidroxilului se face după tipul acid (XO^-, H₃O⁺). Deci, un hidroxid este un acid cu atât mai tare cu cât electronegativitatea elementului său central este mai mare.

Când electronegativitatea elementului central scade sub o anumită valoare, atunci hidrogenul - prin intermediul oxigenului din grupa hidroxil - manifestă o atracție pentru electronul cu care atomul elementului central X participă la legătura X - O și ionizarea hidroxidului se face după tipul bazic (X⁺, OH^-). Deci, un hidroxid este o bază cu atât mai tare, cu cât electronegativitatea elementului central este mai mică.

Aceste două tendințe se echilibrează când electronegativitatea elementului central are valoarea apropiată de 1,7. Ca exemple se indică în tabelul de mai jos elementele din a doua perioadă și caracterul hidroxizilor lor superiori (valorile electronegativității pentru elementele din tabel au fost preluate din Chimia Generală a lui Linus Pauling):

Elementul	Electronegativitatea	Hidroxidul	Hidroxidul
		*XO_m(OH)_n ⁽^)**	Caracterul
Na	0,9	NaOH	Bază tare
Mg	1,2	Mg(OH)₂	Bază slabă
Al	1,5	Al(OH)₃	Amfoter
Si	1,8	H₄SiO₄	Acid foarte slab
P	2,1	H₃PO₄	Acid slab
S	2,5	H₂SO₄	Acid tare
Cl	2,8	HClO₄	Acid foarte tare

^(*)La elementele cu valență mai mare, formula hidroxizilor nu mai este X(OH)_n, deoarece o parte din grupele hidroxil dispar datorită eliminării de apă.

Metode generale de obținere
Bazele se pot obține prin mai multe metode:

a) Combinarea cu apă a unor oxizi bazici. Majoritatea oxizilor de metale, mai ales a celor cu valențe inferioare, sunt anhidride bazice. Totuși, metoda se aplică în măsură mai mică decât în cazul acizilor, deoarece anhidridele bazice se combină mai greu cu apa decât anhidridele acide. De exemplu, prin această metodă se prepară hidroxidul de calciu din oxid de calciu:

$\small CaO+H_2O\rightarrow Ca(OH)_2$

b) Descompunerea apei de către unele metale. Înlocuirea hidrogenului din molecula de apă cu un metal constituie una dintre metodele obișnuite de preparare a hidroxizilor metalelor alcaline. De exemplu, reacția între apă și sodiu. când se formează hidroxidul de sodiu:

$\small 2Na+2H_2O\rightarrow 2NaOH+H_2$

c) Electroliza soluțiilor sărurilor unor metale puternic electropozitive. De exemplu, prin electroliza soluțiilor sărurilor de potasiu sau de sodiu se formează la catod hidroxidul metalului respectiv. Așa se prepară industrial hidroxidul de sodiu din clorura de sodiu.

d) Obținerea bazelor din săruri prin reacție de dublu schimb. Reacția se poate nota în forma generală:

$\small \underset{sare}{M_1^IX}+\underset{baza}{M_2^IOH}\rightarrow \underset{acid}{M_1^IOH}+\underset{sare}{M_2^IX}$
unde M₁^I și M₂^I reprezintă metale monovalente.

Aceasta reprezintă cea mai importantă metodă de obținere a bazelor (cu excepția hidroxizilor de sodiu, potasiu și calciu), în special în cazurile când:

1. Baza formată sau anhidrida ei este volatilă și se poate îndepărta din amestecul de reacție, ridicând temperatura. În acest fel se poate obține amonicul, din clorura de amoniu și hidroxidul de calciu:

$\small 2NH_4Cl+Ca(OH)_2\rightarrow CaCl_2+2NH_3+2H_2O$

2. Baza formată este insolubilă sau greu solubilă. De exemplu, din reacția dintre sulfatul de cupru, CuSO₄ și hidroxidul de sodiu rezultă hidroxidul de cupru, Cu(OH)₂, o bază insolubilă, și sulfatul de sodiu, Na₂SO₄, o sare solubilă, care rămâne deci în soluție:

$\small CuSO_4+2NaOH\rightarrow Cu(OH)_2+Na_2SO_4$

Prin urmare, caracterul disociației depinde de poziția elementului central în sistemul periodic, ceea ce determină tăria legăturilor între element și oxigen, precum și aceea dintre oxigen și hidrogen.

Preambul

Structură

Teoria disociației electrolitice
Teoria protolitică

Formula Generală
Nomenclatura
Proprietăți

Metode generale de obținere

Combinarea cu apă a unor oxizi bazici
Descompunerea apei de către unele metale
Electroliza soluțiilor sărurilor unor metale

Obținerea bazelor din săruri prin reacția de dublu schimb

Referințe

1. Edith Beral, Mihai Zapan: Chimie Anorganică, ediția a 3-a, Editura Tehnică, București, 1963
2. James E. House: Inorganic Chemistry, Academic Press, Elsevier, 2008, ISBN 9780123567864

Navigare în lectii

Cumpara abonament

Ajutor

Feedback-ul d-voastră este important pentru noi. Dacă observați vreo neregulă vă rugăm să ne-o semnalați apăsând butonul Trimite Feedback de mai jos.

Cumpara abonament!

Baze

Tag-uri

Partajeaza in Google Classroom

Scurtă definiție

Definiție Descarcă PDF

Preambul

Referințe

Navigare în lectii

Cumpara abonament

Ajutor

Despre Lecții-Virtuale.ro

Newsletter

Parteneri

Clase

Discipline

Evaluare Nationala

Bacalaureat

Clase

Discipline

Evaluare Nationala

Bacalaureat

Clase

Discipline

Evaluare Nationala

Bacalaureat

Clase

Discipline

Evaluare Nationala

Bacalaureat

CCD Galați

Bun Pi Mate

Mate cu Lavinia

Cumpara abonament!

Baze

Tag-uri

Partajeaza in Google Classroom

Scurtă definiție

Definiție Descarcă PDF

Preambul

Referințe

Navigare în lectii

Cumpara abonament

Ajutor

Despre Lecții-Virtuale.ro

Newsletter

Parteneri