Universitatea de Științe Agricole și Medicină Veterinară Iași Facultatea de Agricultură Titular: Șef lucr. dr. Trofin Alina Anul de studii: I Semestrul: I

 

2 

CUPRINS

U.I. 1. Legături chimice 5 1.1. Legătura ionică 5 1.2. Legătura covalentă 8 1.2.1. Legătura coordinativă 10 1.3. Legătura metalică 12 1.4. Legături intermoleculare 13 1.5. Test de autoevaluare 17 U.I. 2. Sisteme disperse omogene (soluții) 18

2.1. Definiție, clasificare 18 2.2. Concentrațiile soluțiilor 18 2.3. Procesul de dizolvare 23 2.4. Solubilitatea substanțelor 24

2.4.1. Solubilitatea solidelor 24 2.4.2. Solubilitatea lichidelor 26 2.4.3. Solubilitatea gazelor 26

2.5. Soluții diluate de neelectroliți 27 2.5.1. Difuziunea 27 2.5.2. Osmoza și presiunea osmotică 27

2.6. Test de autoevaluare 31 U.I. 3. Noțiuni de electrochimie 33

3.1. Proprietăți coligative ale soluțiilor 33 3.2. Echilibrul chimic: procese reversibile și ireversibile 34 3.3. Acizi, baze, amfoliți 36 3.4. Gradul de ionizare al electroliților slabi 38

3.4.1. Constante de aciditate și bazicitate 39 3.4.2. Produsul ionic al apei și mărimea pH 40

3.5. Soluții tampon 42 3.6. Hidroliza sărurilor 43 3.7. Test de autoevaluare 46 3. Rezumat U.I. 1, 2, 3 48

U.I. 4. Sisteme disperse eterogene (coloizi) 49

4.1. Definiție, clasificare 49 4.2. Structura particulei coloidale (micela coloidală) 51 4.3. Proprietățile sistemelor coloidale 53

4.3.1. Proprietăți cinetice 53 4.3.2. Proprietăți optice 56 4.3.3. Proprietăți electrice 59

4.4. Test de autoevaluare 61 U.I. 5. Caracterizarea generală a elementelor din grupele principale ale sistemului periodic 63

5.1. Grupa Ia a sistemului periodic (metale alcaline) 63 5.2. Grupa IIa ( metale alcalino – pământoase ) 64 5.3. Grupa IIIa a sistemului periodic 66

 

3 

5.4. Grupa IVa a sistemului periodic 66 5.5. Grupa Va a sistemului periodic 67

5.5.1. Azotul 67 5.5.2. Fosforul 68

5.6. Grupa VIa a sistemului periodic 69 5.6.1. Oxigenul 70 5.6.2. Oxidul de hidrogen, apa 71 5.6.3. Sulful 74

5.7. Grupa VIIa a sistemului periodic 76 5.8. Hidrogenul 78 5.9. Grupa VIIIa a sistemului periodic (gaze rare) 80 5.10. Elementele tranziţionale (generalităţi) 81 5.11. Test de autoevaluare 83 5. Rezumat U.I. 4, 5 84

A.A. – Lucrări practice de laborator 85

6.1. Analiza calitativă - reacțiile ionilor sodiu, potasiu, amoniu, calciu, magneziu, fier și azotat 85 6.2. Volumetria prin reacții de neutralizare 92

6.2.1. Prepararea și titrarea unei soluții 0,1N de NaOH cu ajutorul unei soluții de acid oxalic 92

6.2.2. Prepararea și titrarea unei soluții de HCl 0,1N cu o soluție de NaOH de concentrație cunoscută 94

6.2.3. Dozarea azotului din sărurile de amoniu (metoda Kjeldahl) 96 6.3. Volumetria prin reacții de oxido-reducere 98

6.3.1. Permanganometria în mediu acid 99 6.3.2. Dozarea ionului feros Fe

2+ din compuși prin

metoda permanganometrică; 100 6.3.3. Iodometria 101

6.4. Volumetria prin reacții de precipitare 105 6.4.1. Argentometria: metoda Mohr de dozare a clorurilor 105

6.5. Volumetria prin reacții cu formare de complecși 106 6.5.1. Complexometria: Duritatea apei 107

6.6. Metode fotometrice de analiză 108 6.6.1. Dozarea ionului fosfat; reacțiile ionului PO4

3- 109 6.6.2. Dozarea manganului din produse vegetale 111

6.7. pH-metria 112 6.8. Determinarea potențiometrică a punctului de echivalență la titrările acido-bazice. Stabilirea concentrației unei soluții acide analizate 114 6.9. Metode de preparare a sistemelor disperse: coloizi și geluri 116 Teme de verificare 120

Bibliografie 124 Dicționar de termeni specifici 125 Anexe 128

 

4 

Disciplina "Chimie generală", în conformitate cu programa analitică, îşi propune:însuşirea noţiunilor fundamentale de chimie privind transformările substanţelor în plante în cadrul proceselor metabolice; corelarea noţiunilor de chimie cu cele de fiziologie, oenologie, genetică, ameliorare; însuşirea tehnicilor de laborator şi interpretarea analizelor chimice.

Cursul cuprinde noţiuni fundamentale teoretice cât şi practice de chimie generală necesare studenţilor pentru întelegerea proceselor fizico-chimice ce au loc în sol şi plantă.

Parcurgerea materialului urmărește: - cunoaşterea principiilor de bază din chimie şi a parametrilor care le

influenţează, a noţiunilor de bază privind procesele chimice care au loc în sol, apă şi plante;

- cunoaşterea categoriilor de substanţe, a distribuţiei şi importanţei lor în natură;

- cunoaşterea tipurilor de procese chimice, condiţiile de desfăşurare şi posibilitatea de a interveni în sensul creşterii eficienţei unui proces sau diminuării efectelor negative ale altora;

- cunoaşterea impactului substanţelor chimice asupra mediului înconjurător; - posibilitatea de a corela noţiunile teoretice însuşite din diverse capitole; - abilitatea de a aplica unele noţiuni teoretice în metode de calcul, de

interpretare grafică sau în explicarea unor rezultate de analize obţinute în laborator; - abilitatea practică a lucrului cu diverse soluţii, substanţe uzuale de

laborator; - cunoaşterea principiilor de funcţionare a unor aparate specifice unui

laborator chimic (pH-metru , balanţă analitică, fotocolorimetru etc.); - posibilitatea efectuării unor reacţii calitative şi cantitative din cadrul unor

metode uzuale de analiză chimică în laborator; - dezvoltarea unei conduite corecte de lucru şi a unei discipline în gândire în

privinţa rolului analizei experimentale în susţinerea şi demonstrarea unor noţiuni teoretice;

- dobândirea abilităţii de a lucra într-un laborator cu probe de materiale vegetale, apă şi sol, de a efectua analize chimice generale şi specifice;

- abilitatea de a aplica tratamente corecte cu diverse substanţe pentru sol, ape sau culturi în vederea asigurării unui echilibru între eficienţă şi protecţia mediului;

- stimularea interesului pentru cercetarea ştiinţifică, pentru metodele şi aplicabilitatea practică a rezultatelor în acest domeniu de activitate;

- dezvoltarea abilităţilor de comunicare şi a lucrului în echipă; - înţelegerea importanţei de a fi la curent cu cele mai noi informaţii teoretice

sau aplicate şi a metodelor moderne de analiză şi interpretare a datelor.

 

5 

U.I. 1. LEGĂTURI CHIMICE

1.1. Legătura ionică 5 1.2. Legătura covalentă 8 1.2.1. Legătura coordinativă 10 1.3. Legătura metalică 12 1.4. Legături intermoleculare 13 1.5. Test de autoevaluare 17

Legătura chimică reprezintă un ansamblu de interacţiuni care se stabilesc

între atomi, ioni sau molecule, cu formarea unor sisteme stabile. În urma reacţiilor chimice, în atomi se modifică doar structura stratului de

valenţă, exterior. Există în principal trei tipuri de legături chimice, trei modalităţi prin care

atomii se pot combina: A. Legătura ionică (electrovalenţa) Se realizează în urma transferului de electroni de la un atom electropozitiv

la un atom electronegativ, când se formează ioni de semn contrar, care apoi se atrag prin forţe de natură electrostatică.

B. Legătura covalentă (covalenţa) Se stabileşte între atomi neutri prin punere în comun de electroni. Astfel

rezultă o densitate electronică maximă între cei doi atomi. Ea poate fi localizată între doi atomi sau delocalizată (policentrică) pe mai mulţi atomi din moleculă. Covalenţele pot fi de tip σ sau π

C. Legătura metalică Apare între atomii din reţeaua metalică prin delocalizarea norilor

electronici de legătură, fiind caracterizată de faptul că nu este saturată, orientată în spaţiu şi nici localizată.

Aceste tipuri de legături sunt cazuri limită, deoarece în realitate nu se

cunoaşte nici un compus în care legătura să fie doar de un singur fel. Legătura poate fi preponderent ionică (NaCl, CsF etc.) sau preponderent covalentă (H2, O2 etc.) dar nu este niciodată pur ionică sau covalentă.

Atomii elementelor se combină prin transfer electronic sau prin punere în comun de electroni, în aşa fel încât să-şi realizeze configuraţia electronică a gazului rar cel mai apropiat din sistemul periodic.

Hidrogenul este singurul element care formează un înveliş de doar doi electroni (dublet electronic) în toate combinaţiile sale. Regula octetului este valabilă doar pentru elementele din perioada a doua. Atomii celorlalte elemente se abat de la această regulă în multe combinaţii, având pe ultimul strat 10 electroni (PCl5), 12 electroni (SF6) sau chiar 14 electroni (IF7).

1.1. Legătura ionică Teoria electronică a formării legăturii ionice a fost elaborată de către W.

Kössel şi prevede că atomii elementelor din primele două grupe ale sistemului

 

6 

periodic au o tendinţă pronunţată de a forma legături ionice cu atomii elementelor din grupele VIa şi VIIa.

După Kössel, formarea legăturii ionice se explică prin cedare şi acceptare de electroni de către atomi, în vederea realizării unei configuraţii stabile pe ultimul strat electronic. Atomii cu caracter electropozitiv vor ceda electroni, transformându-se în ioni pozitivi (cationi) iar cei cu caracter electronegativ vor accepta electroni, formând ioni negativi (anioni).

De exemplu, la punerea în comun a unui metal alcalin cu un halogen, metalul va ceda electronul de pe ultimul strat, care va fi captat de halogen, ambii transformându-se în ioni. Aceşti ioni, odată formaţi, nu rămân izolaţi, ci se atrag electrostatic, până la o distanţă minimă permisă de forţele de repulsie între învelişurile lor electronice.

Na : [Ne] 3s1

Cl : [Ne] 3s2 3p5 Na + ½ Cl2 → (Na+ + Cl-)

Na → Na+ + 1 e- INa = 494,03 kJ/atom gram 1/2 Cl2 + 1 e- → Cl- ACl = - 347,49 kJ/atom gram Na+ + Cl- →( Na+Cl-)

Teoria lui Kössel explică mulţumitor formarea combinaţiilor ionice tipice

(sărurile), pentru că formarea lor este justificată energetic; pentru a fi stabilă, o legătură chimică trebuie să se formeze cu degajare de energie.

Reacţia nu poate fi explicată numai pe baza schimbului de energie.

Clorura de sodiu nu s-ar forma doar dacă ar veni în contact atomi de sodiu şi de clor. Transferul de electroni este însă însoţit de un proces exoterm care corectează balanţa energetică. Formarea ionilor izolaţi Na+ şi Cl- nu se produce spontan, ci numai dacă reacţia este însoţită de un proces exoterm care să compenseze deficitul energetic al primei reacţii.

Formarea reţelei cristaline, ca urmare a atracţiei electrostatice dintre ionii de sarcini opuse se produce cu o degajare de energie, numită energie de reţea U, care determină desfăşurarea procesului. Energia de reţea indică tăria legăturii chimice.

Ionii formaţi prin transfer de electroni se atrag electrostatic formând compusul ionic. Ei îşi păstrează caracterul de particulă independentă. Ionii pot fi monoatomici sau poliatomici (SO4

2-, NO3-, CN- etc.).

 

 

7 

Caracteristicile legăturii ionice Electrovalenţa prezintă următoarele proprietăţi: - se datorează forţelor de atracţie electrostatice dintre ioni; - formează asociaţii deschise în care fiecare ion tinde să se înconjoare cu

un număr mare de ioni de semn contrar; - formează agregate tridimensionale de ioni, cu reţele cristaline; - formulele brute atribuite combinaţiilor ionice reprezintă raportul de

combinare al ionilor şi nu adevărata compoziţie a substanţei; - legătura ionică nu este rigidă, dirijată în spaţiu, fapt ce permite

dizolvarea în solvenţi polari; - legătura ionică este o legătură puternică, având o energie de 20 - 200

kcal/mol; Proprietăţile compuşilor ionici Sunt substanţe solide, cristaline, dure, casante în general. Această ultimă

proprietate se explică prin deplasarea straturilor în care se situează ionii, sub acţiunea unei forţe externe, până când ioni de acelaşi semn din straturi vecine se resping reciproc, ducând în final la spargerea cristalului în cristale mai mici.

Duritatea unui cristal se notează cu D şi se stabileşte cu ajutorul scării Mohs (fig. 3.2.), în funcţie de poziţia substanţei standard din scară care zgârie cristalul studiat. Duritatea unui cristal este cu atât mai mare cu cât raza este mai mică şi sarcina este mai mare.

Conductibilitatea electrică Compuşii ionici în stare solidă conduc puţin

curentul electric, dar în stare topită şi în soluţie ei disociază, fiind electroliţi, respectiv conductori de ordinul doi (conduc curentul electric prin intermediul ionilor).

Punctele de topire şi de fierbere Pentru compuşii ionici, aceşti doi parametri au

valori destul de ridicate. Ele scad pe măsură ce creşte raza ionică şi cresc cu creşterea sarcinilor electrice (tabelul 1.1.).

Tabel 1.1.

Punctele de topire şi fierbere pentru unele halogenuri alcaline Halogenura NaF NaCl NaBr NaI LiCl KCl RbCl CsCl p.t. ( 0C) 992 801 747 662 614 776 717 646

p.f. ( 0C) 1704 1413 1392 1304 1353 sublimează

la 1500 1383

sublimează

la 1300

Solubilitatea Substanţele ionice sunt solubile în solvenţi polari şi greu solubile în

solvenţi nepolari. Solubilitatea în apă, de exemplu,se explică prin micşorarea forţelor electrostatice care reţin ionii în reţeaua cristalină, în urma procesului de hidratare a ionilor.

Energia de dizolvare ΔHdizolvare a unui compus într-un solvent este formată din :

 

Fi 3 2 S

 

8 

- energia reticulară R - energia consumată pentru desfacerea ionilor individuali din reţea, egală şi de semn contrar cu energia de reţea;

- energia de hidratare H - energia degajată în procesul de asociere a moleculelor de apă cu ionii eliberaţi din cristal.

În funcţie de raportul dintre mărimile absolute ale celor două forme de energie, există trei tipuri de dizolvări:

a. dizolvări endoterme, când │R│ > │H│; solubilitatea creşte cu temperatura. Ex. NH4Cl, NH4NO3 etc.

b. dizolvări exoterme, , când │R│ < │H│; solubilitatea scade cu creşterea temperaturii. Ex. AlCl3, CuSO4 etc.

c. dizolvări cu efect termic neglijabil, , când │R│ = │H│; solubilitatea nu variază cu temperatura.

Combinaţiile ionice care au o energie de reţea destul de mare sunt foarte greu solubile în apă (ex. AgX, unii oxizi metalici, sulfurile metalelor tranziţionale etc.)

1.2. Legătura covalentă Se realizează prin punerea în comun de electroni neîmperecheaţi. În

funcţie de natura atomilor care participă la formarea legăturii, se deosebesc două tipuri de covalenţe:

- covalenţa nepolară stabilită între atomi de acelaşi fel, electronii de legătură aparţinând celor doi atomi în mod egal. Ex. H2, O2. Cl2 etc.

- covalenţa polară stabilită între atomi din specii diferite, caracterizată prin deplasarea electronilor de legătură spre atomul mai electronegativ. Apar astfel sarcini electrice formale (ex. Hδ+ - Cl δ- )

Teoria electronică a covalenţei Această teorie nu face distincţie între covalenţele de tip σ şi cele de tip π,

între cele localizate şi cele delocalizate. De asemenea, nu oferă posibilitatea efectuării de calcule pentru distanţele interatomice şi energia de legătură pentru a dovedi stabilitatea superioară a moleculei faţă de atomii liberi.

Teoria electronică a legăturii covalente dată de către G.N. Lewis (1916) arată că între doi atomi ai unei molecule se stabilesc legături prin punerea în comun a doi electroni proveniţi câte unul de la fiecare atom, astfel încât fiecare atom capătă configuraţia stabilă a gazului rar cel mai apropiat. De exemplu:

1. Molecula de hidrogen se formează prin punere în comun a câte un electron de la fiecare atom, căpătând structura stabilă a heliului (He).

2. Doi atomi de clor vor pune în comun câte un electron pentru a-şi realiza octetul, ajungând astfel la structura argonului (Ar).

 

9 

3. În molecula de apă, fiecare atom îşi realizează configuraţia stabilă de doi electroni în cazul hidrogenului şi de opt electroni în cazul oxigenului.

4. Realizarea structurii stabile de opt electroni (octet) pe ultimul strat se face şi prin punerea în comun a câte doi electroni de către fiecare atom, ca de exemplu în cazul moleculei de CO2:

5. Moleculele sau unii ioni poliatomici se pot forma şi prin punere în comun a câte trei electroni pentru realizarea structurii stabile (formarea moleculei de azot şi a acidului cianhidric):

Această teorie are la bază regula octetului care se respectă riguros numai

la elementele din perioada a doua. La elementele din celelalte perioade, regula octetului nu este întotdeauna respectată, deşi combinaţiile formate sunt foarte stabile. De exemplu, în PCl5 şi SF6 fosforul are pe ultimul strat de valenţă 10 electroni după formarea a cinci covalenţe, iar sulful are 12 electroni după formarea a şase covalenţe.

Teoria electronică a covalenţei nu explică nici formarea unor compuşi ca BF3 şi BeX2 în care regula octetului nu este respectată.

Proprietăţile compuşilor covalenţi Substanţele covalente se prezintă sub cele trei stări de agregare.

Moleculele gazelor sunt formate din doi atomi, moleculele solide sunt poliatomice, de exemplu molecula de sulf este formată din 8 atomi (S8), cea de fosfor din 4 atomi (P4).

În stare solidă, substanţele covalente formează reţele de cristalizare atomică (diamant, grafit, sulf) sau moleculară. În cristalele moleculare, forţele de atracţie între molecule sunt foarte slabe, de tip Van der Waals, ceea ce determină puncte de topire şi fierbere coborâte. Sunt solubile în solvenţi nepolari.

Unele substanţe cu molecule covalente apar în două sau mai multe structuri moleculare sau cristaline diferite. Acestea au fost numite forme alotropice. De exemplu, oxigenul poate exista sub două forme alotropice, ca

 

 

 

10 

molecule diatomice O2 şi ca ozon O3, forme care diferă şi prin proprietăţile fizice şi chimice.

Carbonul apare în trei forme alotropice: diamant – cu reţea cubică; - grafit – care cristalizează stratificat în sistem hexagonal şi cărbune. Aceste forme diferă mult ca proprietăţi.

În diamant şi grafit, atomul de carbon se află diferit hibridizat: în cristalul de diamant, atomul de carbon este hibridizat sp3, iar în grafit, este hibridizat sp2.

Fig. 1.1. Structura cristalină a diamantului (a) şi a grafitului (b) Diamantul prezintă o duritate foarte mare, fenomen de birefringenţă şi

este izolator electric. Grafitul are o duritate foarte mică, prezintă fenomen de clivaj (se desface în straturi subţiri, paralele) şi este un bun conductor. În figura 3.15. sunt prezentate structurile cristaline ale diamantului şi grafitului.

Cărbunele negru se află sub numeroase varietăţi tehnice, cu structuri neregulate derivând de la cea a grafitului.

Alte molecule ce prezintă fenomenul de alotropie sunt sulful (rombic şi monoclinic), fosforul (alb, roşu şi negru) arsenul (metalic şi galben).

Substanţele formate din molecule nepolare sunt solubile în solvenţi nepolari (hidrocarburi, derivaţi halogenaţi etc.). Cele care sunt solubile în apă (cum ar fi ureea, glucidele) formează soluţii de neelectroliţi (nu conduc curentul electric).

Substanţele covalente polare (acizi, amoniac) sunt solubile în solvenţi polari, respectiv în apă, formând soluţii de electroliţi.

1.2.1. Legătura coordinativă Reprezintă un caz particular al legăturii covalente şi se deosebeşte de ea

prin faptul că electronii puşi în comun provin numai de la unul din atomii care posedă electroni neparticipanţi.

De exemplu, atomul de azot din amoniac adiţionează la perechea de electroni neparticipanţi un proton cedat de către un acid, formându-se ionul de amoniu (fig. 1.2.):

:NH3 + HCl ↔ (NH4+ + Cl-)

Legătura coordinativă se mai numeşte legătură donor – acceptor şi se reprezintă printr-o săgeată ce pleacă de la atomul ce pune la dispoziţie dubletul de electroni (donor) spre atomul care se foloseşte de perechea de electroni (acceptor).

Este o legătură semi-ionică sau dativă, datorită polarităţii formal câştigată.

 

11 

Fig. 1.2 Structura ionului amoniu: a) prin teoria electronică a lui Lewis; b) prin teoria mecanic-cuantică

Tot prin legătură coordinativă se formează şi ionul de hidroniu, prin

adiţionarea la una din perechile de electroni neparticipanţi ai oxigenului din apă a unui proton cedat de un acid (fig. 1.3.):

H2O + HCl ↔ (H3O+ + Cl-)

Fig. 1.3. Structura ionului hidroniu: a) prin teoria electronică a lui Lewis; b) prin teoria mecanic-cuantică

Combinaţii complexe Legătura coordinativă explică formarea combinaţiilor complexe. Orice

complex este compus dintr-un atom sau ion central şi ioni sau molecule numiţi liganzi. Ca atom central poate funcţiona orice element din sistemul periodic, însă metalele tranziţionale au o tendinţă deosebită de a forma complecşi.

Liganzii pot fi foarte diferiţi, de la ioni monoatomici (ioni de halogenură X-) până la substanţe organice cu o structură complicată.

Liganzii sunt molecule sau ioni capabili de a dona electroni atomului central. Electronii pe care liganzii îi folosesc spre a se lega de atomul metalic sunt fie electroni neparticipanţi aflaţi într-un orbital p, fie electroni implicaţi în legături.

Liganzii care conţin mai mulţi atomi capabili de a dona electroni se numesc liganzi polidentaţi.

 

12 

Exemple de ioni complecşi: Na[Sb(OH)6] ; K4[Fe(CN)6] Se numeşte număr de coordinaţie (N.C.) numărul de liganzi din imediata

vecinătate a atomului central sau direct legaţi de acesta. La compuşii diferitelor elemente, numerele de coordinaţie ale atomilor centrali variază de la 2 la 14. Cei mai obişnuiţi şi numeroşi complecşi au atomii centrali cu N.C. = 4 sau 6. Complecşii cu N.C. = 4 au o structură tetraedrică, iar cei cu N.C. = 6 au o structură octaedrică.

1.3. Legătura metalică Aranjarea foarte compactă a atomilor din reţeaua cristalină a metalelor, în

care fiecare atom are 8 până la 12 atomi vecini, precum şi proprietăţile caracteristice metalelor nu pot fi explicate prin existenţa legăturilor ionice sau covalente.

Între atomii metalelor există o legătură chimică specială numită legătură metalică. În cazul în care atomii metalelor sunt liberi, izolaţi unii de alţii, electronii fiecărui atom ocupă orbitalii atomici în ordinea creşterii energiei lor, respectând regulile de ocupare cu electroni. Dacă aceşti atomi se află la distanţă foarte mică, orbitalii stratului de valenţă se întrepătrund atât de mult încât electronii de valenţă aparţin tuturor atomilor din masa metalului respectiv. Apar astfel, în locul orbitalilor atomici exteriori, zone de energie legate numite benzi de energie (benzi de valenţă).

În cazul unui cristal de sodiu, de exemplu, care conţine n atomi, nivelele energetice exterioare 3s se contopesc pentru toţi cei n atomi, formând o bandă de valenţă, adică o undă electronică comună tuturor atomilor, ce determină coeziunea cristalului metalic.

Structurile energetice interioare 1s, 2s şi 2p rămân individuale ca şi în cazul atomilor liberi (fig. 1.4).

Fiecare din cele n nivele de energie din banda de valenţă poate fi ocupat cu maxim doi electroni, iar atomii de sodiu au pe nivelul 3s câte un singur electron, deci se pot ocupa cu câte doi electroni doar n/2 nivele, celelalte n/2 nivele rămânând neocupate. Acestea formează banda de conducţie, cu energie mai înaltă decât banda de valenţă.

La creşterea temperaturii, o parte din electronii din banda de valenţă trec în banda de conducţie. Prin aceşti electroni se realizează conducerea curentului electric prin metale.

În cazul metalelor tranziţionale, banda de valenţă se formează din substraturile d şi s cu energii foarte apropiate, care se întrepătrund parţial. Cu cât

 

Fig.1.4. Nivelele energetice în atomii izolați şi în cristalul de Na 

 

13 

se întrepătrund mai mult, cu atât legătura este mai puternică, metalul este mai dur şi mai rezistent.

1.4. Legături intermoleculare În afară de legăturile chimice propriu-zise care se stabilesc între atomii

unei molecule sau între particulele carte alcătuiesc cristalele ionice sau reţelele metalice există anumite interacţiuni între molecule. Aceste interacţiuni sunt mult mai slabe decât legăturile chimice şi se numesc interacţiuni intermoleculare.

