Va rugam dezactivati programul ad block pentru a vizualiza pagina!

Cumpara abonament!
Plătește cu PayPal

Acid

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, un acid este orice substanță care conține în moleculă hidrogen și care la disocierea în soluție apoasă pune în libertate ca ioni pozitivi numai ioni de hidrogen, H+

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. Conform teoriei acido-bazice Brønsted-Lowry, numită și teoria protolitică, un acid este o substanță care poate dona un proton (ion de hidrogen, H+), deci este un donor de protoni. 

Definiție Descarcă PDF

Structură
Teoria disociației electrolitice
Teoria protolitică
Clasificare
Hidracizi
Oxoacizi
Radicali Acizi
Formulă Generală
Nomenclatură
Proprietăți
Acțiunea acizilor asupra indicatorilor
Reacția dintre acizi și baze
Reacția dintre un acid și un oxid bazic
Reacția dintre un acid și o sare
Reacția dintre un acid și un metal
Ionizarea acizilor
Metode generale de obținere

Structură

Teoria disocierii electrolitice
Conform teoriei acido-bazice a lui Svante A. Arrhenius, numită și teoria disociației electrolitice, un acid este orice substanță care conține în moleculă hidrogen și care la disocierea în soluție apoasă pune în libertate ca ioni pozitivi numai ioni de hidrogen, H+:

\small HR\rightleftharpoons H^++R^-

De exemplu:
  • acidul clorhidric: \small HCl\rightleftharpoons H^++Cl^-
  • acidul sulfuric: \small H_2SO_4\rightleftharpoons 2H^++SO_4^2-
  • acidul fosforic: \small H_3PO_4\rightleftharpoons 3H^++PO_4^3-
Cum în apă nu pot exista ioni de hidrogen liberi, adică protoni, ci numai ioni de hidroniu, H3O+ (totuși, în practică, se folosește deseori simbolul H+ pentru a desemna H3O+), conform teoriei disociației electrolitice, acizii pot fi definiți drept substanțe care care prin schimb de protoni cu apa pot forma ioni de hidroniu, de exemplu:
 
\small HCl + H_2O\rightleftharpoons Cl^-+H_3O^+
 
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, un acid este o substanță care poate dona un proton (ion de hidrogen, H+), deci este un donor de protoni. 

Conform teoriei protolitice sunt considerați acizi și compuși precum ionul hidroniu, H3O+, ionul amoniu, NH4+, ionul carbonat acid, HCO3-.

Conform teoriei lui Arrhenius, HCl este un acid pentru că soluția lui apoasă conține ionul H3O+, ceea ce indică (eronat) faptul că un acid ar putea exista independent de prezența unei baze în soluție. Examinată din perspectiva teoriei protolitice, reacția

\small HCl + H_2O\rightarrow H_3O^+ + Cl^-
este o reacție acido-bazică pentru că un proton este transferat de la HCl (acidul) la H2O (baza). 

O dată ce o substanță a funcționat ca un donor de protoni, are potențialul de a accepta un proton (adică de a se comporta ca o bază) de la un alt donor de protoni. De exemplu, ionii acetat sunt produși prin reacția:

\small CH_3COOH + NH_3\rightarrow CH_3COO^- + NH_4^+
Ionul acetat poate acum să se comporte ca o bază, acceptând un proton de la un acid adecvat:
\small CH_3COO^- + HNO_3\rightarrow CH_3COOH + NO_3^-

Clasificare
După compoziția lor, acizii se pot clasifica în hidracizi și oxoacizi (sau acizi oxigenați)

Hidracizii sunt acizi binari, în care hidrogenul protonic este legat direct de un atom central, X - H; hidracizii conțin unul sau mai mulți atomi de hidrogen și un atom de nemetal.

Exemple de hidracizi: 
  • acid clorhidric, HCl
  • acid bromhidric, HBr
  • acid sulfhidric, H2S
  • acid selenhidric, H2Se.
Oxoacizii sunt acizi poliatomici care conțin hidrogenul protonic legat de oxigen, care la rândul lui este legat de atomul central, R - O - H; deci oxoacizii conțin pe lângă atomul sau atomii de hidrogen și nemetalul X, unul sau mai mulți atomi de oxigen.