Aceste forţe se realizează fără să se pună în comun electroni şi fără să aibă loc un transfer de electroni de la un atom la altul. Deşi aceste forţe acţionează între molecule neutre din punct de vedere electric, ele se reduc tot la forţe electrostatice guvernate de legea lui Coulomb, doar că nu se manifestă între sarcini electrice (ioni), ci între dipolii electrici care fie preexistă în moleculă, fie iau naştere prin inducţie. Intervenţia acestor forţe determină coeziunea moleculelor, posibilitatea de lichefiere a gazelor, căldura de vaporizare, tensiunea superficială a lichidelor etc.

Forţele intermoleculare au fost observate la gazele reale care se abat de la legile gazelor ideale, studiate de Van der Waals. De aici denumirea pentru forţele intermoleculare de forţe Van der Waals. Ele sunt deosebit de slabe, având următoarele caracteristici: sunt forţe slabe comparativ cu covalenţa (1-2 kcal/mol); sunt aditive, adică nu pot fi saturate. Ca şi forţele electrostatice, se manifestă uniform şi în jurul moleculelor.

Interacţiunile de dispersie, de orientare, de inducţie şi cele de repulsie sunt numite forţe de tip Van der Waals sau interacţiuni nespecifice, spre deosebire de interacţiunile specifice care se pot realiza prin legături de hidrogen, formarea de complecşi pe bază de dipoli şi prin formarea de complecşi cu transfer de sarcină.

Interacţiuni de dispersie (forţe de dispersie London) Acţionează între toate tipurile de molecule nepolare (H2, Cl2, CH4). Sunt

cauzate de deformări momentane ale învelişurilor electronice în raport cu nucleele. Aceste fluctuaţii din înveliş duc la apariţia unor momente de dipol instantanee care induc în moleculele vecine un dipol contrar şi astfel apar forţe de atracţie dipol - dipol.

Aceste forţe se manifestă doar la molecule din imediata apropiere.

Interacţiuni electrostatice de orientare Apar între molecule cu asimetrie electronică (polare) sau între ioni şi

molecule polare. În moleculele polare, centrul sarcinilor pozitive diferă de centrul sarcinilor negative. Un dipol este reprezentat ca o elipsă cu semne diferite în cele două extremităţi . Putem exprima valoarea momentului de dipol ca produs între sarcina dipolului şi distanţa dintre cele două centre desarcini. μ = e · d .Forţele de

 

14 

orientare variază invers proporţional cu temperatura. La temperaturi mari, agitaţia deranjează orientarea optimă.

Fig.1.5. Interacţiuni electrostatice a) între două molecule polare; b) între mai mulţi dipoli în stare condensată

Interacţiuni prin efecte inductive

Apar între moleculele polare şi nepolare. Moleculele nepolare pot dobândi un moment dipol indus sub acţiunea câmpului electric al moleculei polare.

Momentul indus μi este proporţional cu câmpul inductiv: μi = α⋅εi ,

unde α este polarizabilitatea sau deformabilitatea moleculei nepolare. Cele două momente, indus şi inductiv (μ = e⋅d) se atrag reciproc.

Forţele Van der Waals diferă de forţele coulombiene pentru că acţiunea lor se manifestă pe distanţe mici şi variază invers proporţional cu puterea şase a distanţei dintre molecule:

F = - A/r6 , în care A este o constantă. Prin existenţa forţelor Van der Waals se explică creşterea temperaturii de

topire şi fierbere de sus în jos în grupele sistemului periodic ce conţin nemetale (gr. VIa şi VIIa). Aceste forţe imprimă substanţelor moleculare proprietăţi caracteristice: cele cu masă moleculară mare şi polarizabilitate mare sunt fie lichide (Br2, CS2), fie solide (S8, P4), în timp ce substanţele moleculare cu masă mică sunt gaze (H2, N2, O2, CO2).

Forţele repulsive

La distanţe foarte mici între molecule încep să se manifeste şi forţe repulsive între învelişurile electronice ale moleculelor. Deoarece forţele repulsive cresc mai repede cu micşorarea distanţei decât cele atractive, reuşesc să le echilibreze pe acestea din urmă şi din această cauză moleculele se pot apropia unele de altele numai până la o anumită distanţă; această distanţă poate fi considerată drept suma razelor Van der Waals ale moleculelor, fiind o distanţă de echilibru atunci când forţele repulsive le egalează pe cele atractive.

Razele Van der Waals sunt mai mari ca razele atomice şi reprezintă regiunea ce include volumul în limitele căruia sunt conţinuţi electronii şi se extinde până în partea exterioară a regiunii ocupate de electronii atomului (fig. 1.6.)

 

15 

Fig. 1.6. Reprezentarea razei van der Waals Caracteristicile forţelor Van der Waals - se manifestă între atomi sau molecuele neutre, care au sau nu un moment

de dipol permanent; - sunt forţe de natură electrostatică, stabilindu-se între dipolii permanenţi

sau induşi ai moleculelor polare, nepolare sau între atomii gazelor rare; - nu sunt orientate în spaţiu şi nu prezintă fenomenul de saturaţie; - energia de interacţiune a acestor forţe (0,2 - 2 kcal/mol) este mult mai

mică decât în cazul legăturilor chimice obişnuite; - forţele Van der Waals se desfac uşor; - interacţionează pe distanţe foarte mici, scăzând repede cu distanţa. Legătura de hidrogen (puntea de hidrogen) Datorită faptului că forţele de interacţiune cresc cu creşterea masei

moleculare, trebuie să crească şi punctele de fierbere şi topire. Această regulă este contrazisă de compuşii hidrogenaţi ai primelor elemente ale grupelor a V-a, a VI-a şi a VII-a principale ale sistemului periodic (NH3, H2O, HF), care au punctele de fierbere mult mai ridicate decât cele ale omologilor lor

Aceste anomalii sunt atribuite asociaţiilor moleculare pe care le formează aceste molecule, care măresc masa molară aparentă, crescând valoarea constantelor de transformare fizică. Tendinţa lor de asociere se explică prin capacitatea atomului de hidrogen care aparţine unei molecule de a forma o legătură slabă cu atomul electronegativ al altei molecule, legătură numită punte de hidrogen.

Sub formă de asociaţii moleculare datorate legăturilor de hidrogen se află şi multe substanţe organice care conţin grupările funcţionale: hidroxil (-OH), carboxil (-COOH), amino (-NH2). Toate aceste substanţe care formează asociaţii moleculare conţin atomul de hidrogen legat covalent de un atom puternic electronegativ: fluor, oxigen, azot şi mai rar clor.

Legătura de hidrogen este o atracţie electrostatică de tip special şi se figurează printr-o linie punctată:…X - H…… X - H …… X - H … (acidul fluorhidric sub formă de asociaţii moleculare).

Formarea legăturii de hidrogen se explică astfel: hidrogenul este legat covalent de unul din atomii electronegativi. El se deosebeşte de toţi ceilalţi atomi prin particularitatea că norul electronic din jurul său este foarte subţire şi sarcina pozitivă a nucleului este ecranată doar de doi electroni. În legătura covalentă formată cu atomul electronegativ, norul electronic este deplasat spre acesta, iar atomul de hidrogen sărăcit în electroni (deci pozitivat)

 

 

16 

 

poate exercita o forţă de atracţie asupra unui atom electronegativ din altă moleculă. Din această cauză legătura de hidrogen este de obicei liniară.

Formarea punţilor de hidrogen explică particularităţile structurale ale apei solide şi lichide precum şi comportatea apei în stare solidă faţă de alte substanţe.. Cu ajutorul razelor X s-a determinat structura cristalină a gheţii, în care fiecare moleculă de apă este înconjurată de alte patru molecule, astfel încât atomii de oxigen ai acestora să formeze un tetraedru. Fiecare atom de hidrogen al moleculei centrale formează o punte de hidrogen cu câte o pereche de electroni neparticipanţi ai altor două molecule de apă.

Anomaliile proprietăţilor fizice ale apei se explică prin faptul că în stare lichidă, apa nu este formată din molecule independente, ci din molecule asociate prin punţi de hidrogen. Se apreciază că la topire se rup brusc 15% din legăturile de hidrogen din cristalul de gheaţă, la 400C sunt desfăcute aproximativ jumătate din legături iar în stare de vapori sunt desfăcute toate legăturile de hidrogen.

Legăturile de hidrogen se desfac şi se refac continuu datorită energiei de legătură mici, numărul lor total rămânând constant la temperatură constantă.

Formarea legăturilor de hidrogen explică solubilitatea mai mare în apă a compuşilor organici care au grupări–OH, -COOH,-C=O,-NH2, decât în solvenţi cu care nu pot stabili punţi de hidrogen.

Punţile de hidrogen joacă un rol important în formarea reţelei cristaline la cristalo-hidraţi şi la unii compuşi anorganici hidrataţi (H3BO3, Al(OH)3 etc.).

Legăturile de hidrogen joacă un rol însemnat în natură: - micşorarea densităţii apei în stare solidă face posibilă viaţa subacvatică în

timpul iernii; - prezenţa legăturilor de hidrogen între macromoleculele de celuloză face ca aceasta să fie insolubilă în apă sau alţi solvenţi polari, constituind astfel principala substanţă din scheletul de susţinere al plantelor etc.

Caracteristicile legăturii de hidrogen - este rezultatul unei interacţiuni care apare între moleculele puternic

polarizate care conţin în structura lor un atom de hidrogen legat de un element puternic electronegativ;

- energia de legătură este mică, fiind cuprinsă între 2 - 8 kcal/mol; - combinaţiile chimice ale căror molecule se asociază prin legături de

hidrogen cristalizează în reţele cu legături de hidrogen; - prezenţa punţilor de hidrogen influenţează puternic proprietăţile fizice

ale substanţelor în care apar (punct de fierbere, punct de topire, vâscozitate, solubilitate, densitate etc.).

 

17 

1.5. Test de autoevaluare

1. Legătura de hidrogen reprezintă: a) o atracţie electrostatică între ioni; b) o legătură covalentă între atomii de hidrogen; c) o atracţie electrostatică între molecule puternic polare identice.

2. Covalenţa se realizează între atomi: a) identici; b) cu caracterul electrochimic asemănător; c) cu caracter electrochimic foarte diferit. 3. Selectaţi compuşii ionici dintre variantele următoare: a) HCl; b) BaCl2; c) KMnO4; d) K2O; e) Na2SO4; f) HCN; g) Li2CO3; h) CaHPO4. 4. Selectaţi compuşii covalenţi dintre variantele următoare: a) H2SO3; b) CaF2; c) Na2S; d) N2; e) NaOH; f) NH3; g) Al2O3; h) CO2. 5. Legătura ionică se realizează între atomi;

a) identici; b) cu caracterul electrochimic asemănător; c) cu caracter electrochimic foarte diferit.

6. Forţele electrocinetice London reprezintă: a) atracţii electrostatice între ioni; b) legături intermoleculare nespecifice; c) atracţii electrostatice între molecule puternic polare identice.

Răspunsuri:

1) - c; 2) – a, b; 3) – b, c, d, e, g, h; 4) – a, d, f, g, h; 5) – c; 6) – b.

 

18 

U.I. 2. SISTEME DISPERSE OMOGENE (SOLUȚII)

2.1. Definiție, clasificare 18 2.2. Concentrațiile soluțiilor 18 2.3. Procesul de dizolvare 23 2.4. Solubilitatea substanțelor 24

2.4.1. Solubilitatea solidelor 24 2.4.2. Solubilitatea lichidelor 26 2.4.3. Solubilitatea gazelor 26

2.5. Soluții diluate de neelectroliți 27 2.5.1. Difuziunea 27 2.5.2. Osmoza și presiunea osmotică 27

2.6. Test de autoevaluare 31

2.1. Definiție, clasificare

Sistemele disperse reprezintă amestecuri de două sau mai multe componente. În funcție de natura suprafețelor care formează amestecul, sistemele disperse pot fi omogene și eterogene.

Sistemele disperse omogene sunt acele sisteme în care componentele nu prezintă suprafețe de separare, compoziția amestecului fiind uniformă în tot sistemul. Substanțele ce compun amestecul nu sunt perceptibile cu ochiul liber sau la microscop și nu sunt separabile prin mijloace mecanice ca filtrare, centrifugare etc.

O soluție este un amestec omogen de două sau mai multe componente (substanțe).

Soluțiile se clasifică după starea lor fizică în soluții gazoase, lichide și solide. Gazele, indiferent de natura lor chimică, se amestecă sau sunt miscibile în orice proporție.

Soluțiile lichide pot fi: gaz în lichid, lichid în lichid, solid în lichid. Exemple de diferite soluții sunt prezentate în tabelul 2.1.

Tabel 2.1. Clasificarea soluțiilor după starea fizică

Tipul de soluție Exemple 1. Amestecuri de gaze aerul atmosferic - amestec de azot și oxigen

(componente principale) 2. Gaz în lichid dioxid de carbon în apă, oxigen în apă, hidrogen

sulfurat în apă 3. Lichid în lichid etanol în apă, fracțiuni de petrol, ulei în eter etc.

4. Solid în lichid săruri în apă, zahăr în apă, naftalină în benzen etc.

5. Solid în solid aliajele - amestecuri formate din mai multe metale

2.2. Concentrațiile soluțiilor Un alt criteriu de clasificare al soluțiilor este concentrația. Concentrația unei soluții reprezintă cantitatea de substanță dizolvată într-

 

19 

un anumit volum de soluție. Ea reprezintă raportul dintre solut și solvent. După concentrație, se

deosebesc: soluții diluate, adică soluții care conțin cantități mici de substanță dizolvate și soluții concentrate, adică soluții care conțin cantități mari de substanță dizolvate.

Concentrația soluției se exprimă în mai multe moduri: - concentrația procentuală; - concentrația molară; - concentrația normală; - titrul.

Concentraţia procentuală (%) Poate fi exprimată în unităţi de masă sau unităţi de volum. Definiţie. Concentraţia procentuală exprimată în unităţi de masă

reprezintă gramele de substanţă dizolvate în 100 grame de soluţie. Exemplu: - o soluţie de NaCl 5% conţine 5 g de NaCl dizolvate în 100 g

soluţie. Se prepară prin dizolvarea a 5 g NaCl în 95 g apă. Problemă: Calculaţi gramele de NaCl dizolvate în 300 g soluţie NaCl de

concentraţie 10%. 100 g soluţie ..................................10 g NaCl 300 g soluţie ...................................x g NaCl x = 300 · 10 / 100 = 30 g NaCl Concentraţia procentuală poate fi exprimată şi în unităţi de volum, atunci

când este folosită pentru prepararea soluţiilor de lichide. Exemplu: - prin alcool 80% se înţelege un amestec format din 80 volume

alcool şi 20 volume apă. Problemă. Care este volumul de alcool necesar pentru a prepara 5 litri de

soluţie 20 % ? 100 ml soluţie ..................................20 ml alcool 5000 ml soluţie ...................................x ml alcool x = 5000 · 20 / 100 = 1000 ml alcool Concentraţia molară (m, M) Definiţie. Se exprimă în număr de moli de substanţă dizolvată în 1000

ml soluţie (un litru). Definiţie. Molul este masa molară a unei substanţe, exprimată în

grame. Exemplu. 1 mol de NaCl = 58,5 g ; 1 mol de apă = 18 g etc.

 

20 

O soluţie molară conţine un mol de substanţă dizolvată într-un litru. Există soluţii dublu molare (2 m) , semimolare (0,5 m), decimolare (0,1 m), centimolare (0,01 m) etc.

Numărul de moli dintr-o cantitate dată de substanţă se calculează astfel: nr. moli = grame substanţă / masa molară

Masa molară a substanţei se calculează din masele atomice ale

elementelor componente. Exemplu. Calculaţi numărul de moli de acid sulfuric din 196 g. M H2SO4 = 2·AH + AS + 4·AO = 2·1 + 32 + 4·16 = 98 nr. moli acid sulfuric = 196 g / 98 = 2 moli Problemă. Calculaţi concentraţia molară a unei soluţii care conţine 8 g

NaOH dizolvat în 500 ml soluţie. M NaOH = 40. 500 ml soluţie ...........................8 g NaOH 1000 ml soluţie ...........................x g NaOH x = 1000 · 8 / 500 = 16 g NaOH concentraţia molară m = 16 g / 40 = 0,4 m (moli NaOH/litru) Concentraţia molară nu trebuie confundată cu cea molală care este

exprimată în număr de moli de substanţă dizolvată în 1000 g solvent. Concentraţia normală (n,N) Definiţie. Reprezintă numărul de echivalenţi gram de substanţă

dizolvată într-un litru de soluţie (1000 ml). Numărul de echivalenţi gram pe care îi conţine o cantitate dată de

substanţă se calculează astfel: nr. e = grame substanţă / echivalent chimic

Definiţie. Echivalentul chimic al unei substanţe reprezintă cantitatea

din acea substanţă care poate reacţiona cu 1 g de hidrogen sau cu 8 g de oxigen.

Echivalentul chimic E se calculează în funcţie de reacţia chimică la care

participă substanţa şi de categoria din care face parte.

1. Eelement = valenţa

A - raportul dintre masa atomică şi valenţa ionului

format în reacţie.

2. Eacid = cedatiHnr

M acid+.

- raportul dintre masa molară şi numărul de

protoni cedaţi în reacţie.

 

21 

3. Ebază = acceptatiHnr

M bază+.

- raportul dintre masa molară şi numărul de

protoni acceptaţi în reacţie (numărul grupărilor OH). În cazul sărurilor, se va ţine cont dacă acestea participă sau nu la reacţii

redox. În cazul unei reacţii fără transfer de electroni, echivalentul chimic al unei sări este dat de relaţia:

4. Esare = ionicmmmc

M sare

..... - raportul dintre masa molară şi cel mai mic

multiplu comun al sarcinilor ionilor componenţi (valenţa comună a ionilor sării). În cazul sărurilor care participă la reacţii redox, echivalentul este:

5. Esare = schimbatienrM sare−.

- raportul dintre masa molară şi numărul de

electroni cedaţi sau acceptaţi de sare în reacţie. După numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată care se găsesc

în soluţie, deosebim soluţii normale (n), dublu normale (2 n), seminormale (0,5 n), decinormale (0,1 n), centinormale (0,01 n) etc.

Exemplu: Calculaţi echivalentul chimic al următoarelor substanţe:

H2C2O4 ( Macid oxalic = 126); NaOH (Mhidroxid de sodiu = 40); KMnO4 (Mpermanganat de

potasiu= 158, ştiind că în reacţia redox în mediu acid acceptă 5 electroni). Eacid oxalic= 126 / 2 = 63 ; Ehidroxid de sodiu = 40 / 1 = 40 Epermanganat de potasiu = 158 / 5 = 31,606 . Problemă: Calculaţi volumul de soluţie de acid clorhidric de concentraţie

30% (ρ =1,19 g/ml) necesar pentru prepararea a 500 ml soluţie 0,2 n. MHCl = 36,5 ; EHCl = 36,5

1000 ml soluţie ......................................0,2 · 36,5 g 500 ml soluţie ....................................... ....x g x = 500 · 36,5 / 1000 = 18,25 g HCl 100 g soluţie ..........................................30 g HCl y g soluţie .....................................18,25 g HCl y = 18,25 · 100 / 30 = 60,83 g soluţie HCl 30%

ρ = g soluţie / volum soluţie ⇒ Vsoluţie HCl = 60,83/1,19 = 51,12 ml Problemă: Calculaţi gramele de NaOH dizolvate în 300 ml soluţie de

concentraţie 0,5 n. MNaOH = 40 ; ENaOH = 40 1000 ml soluţie ................................0,5 · 40 g NaOH 300 ml soluţie ......................................x g NaOH x = 300 · 0,5 · 40 / 1000 = 6 g NaOH

 

22 

Problemă: Calculaţi normalitatea unei soluţii care conţine dizolvate 6,3 g acid oxalic în 250 ml soluţie. Macid oxalic= 126; E = 63

250 ml soluţie .......................................6,3 g H2C2O4 1000 ml soluţie ........................................ .x g H2C2O4 x = 1000 · 6,3 / 250 = 25,2 g concentraţia normală n = g substanţă / E = 25,2 / 63 = 0,4 n Titrul (T) Definiţie. Reprezintă concentraţia exprimată în grame de substanţă

dizolvate la 1 ml soluţie sau la 1000 ml soluţie. Titrul poate fi teoretic (ideal) atunci când este calculat din date

neverificate practic sau ideale, sau poate fi real (practic) atunci când se calculează din date obţinute în urma unei reacţii efectuate practic.

Relaţia dintre titru, concentraţia normală şi echivalentul chimic este T = E · N. Această expresie este similară celei de la calcularea numărului de echivalenţi gram, doar că se raportează la un litru de soluţie. Când ne referim la titrul teoretic,apare în calcul normalitatea dorită, teoretică Nt şi relaţia este Tt = E · Nt , iar când se calculează cu normalitatea reală Nr , relaţia de calcul a titrului real este Tr = E · Nr.

Problemă: Calculaţi titrul real al unei soluţii care conţine dizolvate 15 g

NaCl în 200 ml soluţie. MNaCl = 58,5 200 ml soluţie .....................................15 g NaCl 1000 ml soluţie ..........................................Tr Tr = 1000 · 15 / 200 = 75 g NaCl/litru sau Tr = 1 · 15 / 200 = 0,075 g NaCl/ml Problemă: Calculaţi titrul real al unei soluţii de acid sulfuric care are o

concentraţie normală de 0,075 n. Macid sulfuric= 98 ; E = 98 / 2 = 49 Tr = E · Nr ⇒ Tr = 49 · 0,075 = 3,6 g H2SO4 / l sau Tr = 3,6 / 1000 = 0,0036 g H2SO4 / ml Factorul de corecţie volumetrică (F, f) Definiţie. Reprezintă raportul dintre titrul teoretic şi cel practic. Este un număr (nu are unitate de măsură) care ne arată abaterea

concentraţiei reale a unei soluţii de la concentraţia ideală, dorită. F = Tr / Tt

 

23 

Dacă factorul de corecţie volumetrică este subunitar, soluţia este mai diluată decât concentraţia dorită, iar dacă factorul este supraunitar, soluţia este mai concentrată. Valorile tolerate ale factorului de corecţie volumetrică se situează în intervalul 0,8 ÷ 1,2.

Problemă: Calculaţi factorul de corecţie volumetrică pentru o soluţie de

NaOH care are normalitatea reală de 0,495 n. MNaOH=40; E = 40. Tr = E · Nr = 40 · 0,495 = 19,8 g NaOH / l Deoarece Nr = 0,495 n ⇒ Nt = 0.5 n (se aproximează valoarea

normalităţii reale, prin lipsă sau prin adaos). Tt = E · Nt = 40 · 0,5 = 20 g NaOH / l F = Tr / Tt = 19,8 / 20 = 0,99

2.3. Procesul de dizolvare Procesul de formare a unei soluții din componenți care se găsesc inițial în

stări de agregare diferite poartă denumirea de dizolvare. Dizolvarea solidelor în lichide constă în desfacerea legăturilor dintre

particulele constituente ale suprafeței solide care se dizolvă și formarea de legături între ele și particulele de solvent. Desfacerea rețelei substanței care se dizolvă este un proces endoterm, în timp ce formarea de legături între dizolvant și dizolvat, se manifestă cu degajare de căldură (proces exoterm).

Acest proces exoterm se numește solvatare, iar când solventul este apa, hidratare.

Cristalele cu rețele ionice, cum sunt clorura de sodiu și alte săruri, se dizolvă în apă datorită solvatării ionilor lor cu moleculele de apă, formându-se legături ion-dipol; fiecare ion se înconjoară cu un număr de dipoli orientați cu polul de semn contrar ionului (figura 2.1.).

Fig. 2.1. Dizolvarea în apă a unui cristal de clorură de sodiu

Numărul moleculelor de apă

fixate prin hidratare se numeşte număr de hidratare; el este cu atât mai mare cu cât raza ionului este mai mică şi sarcina lui este mai mare.

Prin dizolvarea unor compuşi în apă se formează cristalohidraţi, de exemplu: Na2SO4 ·10 H2O, CaCl2 ·

H2O, KOH · H2O, CuSO4 · 5 H2O, Na2CO3 ·10 H2O. Substanţele ale căror cristale absorb apa din atmosferă se numesc

higroscopice (exemple: clorura de calciu, hidroxidul de potasiu, clorura de zinc, clorura de magneziu etc).

Substanţele care pierd apa de cristalizare treptat se numesc eflorescente. Dizolvarea este un proces dual, atât fizic cât și chimic. Aspectul fizic al dizolvării se explică prin difuzia ce are loc între particulele

de dizolvat și dizolvant, iar caracterul chimic al procesului este determinat de

 

24 

formarea legăturilor între particulele de dizolvat și dizolvant. Dizolvarea este determinată de un factor entalpic ∆H și un factor entropic

∆S după cum rezultă din expresia variației energiei libere: ∆G = ∆H – T ∆S

Factorul entropic este datorat procesului de difuzie prin care se realizează un mare grad de dezordine, iar factorul entalpic caracterizează variația de căldură care are loc atunci când se dizolvă o substanță.

Dacă dizolvarea unei substanțe are loc fără variații de căldură, factorul entropic este dominant în formarea soluției. Când formarea soluției are loc cu absorbție sau degajare de căldură, factorul entalpic are rol hotărâtor.

În cazul soluțiilor reale, ambii factori contribuie la formarea soluției. Cantitatea de căldură degajată sau absorbită în procesul de dizolvarea poartă

numele de căldură de dizolvare. Pentru ca o substanță să se dizolve într-un dizolvant este necesar ca ambele

să fie capabile să dezvolte același tip de forțe de atracție. De exemplu, hidrocarburile se dizolvă în alte hidrocarburi, deoarece toate formează legături de tip van der Waals. O hidrocarbură nu se dizolvă în apă, întrucât diferența dintre forțele dezvoltate de cele două tipuri de molecule este foarte mare și ele nu se pot compensa reciproc.

Din acest motiv substanțele polare se vor dizolva în lichide polare, cele nepolare în lichide nepolare.

Solidele formate din cristale moleculare se vor dizolva mai ușor în solvenți nepolari, iar cele cu cristale ionice vor fi mai bine dizolvate de dizolvanți polari.

Cristalele atomice, cum ar fi: diamantul, grafitul, carbura de siliciu, cristalele de bor, nu se dizolvă în nici un solvent, pentru că nici unul nu este capabil să rupă legăturile covalente ale acestor rețele cristaline.

Cristalele substanțelor organice, formate prin legături de hidrogen (cristalele de zaharoză) se dizolvă în apă pentru că se rup și se refac continuu legăturile de hidrogen din cristal și se formează legăturile de hidrogen dintre cristal și apă.

2.4. Solubilitatea Unele substanțe formează amestecuri omogene în orice proporție, altele

dizolvă numai o cantitate limitată dintr-o substanță. O soluție se numește saturată când conține cantitatea maximă de substanță

dizolvată la o anumită temperatură dată, uneori și la o presiune dată. Concentrația substanței din soluția saturată reprezintă solubilitatea

substanței respective. Prin solubilitate (sau grad de solubilitate) este indicată cantitatea maximă de

substanță care la o anumită temperatură se poate dizolva într-o anumită cantitate de dizolvant.

De exemplu, o soluție de clorură de sodiu care la 200C conține 35,8g NaCl în 100g apă are solubilitatea de 35,8g NaCl în 100g apă la 200C. O soluție care conține o cantitate mai mică de clorură de sodiu este o soluție nesaturată.

2.4.1. Solubilitatea substanțelor solide Substanțele au solubilități foarte variate. Se consideră ca solubile substanțele

care la 200C au solubilitatea mai mare de 1 g în 100 g apă și insolubile cele cu

 

25 

solubilitatea mai mică de 0,1 g în 100 g apă; substanțele cu solubilități cuprinse între aceste limite sunt greu solubile. De exemplu, azotatul de calciu având solubilitatea de 266 g în 100 cm3 apă este o substanță solubilă; sulfatul de calciu (gipsul) având solubilitatea 0,2 g în 100 cm3 apă este greu solubilă; carbonatul de calciu (aragonit) cu solubilitatea de 0,007 g în 100 cm3

apă (la 200C), este o substanță insolubilă. În tabelul 2.2. este prezentată solubilitatea diferitelor clase de combinații.

Tabel 2.2.

Reguli de solubilitate pentru clase de combinații

Ionii formați Reguli de solubilitate

Li+ , Na+ , K+ , NH4+

solubili

Grupă cu combinații solubile. Excepție fac unii perclorați mai puțin solubili (KClO4 este greu solubil în apă rece) și unele combinații complexe: K2PtCl6; (NH4)2[PtCl6]; (NH4)2[Co(NO2)6]

NO3-, ClO3

-, CH3COO-

solubili Toți nitrații, clorații și acetații sunt solubili

Cl-, Br-, I- predominant solubile

Clorurile sunt solubile exceptând CuCl, AgCl, Hg2Cl2, TiCl2, PbCl2; aceeași regulă este valabilă și pentru bromuri sau ioduri, dar HgBr2, HgI2 și BiI3 sunt insolubile

F- predominant solubile Toate fluorurile sunt solubile cu excepția celor ale elementelor din grupa IIa, IIb și FeF3, PbF2.

SO42- predominant

solubili

Toți sulfații sunt solubili cu excepția celor ai metalelor grupei IIa, Pb2+, ca și sulfații de Ag+ și Hg2+

CO32-,PO4

3-

preponderent insolubili

Toți carbonații sunt insolubili în afara celor ai metalelor alcaline și NH4 +, care sunt solubili. Aceeași regulă este valabilă și pentru fosfați (Li3PO4 insolubil). Mulți dicarbonați Ca(HCO3)2 sau fosfați primari Ca(H2PO4)2 sunt solubili

C2O42-,CN-

predominant insolubili Toți oxalații și cianurile sunt insolubile. Excepție fac compușii metalelor alcaline și ai NH4 +

OH predominant insolubili

Hidroxizii sunt insolubili. Excepție fac hidroxizii metalelor alcaline. Cei de Ca, Sr, Ba, în această ordine, sunt din ce în ce mai solubili

S2- predominant insolubile

Toate sulfurile sunt insolubile în afara celor ale ionilor cu structură de gaz inert: Na+, Mg2+, Al3+ în special cele din grupele Ia, IIa, IIIa și ale NH4 +

O2- insolubili Toți oxizii sunt insolubili cu excepția oxizilor metalelor alcaline și alcalino-teroase care sunt solubili ca urmare a unor reacții cu apa

 

26 

2.4.2. Solubilitatea substanţelor lichide După solubilitatea reciprocă, se deosebesc mai multe sisteme lichid – lichid:

lichide nemiscibile, parţial miscibile şi complet miscibile. De exemplu, apa şi alcoolul sunt complet miscibile, apa şi eterul sunt parţial miscibile iar apa şi mercurul sunt nemiscibile.

Amestecuri de lichide miscibile Sunt amestecuri binare miscibile în orice proporţie. Aceste sisteme sunt

formate din două faze: faza lichidă şi faza gazoasă (vaporii). Presiunea totală (P) a vaporilor este egală cu suma presiunilor parţiale P1 şi P2 ale celor două componente:

P = P1 + P2 Dacă P1>P2, faza gazoasă va fi mai bogată în componentul (1) iar dacă

P2>P1, va fi mai bogată în componentul (2). În general, se poate afirma că faza gazoasă este mai bogată în componentul mai volatil (se evaporă mai uşor, are presiunea de vapori mai mare).

În cazul unui amestec de lichide, separarea prin volatilizare se bazează pe diferenţele dintre presiunile de vapori ale lichidelor ce compun amestecul.

Substanţele cu presiuni de vapori mari fierb la temperaturi mai mici şi se pot separa de alte componente cu puncte de fierbere mai ridicate.

Separările prin volatilizare se pot executa prin distilare simplă, distilare fracţionată, dar şi prin alte tehnici care necesită aparatură mai specială, cum sunt: distilarea în vid, distilarea la presiune ridicată, distilarea azeotropă, extractivă, cromatodistilarea etc.

Amestecuri de lichide nemiscibile Două lichide nemiscibile încălzite împreună vor fierbe la temperatura la care

suma presiunilor de vapori va fi egală cu presiunea atmosferică. Punctul de fierbere al amestecului este mai scăzut decât cel al componentei mai volatile.

Separarea componentelor unui asemenea amestec se realizează introducând vapori de apă în lichidul nemiscibil ce urmează a fi distilat. O parte din vapori condensează, căldura lor de vaporizare degajată servind la vaporizarea componentei mai volatile. Operaţia se numeşte antrenare cu vapori de apă. Prin antrenarea cu vapori de apă se pot distila la temperaturi mai joase de 1000C substanţe ce fierb la temperaturi mult mai mari.

2.4.3. Solubilitatea substanţelor gazoase Solubilitatea unui gaz în lichid este proporţională cu presiunea sa parţială,

conform legii lui Henry: xa = A · pa

unde xa = fracţia molară a gazului, pa = presiunea parţială a gazului deasupra soluţiei şi A = constanta lui Henry.

O altă mărime care exprimă solubilitatea gazelor în lichide este coeficientul de absorbţie (sau de solubilitate) , ce reprezintă cantitatea de gaz (la 00C şi 1 atm) care se dizolvă în condiţii date într-un litru de lichid.

Dintre componentele aerului, oxigenul se dizolvă în cantitatea cea mai mare

 

27 

în apă. Drept rezultat, apa conţine mai mult oxigen decât aerul atmosferic (32,81 % faţă de 20,96 %) fapt care are o mare importanţă biologică pentru viaţa animalelor marine.

2.5. Soluții diluate de neelectroliți

2.5.1. Difuziunea

Este procesul fizic de întrepătrundere a particulelor unei substanțe printre particulele altei substanțe. Difuzia este un proces cinetic ce are loc în dublu sens, de egalare a concentrației sistemului, datorat agitației termice.

Exemplu: dacă peste o soluție de sulfat de cupru se adaugă cu atenție o cantitate de apă, în așa fel încât cele două straturi de lichide să nu se amestece, ele vor căuta să-și egaleze concentrația. Moleculele de apă migrează în soluția de sulfat, iar ionii de cupru și sulfat printre moleculele de apă.

Procesul se termină când tot lichidul din vas are o concentrație uniformă, adică soluția este uniform colorată.

Fiind un proces cinetic, difuzia va decurge cu o viteză de difuzie. Deși moleculele fluidelor au viteze foarte mari, viteza lor de difuzie este

mică, pentru că la temperatură și presiune normală, drumul parcurs de fiecare moleculă este mic, ea suferă un număr mare de ciocniri din partea celorlalte, drumul suferind frecvente devieri. Mărirea vitezei de difuzie are loc prin creșterea temperaturii și a presiunii, dacă sistemul este gazos.

Viteza de difuzie este influențată și de masa moleculară a moleculelor. Cu cât aceasta este mai mică, difuzează mai ușor. De exemplu, hidrogenul este cel mai difuzibil gaz. Expresia vitezei de difuziune este:

lcSD

tx

∂∂⋅⋅−=

∂∂

unde: dx - cantitatea de substanţă care difuzează în unitatea de timp (dt) pe

unitatea de suprafaţă S; D - constanta de difuzie; dC - reprezintă variaţia concentraţiei pe unitatea de lungime dl; (-) - semnul minus indică variaţia concentraţiei până la echilibru.

2.5.2. Osmoza și presiunea osmotică

Osmoza este difuzia unui dizolvant într-o soluție a sa, printr-o membrană

semipermeabilă. În cazul a două soluții de concentrații diferite separate printr-o membrană semipermeabilă, difuzia are loc de la soluția mai diluată spre soluția mai concentrată.

Punerea în evidență a osmozei se face folosind o celulă osmotică, care constă dintr-o pâlnie semisferică cu coadă lungă, la gâtul căreia se leagă o membrană naturală sau artificială(fig. 2.1.).

 

28 

Fig. 2.1. Celule osmotice (osmometre)

(a) - celulă osmotică simplă cu membrană animală; (b) - celulă cu membrană de hexacianoferat (II) de cupru; (c) - celulă cu membrană de mercur.

În pâlnie se introduce o soluție saturată de zaharoză în apă și se cufundă

apoi pâlnia într-un pahar cu apă. La începutul experienței cele două lichide sunt la același nivel. După câteva ore, lichidul urcă în tubul pâlniei până când presiunea hidrostatică produsă este suficient de mare să oprească pătrunderea apei prin membrana semipermeabilă.

Datorită osmozei, în soluție ia naștere o presiune care se opune tendinței dizolvantului de a trece prin membrana semipermeabilă în soluție.

Această presiune se numește presiune osmotică și se definește ca presiunea care trebuie aplicată unei soluții ca să oprească pătrunderea dizolvantului prin membrana ce separă cele două lichide.

Fig. 2.2. Presiunea osmotică a unei soluții

Ea este presiunea suplimentară necesară pentru a realiza echilibrul dintre

soluție și solvent. Presiunea osmotică Π este o măsură a tendinței de diluare a soluției. Presiunea osmotică (Π) se măsoară prin diferența presiunii hidrostatice a soluției pS și a solventului pur po:

Π = PS - PO Osmoza ilustrează tendința naturală, generală, a tuturor sistemelor de a-și

mări entropia, starea de dezordine și probabilitatea maximă.

Tipuri de membrane O membrană semipermeabilă este acea membrană care permite trecerea

selectivă a particulelor. Membranele sunt sisteme geliforme, a căror grosime depășește dimensiunile

moleculare și care posedă o anumită rezistență la rupere. Membranele pot fi confecționate din produse animale (intestine de porc,

bășici de pește etc.) care datorită unor rezultate nereproductibile au fost înlocuite

 

29 

cu membrane semipermeabile artificiale. După materialul din care sunt confecționate acestea pot fi anorganice și organice.

O membrană semipermeabilă anorganică este cea de hexacianoferat (II) de cupru, Cu2[Fe(CN)6]. Aceasta se obține în felul următor: un vas de porțelan poros se umple cu o soluție de sulfat de cupru și se scufundă apoi într-o soluție de hexacianoferat (II) tetrapotasic. Hexacianoferatul (II) cupric care precipită în porii vasului de porțelan este o substanță brună, insolubilă în apă.

O mare dezvoltare a luat folosirea ca membrane a diferitelor tipuri de frite foarte subțiri de tip G-5, cu diametrul porilor de circa 0,7 10-6 m. Se folosesc și membrane de natură organică sau macromoleculară obținute din esteri ai celulozei (exemplu, acetat de celuloză), alcool polivinilic. Datorită porilor foarte fini, membranele semipermeabile permit trecerea moleculelor de solvent (apa) și nu permit trecerea moleculelor mari de soluție.

Legile presiunii osmotice Presiunea osmotică a unei soluții depinde de temperatură și presiune, fiind

aplicabile legile gazelor ideale. La temperatură constantă presiunea osmotică a unei soluții de zaharoză în apă crește proporțional cu concentrația:

Π / C= constant. Concentrația C fiind invers proporțională cu volumul V al soluției, putem

scrie în conformitate cu legea lui Boyle-Mariotte: Π V = constant

Presiunea osmotică variază cu temperatura în conformitate cu legea lui Gay-Lussac:

Π / T= constant Din cele două legi, Van't Hoff a formulat ecuația generală a presiunii

osmotice: Π = C⋅R⋅T, în care:

C - concentrația soluției în moli substanță dizolvată într-un litru de soluție; R - o constantă caracteristică substanței dizolvate și a cărei valoare

numerică este identică cu valoarea constantei gazelor; T - temperatura soluției, în grade Kelvin. Această expresie este analoagă cu ecuația de stare a gazelor: pV = RT, în

care V este înlocuit cu 1/C. Van't Hoff a interpretat, pe baza acestei legi, soluțiile diluate ca fiind

amestecuri în care moleculele solventului se comportă ca un gaz perfect. Această lege arată că, la un același volum și la aceeași temperatură, valoarea presiunii osmotice depinde numai de numărul de molecule dizolvate și nu depinde de natura substanței dizolvate.

Prin urmare, la aceeași temperatură, diferite soluții care au același număr de molecule de substanțe dizolvate în volume egale de dizolvant, au totdeauna aceeași presiune osmotică (prima lege a presiunii osmotice).

De exemplu, o soluție care conține 342g zahăr (1 mol) în 10 litri apă, are aceeași presiune osmotică cu o soluție care conține 74 g acetat de metil (1 mol) în 10 litri apă.

Soluțiile cu aceeași presiune osmotică se numesc izotonice. Van't Hoff a

 

30 

enunțat următoarea lege a presiunii osmotice: Presiunea osmotică a unei soluții diluate este egală cu presiunea pe care

ar exercita-o substanța dizolvată, dacă ar fi în stare gazoasă, la aceeași temperatură și ar ocupa același volum ca soluția (a doua lege a presiunii osmotice).

Această lege este valabilă numai pentru soluții ideale; soluțiile diluate o urmează cu aproximație.

Osmoza inversă Osmoza inversă este procesul de osmoză ce are loc atunci când asupra

soluției din celula osmotică acționează o presiune exterioară mai mare ca presiunea osmotică. În acest caz are loc curgerea inversă, solventul pur din soluție va trece în compartimentul cu solvent. Procesul de curgere al lichidului are loc de la soluția concentrată spre solvent, pus în evidență în fig. 2.3.

Fig. 2.3. Osmoză inversă

Membranele semipermeabile ce se folosesc în procesul de osmoză inversă

sunt confecționate din acetat de celuloză, nylon, poliamidă. Osmoza inversă este folosită pentru concentrarea sucurilor de fructe,

mustului din struguri și pentru desalinizarea apei. Desalinizarea apei se efectuează în instalații simple (fig. 2.4.), membranele

semipermeabile reținând ionii Na+, Mg2+, Ca2+.

Fig. 2.4. Desalinizarea apei prin osmoză inversă

Importanța difuziei și osmozei Difuzia și osmoza joacă un rol foarte important în natură. Pereții celulelor

vegetale și animale sunt constituite din membrane semipermeabile și funcționează ca adevărate osmometre.

Introducând celula într-o soluție a cărei presiune osmotică este mai mare decât a sucului celulei, adică într-o soluție hipertonică, se observă cum celula se

 

31 

contractă și apoi se zbârcește. Acest fenomen numit plasmoliză, este datorat difuziei apei din interiorul celulei prin membrana semipermeabilă.

Dacă o celulă este însă introdusă într-o soluție mai diluată decât sucul celular, adică într-o soluție hipotonică, sau chiar în apă, celula se umflă și poate crăpa, datorită apei care pătrunde din afară, prin membrana semipermeabilă în celulă. Acest fenomen numit turgescență, este folosit în tehnică, de exemplu la extragerea zahărului din sfeclă. Sfecla tăiată mărunt este introdusă în vase cu apă (difuzoare). Datorită presiunii osmotice, celulele de sfeclă crapă și zahărul difuzează în apă, de unde se extrage.

În mod asemănător se comportă și celulele corpului animal. Când globulele roșii ale sângelui sunt introduse în apă curată sau într-o soluție ce conține mai puțin decât 0,86% NaCl (care deci nu este izotonică cu lichidul sângelui, adică plasma sanguină), ele se umflă și pot crăpa din cauza presiunii osmotice provocată de pătrunderea apei. Dacă sunt introduse într-o soluție mai concentrată decât 0,86% NaCl, ele se zbârcesc, deoarece conținutul lor trece în soluția mai concentrată. Soluția izotonică cu plasma sanguină este soluția de 0,86% NaCl, numită ser fiziologic.

Datorită presiunii osmotice apa se ridică prin trunchiul copacilor până la înălțimi de zeci de metri. Presiunea osmotică a plantelor de uscat este de 5 - 11 atm, la unii copaci ajungând până la 20 atm (eucalipt); plantele marine au o presiune osmotică mai mare de 17 - 25 atm, iar la unele ciuperci se pot atinge în celulele lor presiuni osmotice de peste 100 atm.

2.6. Test de autoevaluare 1. Soluțiile sunt amestecuri: a) omogene; b) eterogene; c) în care componentele nu reacționează.

2. Cele două componente ale soluției se numesc: a) solvat și solut; b) dizolvat și solut; c) solvent și solvat; d) dizolvant și solvent. 3. Concentrația unei soluții reprezintă: a) cantitatea de substanță conținută într-o anumită cantitate de solvent sau soluție; b) raportul calitativ între cele două componente ale soluției; c) cantitatea de substanță care reacționează cu un anumit volum de solvent. 4. Molaritatea (M, m) reprezintă: a) numărul de moli de solvat (dizolvat) într-un litru de soluție; b) grame de substanță dizolvate într-un litru de soluție; c) grame de solut (dizolvat) conținute în 1000g solvent.

 

32 

5. Normalitatea (N, n) reprezintă: a) numărul de echivalenți gram de dizolvat conținuți în 1000 cm3 de soluție; b) numărul de echivalenți gram dizolvați în 1000 cm3de solvent; c) grame solut conținute de 1000 cm3 solvent. 6. Concentrația procentuală reprezintă: a) gramele de substanță dizolvate în 100 g solvent; b) gramele de substanță dizolvate în 100 g soluție; c) gramele de substanță dizolvate în 1000 g soluție; d) volumele de substanță dizolvate în 100 volume soluție. 7. Să se calculeze echivalenții chimici ai următoarelor substanțe: HCl, H2SO4, NaCl, MgSO4, NaOH, Ca(OH)2, KMnO4. 8. O soluție saturată: a) conține cantitatea maximă de substanță dizolvată în 100g dizolvant la o anumită temperatură și presiune; b) mai poate dizolva substanță; c) reprezintă limita de diluție a substanței. 9. Difuzia este un proces: a) cinetic; b) chimic; c) fizic. 10. Procesul de difuzie încetează atunci când: a) se uniformizează concentrația amestecului; b) crește concentrația substanței care difuzează; c) are loc un proces chimic. Răspunsuri corecte: 1) – a; 2) – c; 3) – a; 4) – a; 5) – a; 6) – b, d; 7) – (36,5; 49; 58,5; 60; 40; 39; 31,6); 8) – a; 9) – a, c; 10) – a.

 

33 

U.I. 3. NOȚIUNI DE ELECTROCHIMIE 3.1. Proprietăți coligative ale soluțiilor 33 3.2. Echilibrul chimic: procese reversibile și ireversibile 34 3.3. Acizi, baze, amfoliți 36 3.4. Gradul de ionizare al electroliților slabi 38

3.4.1. Constante de aciditate și bazicitate 39 3.4.2. Produsul ionic al apei și mărimea pH 40

3.5. Soluții tampon 42 3.6. Hidroliza sărurilor 43 3.7. Test de autoevaluare 46 3. Rezumat U.I. 1, U.I. 2, U.I. 3 48

3.1. Proprietăți coligative ale soluțiilor Se numesc proprietăți coligative ale soluțiilor acele proprietăți care sunt

proporționale cu concentrațiile soluțiilor, deci cu numărul de particule dintr-o cantitate dată de solvent, ca scăderea presiunii de vapori, scăderea punctului de fierbere, presiunea osmotică.

Factorul Van't Hoff Soluțiile de acizi, baze și săruri au presiuni osmotice mai mari decât cele

calculate după legea lui Van't Hoff, Π = C⋅R⋅T. De aceea, în ecuația presiunii osmotice s-a introdus un factor de corecție i (numit factorul lui Van't Hoff) care reprezintă raportul dintre presiunea osmotică observată și cea calculată.

Expresia presiunii osmotice devine: Π = i⋅C⋅R⋅T. În cazul soluțiilor de uree, zaharoză etc. a căror presiune osmotică observată

este egală cu presiunea osmotică calculată, i = 1. În cazul soluțiilor de acizi, baze, săruri, valoarea lui i este însă mai mare decât 1; ea diferă după natura soluției și crește cu diluția. Astfel pentru o soluție de clorură de sodiu valoarea lui i este aproximativ 2, pentru o soluție diluată de sulfat de sodiu, aproximativ 3; înseamnă că aceste soluții au presiunea osmotică de două ori, respectiv de trei ori mai mare decât cea celulară. Factorul i reprezintă aproximativ numărul de ioni care se pot forma dintr-o substanță în soluție.

Se știe că presiunea osmotică depinde de numărul de particule existente în unitatea de volum a soluției și nu de masa acestor particule.

Deoarece soluțiile de acizi, baze și săruri au valorile presiunii osmotice observate mai mari, înseamnă că ele trebuie să conțină un număr mai mare de particule.

Interpretarea corectă a abaterilor de la legea lui Raoult și Van't Hoff, la soluțiile electroliților a fost făcută de către Arrhenius (1887) care a semnalat pentru prima oară existența în soluție a ionilor, particule independente încărcate cu sarcini electrice.

Coeficientul osmotic Factorul Van't Hoff i nu este număr întreg, decât în soluții foarte diluate.

Factorul i scade cu cât concentrația este mai mare.

 

34 

Se numește coeficient osmotic fo, raportul dintre valoarea i efectiv măsurată la soluție și numărul maxim de ioni (n) ce pot lua naștere dintr-o substanță, la diluție infinită:

i / fo = n La diluție infinită, i = n și fo = 1. Coeficientul osmotic reprezintă fracțiunea din cantitatea totală de soluție,

existând în soluție sub formă de ioni sau altfel de particule capabile să producă o modificare a proprietăților coligative ale soluției (scăderea presiunii de vapori, urcarea punctului de fierbere, coborârea punctului de congelare sau creșterea presiunii osmotice a soluției).

O parte din ioni sunt indisponibili pentru producerea acestor fenomene, fiind legați de ioni de semn contrar sub formă de perechi de ioni.

Activități. Coeficient de activitate Soluțiiile a căror comportare corespunde legilor lui Raoult sau Van't Hoff

sunt considerate soluții ideale. Într-o soluție ideală toate moleculele de solut sunt înconjurate în mod similar de molecule de solvent și nu sunt influențate de alte molecule de solut. Această condiție este îndeplinită numai în soluții de concentrații foarte mici, la o diluție așa-numită "diluție infinită".

Legile soluțiilor ideale sunt valabile și pentru soluții mai puțin diluate dacă li se aplică anumiți factori de corecție.

În soluțiile de electroliți fiecare ion este înconjurat de un nor ionic de semn contrar. Pentru a îndepărta un ion din norul lui ionic trebuie învinse forțele electrostatice, ceea ce necesită energie.

Fracțiunea de ioni eliberați din norii ionici reprezintă concentrația efectivă a ionilor în soluție, adică activitatea ionilor. Activitatea a a unui ion este egală cu produsul dintre concentrația sa reală (c) și coeficientul de activitate (fa):

a = fa ⋅ C Această relație reflectă interacțiunile ce au loc în sistem. Cu cât concentrația

soluției se micșorează, adică crește diluția, cu atât crește distanța dintre ioni și interacțiunea lor este mai mică. În cazul soluțiilor diluate, coeficientul de activitate are valoarea 1.

Prin urmare, coeficientul de activitate reflectă abaterea unei soluții de electroliți de la comportarea ideală. În cazul soluțiilor diluate de electroliți slabi, activitatea este egală cu concentrația reală a soluției: fa = 1 deci a = c.

3.2. Echilibrul chimic: procese reversibile și ireversibile

Reacțiile care pot decurge în ambele sensuri se numesc reversibile. În

anumite condiții reactanții se transformă în produși de reacție, iar produșii de reacție se combină regenerând reactanții.

Să considerăm reacția dintre iod și hidrogen. Dacă luăm câte un mol din aceste substanțe și încălzim amestecul lor într-un recipient închis la 3000 și 5000, se formează acid iodhidric:

H2 + I2 → 2 HI Reacția nu este completă. O parte din reactanți rămân necombinați, oricât

am prelungi încălzirea. În vasul de reacție găsim un amestec de H2, I2 și HI. Dacă

 

35 

pornim de la acid iodhidric pur pe care îl încălzim are loc o disociere a acidului în elemente:

2HI → H2 + I2 Nici această reacție nu este completă. Numai o parte din acid disociază și

obținem amestecul format din H2, I2 și HI în aceleași proporții ca și la reacția precedentă. Între cele trei substanțe se stabilește un echilibru chimic. Cele două ecuații se pot scrie în una singură folosind două săgeți:

H2 + I2 ↔ 2HI Un alt exemplu este un amestec de oxigen (1 mol) și hidrogen (2 moli).