Exemple de oxoacizi:
  • acid carbonic, H2CO3
  • acid azotic, HNO3
  • acid azotos, HNO2
  • acid fosforic, H3PO4
  • acid percloric, HClO4
Prin încălzire, oxoacizii se descompun în oxidul nemetalului respectiv (anhidridă acidă) și apă. De exemplu:
  • acidul fosforic: \small 2H_3PO_4\rightarrow P_2O_5+3H_2O
  • acidul sulfuros: \small H_2SO_3\rightarrow SO_2+H_2O
Hidracizii, neavând oxigen în moleculă, nu dau anhidride prin descompunere. 

După numărul de atomi de hidrogen înlocuibili din moleculă, acizii se pot clasifica în acizi monobazici sau acizi monoprotici, dibazici sau acizi diprotici, tribazici sau acizi triprotici. De exemplu, acidul clorhidric, HCl, este un acid monobazic (monoprotic); acidul fosforic, H3PO4, este un acid tribazic (triprotic). 

Radicali acizi
Moleculele oxoacizilor conțin atomul caracteristic sau central (adică al elementului de la care derivă acidul) și atomii de oxigen grupați împreună. Acești atomi rămân grupați la fel în reacțiile chimice care au loc în soluții. De exemplu, în reacția dintre acidul azotic și hidroxidul de potasiu:
 
\small HNO_3+KOH\rightarrow KNO_3+H_2O
atomii de azot și oxigen rămân grupați ca NO3 atât în acidul azotic, HNO3, cât și în azotatul de potasiu, KNO3; grupa de atomi NO3 se comportă ca și când ar fi un singur element. 

Grupele de atomi ale unor elemente diferite, care se mențin neschimbate în reacții chimice, comportându-se ca un singur element, se numesc radicali. Prin urmare, NO3 este un radical, și deoarece face parte dintr-un acid este un radical acid. 

Legându-se de un atom de element monovalent, radicalul NO3 este un radical monovalent. Radicalul acid SO4, care se găsește în acidul sulfuric, H2SO4, sau în sulfați, M2ISO4, este un radical bivalent. Radicalul acid PO4, care se găsește în molecula de acid fosforic, H3PO4, și de fosfați, M3IPO4, este un radical trivalent.

Acidul sulfuric poate da două tipuri de radicali, și anume: radicalul bivalent SO4 și radicalul monovalent HSO4. Tot așa, acidul fosforic poate da trei tipuri de radicali, și aume: radicalul trivalent PO4, radicalul bivalent HPO4 și radicalul monovalent H2PO4. Ei intră în compoziția sărurilor rezultate prin înlocuirea cu un metal, a 3, 2, sau 1 atomi de hidrogen din acid. Deci, valența unui radical acid este egală cu numărul atomilor de hidrogen care pot fi înlocuiți de un metal. 

Formula generală
Hidracizii, având molecula alcătuită din hidrogen și un nemetal, au formula generală HnX, unde n = 8-nr. grupei din care face parte nemetalul, iar X reprezintă un nemetal la stare de oxidare minimă. În moleculă, atomii de hidrogen sunt direct legați de atomul de nemetal, în concordanță cu valența acestuia. 

Oxoacizii, având molecula alcătuită din hidrogen și un radical acid, au formula generală HR, unde R reprezintă radicalul acid, sau, mai detaliat, HnXOy, unde X este un nemetal la stare de oxidare maximă sau intermediară. 

Formulele acizilor se scriu în ordinea următoare: întâi se scrie hidrogenul (componentul electropozitiv), apoi elementul central și la urmă oxigenul (de exemplu H2SO4 sau HNO3). 

Pentru scrierea formulelor de structură ale oxoacizilor se ține cont de faptul că, în moleculă, atomii de oxigen și grupele -OH sunt fixate de atomul central cu valențele respective. 

Nomenclatura
Hidracizii au numele format din numele elementului central căruia i s-a adăugat terminația hidric. De exemplu, HCl, acidul clorhidric; H2S, acidul sulfhidric

Oxoacizii au numele format din numele elementului central căruia i s-a adăugat terminația ic. De exemplu, H2CO3, acid carbonic; H2SO4, acid sulfuric. 