Acest amestec se poate conserva un timp indefinit la temperatura camerei, fără a suferi vreo schimbare.

Aprins cu o scânteie electrică sau o flacără, are loc reacția cu mare degajare de căldură. După răcire singurul produs de reacție este apa. Reacția decurge aparent ireversibil, într-un singur sens.

La temperatura de 12000C, poate fi observată și reacția de la dreapta la stânga. Amestecul conține în acest caz pe lângă H2O și O2 și H2, cantitățile acestora fiind cu atât mai mari, cu cât temperatura este mai ridicată.

La 40000C C nu se mai află practic molecule de apă. Între 12000C și 40000C se stabilește un echilibru chimic.

2H2 + O2 ↔ 2H2O Peste 40000C echilibrul este complet deplasat spre stânga, iar sub 12000C

este deplasat complet spre dreapta. Starea de echilibru nu este un proces lipsit de transformări chimice, dar

aceste transformări opuse se desfășoară cu aceeași viteză. Energia liberă a sistemului este minimă și constantă. La starea de echilibru cantitatea de reactanți ce se transformă în unitatea de timp în produși de reacție este egală cu cantitatea din produșii de reacție ce refac reactanții.

Legea acțiunii maselor (legea echilibrelor chimice) Echilibrul chimic este un echilibru dinamic şi cele două reacţii care

formează procesul decurg cu aceeaşi viteză de reacţie. Exemplu: Variaţia vitezelor în timp se prezintă astfel: la începutul reacţiei, v1 este

maximă şi v2 este nulă. Treptat, pe măsură ce se consumă reactanţi şi se formează produşi de reacţie, v1 scade şi v2 creşte până când cele două viteze de reacţie devin egale şi sistemul ajunge la echilibru.

După acest moment, concentraţiile

componenţilor rămân constante. Expresiile vitezelor celor două reacţii

vor fi: v1 = k1·CA·CB v2 = k2·CC·CD

 

36 

La echilibru, cele două viteze sunt egale şi putem scrie: v1 = v2 , de unde rezultă că : k1·CA·CB = k2·CC·CD . Raportul celor două constante reprezintă constanta de echilibru:

Legea echilibrelor chimice sau legea acţiunii

maselor, elaborată de Guldberg şi Waage se enunţă astfel:

Definiţie. La temperatură constantă, raportul dintre produsul concentraţiilor produşilor de reacţie şi produsul concentraţiilor reactanţilor este constant şi reprezintă constanta de echilibru.

Pentru o reacţie de ordin superior de tipul: aA + bB + cC +... ↔ mM + nN + pP + ...

constanta de echilibru va fi:

,

unde a,b,c,m,n,p – număr de moli. Constanta de echilibru se mai poate exprima şi în funcţie de presiunile

parţiale ale componenţilor, în cazul sistemelor gazoase:

unde pA, pB, pC, pM, pN, pP – presiuni parţiale.

3.3. Acizi, baze, amfoliți Teoria transferului de protoni a fost elaborată de către Brönsted, care a

studiat comportarea acizilor și bazelor și în alte medii decât cel apos. El leagă noțiunile de acid și bază de procesul de donare și acceptare de protoni.

Acidul este substanța care are tendința da a ceda protoni iar baza este substanța capabilă de a accepta protoni. Pierzând un proton, acidul A se transformă în baza B; primind un proton, baza B se transformă în acidul A:

A ↔ B + H+

Fiecărui acid A îi corespunde o bază conjugată B iar fiecărei baze B îi corespunde un acid conjugat A. În tabelul 3.1. sunt prezentați diferiți acizi și bazele lor conjugate.

Tabel 3.1. Acizi și baze conjugate

Acid Bază conjugată Bază Acid conjugat HCl Cl− H2O H3O+

H2SO4 HSO4− HO− H2O

HNO3 NO3− NH3 NH4

+ HSO4

− SO42− HCO3

− H2CO3NH4

+ NH3 CN− HCN

 

 

37 

În conformitate cu teoria transferului de protoni, acizii și bazele se clasifică după cum urmează:

Acizi - neutri: HCl, H2SO4, CH3COOH, H2O etc. - cationici: H3O+, NH4

+ etc. - anionici: HSO4

−, H2PO4−, HPO4

2− etc. Baze - neutre: H2O, NH3 - anionice: Cl−, HSO4

−, CH3COO−, HO− - polianionice: SO4

2−, HPO42−, PO4

3− etc. Orice bază (anion), la fel ca și bazele neutre, posedă la unul din atomii ei o

pereche de electroni neparticipanți, de care se poate lega printr-o legătură coordinativă un proton.

Reacțiile care au loc cu transfer de protoni se numesc reacții protolitice. În tabelul 3.2. sunt prezentate exemple de reacții protolitice.

Tabel 3.2. Reacții cu transfer de protoni

Acid 1 + Bază 2 ↔ Acid 2 + Bază 1 Observații 1 HCl + H2O H3O+ + Cl Ionizarea unui acid tare la

dizolvare în apă 2 HCl + NH3 NH4 + + Cl- Reacția unui acid tare cu o

bază mai tare decât apa 3 H3O+(Cl-) +Na+(OH-) (Cl-)H2O + (Na+)H2O Neutralizarea unui acid

tare cu o bază tare 4 CH3COOH + Na+OH H2O + CH3COO-(Na+) Neutralizarea unui acid

slab cu o bază tare 5 H2SO4 + (Na+)NO3

- HNO3 + HSO4-(Na+) Dislocuirea unui acid mai

volatil, dintr-o sare a sa, de către un acid tare

6 HOH + (Na+)NH2- NH3 + (Na+)OH- Reacția unei baze foarte

tari cu apa 7 HOH + O2-(Ca2+) 2HO- + (Ca2+) Bază foarte tare și apă

(stingerea varului)

Amfoliți (substanțe amfotere) Amfoliții sunt substanțe care se comportă atât ca acizi cât și ca baze. În

general, comportarea unui amfolit ca un acid se prezintă prin reacția: HOAH + H2O ↔ HOA

-+ H3O

+, iar comportarea amfolitului ca bază se prezintă astfel:

HOAH ↔ HA+ + HO-

Exemple de amfoliți: hidroxidul de aluminiu, hidroxidul de zinc, care cu acizii formează săruri, iar cu hidroxizii alcalini (respectiv cu excesul de reactiv) formează ioni complecși: Al(OH)4

- și Zn(OH)4-. În același mod se comportă și

hidroxidul de plumb, care reacționează cu excesul de hidroxid de sodiu formând hidroxi-plumbiți.

 

38 

Apa este şi ea o substanţă amfoteră (amfiprotică). În unele reacţii, cum ar fi cele de ionizare ale acizilor, ea se comportă ca o bază, acceptând protoni, iar în reacţiile de hidroliză se comportă ca un acid, cedând protoni.

Procesul se mai numeşte reacţia de autoionizare (autoprotoliză) a apei. Această reacţie mai apare şi la alte lichide, cum ar fi amoniacul. Acest transfer de protoni ilustrează caracterul amfoter al amoniacului.

Un loc deosebit în categoria amfoliţilor îl ocupă aminoacizii, substanţe cu două grupări funcţionale distincte: funcţia carboxil, care imprimă caracter acid şi funcţia amino care imprimă caracter bazic.

Prin ionizare, aminoacidul formează un ion dipolar (amfion):

În mediu acid, amfionul se comportă ca o bază, acceptând un proton, iar în mediu bazic se comportă ca un acid, donând un proton.

Valoarea pH-ului la care forma cationică şi cea anionică au concentraţii egale în soluţie se numeşte punct izoelectric. La punctul izoelectric nu are loc migrarea amfolitului în câmp electric (la electroliză), iar conductibilitatea şi solubilitatea sunt minime.

3.4. Gradul de ionizare pentru electroliţii slabi În cazul electroliţilor slabi, reacţia de ionizare este un proces reversibil.

Există un raport între cantitatea de substanţă ionizată şi cantitatea totală de substanţă dizolvată.

 

39 

Fracţiunea de substanţă ionizată (transformată în ioni ce pot conduce curentul electric) reprezintă gradul de ionizare al substanţei respective. El se notează cu ∝ şi se calculează astfel

Gradul de ionizare ∝ variază cu temperatura şi este o mărime ce

caracterizează electroliţii slabi, deoarece aceştia nu ionizează complet în soluţie, putându-se aplica astfel legea echilibrelor chimice (Ke ≠ 0).

În funcţie de gradul de ionizare, electroliţii se împart în electroliţi tari, atunci când ionizarea este totală şi ∝ = 1 (sau valori foarte apropiate) şi electroliţi slabi, la care ∝→0.

Prin compararea comportării acizilor în soluţie apoasă poate fi apreciată diferenţa de tărie între aceştia, în funcţie de valorile lui ∝, astfel: acizii clorhidric sau azotic sunt acizi tari, acidul fosforic este de tărie mijlocie iar acizii carbonic, acetic, sulfhidric sunt acizi slabi.

ka > 10-2 – acizi tari ; ka = 10-2 – 10-3 – acizi de tărie mijlocie; ka = 10-4 – 10-7 – acizi slabi; ka = 10-7 – 10-11 – acizi foarte slabi.

3.4.1. Constante de aciditate şi bazicitate Constante de aciditate ale acizilor slabi Considerând reacţia de ionizare a unui acid slab:

HA + H2O ↔ H3O+ + A- constanta de echilibru va avea expresia:

OHHA

AOHe CC

CCK

2

3

⋅

⋅=

−+

În această expresie, C reprezintă concentraţiile diferitelor componente la echilibru. Dacă soluţia este diluată, concentraţia solventului (CH2O) poate fi considerată constantă şi va fi inclusă în constanta de ionizare; noua constantă obţinută se notează cu Ka şi este numită constantă de aciditate:

=aKHA

AOH

C

CC −+ ⋅3

Cu cât valoarea constantei de aciditate este mai mare, cu atât acidul este mai puternic ionizat şi valoarea gradului său de ionizare este mai mare. Relaţia dintre constanta de aciditate şi gradul de ionizare a unui electrolit a fost stabilită de către Ostwald.

Considerând reacţia de ionizare a unui acid slab:

CH3COOH + H2O ↔ H3O+ + CH3COO- ; =aKCOOHCH

COOCHOH

C

CC

3

33−+ ⋅

notăm cu C concentraţia soluţiei (mol/l) care are gradul de ionizare ∝, iar concentraţiile la echilibru vor fi:

 

40 

COOHCHC3

= (1 - ∝)⋅C

+OHC

3 = ∝⋅C

−COOCHC

3 = ∝⋅C

Introducând aceste mărimi în ecuaţia constantei de aciditate vom obţine:

( ) ( )αα

ααα

−=

⋅−⋅×⋅

=11

2CCCCKa

Această expresie a fost numită legea diluţiei a lui Ostwald, care arată dependenţa gradului de ionizare ∝ de concentraţia totală a soluţiei.

În cazul unui electrolit slab, numitorul expresiei, (1-∝), poate fi neglijat şi ecuaţia de mai sus devine:

Ka = ∝2C , de unde ∝ = CKa sau ∝ =

CKa

1' ;

dacă 1/C = V, atunci ∝ = VKa' .

În acest caz, valoarea gradului de ionizare creşte cu cât diluţia soluţiei este mai mare, respectiv cu cât scade concentraţia soluţiei.

Constante de bazicitate Bazele, ca şi acizii, sunt de două feluri în funcţie de valoarea gradului de

ionizare: baze tari şi baze slabe. Bazele tari sunt complet ionizate în soluţie şi din acest punct de vedere sunt

comparabile cu sărurile. Bazele slabe ionizează parţial în soluţie, adică mai rămân şi molecule

neionizate. O bază slabă este amoniacul, a cărui reacţie de ionizare este: NH3 + H2O ↔ NH4

+ + OH- Echilibrul reacţiei este mult deplasat spre stânga, iar expresia

corespunzătoare legii acţiunii maselor este:

3

4

NH

OHNHb C

CCK

−+ ⋅=

unde Kb este constanta de bazicitate, iar CNH3 este concentraţia totală a amoniacului neionizat. Cu cât valoarea constantei de bazicitate este mai mică, cu atât baza este mai slabă.

3.4.2. Produsul ionic al apei şi mărimea pH

Apa fiind un amfolit (compus amfiprotic), va ioniza astfel: H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-

Constanta de echilibru a apei va fi:

2OH

OHOHe

2

3

C

CCK

−+ ⋅= sau 2

OH

OHOHe

2

3

a

aaK

−+ ⋅=

a = activitatea componentelor; Ke = constanta de echilibru Apa este un electrolit foarte slab, deci echilibrul reacţiei de ionizare va fi

mult deplasat spre stânga, concentraţia apei poate fi considerată constantă şi va fi

 

41 

inclusă în constanta de echilibru. Noua constantă se notează cu Kw şi se numeşte constanta de autoprotoliză a apei sau produsul ionic al apei.

−+ ⋅=OHOHw CCK

3 sau −+ ⋅=

OHOHw aaK3

Definiţie. Produsul ionic al apei se defineşte ca fiind produsul concentraţiilor ionilor apei sau produsul activităţilor ionilor apei.

În apa pură, dar nu şi în soluţiile apoase ale electroliţilor, activităţile sunt practic egale cu concentraţiile.

Produsul ionic al apei variază în funcţie de temperatură: Temperatura (0C) 00C 100C 200C 250C 300C 500C

Kw⋅10-14 (ioni g/l) 0,113 0,292 0,681 1,008 1,47 5,47 La temperatură normală (250C), produsul ionic al apei pure este Kw=1⋅10-14

ioni g/l, iar concentraţia ionilor H3O+ este de ⋅10-7 ioni g/l, deoarece: 1410

3

−=⋅ −+ OHOHCC , iar în apa pură, −+ = OHOH

CC3

1422 10

3

−=== −+ wOHOH KCC 714

OH1010C

3

−− =+ 714

OH1010C −− ==−

Exprimarea reacţiei unui mediu în funcţie de concentraţia ionilor de hidroniu:

C H3O+ > C OH- > 10-7 - reacţie acidă C H3O+ = C OH- = 10-7 - reacţie neutră C H3O+ < C OH- < 10-7 - reacţie bazică

Exponent de hidrogen - pH Pentru a exprima mai uşor concentraţia în ioni de hidrogen şi mai ales

variaţiile acestei concentraţii, s-a introdus noţiunea de exponent de hidrogen, notat cu pH.

Definiţie. Exponentul de hidrogen sau pH-ul este logaritmul zecimal cu semn schimbat al concentraţiei ionilor de hidrogen (Sörensen, 1909).

+

+ =−=OH

OH CCpH

3

3

1lglg

Mai târziu, pH-ul a fost exprimat în funcţie de activitate: +−=

OHapH

3lg

În mod analog se defineşte pOH-ul −−=

HOCpOH lg sau −−=

HOapOH lg

Deoarece la 250C, Kw = 10-14, se poate scrie: pH + pOH = 14 sau pH = 14 – pOH

O soluţie este neutră când concentraţiile ionilor hidroniu şi hidroxil sunt egale: 710

3

−== −+ OHOHCC ioni g/l , iar pH = 7.

 

42 

O soluţie este acidă când C (H3O+ ) > C (OH- ) > 10-7 şi pH < 7 şi este bazică atunci când C (H3O+ ) < C (OH- ) < 10-7 şi pH > 7. Suma valorilor pH-ului şi pOH-ului este constantă şi egală cu 14.

Tabel 3.3. Scara valorilor pH, pOH şi a concentraţiilor ionilor hidroniu şi hidroxil

[H3O+] ioni g/l

[HO-]

ioni g/l pH pOH Reacţie

mediu 100 10.14 0 14

acidă

10-1 10.13 1 13 10-2 10.12 2 12 10-3 10.11 3 11 10-4 10.10 4 10 10-5 10-9 5 9 10-6 10-8 6 8 10-7 10-7 7 7 neutră 10-8 10-6 8 6

bazică

10-9 10-5 9 5 10-10 10-4 10 4 10-11 10-3 11 3 10-12 10-2 12 2 10-13 10-1 13 1 10-14 100 14 0

Aplicaţii în biologie. Scara pH este utilizată mai ales pentru soluţii slab

acide sau slab bazice (cu valori de pH între 3 şi 10). Multe reacţii biochimice se petrec în soluţii neutre, slab acide sau bazice.

pH-ul sângelui uman este de 7,36 la 250C. Lichidele din mediul intern al organismului sunt slab bazice; sucul gastric este puternic acid (pH=1,7) iar cel intestinal este bazic (pH≅8).

Dezvoltarea normală a plantelor nu poate avea loc decât la valori de pH slab acide, neutre sau slab bazice. În cazul în care solul are o reacţie acidă sau bazică, i se corectează pH-ul prin aplicare de amendamente. În figura 3.1. este prezentată scara de pH pentru unele substanţe comune:

Fig. 3.1. Valorile pH-ului pentru câteva substanţe uzuale 3.5. Soluţii tampon Soluţiile care îşi schimbă foarte puţin pH-ul atunci când li se adaugă (în

cantităţi limitate) un acid tare sau o bază tare se numesc soluţii tampon.

 

43 

Ele sunt amestecuri echimoleculare formate dintr-un acid slab şi baza sa conjugată (sarea acidului cu o bază tare) sau dintr-o bază slabă şi acidul său conjugat (sarea bazei cu un acid tare).

Tabel 3.4. Soluţii tampon uzuale şi domenii de pH

Soluţia tampon Domeniu de pH

Acid acetic – acetat de sodiu 3,7 – 5,7 Citrat disodic – citrat trisodic 5,0 – 6,3 Fosfat monosodic – fosfat disodic 5,8 – 8,0 Acid boric – borax 6,8 – 9,2 Amoniac – clorură de amoniu 9,0 – 11,0

Concentraţia ionilor de H3O+ în soluţii tampon se calculează din expresia

constantei de aciditate Ka:

sare

acidaOH C

CKC ⋅=+3

sau în formă logaritmică sare

acida C

CpKpH lg−=

pH-ul soluţiei tampon depinde de raportul concentraţiilor acid/sare, numit raport de tamponare. O soluţie are acţiune tampon atât timp cât acest raport nu este nici prea mic nici prea mare şi se menţine între limitele 0,1 – 10, deci între (pKa -1) şi (pKa+1). De exemplu, dacă acidul acetic are pKa = 4,76, un amestec tampon format din acid acetic şi acetat de sodiu este utilizabil între pH = 3,7 – 5,7 , iar domeniul optim de tamponare este la pH = pKa = 4,76.

Soluţiile tampon au nenumărate aplicaţii în chimie şi biochimie, căci numeroase reacţii au loc sau decurg în sensul dorit numai la un anumit pH, care se realizează cu ajutorul soluţiilor tampon. De exemplu, reacţiile catalizate de enzime (reacţiile enzimatice) au loc cu viteze remarcabile la un anumit pH, care este menţinut constant de către soluţiile tampon din organismele vii. În sânge, valoarea pH-ului este menţinută constantă prin acţiunea a două sisteme tampon: fosfat monosodic – fosfat disodic şi acid carbonic – dicarbonat de sodiu. În sol, valoarea pH-ului este menţinută constantă de către numeroase sisteme tampon: acizi humici, amestecuri de fosfaţi, carbonaţi-dicarbonaţi.

3.6. Hidroliza sărurilor

Definiţie. Se numeşte hidroliza unei sări reacţia ionilor acelei sări în soluţie apoasă cu apa. Prin reacţia de hidroliză rezultă acidul şi baza din care a provenit sarea:

MeIR + H2O ↔ MeOH + HR

(sare) (bază) (acid) MeI = ion metalic monovalent; R = radical acid. Hidroliza unei sări are loc numai dacă cel puţin una din componentele sării

(acidul sau baza din care a provenit) este un electrolit slab.

 

44 

Din punct de vedere al hidrolizei, sărurile se împart în săruri cu hidroliză şi săruri fără hidroliză. Sărurile fără hidroliză sunt acelea care provin din reacţia unui acid tare cu o bază tare.

Se cunosc trei cazuri de hidroliză: 1. Hidroliza unei sări provenite din reacţia unui acid slab cu o bază tare Reacţia de hidroliză se poate reprezenta astfel:

Me+A-+ H2O ↔ HA + Me+ + OH- sau A- + H2O ↔ HA + OH-

(2Na+ + CO32-) + 2H2O ↔ H2CO3 + 2(Na+ + OH-)

Fiind un proces de echilibru se aplică legea acţiunii maselor:

Ke = −

−

⋅

⋅

AOH

OHHA

CCCC

2

dar CH2O = constantă şi relaţia devine:

Ke OH2C⋅ = Kh =

−

−⋅

A

OHHA

CCC

Exprimăm COH- în funcţie de Kw, (produsul ionic al apei):

Kw = −+ ⋅ OHOH CC3

de unde COH- = +OH

w

3CK

Introducem expresia lui COH- în expresia lui Kh:

Kh = +− ⋅

⋅

OHA

wHA

3CCKC

, +− ⋅ OHA

HA

3CC

C = aK

1 (Ka - constanta de aciditate)

Kh devine: Kh = a

w

KK

.

Din relaţia constantei de hidroliză rezultă că aceasta are valoare mai mare (adică sarea hidrolizează mai puternic), cu cât acidul care se formează are constanta de aciditate mai mică, deci este mai slab. Soluţia apoasă a sării va avea un caracter slab alcalin.

2. Hidroliza unei sări provenite din reacţia unui acid tare şi o bază slabă Reacţia de hidroliză poate fi reprezentată astfel:

Me+A- + 2H2O ↔ MeOH + A- + H3O+ Me+ + 2H2O ↔ MeOH + H3O

(NH4+NO3

-) + 2H2O ↔ NH4OH + H3O+ + NO3-

Aplicând legea acţiunii maselor, constanta de echilibru va avea expresia:

Ke= 22

3

OHMe

OHMeOH

CC

CC

⋅

⋅

+

+

considerând CH2O2 constantă, obţinem constanta de hidroliză Kh:

Kh = +

+⋅

Me

OHMeOH

C

CC3

Dacă exprimăm CH3O+ în funcţie de Kw:

 

45 

CH3O+ =

−OHCKw

şi înlocuim în expresia constantei de hidroliză:

Kh = −+ ⋅

⋅

OHMe

wMeOH

CCKC

Raportul bOHMe

MeOH

KCCC 1

=⋅ −+

în care: Kb - constantă de bazicitate.

Relaţia Kh devine:

Kh = b

w

KK

Din această relaţie rezultă că sarea va hidroliza mai puternic cu cât baza care se formează este mai slabă, deci Kb este mai mică. Soluţia apoasă a sării prezintă reacţie slab acidă.

3. Hidroliza unei sări provenite din reacţia unui acid slab cu o bază slabă Reacţia de hidroliză se poate prezenta astfel:

Me+A- + 3H2O ↔ MeOH + H3O+ + OH-

Cele două reacţii de hidroliză sunt: Me+ + 2H2O ↔ MeOH + H3O+

pentru care constanta de hidroliză Kh este:

K'h =

b

w

Me

OHMeOH

KK

C

CC=

⋅

+

+3 şi

A- + H2O ↔ HA + HO- cu constanta K′′h:

K'’h =

−

−⋅

A

HOHA

CCC

=a

w

KK

Constanta generală de hidroliză (Kh), va fi:

Kh = K'h ⋅ K''h = ba

w

KKK⋅

2

Soluţia apoasă a sării va avea o reacţie neutră, slab acidă sau slab bazică în funcţie de valorile constantelor de aciditate şi bazicitate ale acidului slab şi bazei slabe care se formează. Dacă Ka = Kb soluţia va fi neutră,dacă Ka > Kb soluţia va fi slab acidă, iar dacă Ka < Kb soluţia va fi slab bazică.

Ca măsură a hidrolizei se foloseşte gradul de hidroliză (γ), ce reprezintă raportul dintre cantitatea de substanţă hidrolizată şi cantitatea totală de sare dizolvată:

γ = cantitatea hidrolizată/cantitatea totală dizolvată Gradul de hidroliză se exprimă în procente. El este cu atât mai mare cu cât

acidul sau baza rezultată prin hidroliză are o constantă de aciditate sau bazicitate mai mică; soluţia este mai diluată şi temperatura soluţiei este mai mare. Ca şi în cazul gradului de ionizare şi pentru gradul de hidroliză se poate stabili o relaţie

 

46 

între valoarea sa, constanta de hidroliză, constanta de aciditate sau bazicitate şi concentraţia soluţiei (sau diluţia ei V).

ϒ = vh'KC1h'K

CKh

==

Hidroliza este un proces de care trebuie să se ţină seama atunci când sărurile

care hidrolizează se folosesc fie ca îngrăşăminte chimice, fie ca soluţii ce combat diferite boli ale plantelor sau în industrie. În cazul sărurilor care se folosesc ca îngrăşăminte chimice, ca de exemplu azotatul de amoniu, sulfatul de amoniu, datorită faptului că prin hidroliză ele imprimă soluţiei apoase o reacţie acidă, înainte de aplicarea lor în soluri cu pH acid, acestea necesită corectarea reacţiei prin amendare şi apoi se aplică fertilizarea. Un alt exemplu este folosirea soluţiei apoase de sulfat de cupru ca pesticid. Deoarece prin hidroliză soluţia apoasă are caracter acid care ar dăuna plantelor, ea se neutralizează cu o soluţie de hidroxid de calciu, apoi se foloseşte pentru stropiri extraradiculare. Tot datorită hidrolizei, soluţia apoasă de carbonat de sodiu se foloseşte pentru dedurizarea apelor sau în gospodărie.

Ionii metalici hidrataţi în soluţii apoase Ionii metalici hidrataţi se formează la dizolvarea în apă a unor săruri de

aluminiu, de zinc, feroase. În cazul acestor săruri, dizolvarea este însoţită şi de hidroliză:

(Al3+ + 3NO3-) + 6H2O ↔ [Al(H2O)6]3+ + 3NO3

- Ionul [Al(H2O)6]3+ se comportă în soluţie apoasă ca un acid:

[Al(H2O)6]3+ + H2O ↔ [Al(OH) (H2O)5]2+ + H3O+ ionizarea continuă până în ultima treaptă de ionizare:

[Al(OH) (H2O)5]2+ + H2O ↔ [Al(OH)2(H2O)4]+ + H3O+

[Al(OH)2(H2O)4]+ + H2O ↔ [Al(OH)3(H2O)3]+ H3O+ La fel se comportă şi ionii:

[Fe(H2O)6]3+ şi [Zn(H2O)6]2+ Această comportare a ionilor hidrataţi explică acţiunea acidifiantă a ionului

Al3+ în soluţiile apoase.

3.7. Test de autoevaluare 1. Proprietățile coligative ale soluților depind de: a) temperatura soluției; b) presiunea de vapori a dizolvantului; c) concentrația soluției. 2. În teoria transferului de protoni (Bronsted): a) acizii sunt substanțe care cedează protoni și se transformă în baze conjugate; b) acizii sunt substanțe care acceptă protoni și se transformă în baze conjugate; c) bazele sunt substanțe care cedează protoni și se transformă în acizi conjugați; d) bazele sunt substanțe care acceptă protoni și se transformă în acizi conjugați.

 

47 

3. Precizaţi care sunt acizii conjugaţi sau bazele conjugate pentru următorii compuşi: a) HNO3 d) CO3

2- g) SO42-

b) NH4+ e) HBr h) H2O

c) SO32- f) Cl- i) OH-

4. În funcţie de valorile pH-ului sau a concentraţiilor ionilor apei completaţi în spaţiul punctat cu termenii: bazică, neutră, acidă. a) pH = 7 - soluţie ............... b) CH3O+ < COH- - soluţie ............... c) CH3O+ > COH- - soluţie ............... d) pOH = 5 - soluţie................ e) COH- = C H3O+ - soluţie................ f) pH = 10 - soluţie................ g) CH3O+ = 10 -9 - soluţie................ h) COH- = 10 -6 - soluţie................ 5. Într-o soluție a unui amfolit, la punctul izoelectric: a) concentrațiile cationilor și anionilor sunt egale; b) conductibilitatea este minimă; c) nu are loc migrarea amfolitului în câmp electric; d) solubilitatea amfolitului este minimă. 6. Gradul de ionizare caracterizează: a) electroliții tari; b) electroliții slabi; c) toți electroliții. 7. Dau reacție de hidroliză sărurile provenite din: a) acid tare + bază slabă; b) acid tare + bază tare; c) acid slab + bază slabă; d) acid slab + bază tare. Răspunsuri corecte: 1) – c; 2) – a,d ; 3) – a) NO3

- b) NH3 c) HSO3

- d) HCO3

- e) Br

- f) HCl g) HSO4

-

h) H3O+ i) H2O; 4) – a) neutră, b) bazică, c) acidă, d) bazică, e) neutră, f) bazică,

g) bazică, h) bazică; 5 –a, b, c, d; 6– b; 7 – a, c, d.

 

48 

3. REZUMAT U.I. 1, U.I. 2, U.I. 3

O soluție este un amestec omogen de două sau mai multe componente (substanțe).

Concentrația unei soluții reprezintă cantitatea de substanță dizolvată într-un anumit volum de soluție.

Procesul de formare a unei soluții din componenți care se găsesc inițial în stări de agregare diferite poartă denumirea de dizolvare.

Prin solubilitate (sau grad de solubilitate) este indicată cantitatea maximă de substanță care la o anumită temperatură se poate dizolva într-o anumită cantitate de dizolvant.

Difuziunea este procesul fizic de întrepătrundere a particulelor unei substanțe printre particulele altei substanțe.

Osmoza este difuzia unui dizolvant într-o soluție a sa, printr-o membrană semipermeabilă. Presiunea osmotică se definește ca presiunea care trebuie aplicată unei soluții ca să oprească pătrunderea dizolvantului prin membrana ce separă cele două lichide.

Reacțiile care pot decurge în ambele sensuri se numesc reversibile Echilibrul chimic este un echilibru dinamic și cele două reacții care

formează procesul reversibil decurg cu aceeași viteză de reacție. Acidul este substanța care are tendința da a ceda protoni iar baza, substanța

capabilă de a accepta protoni. Amfoliții sunt substanțe care se comportă atât ca acizi cât și ca baze. Produsul ionic al apei este produsul concentrațiilor ionilor apei sau

produsul activităților ionilor apei. Exponentul de hidrogen sau pH-ul este logaritmul zecimal cu semnul

schimbat al concentrației ionilor de hidrogen. Se numește hidroliză reacția ionilor unei sări în soluție apoasă

cu apa.

 

49 

U.I. 4. SISTEME DISPERSE ETEROGENE (COLOIZI)

4.1. Definiție, clasificare 49 4.2. Structura particulei coloidale (micela coloidală) 51 4.3. Proprietățile sistemelor coloidale 53

4.3.1. Proprietăți cinetice 53 4.3.2. Proprietăți optice 56 4.3.3. Proprietăți electrice 59

4.4. Test de autoevaluare 61 4.1. Definiție, clasificare

Sistemele disperse eterogene sunt acele sisteme în care componentele prezintă suprafețe de separare, compoziția amestecului fiind diferită.

Sistemele disperse prezintă două componente care diferă prin cantitate. Componenta care domină cantitativ amestecul se numește mediul de

dispersie iar în cazul soluțiilor este dizolvantul sau solventul. Componenta ce se află în cantitate mai mică, se numește fază dispersă, în

cazul soluțiilor fiind substanța care se dizolvă, numită și solut sau dizolvat. Ea este cea care determină multe proprietăți ale sistemului dispers.

Noțiunea de coloid a fost introdusă de către Thomas Graham (1861). El a clasificat substanțele după viteza de dializă printr-o hârtie de pergament, în cristaloizi, care trec cu viteză mai mare și coloizi, care difuzează cu viteză foarte mică (în limba greacă Kolla = clei). Ulterior s-a stabilit că există o limită netă și în loc de a folosi termenul substanțe coloidale, este mai real de a spune starea coloidală.

Chimia coloidală se ocupă cu studiul sistemelor disperse. Sistemele disperse eterogene sunt sisteme binare, formate din mediul de dispersie și faza de dispersie. Mediul de dispersie este componenta care predomină iar componenta în cantitate redusă formează faza de dispersie. Formarea sistemelor disperse este însoțită de obicei de o modificare în salt a proprietăților fizico-chimice ale sistemului.

Apariția suprafețelor de separare între faze (suprafețe interfazice) conduce la creșterea apreciabilă a energiei libere a sistemului, factor care micșorează stabilitatea sistemului. Interfețele de separare sunt sediul a numeroase fenomene de absorbție și interacțiuni intermoleculare.

Mărimile care caracterizează sistemele disperse sunt gradul de dispersie și suprafața specifică.

Gradul de dispersie este definit ca fiind numărul de particule care ar putea fi așezate una lângă alta pe o distanță de un centimetru. Se notează cu d și se măsoară în cm-1. Experimental, determinarea gradului de dispersie se face prin măsurarea vitezei de sedimentare într-un lichid, aceasta depinzând de mărimea particulelor și de vâscozitatea mediului. Variația gradului de dispersie duce la schimbarea multor proprietăți ale sistemului.

Suprafața specifică. Datorită gradului de dispersie mare al sistemelor coloidale, suprafața de la nivelul interfazic nu se evaluează prin suprafața absolută, ci prin suprafața specifică (S0), dată de raportul dintre suprafața totală și volumul particulelor dispersate. Suprafața specifică reprezintă deci, suprafața unui

 

50 

centimetru cub (cm3) de substanță coloidală. Clasificarea coloizilor Varietatea mare a sistemelor coloidale a impus numeroase criterii de

clasificare: 1 Clasificarea coloizilor după gradul de dispersie. Sistemele coloidale pot fi monodisperse, cu particulele fazei disperse de aceeași dimensiune și polidisperse, în care particulele au dimensiuni diferite. 2 După starea de agregare a celor două componente ale sistemului, faza și mediul de dispersie, coloizii pot fi de mai multe feluri (tab.4.1).

Tabel 4.1. Clasificarea coloizilor după starea de agregare

Faza dispersă

Mediul de dispersie Denumirea sistemului

Solid Solid Solid

Solid Lichid Gaz

Sticle, aliaje, incluziuni minerale Suspensii, soli Aerosuspensii

Lichid Lichid Lichid

Solid Lichid Gaz

Incluziuni, minerale, geluri Emulsii Aeroemulsii, aerosoli

Gaz Gaz Gaz

Solid Lichid Gaz

Corpuri poroase, spume solide Spume Soluții propriu-zise (amestecuri moleculare)

3 După interacțiunea dintre particulele fazei disperse și moleculele mediului de dispersie, distingem coloizi liofili și liofobi. La sistemele liofile, interacțiunea este puternică și particulele dispersate leagă un număr mare de molecule de solvent. În sistemele liofobe, interacțiunea între cele două componente ale sistemului este foarte slabă sau nu există. În cazul în care mediul de dispersie este apa, sistemele se numesc hidrofile și hidrofobe. În tabelul 4.2. sunt prezentate diferite tipuri de coloizi liofili și liofobi.

Tabel 4.2. Tipuri de coloizi liofili și liofobi

Denumirea sistemului

Natura forțelor Stabilitatea Natura

sistemului Exemple

Dispersii liofobe

din micro-molecule

fizice mică liofob soli, suspensii, emulsii, aerosoli

din macro-molecule

fizice mică liofob latexuri

Coloizi micelari de asociație

fizice mare liofil soluții de compuși tensioactivi coloidali

Coloizi moleculari chimice mare liofil soluții de polimeri

Dispersiile liofobe, atât cele formate din micromolecule cât și cele formate din macromolecule, se caracterizează printr-o interacțiune slabă cu mediul de

 

51 

dispersie. Coloizii micelari de asociație și coloizii moleculari se caracterizează printr-

o interacțiune puternică cu mediul de dispersie, sunt stabili și nu pot fi distruși prin modificarea naturii solventului. 4. Clasificarea sistemelor disperse după forma particulei fazei disperse; după acest criteriu, coloizii pot fi sferici și liniari. 5. După natura mediului de dispersie, care poate fi apa sau un lichid organic, coloizii pot fi hidrosoli sau organosoli. 6. Clasificarea sistemelor disperse în funcție de dimensiunea particulelor fazei disperse. În funcție de acest criteriu sistemele disperse pot fi de mai multe tipuri, prezentate în tabelul 4.3. Suspensiile obișnuite au dimensiuni ale particulelor fazei disperse de 100 nm, ionii și moleculele obișnuite au dimensiuni de circa 1 nm. Particulele coloidale posedă dimensiuni între 1 și 100 nm. Numărul de atomi din care poate fi formată o particulă coloidată variază în limite foarte largi (10

-3 - 10

-9); particulele coloidale se mai numesc micele.

Tabel 4.3. Clasificarea sistemelor disperse după dimensiunile particulelor fazei disperse

Raza particulei Domeniul 10-10 – 10-9 m micromolecular 10-9 – 10-7 m coloidal (ultramicroeterogen) 10-7 – 10-5 m microeterogen 10-5 – 10-3 m grosier

4.2. Structura particulei coloidale (micela coloidală) Unitatea cinetică a dispersiilor liofobe este micela liofobă. Ea este formată

dintr-un nucleu, a cărui suprafață are o capacitate de adsorbție mare și poate reține prin chemosorbție acei ioni din mediu, pozitivi sau negativi, ce au un element comun cu structura sa chimică. Acest strat reținut prin adsorbție, se numește strat fix de ioni (ioni determinanți de potențial) sau strat intern Helmholtz, notat cu SIH. Stratul fix de ioni determină semnul și mărimea micelei și în jurul lui sunt atrași un număr de ioni de semn contrar care echilibrează sarcina electrică a stratului fix. Acest strat se numește strat de contraioni sau strat extern Helmholtz (SEH) sau plan limită Gouy. De la stratul limită Gouy spre interiorul soluției începe stratul difuz de ioni format din contraionii care sunt mai puțin atrași de către stratul fix de ioni.

Micela coloidală este încărcată cu electricitate pozitivă sau negativă în funcție de încărcarea stratului fix de ioni, pentru că la mișcarea celor două faze care alcătuiesc sistemul, numai stratul de contraioni (SEH) se deplasează împreună cu nucleul, iar contraionii din stratul difuz rămân în urmă dând naștere unui potențial numit potențial electrocinetic sau ξ (zeta). Astfel formula generală a unei micele se poate exprima:

 

 

52 

[m AB · n C± · (n-x) D± ]· x D± , unde particula ionizată este formată din m AB = nucleu; n C± = strat fix de ioni

(SIH); (n-x) D± = strat de contraioni (SEH). La exteriorul particulei ionizate este dispus x D± = stratul difuz de ioni.

m reprezintă numărul moleculelor din nucleu, n şi x, numărul ionilor din stratul generator de potenţial, iar (n-x) reprezintă numărul ionilor din stratul de contraioni.

Ca exemple de micele coloidale, avem micela de sulfură arsenioasă, obţinută în urma reacţiilor:

2 As(OH)3 + 3 H2S → As2S3 + 6 H2O (în prezenţă de HCl) În soluţie se formează următorii ioni:

H2S + H2O ↔ HS- + H3O+ HCl + H2O ↔ Cl- + H3O+

Nucleul micelei este format din precipitatul de As2S3 care are o mare capacitate de adsorbţie şi va chemosorbi ionii de HS-, formând stratul fix de ioni, care va determina şi semnul micelei.

Stratul de contraioni va fi format din ioni de hidroniu, la fel ca şi stratul difuz. Formula micelei poate fi reprezentată astfel:

[m As2S3 · n HS- · (n-x) H3O+]· x H3O+

Micelele din coloidul de acid silicic au nucleul format dintr-un amestec de

silice (anhidridă silicică) şi acid silicic; ionizarea superficială a acidului silicic oferă particulelor sarcină negativă.

[(m SiO2 + p H2SiO3) · n HSiO3

- · (n-x) H3O+]· x H3O+ Hidroxizii unor metale di şi trivalente se pot obţine sub formă coloidală prin

reacţii de hidroliză:

FeCl3 + H2O → FeOCl + 2 HCl FeOCl + H2O → FeO(OH) + HCl

unde 2 FeO(OH) = Fe2O3 · H2O (rugina). Nucleul particulelor este constituit dintr-un amestec de FeO(OH) şi FeOCl,

în care predomină oxiclorura ferică, deoarece prima treaptă a hidrolizei este mai accentuată, deci p > m. Micelele solului de hidroxid feric au deci formula:

[(m FeO(OH) + p FeOCl) · n FeO+ · (n-x) Cl-]· x Cl-

Sarcina particulei se datorează unei ionizări superficiale a oxiclorurii ferice

din nucleu. Nu există aici o adsorbţie tipică de ioni, ca la halogenurile de argint. Oxiclorura din nucleu continuă să hidrolizeze până când se transformă

complet în FeO(OH), după 6 – 8 ani. Semnul micelei coloidale depinde şi de natura ionilor care se află în exces în

soluţie. De exemplu, solul de iodură de argint se formează în urma reacţiilor:

 

53 

(K+ + I-) + (Ag+ + NO3

-) → AgI + (K+ + NO3-)

În cazul în care soluţia de iodură de potasiu se află în exces, structura

micelei va fi exprimată prin următoarea formulă, iar micela va avea sarcină negativă:

[m AgI · n I- · (n-x) K+]· x K+

Dacă soluţia de azotat de argint este în exces, micela de iodură de argint va

fi pozitivă şi va avea următoarea structură:

[m AgI · n Ag+ · (n-x) NO3-]· x NO3

-

4.3. Proprietățile sistemelor coloidale 4.3.1. Proprietăți cinetice Difuzia este procesul care constă în egalarea spontană a concentrației

sistemului datorită agitației cinetice. În cazul coloizilor are loc egalizarea concentrației fazei disperse în întreg volumul sistemului. Valoarea coeficientului de difuzie D este dată de relația:

D = D0 (1 + KD C) unde: D0 - coeficient de difuzie la diluție infinită (C → 0); KD - constantă;

C - concentrația fazei disperse. Einstein a arătat că valorile coeficientului de difuzie, mărime care

caracterizează procesul de difuzie, depind de deplasările medii ale particulelor, de dimensiunea lor și de vâscozitatea mediului. În sistemele coloidale cu particule mari, difuzia se desfășoară cu o viteză redusă.

Mișcarea browniană poate fi considerată ca fenomenul microscopic al

difuziei libere și este caracteristică particulelor cu dimensiunea în jurul unui micrometru. A fost descoperită de către botanistul Brown. Mișcarea browniană este o mișcare spontană, neinfluențată de factorii externi, dezordonată și continuă; este cu atât mai violentă cu cât vâscozitatea mediului este mai mică și temperatura mai ridicată. La sistemele coloidale, această mișcare (fig. 4.1.) se compune din deplasări în zig-zag, după toate direcțiile, însoțită și de rotații în jurul unei poziții medii. Se deosebesc două categorii: mișcare browniană de translație și de rotație.

Teoria fenomenului a fost elaborată de către Einstein și Smolukowski, teorie care permite să se determine atât viteza particulelor

Fig. 4.1. Mișcarea browniană 

 

54 

cât și dimensiunile lor. Pe baza statisticii clasice s-a considerat, în locul spaţiului real şi a vitezei reale, deplasarea medie pătratică .

Aceasta este egală cu pătratul proiecţiei pe o dreaptă a distanţei minime dintre poziţia iniţială şi cea finală a unei particule aflate în mişcare browniană, după un timp de observaţie τ.

Relaţia fundamentală a teoriei mişcării browniene stabileşte legătura între deplasarea medie pătratică (sau deplasarea medie aparentă), coeficientul de difuzie D şi timpul τ:

= 2 · D · τ , astfel încât =

Înlocuind valoarea coeficientului de difuzie se obţine relaţia dintre

deplasarea medie şi raza particulei, numită şi ecuaţia Einstein – Smolukowski:

=

unde este deplasarea medie, T este temperatura absolută (K), τ reprezintă timpul considerat, η este vâscozitatea mediului şi r este raza particulei.

Din această relaţie rezultă că viteza mişcării browniene va fi cu atât mai mare cu cât vâscozitatea mediului şi dimensiunile particulelor vor fi mai mici.

Presiunea osmotică a sistemelor coloidale Fenomenul osmozei sau difuzia selectivă prin porii membranelor

semipermeabile ale moleculelor dintr-o soluţie a fost remarcat prima dată la unele soluţii coloidale naturale. Particulele coloidale fiind mai mari decât moleculele dizolvanţilor obişnuiţi, difuzia selectivă a acestora are loc şi în prezenţa membranelor cu pori mai mari, cum sunt membranele utilizate în dializă.

Presiunea propriu-zisă care se exercită asupra membranelor, sau presiunea osmotică, este mult mai mică la coloizii simpli liofobi decât la soluţiile micromoleculare, deoarece cu cât creşte mărimea particulelor, cu atât scade numărul acestora.

Numai soluţiile coloizilor macromoleculari (liofili) au o presiune osmotică anormală, ceea ce şi permite diferenţierea lor de coloizii simpli şi de soluţiile micromoleculare.

Perrin a generalizat teoria cinetico-moleculară şi în cazul sistemelor coloidale. El a aplicat relaţia lui van’t Hoff – π = R·T·C – şi pentru calculul presiunii osmotice a sistemelor coloidale. S-a dovedit că această presiune depinde de gradul de dispersie, existând o anumită proporţionalitate între aceste mărimi.

Sedimentarea coloizilor În sistemele coloidale propriu-zise (soli), sedimentarea constă în separarea

sistemului respectiv în două straturi (sol şi dizolvant) şi în deplasarea stratului de separaţie rezultat cu o viteză constantă, numită viteză de sedimentare.

Se stabileşte un echilibru între atracţia gravitaţională, care tinde să sedimenteze particulele şi forţele cinetico – moleculare (difuzie, mişcare browniană) care au tendinţa de a le împrăştia.

Echilibrul de sedimentare stabilit între aceste forţe urmează relaţiile distribuţiei statistice Boltzmann.

 

55 

Sedimentarea coloidală, cu o anumită viteză de sedimentare, urmează legile hidrodinamice ale curgerii şi căderii particulelor, date de Bernoulli şi Stokes.

La echilibru, există o distribuţie a particulelor coloidale în raport cu înălţimea asemănătoare cu distribuţia moleculelor din aer.

Procesul de separare a celor două faze ale sistemului prin depunerea fazei disperse se numeşte sedimentare.

Sedimentarea sub acţiunea gravitaţiei este funcţie de timpul în care se depun particulele după dimensiunile lor.

Viteza de sedimentare depinde şi de raza particulelor, astfel încât sedimentarea are loc stratificat, depunându-se întâi particulele cu raza mai mare. Acest proces mai depinde şi de vâscozitatea mediului η, iar prin sedimentare se pot determina raza şi masa particulelor coloidale:

, unde g(ρ – ρ0) reprezintă intensitatea câmpului gravitaţional, ρ este

densitatea particulei, ρ0 este densitatea mediului (dizolvantului), iar g = 9,81 m/s2. Expresia razei particulei, conform formulei anterioare, este:

Înlocuind valoarea atracţiei gravitaţionale, obţinem:

Relaţia pentru calcularea masei particulei este:

Tixotropia sistemelor coloidale Denumirea de tixotropie a fost dată de Freundlich fenomenului observat în

1927 de Päterfi la suspensiile concentrate de hidroxid feric. Sub acţiunea diferiţilor factori (timp, concentraţie etc.) sistemele coloidale

au tendinţa de structurare sau destructurare, manifestată printr-o modificare evidentă a vâscozităţii. Tendinţa de restructurare se manifestă la suspensii diluate sau concentrate, paste, soluţii de polimeri, răşini.

Definiţie. Micşorarea vâscozităţii unui sistem dispers, respectiv fluidizarea

sa se numeşte tixotropie. Tixotropia şi gelificarea (gelifierea, gelatinizarea) sunt fenomene

reversibile; fluidizarea unui gel se face sub influenţa unor factori externi mecanici (de exemplu, malaxare) sau sub influenţa ultrasunetelor.

Tixotropia este un fenomen reversibil pentru că la încetarea acţiunii acestor factori exteriori, sistemul revine la starea iniţială.

 

 

56 

4.3.2. Proprietăţi optice Fenomenele optice ale sistemelor coloidale se pot grupa în fenomene optice

generale, care se produc în toate sistemele fizico – chimice (reflexia, absorbţia, interferenţa etc.) şi fenomene optice coloidale, caracteristice sistemelor ultramicroeterogene (efectul Tyndall, opalescenţa, fluorescenţa etc.).

Opalescenţa La trecerea luminii printr-un coloid incolor se observă o difuzie a luminii,

solul apărând opalescent, uneori cu schimbarea culorii. Fenomenul de opalescenţă la coloizi este produs de difracţia luminii de către

particule.

Radiaţia difuzată de particulă se împrăştie în toate direcţiile şi va fi din nou

difuzată de particulele vecine, devierea radiaţiei fiind reprezentată de unghiul θ. Intensitatea opalescenţei va fi cu atât mai mare cu cât indicii de refracţie ai celor două faze care alcătuiesc sistemul sunt mai mari.

Opalescenţa creşte foarte mult cu temperatura, fiind maximă la temperatura critică, când fenomenul este vizibil cu ochiul liber.

Determinarea opalescenţei soluţiilor coloidale se face prin metoda nefelometrică. Măsurarea intensităţii opalescenţei serveşte la determinarea concentraţiei fazei disperse a unui sistem. Aparatele folosite se numesc nefelometre.

Absorbţia. Culoarea coloizilor La trecerea luminii printr-un mediu, o parte din energia luminii incidente

rămâne sub diferite forme în mediul respectiv, fiind absorbită de mediu. Absorbţia luminii de către coloizi creşte cu mărimea particulelor coloidale. Lumina care

   

   

 

57 

străbate un mediu transparent cu grosime d urmează legea lui Lambert a absorbţiei luminii:

, unde I este intensitatea luminii după trecerea prin mediu, I0 este intensitatea

luminii incidente iar k reprezintă coeficientul de absorbţie sau de extincţie (când se înlocuieşte e cu 10).

În medii diferite prin densitatea sau concentraţia lor, intensitatea I depinde şi de densitatea sau de concentraţia C a substanţei absorbante, urmând legea Lambert – Beer, stabilită de Beer, în 1852:

Coeficientul de absorbţie k variază cu lungimea de undă (culoarea) luminii,

trecând printr-un maxim la o anumită culoare caracteristică fiecărei substanţe. De exemplu, maximul absorbţiei solilor de aur fin divizat fiind în domeniul

culorii verde (λ = 530 nm), culoarea acestor soli, priviţi în transparenţă, este întotdeauna roşie.

La un grad de dispersie mai mic (particule mai mari, formate prin învechire sau prin tratare cu electroliţi coagulanţi), maximul absorbţiei se deplasează spre lungimi de undă mai mari, în domeniul culorii galben (λ = 600 nm), iar coloizii de aur respectivi capătă culoarea albastru – violet, complementară radiaţiei absorbite. Prin centrifugarea solului albastru de aur se depun particulele mari care dau această culoare, iar solul rămas deasupra precipitatului redevine roşu.

Anizotropismul complică foarte mult efectele de culoare ale coloizilor. Unii coloizi pot prezenta chiar o serie de maxime de absorbţie, prin schimbarea unghiului de observare.

Culorile coloizilor sunt de obicei foarte intense şi persistente, putându-se observa până la o diluţie de 1 / 5·106.