De obicei, la acizii oxigenați al căror nume este format în acest mod, gradul de oxidare al atomului central are valoare maximă, corespunzătoare poziției elementului în sistemul periodic. Excepție fac acizii elementelor clor, brom, iod, la care numele format după regula generală îl au acizii derivați de la elementul cu grad de oxidare cinci; HClO3, acidul cloric, HBrO3, acid bromic, HIO3, acidul iodic. Acidul derivat de la clorul cu grad de oxidare șapte, HClO4, se numește acid percloric (uneori, prefixul per se folosește în locul prefixului peroxo pentru a indica prezența grupei peroxo, -O-O-, într-un compus, de exemplu Na-O-O-Na, peroxidul de sodiu). Acidul derivat de la iodul cu grad de oxidare șapte, H5IO6, se numește acid periodic (acidul periodic are două forme: acidul metaperiodic, cu formula HIO4, și acidul ortoperiodic, cu forumla H5IO6). De la bromul cu grad de oxidare șapte nu se cunoaște un acid. 

Prin pierdere de apă, unii acizi pot trece în alți acizi, fără ca numărul de oxidare al atomului central să se schimbe. Numele acestor acizi menține sufixul ic, diferențierea de acidul inițial fiind indicată de un prefix. Prefixele orto și meta se folosesc pentru a diferenția acizii după "conținutul de apă". De exemplu:

H3BO3 - acid ortoboric         (HBO3)n - acizi metaborici
H4SiO4 - acid ortosilicic       (HSiO) - acizi metasilicici 

Prefixul piro se folosește pentru a indica un acid format din două molecule ale unui ortoacid, minus o moleculă de apă. De exemplu H2S2O7 - acid pirosulfuric, provenit din două molecule de acid sulfuric:

\small 2H_2SO_4\rightarrow H_2S_2O_7+H_2O

Acizii la care atomul central are numărul de oxidare mai mic (cu 2) decât în acizii obișnuiți (cei cu numele terminat în ic), au numele format prin adăugarea sufixului os la numele elementului. De exemplu:
  • acidul cloros\small H\overset{+3}{Cl}O_2
  • acidul azotos\small H\overset{+3}{N}O_2
  • acidul fosforos\small H_3\overset{+3}{P}O_3
La un număr de oxidare și mai mic al atomului central, acidul respectiv are numele format cu ajutorul prefixului hipo, menținându-se și sufixul os. De exemplu:
  • acidul hipocloros\small H\overset{+1}{Cl}O
  • acidul hipofosforos\small H_3\overset{+1}{P}O_2
Proprietăți
Acizii sunt substanțe gazoase sau lichide. La încălzire, oxoacizii se descompun în apă și anhidrida respectivă. Descompunerea variază cu stabilitatea acidului; astfel, acidul carbonic sau acidul sulfuros se descompun ușor, pe când acidul sulfuric sau acidul azotic nu se descompun decât la temperaturi înalte. 

Acizii sunt solubili în apă. Soluțiile de acizi prezintă o serie de proprietăți caracteristice:
a) Acțiunea acizilor asupra indicatorilor: 
Schimbarea culorii indicatorilor este o proprietate caracteristică tuturor soluțiilor de acizi. Acizii pot fi recunoscuți după culoarea pe care o ia indicatorul în prezența lor: 
  • soluția de turnesol se colorează în roșu
  • soluția de metiloranj devine portocaliu-roz
  • soluția de fenolftaleină rămâne incoloră.
b) Reacția dintre acizi și baze:
Acizii pot reacționa cu bazele formând o sare și apă. De exemplu, reacția dintre acidul clorhidric și hidroxidul de sodiu:

\small HCl+NaOH\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 un acid și un oxid bazic:
Acizii pot reacționa cu oxizii bazici formând o sare și apă. De exemplu, în urma reacției între acidul sulfuric și oxidul de cupru rezultă sulfatul de cupru și apă:

\small H_2SO_4+CuO\rightarrow CuSO_4+H_2O
 
d) Reacția dintre un acid și o sare:
Între unii acizi și anumite săruri pot avea loc reacții de dublu schimb și rezultă o altă sare și un alt acid. Astfel, în urma reacției dintre acidul sulfuric și azotatul de sodiu rezultă sulfatul de sodiu și acidul azotic:
 
\small H_2SO_4+2NaNO_3\rightarrow Na_2SO_4+2HNO_3
 
e) Reacția dintre un acid și un metal:
Înlocuirea hidrogenului din molecula acizilor se poate face nu numai cu metalul din molecula bazei, ci și cu un metal în stare liberă. Însă, înlocuirea hidrogenului poate fi realizată numai cu un metal mai activ decât hidrogenul. De exemplu, acidul sulfuric reacționează cu zincul, reacție din care rezultă hidrogen și sulfat de zinc:

\small H_2SO_4+Zn\rightarrow ZnSO_4+H_2
 
f) Ionizarea acizilor:
Proprietățile caracteristice ale acizilor în soluție apoasă sunt datorate prezenței ionilor de hidroniu. Un acid este cu atât mai tare cu cât concentrația acestor ioni în soluție, la o diluție dată, este mai mare, adică cu cât acidul este mai puternic disociat. 

Acizii tari, cum sunt acizii clohidric și azotic, sunt practic complet disociați în ionii lor. Tăria acizilor slabi depinde de gradul lor de disociere. Prin urmare, o măsură a tăriei unui acid este dată de constanta de echilibru:
 
\small \frac{[H_3O^+][R^-]}{[HR][H_2O]}=K
 
Cum într-o soluție diluată concentrația apei de la numitor este o constantă (aprox. 55 mol/L), ea poate fi inclusă în constanta de echilibru:

\small \frac{[H_3O^+][R^-]}{[HR]}=K_a
Constanta Ka, caracteristică unui acid, este numită constantă de aciditate  sau constantă de ionizare. 
 
Ionizarea succesivă a acizilor poliprotici (polibazici)
Acizii poliprotici conțin în moleculă mai mulți atomi de hidrogen pe care îi pot pierde. Acești protoni sunt desprinși de molecula acidului în mod succesiv (în trepte), astfel încât există un număr de etape de ionizare, corespunzător numărului de protoni ce pot fi desprinși din molecula acidului. De exemplu, pentru cele două etape de ionizare ale acidului sulfuric, constantele de ionizare corespunzătoare sunt:

etapa 1: \small H_2SO_4+H_2O\rightleftharpoons H_3O^++HSO_4^-\; \; \; \; \; \; \; \; \; \; K_1=\frac{[H_3O^+][HSO_4^-]}{[H_2SO_4]}\approx 10^3
etapa 2: \small HSO_4^-+H_2O\rightleftharpoons H_3O^++SO_4^2^-\; \; \; \; \; \; \; \; \; \; \; \; K_2=\frac{[H_3O^+][SO_4^2^-]}{[HSO_4^-]}=1,2\cdot 10^-^2

Similar, pentru cele trei etape de ionizare ale acidului fosforic, constantele de ionizare corespunzătoare sunt:

etapa 1: \small H_3PO_4+H_2O\rightleftharpoons H_3O^++H_2PO_4^-\; \; \; \; \; \; \; \; \; \; K_1=\frac{[H_3O^+][H_2PO_4^-]}{[H_3PO_4]}=7,5\cdot 10^-^3
etapa 2: \small H_2PO_4^-+H_2O\rightleftharpoons H_3O^++HPO_4^2^-\; \; \; \; \; \; \; \; \; \; \; \; K_2=\frac{[H_3O^+][HPO_4^2^-]}{[H_2PO_4^-]}=6,2\cdot 10^-8
etapa 3: \small HPO_4^2^-+H_2O\rightleftharpoons H_3O^++PO_4^3^-\; \; \; \; \; \; \; \; \; \; \; \; \; \; K_3=\frac{[H_3O^+][PO_4^3^-]}{[HPO_4^2^-]}=4,8\cdot 10^-13

Valorile constantelor de ionizare succesivă ale acizilor poliprotici, K1, K2, K3, descresc în raporturile 1 : 10-5 : 10-10
Explicația tendinței descrescânde ca protonul să se desprindă în ionizări succesive constă în faptul că în prima etapă, protonul (care are sarcină pozitivă) se desprinde dintr-o moleculă neutră, pe când în celelalte etape, el se desprinde dintr-un ion cu sarcină negativă din ce în ce mai mare. Din cauza atracției electrostatice, îndepărtarea protonului devine deci din ce în ce mai anevoioasă în etape succesive. 