Exemplu: pentru obţinerea sticlei de rubin din care se confecţionează lanternele de căi ferate, de automobile sau biciclete, sunt suficiente câteva grame de aur coloidal la o tonă de sticlă. Intensitatea culorii este de 400 de ori mai mare decât cea a unei soluţii echivalente de fucsină (colorant organic roşu).

Efectul Tyndall Este caracteristic coloizilor cu un grad de dispersie

mic (r<10-7m). Lungimea de undă a radiaţiei fiind mare faţă de particulă, are loc un fenomen de difuzie.

Definiţie. Difracţia printr-un mediu care conţine neomogenităţi spaţiale mici, care redistribuie destul de uniform lumina în toate direcţiile, se numeşte difuzia luminii.

Un fascicul de raze ce trece printr-o soluţie coloidală este difuzat în toate direcţiile şi polarizat. Privind perpendicular pe direcţia de incidenţă a fasciculului luminos, cu ajutorul ultramicroscopului, se observă un con luminos, numit conul lui Tyndall.

Explicaţia acestui fenomen a fost dată de Rayleigh pe baza fenomenelor de difracţie a luminii. El a explicat în acelaşi mod şi culoarea albastră a cerului. Difuzia

 

 

58 

luminii pe particulele gazoase şi lichide are loc la fel ca pe particulele coloidale, dar este mult mai slabă şi nu se poate observa decât în spaţii foarte mari, cum sunt atmosfera sau apele mărilor şi oceanelor. Culoarea apelor marine se datorează şi unui fenomen de absorbţie a luminii care completează difuzia.

O aplicaţie a efectului Tyndall este ultramicroscopul (fig. 2.7.). Acesta este format dintr-un microscop prin care trece lumina difuzată de particulele fazei disperse dintr-un sistem coloidal, iluminate de o sursă ale cărei raze sunt limitate de o serie de fante şi lentile ce concentrează lumina într-un con Tyndall (fig. 2.8.).

Particulele cu rază mai mare pot fi distinse ca puncte separate, iar cele de

dimensiuni mai mici apar ca puncte luminoase difuze. Cu ajutorul ultramicroscopului se observă detalii de cca. 2000 – 3000 Å.

Microscopia electronică Pentru a putea observa la microscop particule cu

raza mai mică decât 10-7 m, este necesar ca microscopul să folosească o sursă de lumină cu lungime de undă mai mică decât a celei obişnuite. Acest lucru s-a realizat cu ajutorul unui fascicul de electroni în mişcare. Cu acest tip de aparat se pot observa detalii de aprox. 20 – 30 Å.

Asupra preparatului microscopic se concentrează un fascicul de electroni provenit de la un catod incandescent. Preparatul trebuie să fie foarte subţire

pentru a putea fi traversat. Fluxul de electroni străbate în microscop o serie de câmpuri electrice şi magnetice, numite „lentile electronice”.

Imaginea se poate vedea cu ochiul liber dacă electronii lovesc un ecran fluorescent.

 

 

     

   grăuncioare de polen (optic; electronic)       particulă de argint (electronic) 

 

59 

4.3.3. Proprietăţi electrice Starea de dispersie înaintată a sistemelor coloidale conferă acestora şi

proprietăţi electrice speciale. Cele mai cunoscute fenomene electrice coloidale sunt electroforeza şi electroosmoza.

Unul dintre factorii cei mai importanţi de care depind fenomenele electrice coloidale este suprafaţa de separare foarte mare a sistemelor respective, dar asta nu înseamnă că aceste fenomene sunt doar „de suprafaţă”.

Conductibilitatea sistemelor coloidale. Stratul dublu electric Sistemele coloidale au, în general, o conductibilitate electrică redusă (ɣ=10-6

Ω-1·cm-1, la 180C). Această conductibilitate caracteristică este determinată de încărcarea electrică a suprafeţelor de separare.

Semnul sarcinii superficiale, a cărei provenienţă depinde de natura şi condiţiile fiecărui sistem, se stabileşte conform regulii următoare:

- în cazul a două medii puse în contact, mediul cu permitivitatea (constanta dielectrică) mai mare se încarcă pozitiv şi cel cu permitivitatea mai mică, negativ.

Astfel, sticla (ε = 5 – 6) se încarcă negativ faţă de apă (ε = 81), acetonă (ε = 21), glicerină (ε = 56) şi pozitiv faţă de benzen (ε = 2) sau sulfură de carbon (ε = 2,6).

În afara cauzelor care determină în mod obişnuit încărcarea electrică a două corpuri, în cazul sistemelor coloidale mai trebuie considerate şi următoarele:

- disocierea electrică a unor molecule de pe suprafaţa fazei disperse; - adsorbţia unor ioni din mediul înconjurător; - adsorbţia unor molecule din soluţie. Migrarea particulelor coloidale sub acţiunea curentului electric se datorează

în special acestor sarcini ionice. Viteza sau mobilitatea particulelor coloidale este aceeaşi ca a ionilor simpli

(aproximativ 10-4 cm2/V·s) şi necesită un consum de energie la fel de mare. Numărul particulelor coloidale fiind însă mult mai mic decât cel al moleculelor şi ionilor din soluţii, numărul de sarcini electrice transportate este mai mic şi deci, conductibilitatea electrică este şi ea mult mai mică decât cea a conductorilor, apropiindu-se mai mult de cea a dielectricilor şi a semiconductorilor.

La suprafaţa de contact dintre cele două faze ale unui sistem coloidal apar spontan sarcini electrice care formează un strat electric dublu şi prezintă o diferenţă de potenţial datorită schimbului de ioni.

În cazul coloizilor, la care fazele în contact nu sunt fixe, ci se deplasează una faţă de cealaltă, producerea diferenţei de potenţial are şi alte aspecte, datorită fenomenelor cinetice.

Stratul dublu electric care se formează în cazul particulelor coloidale este constituit din ionii stratului fix (SIH) şi contraioni (SEH). Apare diferenţa de potenţial numită potenţial electrochimic, ce poate fi calculat cu formula:

unde ε0 este potenţialul normal, când concentraţia ionilor care îl generează

este egală cu unitatea; CI reprezintă concentraţia în soluţie a ionilor generatori de potenţial.

 

60 

Dispunerea contraionilor nu se face într-un strat monomolecular, ci într-un strat difuz, a cărui concentraţie scade pe măsură ce creşte distanţa faţă de suprafaţa particulei.

Acest strat va produce şi el o diferenţă de potenţial numită potenţial electrocinetic ξ. El se formează între stratul fix de ioni (SIH) şi stratul difuz de ioni. Acest potenţial este puternic influenţat de natura ionilor din soluţie.

Proprietăţile electrice ale coloizilor sunt determinate de existenţa stratului dublu electric.

Electroforeza Electroforeza reprezintă fenomenul de migrare a particulelor coloidale sub

acţiunea câmpului electric. Pe baza acestui fenomen se determină în mod curent semnul sarcinii coloizilor şi valoarea reală a potenţialului electrocinetic.

Relaţia cantitativă dintre viteza de migrare electroforetică şi potenţialul ξ (zeta) depinde de natura electrică şi de forma particulelor care se supun fenomenului.

Dacă transportul se face spre anod, fenomenul se numeşte anaforeză, iar dacă se face spre catod, cataforeză.

Dispozitivul clasic pentru efectuarea electroforezei este format dintr-un tub de sticlă în formă de U prevăzut cu doi electrozi, e1 şi e2. Tubul este legat de o pâlnie P în care se află soluţia coloidală de cercetat.

Se umple parţial tubul cu apă, până ce se acoperă suprafaţa electrozilor. Prin deschiderea robinetului R, coloidul pătrunde în dispozitiv şi se stratifică sub apă. Aplicând o tensiune de 100 – 200 V se va observa, atunci când coloidul este colorat, o deplasare a suprafeţei apă –

coloid spre unul din polii sursei, în funcţie de încărcarea coloidului. Cunoscând viteza de migrare a particulelor coloidale în câmpul electric, se

poate calcula potenţialul electrocinetic cu formula:

sVcmve ⋅⋅⋅⋅⋅⋅

= − /1094 24

εηπξ

Electroforeza poate avea loc pe coloană sau pe hârtie. Metoda electroforezei pe hârtie este folosită în separarea fracţiunilor proteice, a aminoacizilor şi coloranţilor, fiind necesară în medicină la stabilirea diagnosticului diferitelor boli, sau în genetica aplicată în agricultură, la stabilirea purităţii soiurilor de plante.

Separarea fracţiunilor componente ale amestecului depinde de valoarea pH-ului. În funcţie de acesta, componentele au un anumit punct izoelectric în domeniul căruia migrează spre unul dintre polii sursei cu o anumită viteză.

Repartizarea fracţiunilor amestecului pe electroforegramă se face în funcţie de sarcina şi masa lor moleculară. Pentru evidenţierea fracţiunilor separate, de exemplu, pe banda de hârtie, se folosesc coloranţi specifici, selectivi şi suficient de stabili. Intensitatea coloraţiilor obţinute este direct proporţională cu concentraţia componentelor, ceea ce permite dozarea lor prin metode colorimetrice.

 

 

61 

Electroosmoza Electroosmoza reprezintă difuzia mediului de dispersie printr-o membrană

semipermeabilă, sub influenţa curentului electric (sub acţiunea unui câmp electric).

Considerând că membrana este un sistem capilar, suprafaţa capilarelor se încarcă electric fie datorită unei ionizări superficiale, fie adsorbţiei de ioni, semnul sarcinilor depinzând de natura materialului.

Pe suprafaţa încărcată electric a capilarului, ionii din stratul difuz vor fi atraşi de încărcarea electrică şi vor curge în strat subţire pe suprafaţa acestora, îndreptându-se spre unul din polii sursei. Ionii din stratul difuz vor antrena şi lichid din mediul de dispersie.

Viteza de deplasare a fazei lichide este proporţională cu potenţialul electrocinetic ξ, cu intensitatea câmpului aplicat E, cu constanta dielectrică ε şi

este invers proporţională cu coeficientul de vâscozitate η al fazei lichide.

ηπξε⋅⋅⋅⋅

=4

EV

Se consideră că suprafaţa capilarelor la membranele din sticlă, frită, porţelan sau alte

materiale ceramice este negativă şi atunci stratul de difuzie ce conţine particule pozitive se va îndrepta sub acţiunea câmpului electric spre catod.

Dispozitivul utilizat în electroosmoză se compune dintr-un tub de sticlă în formă de U în care se află materialul poros, semipermeabil şi doi electrozi montaţi de o parte şi de alta a acestui material. Prin electroosmoză se poate calcula potenţialul electrocinetic al unui coloid.

Electroosmoza are aplicaţii tehnice variate: în construcţii, la deshidratarea fundaţiilor construcţiilor hidrotehnice, a barajelor aluvionare, a digurilor etc., la fabricarea mecanizată a cărămizilor, la deshidratarea turbei, a cleiului, a gelatinei, la impregnarea lemnului şi a altor materiale poroase, în agricultura mecanizată, pentru accelerarea procesului de sfărâmare a brazdelor cu pluguri la care se aplică în cuţit un curent electric continuu, în biologie şi medicină pentru purificarea acidului silicic medicinal, a serurilor sau antitoxinelor etc.

4.4. Test de autoevaluare 1. Electroliții determină coagularea unui coloid prin ........................... . 2. Ținând seama de seria liotropă de sorbție a cationilor, aranjați în

ordinea descrescătoare a adsorbției următorii cationi Na+, Li

+, K

+, Rb

+, Cs

+.

3. Care este structura particulei coloidale de sulfură arsenioasă ? 4. Structura adsorbanților este:

a) cristalină; b) poroasă; c) compactă.

 

 

62 

5. Ce factori influențează viteza de sedimentare? 6. Procesul de difuzie încetează atunci când:

a) se uniformizează concentrația amestecului; b) crește concentrația substanței care difuzează; c) are loc un proces chimic.

7. Fiind un proces exoterm, adsorbția va fi influențată de:

a) temperatură; b) presiune; c) concentrație.

Răspunsuri corecte: 1) – separarea celor 2 faze; 2) - Cs

+ > Rb

+ > K

+ > Na

+ > Li

+; 3) – b; 4) –

[mAs2S3 nHS-(n - x) H3O

+] xH3O; 5) – timp, raza particulelor, vâscozitatea

mediului; 6) – a; 7) – a.

 

63 

U.I. 5. Caracterizarea generală a elementelor din grupele principale ale sistemului periodic

5.1. Grupa Ia a sistemului periodic (metale alcaline) 63 5.2. Grupa IIa ( metale alcalino – pământoase ) 64 5.3. Grupa IIIa a sistemului periodic 66 5.4. Grupa IVa a sistemului periodic 66 5.5. Grupa Va a sistemului periodic 67

5.5.1. Azotul 67 5.5.2. Fosforul 68

5.6. Grupa VIa a sistemului periodic 69 5.6.1. Oxigenul 70 5.6.2. Oxidul de hidrogen, apa 71 5.6.3. Sulful 74

5.7. Grupa VIIa a sistemului periodic 76 5.8. Hidrogenul 78 5.9. Grupa VIIIa a sistemului periodic (gaze rare) 80 5.10. Elementele tranziţionale (generalităţi) 81 5.11. Test de autoevaluare 83 5. Rezumat U.I. 4, 5 84

5.1. Grupa Ia a sistemului periodic (metale alcaline) Elementele din grupa metalelor alcaline sunt prezentate în tabel.

Element Simbol Număr atomic

Învelişul de electroni

Număr de oxidare

Litiu Li 3 [He] 2s1 +1 Sodiu Na 11 [Ne] 3s1 +1

Potasiu K 19 [Ar] 4s1 +1 Rubidiu Rb 37 [Kr] 5s1 +1 Cesiu Cs 55 [Xe] 6s1 +1

Franciu Fr 87 [Rn] 7s1 +1

Metalele alcaline sunt componente importante ale silicaţilor naturali, insolubili. Prin degradarea acestora, metalele alcaline trec sub formă de săruri solubile în apă. Ionii de potasiu rămân în cea mai mare parte adsorbiţi de componentele coloidale ale solului, unde joacă un rol extrem de important pentru viaţa solului. Sodiul este adsorbit mai slab de sol, trece în apele râurilor şi se acumulează în mări şi oceane. Aşa se explică faptul că apa de mare conţine ioni de sodiu în proporţie mult mai mare decât ioni de potasiu (în raport de 30:1).

Proprietăţi fizice Metalele alcaline au consistenţă moale, pot fi tăiate cu cuţitul. În tăietură

proaspătă au luciu alb-argintiu, care dispare după scurtă vreme din cauza oxidării. Densitatea este variabilă, crescând cu numărul atomic; sodiul şi potasiul

plutesc pe apă, iar litiul pe petrol. Se dizolvă în amoniac lichid formând soluţii de culoare albastră.

 

64 

Proprietăţi chimice Formează hidruri, halogenuri, diferiţi oxizi, hidroxizi şi combinaţii

complexe. Reacţii chimice Observaţii

2 M + X2 → 2 MX X2 – halogeni (Cl2, Br2, I2) 4 Li + O2 → 2 Li2O 2 Na + O2 → Na2O2 Exces de oxigen 12 M + P4 → 4 M3P Formează fosfuri 2 M + H2 → 2 MH Hidruri ionice (:H-)

2 M + 2 H2O → 2 MOH + H2 M + 2 H+ → 2 M+ + H2 Reacţia cu acizii este foarte violentă

M + ROH → RO-M+ + ½ H2 ROH – alcool; RO-M+ - alcoxizi Din cauza marii reactivităţi, metalele alcaline se păstrează în vase complet

închise, sub un strat de petrol cu ale cărui componente nu se combină. Importanţă Sodiul şi potasiul sunt elemente indispensabile organismelor vii; sodiul este

necesar animalelor şi potasiul plantelor. Sodiul este asimilat de plante numai atunci când se află în exces în mediul înconjurător, cum este cazul la plantele marine.

Recent s-a descoperit rolul litiului în creierul uman; carbonatul de litiu se foloseşte în tratamentul stărilor maniaco-depresive.

Ionul K+ joacă un rol foarte important în fiziologia vegetală. Este indispensabil în dezvoltarea normală a plantelor. Se aplică în sol sub formă de săruri de potasiu ca îngrăşăminte chimice, alături de combinaţiile cu azot şi fosfor.

Sărurile de sodiu sunt folosite în industria fabricării produselor cloro-sodice. 5.2. Grupa IIa ( metale alcalino – pământoase )

Element Simbol Număr atomic

Învelişul de electroni

Stare de oxidare

Beriliu Be 4 [He] 2s2 +2 Magneziu Mg 12 [Ne] 3s2 +2

Calciu Ca 20 [Ar] 4s2 +2 Stronţiu Sr 38 [Kr] 5s2 +2 Bariu Ba 56 [Xe] 6s2 +2 Radiu Ra 88 [Rn] 7s2 +2

Caracterele generale ale elementelor din grupa IIa Aceste elemente posedă în orbitalul s al stratului de valenţă doi electroni, pe

care îi pierd cu uşurinţă dând ioni M2+. Elementele din această grupă sunt electropozitive. Combinaţiile lor, cu excepţia celor ale beriliului, au caracter ionic; beriliul nu formează ioni Be2+. Combinaţiile beriliului, chiar cu cele mai electronegative elemente, BeO şi BeF2, sunt covalente.

 

65 

Calciul, stronţiul, bariul şi radiul sunt elemente mult asemănătoare între ele. Caracterul electropozitiv creşte cu creşterea numărului atomic.

Proprietăţi fizice Elementele din grupa IIa sunt metale cenuşii, cu excepţia magneziului care

este alb-argintiu. Din cauza razei mici, beriliul este un metal dur (duritate 6-7, zgârie sticla)

iar celelalte au duritate mică. Densitatea lor este mai mare ca a apei, crescând cu creşterea numărului atomic.

Proprietăţi chimice Reactivitatea acestor elemente cu oxigenul, cu excepţia beriliului, creşte

odată cu creşterea electropozitivităţii. Ca şi metalele alcaline, reacţionează cu apa formând hidroxizi M(OH)2 care

sunt baze tari. Reacţiile chimice sunt prezentate selectiv în tabel.

Reacţii chimice Observaţii M + X2 → MX2 X2 – halogeni (Cl2, Br2, I2) M + O2 → 2 MO Ba formează BaO2

M + S → MS 3 M + N2 → M3N2 azoturi, la temperaturi ridicate 6 M + P4 → 4 M3P fosfuri, la temperaturi ridicate

M + H2 → MH2 M=Ca, Sr, Ba la temperaturi

ridicate, Mg şi la presiuni mari M + H2O → M(OH)2 + H2 M=Ca, Sr, Ba

M + H+ → M2+ + H2 Reacţia cu acizi

Be + 2 OH- + 2H2O→[Be(OH)4]2-+ H2 Ba formează barilaţi cu baze tari

concentrate Importanţă Beriliul este folosit pentru construirea de reactoare nucleare, având o putere

mică de absorbţie a radiaţiilor X. Magneziul se utilizează sub formă de aliaje. Are în organismul animal o

funcţie în parte antagonistă calciului. Este indispensabil pentru funcţionarea unor enzime (carboxilaza). Magneziul joacă un rol foarte important în viaţa plantelor, intrând în compoziţia clorofilei, pigmentul verde din plante, cu ajutorul căruia acestea preiau energia solară , necesară în procesul fotosintezei.

Calciul şi magneziul sunt elemente indispensabile pentru viaţa plantelor şi animalelor. Calciul intră în constituţia scheletului animalelor, proces care are loc sub influenţa vitaminei D. Ionii de calciu au un rol important în coagularea sângelui şi răspunsul muscular; calciul este deasemenea indispensabil pentru acţiunea fiziologică a unor enzime. În plante, se acumulează pe tot parcursul vegetaţiei.

 

66 

5.3. Grupa IIIa a sistemului periodic

Element Simbol Număr atomic

Învelişul de electroni

Stare de oxidare

Bor B 5 [He] 2s2p1 +3 Aluminiu Al 13 [Ne] 3s2p1 +3

Galiu Ga 31 [Ar] 3d104s2p1 +2, +3 Indiu In 49 [Kr] 4d105s2p1 +1, +2, +3 Taliu Tl 81 [Xe] 4f145d106s2p1 +1, +3

Borul se deosebeşte de restul elementelor din grupă. Are caracter nemetalic,

asemănător cu siliciul şi carbonul. Celelalte elemente din grupa IIIa sunt metale ale căror proprietăţi fizice şi chimice se aseamănă.

Hidroxizii au caracter amfoter, bazicitatea lor crescând de la Al(OH)3 până la Tl(OH)3, care este o bază foarte tare. Hidroxidul de bor este de fapt oxiacid - H3BO3 (acid ortoboric), HBO2 (acid metaboric).

Cele mai importante proprietăţi chimice sunt prezentate în tabel.

Proprietăţile chimice ale elementelor din grupa IIIa Reacţii chimice Observaţii

2 M + 3 X2 → 2 MX3 X2 – halogeni; Tl cu iodul TlI3 4 M + 3 O2 → 2 M2O3 Temperaturi mari; Tl formează Tl2O

2 M + 3 S → M2S3 Temperaturi mari; Tl formează Tl2S 2 M + N2 → 2 MN M = numai Al

2 M + 6 H+ → 2 M3+ + 3 H2 M=Al, Ga, In; Tl → Tl+ 2M+2OH-+6H2O→2[M(OH)4]-+3H2 M=Al, Ga

Importanţă practică prezintă aluminiul, mai ales ca metal. Este mult folosit

în industria aeronautică, fiind uşor şi neprezentând fenomenul de coroziune. 5.4. Grupa IVa a sistemului periodic Element Simbol Număr

atomic Învelişul de

electroni Stare de oxidare

Carbon C 6 [He] 2s2p2 -4, +4 Siliciu Si 14 [Ne] 3s2p2 -4, +4

Germaniu Ge 32 [Ar] 3d104s2p2 -4, +2, +4 Staniu Sn 50 [Kr] 4d105s2p2 -4, +2, +4 Plumb Pb 82 [Xe] 4f145d106s2p2 -4, +2, +4

Carbonul se deosebeşte prin comportarea sa de restul elementelor din grupă.

El este un nemetal tipic, iar staniul şi plumbul sunt metale bine caracterizate (au proprietăţi de semiconductori).

 

67 

Nu se cunosc combinaţii în care să existe ioni monoatomici C4+ sau Si4+. Ionul C4-apare doar în câteva combinaţii, în rest, toate legăturile pe care le formează sunt covalente. Carbonul hibridizează, la fel şi siliciul.

Combinaţiile carbonului cu hidrogenul (hidrocarburile) sunt foarte importante. Proprietatea de a forma catene, prin legarea covalentă de alţi atomi de carbon, este o proprietate unică a acestui element. O oarecare tendinţă de catenare se observă şi la alte elemente cum ar fi sulful, azotul, siliciul şi borul.

Carbonul este singurul element din grupa IVa capabil de a hibridiza sp2 şi sp, dând naştere la legături duble (σΠ) şi triple (σ2Π). Elementele din această grupă prezintă forme alotropice.

Proprietăţile chimice ale elementelor din grupa IVa

Reacţii chimice Observaţii M + 2 X2 → MX4 X2 – halogeni; Pb formează PbX2 M + O2 → MO2 Ge şi Sn la temperaturi mari; Pb

formează PbO sau Pb3O4 C + O2 →CO2 ; CO2 + H2O ↔H2CO3 M + 2 H+ → M2+ + H2 M = Sn şi Pb (reacţia cu acizii)

5.5. Grupa Va a sistemului periodic Element Simbol Număr

atomic Învelişul de

electroni Stare de oxidare

Azot N 7 [He] 2s2p3 -3, +1,+2,+3,+4,+5 Fosfor P 15 [Ne] 3s2p3 -3, +3, +5 Arsen As 33 [Ar] 3d104s2p3 -3, +3, +5 Stibiu Sb 51 [Kr] 4d105s2p3 -3, +3, +5 Bismut Bi 83 [Xe] 4f145d106s2p3 -3, +3, +5

Primul element, azotul, se deosebeşte prin unele proprietăţi esenţiale de

următoarele două elemente, fosforul şi arsenul; acestea la rândul lor se deosebesc de stibiu şi bismut. Azotul există în condiţii normale (250C şi 1 atm) sub formă de molecule diatomice N2 iar bismutul este un metal tipic. Celelalte trei elemente din grupă apar în mai multe forme alotropice.

Elementul cel mai electronegativ din grupă este azotul, care formează cu elementele mai electronegative (halogenii) combinaţii covalente (NCl3), în care azotul are număr de oxidare negativ (-3). Numai faţă de fluor şi oxigen este pozitiv. Azotul este singurul element din această grupă capabil de a forma legături de tip Π cu elemente din perioada 2 şi anume cu oxigenul, carbonul şi cu el însuşi.

În hidruri, MeH3, aceste elemente au starea de oxidare (-3). Sunt combinaţii covalente, iar stabilitatea lor descreşte cu creşterea numărului atomic Z. În acelaşi sens descreşte şi bazicitatea lor (tendinţa de a accepta protoni şi a trece în ioni MeH4

+). 5.5.1. Azotul Principalii compuşi ai azotului sunt prezentaţi în tabel.

 

68 

Stare de oxidare Compus Formulă

-3 Amoniac :NH3 -2 Hidrazină H2N – NH2-1 Hidroxilamină NH2 - OH 0 Azot molecular N2

+1 Monoxid de azot N2O +2 Oxid de azot NO +3 Trioxid de azot N2O3 +4 Dioxid de azot NO2 +5 Pentaoxid de azot N2O5

Reacţiile chimice mai importante ale azotului şi ale compuşilor săi sunt

prezentate în tabel.

Proprietăţi chimice ale azotului şi compuşilor lui Reacţii chimice Observaţii

Reacţii ale azotului N2 + 6 Li → 2 Li3N N3- se formează cu metalele

active N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3 p = 200-600 atm, t = 400-6000CN2 + O2 ↔ 2 NO Reacţie endotermă

Reacţii ale compuşilor cu azot NH3 + H+ ↔ NH4

+ Baza NH3 în reacţie cu un acid NH4

+ + HO- ↔ NH3 + H2O NH4NO3 → N2O + 2 H2O Reacţie cu explozie 2 NO + O2 ↔ 2 NO2 2 NO2 + H2O → HNO3 + HNO2 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO N2O5 + H2O → 2 HNO3 C+ 4 HNO3 → CO2 + 4 NO2 + 2 H2O

Importanţa azotului şi a compuşilor săi Azotul este un constituent esenţial al organismelor vii; el este prezent în

aminoacizi, peptide, proteine şi alţi compuşi cu rol metabolic. Este indispensabil plantelor, care îl asimilează sub formă de azot molecular,

amoniacal şi nitric, în biosinteza aminoacizilor şi apoi a proteinelor. Necesarul de azot pentru plante se aplică sub formă de îngrăşăminte chimice cu azot.

Acidul azotic serveşte la prepararea îngrăşămintelor, a diferitelor substanţe organice şi în industria explozivilor.

5.5.2. Fosforul Se găseşte în natură numai sub formă de ioni ai acidului fosforic H3PO4.

 

69 

Proprietăţi chimice mai importante ale fosforului şi compuşilor lui Reacţii chimice Observaţii

Reacţii ale fosforului, P4 P4 + 12 Na → 4 Na3P Metalele active reduc P4 la P3- P4 + 3 O2 → P4O6 p = 200-600 atm, t = 400-

6000C P4 + 5 O2 → P4O10 Reacţie endotermă P4 + 6 X2 → 4 PX3 X = F2, Cl2, Br2, I2 P4 + 10 X2 → 4 PX5 X = F2, Cl2, Br2, I2

Reacţii ale compuşilor cu fosfor P3- + 3 H+ → PH3 Hidrogen fosforat PX3 + 3 H2O → H3PO3 + 3 HX H3PO3 - acid fosforos; PX5 + 4 H2O → H3PO4 + 5 HX H3PO4 - acid fosforic; P4O6 + 6 H2O → 4 H3PO3 P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4 Reacţie cu explozie H3PO4 + HO-→H2PO4

- , HPO42-, PO4

3- Se formează fosfaţi 2 H3PO4 → H4P2O7 + H2O H4P2O7 – acid pirofosforic H3PO4 → HPO3 + H2O HPO3 – acid metafosforic

Importanţa fiziologică a compuşilor fosforului Fosforul alb (una din stările alotropice) şi compuşii în stare inferioară de

oxidare sunt otrăvuri puternice pentru organismul animal. Acidul fosforic, sub forma ionilor săi sau a unor derivaţi organici (esteri) nu este toxic ci dimpotrivă, este indispensabil vieţii, fiind o componentă nelipsită a oricărei celule animale sau vegetale.

Fosfaţii intră în constituţia oaselor şi dinţilor, iar sângele conţine un amestec tampon compus din fosfat monosodic şi fosfat disodic.

Fosforul necesar plantelor provine şi din îngrăşămintele cu fosfor ce se aplică solului. Aceste îngrăşăminte se fabrică sub denumirea tehnică de “superfosfaţi”, obţinuţi prin tratarea fosforitelor, apatitelor cu acid sulfuric (fosfatul primar de calciu, Ca(H2PO4)2, este cel mai solubil).

5.6. Grupa VIa a sistemului periodic Element Simbol Număr

atomic Învelişul de

electroni Stare de oxidare

Oxigen O 8 [He] 2s2p4 -2 Sulf S 16 [Ne] 3s2p4 -2, +4, +6

Seleniu Se 34 [Ar] 3d104s2p4 -2, +4, +6 Telur Te 52 [Kr] 4d105s2p4 -2, +4, +6

Poloniu Po 84 [Xe] 4f145d106s2p4 -2, +4, +6

Primul element al grupei, oxigenul, se deosebeşte mult de celelalte elemente din grupa VIa, atât în starea elementară cât şi în combinaţiile sale cu alte elemente.

 

70 

În condiţii normale, la 250C şi 1 atm, oxigenul există sub formă de molecule diatomice O2. Sulful şi seleniul apar sub formă de molecule ciclice de opt atomi. Aceste elemente apar şi sub formă de catene poliatomice a căror stabilitate creşte în ordinea S < Se < Te. Caracterul metalic creşte cu creşterea numărului atomic, în sensul Se < Te < Po.

5.6.1. Oxigenul Este elementul cel mai răspândit: - în litosferă (47,3%), în hidrosferă

(85,8%), în atmosferă (23,2%-masă sau 20,9%-volum). Cu toate elementele, exceptând fluorul, oxigenul reacţionează numai în

starea de oxidare (–2). Cu fluorul, oxigenul reacţionează în starea de oxidare (+2). Oxigenul formează cu elementele vecine cu el în perioada 2 şi anume cu N

şi C, duble legături. Prin această proprietate, chimia oxigenului se deosebeşte mult de cea a sulfului, seleniului şi telurului care nu formează legături duble.

Oxigenul formează cu omologii săi superiori din grupa VIa combinaţii stabile, oxizi şi oxiacizi covalenţi. Stabilitatea acestor combinaţii se explică prin marea diferenţă de electronegativitate dintre oxigen şi celelalte elemente din această grupă, care faţă de el sunt electropozitive.

Aproape toate elementele se combină cu oxigenul molecular formând oxizi. În afară de gazele rare, numai halogenii şi metalele nobile nu reacţionează direct cu oxigenul.

Combinarea unui element cu oxigenul poartă numele de ardere. Aceste procese pot fi arderi vii, când au loc cu degajare mare de căldură şi lumină şi pot fi oxidări sau arderi lente, care se petrec la temperaturi joase şi cu viteză mică. Arderile decurg mai violent în oxigen pur decât în aer. Dintre nemetale, ard deosebit de uşor fosforul alb, sulful şi carbonul, formând oxizi: P2O5, SO2 şi CO2.

Dintre metale, cel mai uşor arde magneziul, emiţând lumină albă şi căldură. Arderile constituie o sursă importantă de energie. Specială este arderea

cărbunilor fosili şi a hidrocarburilor, care constituie principala sursă de căldură folosită în industrie.

Oxidările lente se petrec în organismele vii şi sunt esenţiale pentru viaţa acestora.

Importanţa în tehnică Unica sursă pentru obţinerea oxigenului o constituie distilarea fracţionată a

aerului lichid. Oxigenul se conservă şi se transportă în tuburi de oţel, la presiune de 150 sau 225 atm.

Cantităţi mari se folosesc în obţinerea diferitelor substanţe organice şi anorganice, în obţinerea temperaturilor înalte necesare la sudura metalelor (împreună cu acetilena). Sub formă de oxigen lichid se foloseşte drept combustibil pentru acţionarea rachetelor. Este folosit în medicină în aparatele de respiraţie artificială.

Importanţa fiziologică Oxigenul prezintă o importanţă primordială pentru viaţă. El este folosit în

respiraţie. Energia eliberată în acest proces serveşte vieţuitoarelor aerobe pentru diverse funcţiuni vitale, producerea de căldură, travaliu muscular, sinteze de diferite substanţe în organism.

 

71 

În plantele verzi, alături de respiraţie are loc şi procesul de asimilaţie clorofiliană în care se consumă CO2 şi se eliberează O2.

Reacţiile de oxidare la care participă moleculele de oxigen sunt reacţii exoergice (însoţite de o descreştere a entalpiei libere).

Rezerva de oxigen din atmosferă este asigurată de către plante prin procesul de asimilaţie clorofiliană. Menţinerea aproximativ constantă a cantităţii de oxigen din aer depinde de circuitul oxigenului în natură. Descreşterea suprafeţelor împădurite, creşterea cantităţii de CO2 provenită din procesele industriale şi din circulaţia rutieră pot dezechilibra circuitul oxigenului în natură.

5.6.2. Oxidul de hidrogen, apa Răspândire în natură Apa este una din cele mai răspândite substanţe în natură, mai ales în stare

lichidă, formă în care acoperă 2/3 din suprafaţa globului, alcătuind apele de suprafaţă.

Apa sub formă de precipitaţii completează apa râurilor din care o parte străbate straturile de pământ formând apele freatice, iar o parte este pierdută prin evaporare.

În natură nu există apă chimic pură. Compoziţia chimică a acestei ape variază cu natura rocilor cu care a fost în contact. Cel mai scăzut conţinut în substanţe minerale dizolvate îl are apa izvoarelor de munte şi cea provenită din topirea gheţarilor. Apele freatice au un conţinut mare în substanţe minerale (normal, cca. 2g/l). Apa izvoarelor şi a râurilor conţine dizolvate gazele din aer (oxigen, azot şi dioxid de carbon), cationi (calciu, magneziu şi sodiu), anioni (dicarbonat, sulfură şi clorură). O apă cu un conţinut ridicat de dicarbonat de calciu şi de magneziu este o apă dură.

Compoziţia apelor râurilor şi lacurilor variază şi fără intervenţia omului. Principalele substanţe ce se găsesc în mod natural dizolvate în apă au şi influenţă considerabilă asupra calităţii ei şi a posibilelor folosinţe umane, lucru de care trebuie ţinut cont înainte de a analiza nivelul şi impactul poluanţilor de origine antropică. Cele mai frecvente substanţe prezente în mod natural în ape şi care influenţează calitatea şi utilizările posibile sunt:

Silicea (bioxid de siliciu - SiO2) are concentraţii de la 1 la 30 mg / litru, dar au fost găsite ape şi cu 4000 mg / litru. În prezenţa calciului şi magneziului, se depune în boilere şi turbine de abur, precipitatul e foarte aderent şi crează probleme mari de utilizare a apei. În schimb la ape moi se adaugă silice pentru a preveni corodarea ţevilor de fier.

Fierul se găseşte de regulă în concentraţii de sub 0,5 mg / litru în ape oxigenate, dar la ape subterane urcă des spre 50 mg /l. La ape acide termale, ape de mină şi ape uzate industriale s-au găsit concentraţii de 6000 mg /litru. La ape bine aerate la concentraţie de peste 0,1 mg/litru precipită, cauzând turbiditate, ruginire, pătarea hainelor la spălat, modificând gustul şi mirosul. O concentraţie de peste 0,2 mg/litru face ca apa să fie improprie majorităţii folosinţelor industriale. Frecvent se practică din aceste motiv deferizarea apei. Acest proces nu afectează sănătatea.

Manganul apare de regulă în concentraţii de sub 0,2 mg/litru. Apa subterană şi apele de mină conţin uneori peste 10 mg/litru iar apele din lacurile de

 

72 

acumulare care au suferit fenomenul de inversare (turn-over sezonier) pot ajunge la peste 150 mg/litru. La concentraţii de peste 0,2 mg/litru, în prezenţa oxigenului, manganul precipită , cauzând depuneri în reţele de distribuţie a apei şi filtre. Concentraţia de peste 0,2 mg/litru face ca apa să fie problematică pentru multe folosinţe industriale. De aceea se practică uneori demanganizarea apei. Este esenţial pentru viaţă. Omul necesită 1,5 - 5 mg/zi. Nu este toxic.

Calciul ajunge uneori în râuri la 600 mg/litru, dar în ape foarte sărate poate atinge 75000 mg/litru. El nu afectează sănătatea dar prin duritatea crescută poate afecta conductele, spălatul, poate afecta gustul alimentelor de exemplu ceaiul, cafeaua etc.

Magneziul ajunge uneori în unele râuri la mai multe sute mg/litru, în apa mării sunt peste 1000 mg/litru, iar în ape foarte sărate poate atinge 57000 mg/litru. Calciul şi magneziul se combină cu dicarbonatul, carbonatul, sulfatul şi silicea şi se depun ca "piatră" aderentă în boilere, calorifere şi alte asemenea. În plus ionii de calciu şi magneziu se combină cu acizii graşi din săpunuri şi reduc puterea de spălare a acestora, fiind necesare cantităţi mult mai mari de săpun pentru a produce spumă şi a spăla. Magneziul în concentraţii mari are efect laxativ, producând tulburări digestive la cei neobişnuiţi cu acea apă. Mulţi oameni au deficit de magneziu, dar de obicei din cauza absorbţiei reduse a lui din cauze interne.

Sodiul este metal alcalin, al 6-lea element chimic ca răspândire pe Terra. Atinge în unele râuri concentraţii de 1000 mg/litru, în apa mării 10000 mg/litru şi în ape foarte sărate chiar 25000 mg/litru. Vântul îl duce din mare până la 100 km în interiorul continentului şi poate polua apa subterană. Cantităţi mari ingerate pot produce hipertensiune arterială. Peste 50 mg/litru în prezenţă de suspensii produce spumare ce accelerează precipitarea şi depunerea de "piatră" în boilere şi cazane iar peste 65 mg/litru de sodiu crează probleme în fabricarea gheţii.

Potasiul este tot metal alcalin, esenţial pentru viaţă. E de obicei sub 10 mg/litru, atinge însă 100 mg/litru în unele izvoare termale şi peste 25000 mg/litru în ape sărăturoase. Peste 50 mg/litru în prezenţă de suspensii produce spumare ce accelerează precipitarea şi depunerea de "piatră" în boilere şi cazane. Excesul e toxic pentru peşti.

Carbonatul e de regulă aproape absent în ape de suprafaţă şi sub 10 mg/litru în ape subterane, dar creşte în ape care au mult sodiu.

Dicarbonatul e de regulă sub 500 mg/litru dar poate urca la peste 1000 mg/litru în ape cu mult dioxid de carbon. La încălzire, dicarbonatul se transformă în apă, dioxid de carbon şi carbonat. Acesta se combină cu calciu şi magneziu şi formează depuneri calcaroase în interiorul ţevilor, cazanelor etc. creând mari probleme. De aceea, ape cu încărcarea mare de metale alcaline şi dicarbonaţi sunt improprii multor folosinţe industriale.

Sulfaţii sunt de regulă sub 1000 mg/litru în ape, dar pot ajunge la 200.000 mg/litru în ape salmastre. Sulfaţii se pot combina cu calciul şi pot precipita ca depuneri aderente în cazane şi instalaţii. Concentraţii peste 250 mg/litru nu sunt admise în unele utilizări industriale. Apa cu 500 mg/litru e amară iar la peste 1000 mg/litru devine catarală (iritantă). Au roluri în organismul animal dar nu sunt esenţiali căci pot fi produşi intern din alte substanţe.

Clorurile au concentraţii de obicei sub 10 mg/litru în regiuni nearide, în schimb în apa mării depăşesc 19300 mg/litru şi în unele ape foarte sărate chiar

 

73 

200.000 mg/litru. La concentraţii peste 100 mg/litru gustul apei este sărat. În multe industrii concentraţia de cloruri peste 100 mg/litru e inacceptabilă. Apa cu exces de cloruri nici pentru consumul uman nu e adecvată, putând avea efecte nocive asupra sănătăţii.

Fluorul de regulă nu depăşeşte 0,1 mg/litru în ape de suprafaţă şi 10 mg/litru în cele subterane, dar în unele ape foarte sărate atinge 1600 mg/litru. Fluorul în concentraţii până la 1,5 mg/litru are efect benefic asupra sănătăţii umane, la mai mult se produc afecţiuni ale dinţilor şi oaselor.

Nitraţii în apele de suprafaţă nepoluate sunt de obicei sub 1 mg/litru, uneori până la 5 mg/litru. În ape subterane pot atinge 1000 mg/litru. De aceea uneori apele subterane trebuie amestecate cu alte ape pentru a putea fi utilizate. La peste 100 mg/litru apa are gust amar şi poate fi dăunătoare sănătăţii. Poate genera methemoglobinemie la copii.

Solide dizolvate. De regulă nu depăşesc 3000 mg/litru la ape de suprafaţă sau 5000 mg/litru la ape subterane. În regiuni aride sau cu sărături se poate ajunge la 15000 mg/litru şi există ape sărate cu peste 300000 mg/litru solide solvite. Cantităţi de peste 500 mg/litru solide dizolvate fac apa improprie consumului uman iar multe industrii necesită apă cu încărcare sub 300 mg/litru.

Influenţe indirecte La multe substanţe, cum sunt de exemplu metalele, esenţială nu e doar

concentraţia (deci cantitatea) ci forma (solvită respectiv legată). Sunt mulţi factori ce intervin. Astfel, metalelor le creşte solubilitatea şi mobilitatea la scăderea pH-ului, creşterea salinităţii, prezenţa factorilor de chelatizare, a detergenţilor sau a proceselor redox. Acidifierea apei mobilizează metalele grele din sedimente şi astfel determină în mod secundar o poluare cu metale a apei. În plus, trebuie ţinut cont că efectele biologice ale unui anumit compus depind nu doar de concentraţia lui în apă, ci şi de biodisponibilitatea lui - dacă se absoarbe în organismul viu, dacă există bioacumulare în individ sau acumulare în lanţul alimentar etc. Compuşii organici suferă procese de absorbţie, evaporare, hidroliză, fotoliză, procese biochimice etc. şi deci îşi modifică concentraţia în timp.

Apa râurilor şi apele freatice sunt din ce în ce mai poluate cu deşeuri industriale şi necesită purificate. Apa potabilă este apa bună de băut şi ea trebuie să fie limpede, incoloră, fără miros, lipsită de substanţe organice; trebuie să conţină dizolvate cantităţi mici de săruri (în general, până la 600 mg/l), să fie aerată, adică să conţină oxigen. Cele mai bune ape potabile sunt cele ale izvoarelor de munte. Pentru a putea fi folosită ca apă potabilă, o apă trebuie în prealabil purificată. Etapele cuprinse în purificarea apei sunt următoarele:

- sedimentarea - se face pentru depunerea prin decantare a impurităţilor; pentru separarea particulelor fine se introduc coagulanţi cum ar fi sărurile de aluminiu, de fier, gelul de silice;

- filtrarea - se face trecând apele prin straturi de pietriş şi nisip, care reţin aproape toate impurităţile;

- sterilizarea - are drept scop purificarea apei din punct de vedere biologic, adică îndepărtarea completă a germenilor patogeni şi reducerea conţinutului în bacterii; aceasta se face prin tratare cu clor (0,1 – 0,3 g Cl/m3 apă), ozon , iradiere cu raze ultraviolete sau tratamente cu ultrasunete.

Apele industriale reprezintă apele destinate diferitelor exploatări industriale. Apele necesare alimentării cazanelor cu aburi trebuie să îndeplinească anumite

 

74 

condiţii de puritate: să nu fie dure, să nu conţină acizi liberi, uleiuri , substanţe care atacă pereţii cazanelor.

Sărurile conţinute de apa dură se depun sub formă de piatră de cazan formată în special din carbonaţi de calciu şi de magneziu şi din sulfat de calciu.

Operaţia de înlăturare a sărurilor care formează duritatea apei se numeşte dedurizare. Dedurizarea apelor se realizează prin procedee fizice, chimice sau fizico-chimice.

Apa folosită în industria medicamentelor, în cea alimentară trebuie să fie o apă de calitate. De exemplu, apa întrebuinţată în industria zahărului trebuie să îndeplinească condiţiile unei ape potabile, iar duritatea să fie cât mai mică, deoarece conţinutul de săruri reduce eficacitatea procesului de cristalizare a zahărului; la fabricarea berii, calitatea apei determină gustul acesteia.

Apa de mare puritate se obţine fie prin distilare (apa distilată, folosită în laboratoare), fie prin electroosmoză, metodă prin care se obţine o apă de bună calitate. În procedeul de electroosmoză apa se introduce într-o celulă osmotică prevăzută cu doi electrozi de grafit. Ionii care constituie impurităţile apei sunt atraşi spre electrozi şi eliminaţi.

Importanţa apei Apa este substanţa indispensabilă vieţii, fiind factorul determinant al

existenţei materiei vii. Apa este mediul de reacţie dar şi participant în reacţiile metabolice. În organismele animale şi vegetale apa formează sisteme omogene şi eterogene cu diferite substanţe, făcând posibil transportul acestora prin organism precum şi asimilarea lor.

Apa reprezintă o materie primă foarte importantă pentru industrie, atât ca reactiv cât şi ca dizolvant.

5.6.3. Sulful Se găseşte în cantităţi mari în natură, atât liber cât şi sub formă de

combinaţii (sulfuri ale metalelor tranziţionale şi sulfaţi).

Proprietăţi fizice Este o substanţă solidă, cristalină, de culoare galbenă şi prezintă două forme

alotropice: sulful rombic şi sulful monoclinic. Ambele forme sunt solubile în sulfură de carbon şi alţi solvenţi organici.

Proprietăţi chimice Proprietăţile chimice ale sulfului şi ale principalilor săi compuşi sunt

prezentate în tabel. Reacţii chimice Observaţii

Reacţiile sulfului elementar M + S → MS Se formează sulfuri S2-; M-metal

activ H2 + S ↔ H2S E + S → ES2 E – C, Si, Ge E + S → ES E – Sn, Pb S + O2 → SO2 S + 3 F2 → SF6

 

75 

Reacţii ale compuşilor cu sulf

S2- + 2 H+ → H2S H2S – reducător puternic H2S + O2 → S + H2O 2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2H2O 2 SO2 + O2 → 2 SO3 Oxidare catalitică SO2 + H2O ↔ H2SO3 H2SO3 – acid sulfuros SO3 + H2O → H2SO4 Dioxidul de sulf şi acidul sulfuros Dioxidul de sulf (SO2) se obţine prin arderea în aer a sulfului sau a sulfurilor

metalice: S + O2 → SO2

4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2 Proprietăţi fizice şi chimice SO2 este un gaz incolor, cu miros înecăcios, uşor lichefiabil prin

comprimare. Dioxidul de sulf lichid este un bun solvent pentru multe alte substanţe organice şi anorganice.

În soluţie apoasă, dioxidul de sulf formează în proporţie mică acidul sulfuros:

SO2 + H2O ↔ H2SO3 Acidul sulfuros nu poate fi izolat din soluţia sa apoasă, căci la încălzire

echilibrul reacţiei s-ar deplasa spre stânga, SO2 părăsind soluţia. Sărurile acidului sulfuros se numesc sulfiţi (SO3

2-) şi disulfiţi sau sulfiţi acizi (HSO3

-). Disulfiţii se prepară prin trecerea unui curent de SO2 printr-o soluţie a unei

baze tari: NaOH + SO2 → NaHSO3

Ca(OH)2 + SO2 → Ca(HSO3)2 Sulfiţii se obţin prin tratarea disulfiţilor cu baze tari:

NaHSO3 + NaOH → Na2SO3 + H2O Sulfiţii şi disulfiţii sunt reducători puternici, întocmai ca şi soluţia apoasă de

dioxid de sulf. Trioxidul de sulf şi acidul sulfuric Trioxidul de sulf se prepară prin oxidarea catalitică a dioxidului de sulf cu

oxigen din aer. 2 SO2 + O2 → 2 SO3

Proprietăţi fizice şi chimice La temperatura obişnuită, SO3 este un lichid iar la temperatura de 16,80C se

solidifică. Din punct de vedere chimic este o substanţă foarte reactivă. Cu apa,

reacţionează violent dând acid sulfuric: SO3 + H2O → H2SO4

Din cauza combinării cu vaporii de apă din atmosferă, fumegă în aer.

 

76 

Trioxidul de sulf carbonizează substanţele organice cum sunt zahărul sau celuloza, la fel ca şi acidul sulfuric, dar mai energic. Pe piele produce arsuri.

Acidul sulfuric se obţine prin absorbţia SO3 în apă. Industrial, SO3 se obţine prin oxidarea catalitică a SO2 provenit din reacţia de ardere a sulfului sau a piritelor (cu catalizator V2O5). Absorbţia SO3 se face în acid sulfuric diluat şi se obţine astfel o soluţie numită acid fumans sau oleum.

Acidul sulfuric este un lichid vâscos, incolor şi inodor. La diluarea acidului sulfuric cu apă se degajă o cantitate mare de căldură care se datorează celor două trepte de ionizare şi formării hidraţilor (H2SO4⋅H2O şi H2SO4⋅2 H2O).

Acidul sulfuric este un acid diprotic care ionizează în două trepte de ionizare:

H2SO4 + H2O ↔ H3O+ + HSO4-

HSO4- + H2O ↔ H3O+ + SO4

2- Sărurile acidului sulfuric se numesc sulfaţi acizi (HSO4

-) şi sulfaţi (SO42-).

Sulfaţii sunt săruri frumos cristalizate, uşor solubile în apă, cristalizând din soluţia apoasă sub formă de cristalohidraţi: Na2SO4⋅10H2O, MgSO4⋅7H2O , KAl(SO4)2⋅12H2O.

Importanţa sulfului şi a compuşilor săi Sulful este o componentă nelipsită a proteinelor, substanţe ce se află în toate

celulele vii. Intră în componenţa unor vitamine, glicozizi (substanţe ce imprimă gustul caracteristic de iute – în muştar, usturoi, hrean etc.)

Unele bacterii şi unele alge oxidează hidrogenul sulfurat, transformându-l în sulf, pe care îl acumulează în celulele lor. Oxidarea hidrogenului sulfurat (un proces exoterm) constituie izvorul de energie vitală, aşa precum celelalte vieţuitoare oxidează compuşii organici până la CO2 şi H2O.

Unele microorganisme anaerobe reduc sulfaţii la hidrogen sulfurat. Un astfel de proces are loc în Marea Neagră, la adâncimi de peste 200 m. Apa fiind saturată cu H2S, vieţuitoarele aerobe de la suprafaţă (planctonul) mor când ajung în această regiune. Ele nu putrezesc, din lipsă de oxigen, ci suferă transformări biochimice, în cursul erelor geologice, care duc în final la formarea de petrol.

Dioxidul de sulf în concentraţie mare în aer este toxic. În concentraţii mai mici, aşa cum rezultă din arderea combustibililor care îl conţin, este unul din agenţii poluanţi cei mai nocivi ai aerului. Dioxidul de sulf din atmosferă este nociv şi pentru plante; el se dizolvă în apa de pe frunze şi se oxidează parţial dând acid sulfuric, care este puternic coroziv. Aceeaşi acţiune corozivă o au gazele sulfuroase şi asupra statuilor din marmură.