Disociația în trepte a acizilor poliprotici explică formarea sărurilor acide. 
Valorile constantelor de aciditate se determină experimental prin măsurarea pH-ului soluțiilor de acizi. 

Metode generale de obținere
Acizii pot fi preparați prin diferite metode:

a) Combinarea cu apă a unor oxizi acizi. De exemplu, acidul fosforic rezultă din combinarea cu apă a pentaoxidului de fosfor:

\small P_2O_5+3H_2O\rightarrow 2H_3PO_4
 
b) Acțiunea unui acid asupra unei sări. Reacția de dublu schimb se poate nota după forma generală:

\small \underset{acid}{HR_1}+\underset{sare}{MR_2}\rightleftharpoons \underset{acid}{HR_2}+\underset{sare}{MR_1}
R1 și R2 reprezintă radicalii acizi monovalenți

Procesul este de obicei reversibil. Pentru ca reacția să se desfășoare într-un singur sens trebuie să se îndepărteze unul dintre produsele de reacție din amestecul de reacție. Aceasta se poate realiza în mai multe moduri:

1. Acidul rezultat este volatil sau se descompune ușor într-o anhidridă acidă volatilă și apă. De exemplu, dacă peste azotat de potasiu se toarnă acid sulfuric concentrat se formează acid azotic și sulfat acid de potasiu:

\small KNO_3+H_2SO_4\rightarrow HNO_3+KHSO_4
Acidul azotic fiind volatil se degajă din amestecul de reacție și poate fi separat.
 
Similar, dacă peste carbonat de calciu se toarnă acid clorhidric rezultă acid carbonic care se descompunde imediat în dioxid de carbon și apă:

\small CaCO_3+2HCl\rightarrow CaCl_2+\underbrace{CO_2+H_2O}
 
2. Acidul rezultat este greu solubil. De exemplu, pentru obținerea acidului silicic, respectiv a gelului de bioxid de siliciu, se tratează o soluție de silicat de sodiu cu acid clorhidric. 

c) Combinarea directă a hidrogenului cu nemetalul este o metodă generală de preparare a hidracizilor. De exemplu, sinteza acidului clorhidric din hidrogen și clor este o metodă aplicată industrial:

\small H_2+Cl_2\rightarrow 2HCl

 

Preambul

Preambul

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
Plătește cu PayPal

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.

Despre Lecții-Virtuale.ro

Lecții-Virtuale este o platformă educațională care oferă suport în vederea pregătirii pentru Evaluare Națională și Bacalaureat la Matematică, Fizică și Chimie. Lecțiile noastre sunt alcătuite din filme și exerciții și probleme cu tot cu rezolvări. Platforma noastră este o soluție ideală pentru școala online. Pentru facilitarea activității profesorilor în cadrul ecosistemului GSuite de la Google am implementat butonul Google Classroom. Scopul nostru este să ne concentrăm pe prezentarea noțiunilor și fenomenelor într-o manieră care să stimuleze înțelegerea și nu memorarea mecanică. Ne propunem să facilităm accesul la conținut educațional de calitate mai ales elevilor cu venituri mai modeste care nu își pemit meditații particulare. Sperăm să vă simțiti bine alături de noi și să invățați lucruri folositoare. Hai România!

Newsletter

Abonează-te la Newsletter pentru a fi la curent cu toate ofertele noastre.

Parteneri

EduApps partener Lectii Virtuale UiPath partener Lectii Virtuale CCD Galați partener Lectii Virtuale

2021 © Lecții-virtuale.ro Toate drepturile rezervate
Termeni    Despre    Contact    Confidenţialitate    Cariere