Dioxidul de sulf şi sulfiţii, datorită caracterului lor puternic reducător, sunt folosiţi ca decoloranţi în industria textilă sau în procesul de preparare al vinurilor. Dioxidul de sulf gazos şi în soluţie este un insecticid şi un dezinfectant slab.

Acidul sulfuric se fabrică în cantităţi foarte mari. Principalele sale utilizări sunt: la fabricarea îngrăşămintelor fosfatice, în industria petrolului (la rafinare), în industria petrochimică (la obţinerea de alcooli din alchene), la fabricarea unor sulfaţi, în industria medicamentelor, la acumulatori etc.

5.7. Grupa VIIa a sistemului periodic Elementele acestei grupe se mai numesc halogeni.

 

77 

Element Simbol Număr

atomic Învelişul de

electroni Stare de oxidare

Fluor F 9 [He] 2s2p5 -1 Clor Cl 17 [Ne] 3s2p5 -1,+1,+3,+5,+7 Brom Br 35 [Ar] 3d104s2p5 -1,+1,+5 Iod I 53 [Kr] 4d105s2p5 -1,+1,+3,+5,+7

Astatiniu At 85 [Xe] 4f145d106s2p5 - În condiţii normale, la 250C şi 1 atm , halogenii formează molecule

diatomice, X2. În moleculă, cei doi atomi de halogen sunt uniţi printr-o legătură covalentă σ.

Sub formă de molecule, fluorul şi clorul sunt gaze, bromul este lichid iar iodul este solid. Astatiniul este produs în reacţii nucleare.

Halogenii au un pronunţat caracter nemetalic. Afinitatea pentru electroni scade de la fluor la iod. Datorită caracterului puternic electronegativ, halogenii sunt oxidanţi foarte puternici.

Fluorul se deosebeşte de restul elementelor prin proprietăţile sale. El este cel mai electronegativ element şi deci, cel mai reactiv. Spre deosebire de ceilalţi halogeni, fluorul are în combinaţii numai starea de oxidare –1. Clorul, bromul şi iodul prezintă în combinaţii şi numere de oxidare pozitive, în special în combinaţile cu oxigenul. Iodul manifestă caractere opuse. El are tendinţa de a forma legături covalente. De exemplu, iodura de argint este un compus covalent, în timp ce clorura de argint este un compus ionic.

Halogenii se înlocuiesc în ordinea: F > Cl > Br > I în combinaţiile ionice. Toţi halogenii reacţionează cu apa:

X2 + H2O ↔ HOX + H+ + X - Halogenii formează cu hidrogenul hidracizii: acidul fluorhidric, acidul

clorhidric, acid bromhidric, cu formula generală HX, prin X înţelegându-se halogen. Dintre ei, cel mai stabil este acidul fluorhidric şi cel mai puţin stabil este acidul iodhidric. Ei se prepară prin sinteză din elemente, reacţie puternic exotermă, cu excepţia reacţiei de preparare a acidului iodhidric care este endotermă:

H2 + Cl2 ↔ 2 HCl H2 + F2 ↔ 2 HF

H2 + Br2 ↔ 2 HBr H2 + l2 ↔ 2 Hl

Hidracizii halogenaţi sunt gaze incolore. În stare pură nu conduc curentul electric, dar în soluţie apoasă sunt electroliţi puternici, cu excepţia acidului fluorhidric. Acesta prezintă proprietăţi speciale datorită faptului că în stare anhidră formează asociaţii moleculare prin legături de hidrogen. Acidul fluorhidric este din această cauză un acid mai slab ca ceilalţi hidracizi.

Halogenurile sunt combinaţii binare ale halogenilor cu alte elemente. Ele pot fi halogenuri ionice sau covalente.

 

78 

Oxizii şi oxiacizii halogenilor Halogen Oxizi Oxiacizi

F F2O, F2O2 - Cl Cl2O, ClO2, (ClO3)2, Cl2O7 HClO, HClO2, HClO3, HClO4 Br Br2O HBrO, HBrO3 I I2O4, I4O9, I2O5, I2O7 HIO, HIO3, HIO4, H5IO6

Dintre compuşii cu oxigenul, oxiacizii şi sărurile lor prezintă stabilitate în

stările superioare ale numerelor de oxidare. Oxiacizii în care halogenii au starea de oxidare +1, respectiv acizii

hipocloros, hipobromos, hipoiodos se obţin prin reacţia halogenilor respectivi cu apa; sărurile lor se obţin prin reacţia halogenilor cu hidroxizi alcalini:

Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O , unde

NaClO – hipoclorit de sodiu. Atât oxiacizii cât şi sărurile lor au un caracter puternic oxidant, dar au

stabilitate mică şi nu pot fi izolaţi din soluţie. Acidul hipocloros (apa de clor) şi hipocloritul de sodiu sunt mult folosiţi în industria textilă ca decoloranţi. Clorura de var este un material care se foloseşte ca dezinfectant şi decolorant. Se obţine prin acţiunea clorului gazos asupra hidroxidului de calciu solid.

Cl2 + Ca(OH)2 → Ca(OCl)2 + H2 Componenta activă este hipocloritul de calciu Ca(OCl)2. Acidul cloric HClO3 şi sărurile lui, cloraţii, precum şi acidul percloric

HClO4 cu sărurile sale, percloraţii, sunt compuşi mai stabili, dar caracterul oxidant se manifestă la temperaturi ridicate. Acizii cloric şi percloric în soluţii concentrate şi la temperaturi relativ ridicate se descompun cu explozie, la fel ca şi sărurile lor.

Cloraţii reacţionează cu violenţă cu unele nemetale cum ar fi carbonul, sulful:

2 KClO3 + 3 C → 2 KCl + 3 CO2 2 KClO3 + 3 S → 2 KCl + 3 SO2

Pe aceste reacţii se bazează folosirea cloratului de potasiu în pirotehnie. Importanţa halogenilor Halogenii sunt mult folosiţi în sinteza organică, la prepararea compuşilor

halogenaţi (solvenţi); acidul clorhidric are întrebuinţări multiple de asemeni în sinteza organică (ex. la prepararea clorurii de vinil).

Clorura de sodiu este folosită ca materie primă de bază în prepararea produselor clorosodice; clorura de potasiu este folosită în industria îngrăşămintelor chimice.

5.8. Hidrogenul Hidrogenul este elementul cu numărul atomic Z = 1. Ca şi heliul, nu este

situat în nici una din grupele sistemului periodic, datorită structurii şi proprietăţilor lui deosebite.

Atomul de hidrogen posedă în nucleu un proton iar în învelişul electronic un singur electron.

 

79 

Molecula de hidrogen H2 este formată din doi atomi legaţi covalent, legătură puternică ce explică stabilitatea moleculei şi reactivitatea redusă a hidrogenului molecular.

Atmosfera pământului conţine urme de hidrogen în straturile superioare. La suprafaţa pământului este prezent sub formă de combinaţii; apa este cea mai importantă combinaţie anorganică a hidrogenului. Este prezent de asemenea şi în combinaţile organice.

Hidrogenul este un gaz incolor, inodor, greu lichefiabil (al doilea după heliu). Are cea mai mare viteză de difuzie şi cea mai mică densitate, fiind de 14,4 ori mai uşor decât aerul. Este foarte puţin solubil în lichide. La temperaturi înalte este dizolvat în unele metale.

Proprietăţi chimice Caracterul său chimic îi permite formarea de covalenţe puternice. Cu

metalele active (grupa metalelor alcaline şi alcalino-pământoase) formează combinaţii ionice.

Combinaţiile hidrogenului cu metalele şi nemetalele se numesc hidruri şi sunt prezentate în tabel.

Hidrurile elementelor din grupele principale

Hidruri ionice

Hidruri covalente deficiente în electroni

LiH (BeH2)n (BH3)2 CH4 NH3 H2O HF CH4 MgH2 (AlH3)2 SiH4 PH3 H2S HCl KH CaH2 (GaH3)2 GeH4 AsH3 H2Se HBr RbH SrH2 - SnH4 SbH3 H2Te HI CsH BaH2 - PbH4 BiH3 H2Po -

Hidrurile ionice conţin ionul de hidrură (:H -). Metale ca Li, Ca, Sr şi Ba

reacţionează uşor cu hidrogenul. Sodiul şi celelalte metale alcaline reacţionează mai greu.

Hidrurile elementelor din grupele IVa – VIIa sunt combinaţii covalente; unele dintre ele care au moleculă polară pot ceda protoni, comportându-se ca acizi, sau pot accepta protoni comportându-se ca baze.

Protonul este nucleul atomului de hidrogen. Nu poate exista independent, dar poate fi transferat la un acceptor (o bază). În soluţie există numai sub formă de ion hidroniu H3O+.

Importanţa hidrogenului Serveşte în cantităţi mari la prepararea amoniacului prin sinteză, în reacţii de

hidrogenare a legăturilor –C=C- din grăsimi (obţinerea margarinei din uleiuri vegetale); este folosit drept combustibil în rachetele spaţiale; intră în constituţia tuturor substanţelor organice; ca proton, este agentul redox cel mai important din organismele vii.

Izotopii hidrogenului Hidrogenul are doi izotopi: 2

1H numit deuteriu (simbol D) şi tritiu 31H

(simbol T). Deuteriul se află răspândit în natură împreună cu hidrogenul, în raport de 1:6000. Deuteriul se prepară prin electroliza apei acidulate. Deuteriul reacţionează cu hidrogenul formând hidrura de deuteriu.

 

80 

H2 + D2 → 2 HD Hidrura de deuteriu reacţionează cu apa formând HOD şi cu amoniacul

formând NH2D. Tritiul se formează în pilele nucleare. El este radioactiv, este dăunător

organismelor când se află în concentraţie mare. Proprietăţile chimice ale tritiului au fost mai puţin studiate. El este folosit ca trasor pentru a pune în evidenţă prezenţa anumitor elemente.

5.9. Grupa VIIIa a sistemului periodic (gaze rare) Element Simbol Număr

atomic Învelişul de

electroni Stare de oxidare

Heliu He 2 1s2 - Neon Ne 10 [He]2 s2p6 - Argon Ar 18 [Ne] 3s2p6 -

Kripton Kr 36 [Ar] 3d104s2p6 +2 Xenon Xe 54 [Kr] 4d105s2p6 +2,+4,+6,+

8 Radon Rn 86 [Xe] 4f145d106s2p6 +2

Heliul este cel mai inert element cunoscut, de aceea este studiat cu elementele din grupa VIIIa.

Principala caracteristică a gazelor rare s-a considerat a fi inerţia lor totală. Din această cauză au fost numite gaze inerte sau nobile. Inerţia chimică a fost explicată prin configuraţia electronică specială a acestor elemente. Toate au pe stratul de valenţă opt electroni, cu excepţia heliului care are doi electroni.

Cercetări recente au demonstrat că denumirea de gaze inerte are doar sens istoric, nici denumirea de gaze rare nu corespunde, căci unele dintre ele se găsesc în cantităţi destul de mari în atmosferă (1 m3 aer conţine 9,3 l argon).

Reactivitatea gazelor rare creşte cu creşterea numărului atomic. Până în prezent a putut fi pusă în evidenţă existenţa în fază gazoasă a unor ioni instabili He+ şi Ar+ şi a unor molecule He2 şi Ne2.

Kriptonul are o reactivitate redusă iar xenonul reacţionează uşor cu fluorul. Radonul este un element radioactiv mai puţin studiat.

În toate combinaţiile lor, kriptonul şi xenonul se leagă covalent de hidrogen sau de oxigen.

Proprietăţi Gazele rare formează molecule monoatomice, sunt incolore şi inodore;

punctele de topire şi de fierbere sunt cu atât mai joase cu cât numărul atomic este mai mic. Heliul este cel mai greu lichefiabil, punctul său de topire variind cu presiunea: la 25,3 atm are p.t.= 1,13 grade Kelvin; la 7000 atm are p.t.= 50 K. La presiunea atmosferică, punctul de topire al heliului se apropie de 0 K (zero absolut).

Gazele rare sunt relativ solubile în apă. Astfel, un litru de apă dizolvă la 200C şi 1 atm - 8,8 cm3 He şi 33,6 cm3 Ar, solubilitatea argonului în apă fiind mai mare ca cea a oxigenului.

Dintre gazele rare, cele mai multe combinaţii chimice le formează xenonul, în care are numerele de oxidare +2, +4 şi +6. Xenonul reacţionează cu fluorul sub

 

81 

influenţa descărcărilor electrice sau prin iradiere cu ultraviolete, formând următoarele fluoruri:

Xe + F2 → XeF2

Xe + 2 F2 → XeF4

Xe + 3 F2 → XeF6 Fluorurile xenonului sunt substanţe cristaline, albe, care sublimează uşor în

vid. Sunt compuşi termodinamic stabili. Fluorurile de xenon reacţionează cu apa în mod diferit:

XeF2 + H2O → Xe + ½ O2 + 2 HF XeF6 + 3 H2O → XeO3 + 6 HF

Toate fluorurile de xenon sunt reduse de către hidrogen la xenon şi acid fluorhidric.

Kriptonul formează cu fluorul o difluorură de kripton KrF2, iar radonul formează difluorura de radon RnF2. Xenonul reacţionează şi cu clorul, formând XeCl2. Se cunoaşte şi trioxidul de xenon XeO3, sub forma unor cristale incolore. Soluţia de trioxid de xenon în apă se comportă ca un acid foarte slab.

Gazele rare sunt folosite în lămpile cu incandescenţă (reclame luminoase) şi ca mediu inert de reacţie.

5.10. Elementele tranziţionale (generalităţi) Elementele tranziţionale se plasează în grupele secundare ale sistemului

periodic. Denumirea lor este improprie. S-a considerat că ele fac trecerea (tranziţia)

între metale şi nemetale. Pe măsură ce s-au cunoscut proprietăţile fizice şi chimice ale acestor elemente, s-a constatat că ele nu au proprietăţi de tranziţie ci sunt metale tipice; pe baza acestui considerent ele se mai numesc şi metale tranziţionale. Datorită particularităţilor lor, aceste elemente formează o clasă aparte.

Ele au o pondere deosebit de mare; din cele 111 elemente cunoscute, 67 sunt tranziţionale.

Abundenţa lor în natură este mică, aproximativ 5% din scoarţa pământului. Fierul ocupă un loc important, fiind singurul element tranziţional mai răspândit.

Elementele tranziţionale d sunt dispuse în trei serii de câte 10 elemente, câte o serie în fiecare din perioadele 4, 5 şi 6 şi încă nouă elemente în perioada 7.

Elementele tranziţionale f formează două serii, fiecare de câte 14 elemente. Prima din aceste serii poartă denumirea de seria lantanidelor (datorită asemănării cu lantanul) şi este plasată în perioada 6. Cea de-a doua, seria actinidelor, este plasată în perioada 7. Toate actinidele sunt radioactive şi nu au nici un izotop stabil.

Elementele tranziţionale sunt metale tipice. Au conductibilitate termică şi electrică mare, puncte de fierbere şi de topire ridicate. Comportarea chimică este de asemenea metalică. Stările de oxidare sunt pozitive. Nu formează ioni negativi. Elementele tranziţionale au potenţiale de ionizare mici, deci formează ioni pozitivi.

Ionii elementelor tranziţionale d sunt coloraţi atât în sărurile solide cât şi în soluţii. În tabel sunt prezentate culorile unor ioni mai importanţi.

 

82 

Ion Culoare Ion Culoare Ion Culoare Sc3+ incolor V3+ verde Cr2+ albastru Cu+ incolor Ni2+ verde Mn3+ violet Zn2+ incolor V4+ violet Fe2+ verde Ti3+ roşu Cr3+ violet Mn2+ roz V2+ albastru Co2+ roşu Fe3+ galben

Importanţa elementelor tranziţionale Elementele tranziţionale d prezintă importanţă practică. Cele mai multe

dintre ele sunt folosite pentru obţinerea de oţeluri speciale, rezistente la coroziune. Zincul, cromul, nichelul, elemente cu potenţiale mici de oxidare sunt folosite în operaţiile de galvanizare. Metalele nobile (argintul, aurul, platina) sunt folosite în electronică datorită marii lor conductibilităţi electrice. Mercurul este folosit la prepararea de amalgame cu metalele active, în extracţia aurului. Lantanidele şi actinidele au deocamdată mai puţine utilizări practice, cu excepţia uraniului care este folosit în industria atomică.

Unele elemente tranziţionale prezintă o acţiune deosebit de importantă asupra plantelor şi animalelor.

Manganul, fierul, cobaltul, cuprul şi zincul sunt microelemente deosebit de importante; ele sunt indispensabile dezvoltării plantelor şi animalelor, intrând în constituţia unor enzime şi vitamine.

Actinidele, deoarece sunt elemente radioactive, în cantităţi mari sunt dăunătoare organismelor vii.

 

83 

5.11. Test de autoevaluare

1. Numerele de oxidare ale clorului în compuşii săi sunt: a) +1, +3, +5,+6, +7; b) -7, -1; +1; +3, +5; c) -3; -1, +1, +5, +7; d) -1; +1, +3, +5, +7.

2. Care sunt toate numerele de oxidare ale azotului în compuşii săi? a) +1, +2, +3, +4, +5,+6; b) -3, -2; -1; +1; +3, +5; c) -3; +1, +2, +3, +4, +5; d) -1; +1, +2, +3, +4, +5.

3. Găsiţi denumirea corectă a următorilor ioni: a) MnO4

- ; b) SO32- ; c) NO3

- ; d) HCO3- ; e) I- ; f) S2- ; g) C2O4

2- .

4. Selectaţi elementele din grupa a II-a principală a sistemului periodic: a) litiu; b) bariu; c) fosfor; d) cobalt; e) magneziu; f) calciu; g) bor; h) cesiu: i) stronţiu; j) mangan; k) radiu; l) radon; m) beriliu; n) azot.

5. Care dintre următoarele elemente sunt metale? a) crom; b) sulf; c) clor; d) cobalt; e) magneziu; f) calciu; g) bor; h) potasiu: i) staniu; j) mangan; k) oxigen; l) nichel; m) siliciu; n) fluor.

Răspunsuri corecte: 1) d; 2) c; 3) a-permanganat, b-sulfit, c-azotat, d-dicarbonat, e-iodură,

f-sulfură, g-oxalat; 4) b, e, f, i, k, m; 5) a, d, e, f, h, i, j, l.

 

84 

5. REZUMAT U.I. 4., U.I. 5. Sistemele disperse eterogene sunt sisteme binare, formate din mediul de

dispersie și faza de dispersie. Mărimile care caracterizează sistemele disperse sunt gradul de dispersie

și suprafața specifică. Unitatea structurală a fazei disperse se numește micelă coloidală. Ea este

formată dintr-un nucleu, un strat fix de ioni ce determină semnul micelei, un strat de contraioni și un strat difuz de ioni.

Proprietățile cinetice ale sistemelor coloidale sunt: difuziunea, presiunea osmotică, sedimentarea și tixotropia.

Proprietățile optice ale sistemelor coloidale sunt opalescența, culoarea și absorbția și efectul Tyndall.

Proprietățile electrice ale sistemelor coloidale sunt electroosmoza și electroforeza.

Metalele alcaline formează hidruri, halogenuri, diferiţi oxizi, hidroxizi şi combinaţii complexe. Sodiul este necesar animalelor şi potasiul plantelor.

Magneziul joacă un rol foarte important în viaţa plantelor, intrând în compoziţia clorofilei. Calciul intră în constituţia scheletului animalelor, proces care are loc sub influenţa vitaminei D. Ionii de calciu au un rol important în coagularea sângelui şi răspunsul muscular.

Aluminiul este mult folosit în industria aeronautică, fiind uşor şi neprezentând fenomenul de coroziune.

Carbonul este singurul element din grupa IVa capabil de a hibridiza sp2 şi sp, dând naştere la legături duble (σΠ) şi triple (σ2Π). Proprietatea de a forma catene, prin legarea covalentă de alţi atomi de carbon, este o proprietate unică a acestui element.

Azotul este un constituent esenţial al organismelor vii; el este prezent în aminoacizi, peptide, proteine şi alţi compuşi cu rol metabolic.

Acidul fosforic, sub forma ionilor săi sau a unor derivaţi organici (esteri) nu este toxic ci dimpotrivă, este indispensabil vieţii, fiind o componentă nelipsită a oricărei celule animale sau vegetale.

Oxigenul este elementul cel mai răspândit: - în litosferă (47,3%), în hidrosferă (85,8%), în atmosferă (23,2%-masă sau 20,9%-volum). Rezerva de oxigen din atmosferă este asigurată de către plante prin procesul de asimilaţie clorofiliană.

În natură nu există apă chimic pură. Compoziţia chimică a oricărei ape variază cu natura rocilor cu care a fost în contact.

Sulful este o componentă nelipsită a proteinelor; intră în componenţa unor vitamine, glicozizi (substanţe ce imprimă gustul caracteristic de iute)

Clorura de sodiu este folosită în prepararea produselor clorosodice; clorura de potasiu este folosită în industria îngrăşămintelor chimice.

Gazele rare sunt folosite în lămpile cu incandescenţă (reclame luminoase) şi ca mediu inert de reacţie.

Cele mai multe dintre elementele tranziţionale sunt folosite pentru obţinerea de oţeluri speciale, rezistente la coroziune. Manganul, fierul, cobaltul, cuprul şi zincul sunt microelemente deosebit de importante, intrând în constituţia unor enzime şi vitamine.

 

85 

U.I. 6. AA – LUCRĂRI DE LABORATOR

6.1. Analiza calitativă - reacțiile ionilor sodiu, potasiu, amoniu, calciu, magneziu, fier și azotat 85 6.2.Volumetria prin reacții de neutralizare 92

6.2.1. Prepararea și titrarea unei soluții 0,1N de NaOH cu ajutorul unei soluții de acid oxalic 92 6.2.2. Prepararea și titrarea unei soluții de HCl 0,1N cu o soluție de NaOH de concentrație cunoscută 94 6.2.3. Dozarea azotului din sărurile de amoniu (metoda Kjeldahl) 96

6.3. Volumetria prin reacții de oxido-reducere 98 6.3.1. Permanganometria în mediu acid 99 6.3.2. Dozarea ionului feros Fe

2+ din compuși prin

metoda permanganometrică; 100 6.3.3. Iodometria 101

6.4. Volumetria prin reacții de precipitare 105 6.4.1. Argentometria: metoda Mohr de dozare a clorurilor 105

6.5. Volumetria prin reacții cu formare de complecși 106 6.5.1. Complexometria: Duritatea apei 107

6.6. Metode fotometrice de analiză 108 6.6.1. Dozarea ionului fosfat; reacțiile ionului PO4

3- 109 6.6.2. Dozarea manganului din produse vegetale 111

6.7. pH-metria 112 6.8. Determinarea potențiometrică a punctului de echivalență

la titrările acido-bazice. Stabilirea concentrației unei soluții acide analizate 114

6.9. Metode de preparare a sistemelor disperse: coloizi și geluri 116 Teme de verificare 120

6.1. Analiza calitativă - reacțiile ionilor sodiu, potasiu, amoniu, calciu,

magneziu, fier și azotat Ionul sodiu (natriu) Na+

Număr de oxidare + 1. Pentru executarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce

conţine ionul Na+, de exmplu NaCl. Reacţii pe cale uscată

Reacţia de culoare a flăcării Sărurile de sodiu colorează flacăra incoloră a unui bec în galben intens.

Această reacţie este foarte sensibilă. Reacţii pe cale umedă Hexahidroxostibiatul de potasiu K[Sb(OH)6] formează în soluţie neutră

sau slab alcalină un precipitat alb, cristalin, de hexahidroxostibiat de sodiu, Na[Sb(OH)6]. Precipitarea se poate grăbi frecând pereţii interiori ai eprubetei cu o baghetă de sticlă.

(Na+ + Cl-) + (K+ + [Sb(OH)6]-) → Na[Sb(OH)6] + (K+ + Cl)

 

86 

Hexahidroxostibiatul de sodiu se descompune sub acţiunea acizilor, formând acid stibic (precipitat alb, amorf).

Na[Sb(OH)6] + (H+ + Cl-) → H3SbO4 + 2 H2O +(Na+ + Cl-) Datorită acestei comportări reacţia nu se efectuează niciodată în mediu

acid. Hexahidroxostibiatul de potasiu este reactivul specific al ionului de sodiu, însă soluţia nu trebuie să conţină alţi ioni. Ionul potasiu (kaliu) K+

Număr de oxidare: 1+. Pentru executarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce

conţine ionul K+ , de exemplu KCl. Reacţii pe cale uscată

Reacţia de culoare a flăcării Sărurile de potasiu colorează flacăra incoloră a unui bec în albastru violet. În prezenţa sărurilor de sodiu, culoarea galben intens maschează culoarea violetă. Culoarea violet se poate observa privind flacăra printr-o sticlă de cobalt, care absoarbe radiaţiile galbene ale sodiului, lăsând să treacă numai pe cele violete ale potasiului. Reacţii pe cale umedă 1. Acidul percloric, HClO4, formează cu ionul K+ un precipitat alb, cristalin, de perclorat de potasiu.

(K+ + Cl) + (H+ + ClO4-) = KClO4 + (H+ + Cl-)

2. Acidul tartric, C4O6H6, formează în soluţii neutre şi nu prea diluate ale sărurilor de potasiu şi în prezenţa acetatului de sodiu un precipitat alb de tartrat acid de potasiu (bitartrat de potasiu) uşor solubil în acizi minerali sau hidroxid de sodiu, greu solubil în acid acetic şi alcool.

(H+ + Cl-) + (Na+ + CH3COO-) = CH3COOH + (Na+ + Cl-)

Deoarece precipitatul este dizolvat de către acidul mineral care rezultă din reacţie, precipitarea este incompletă; pentru a înlătura dizolvarea parţială a bitartratului, precipitarea se face în prezenţa acetatului de sodiu care formează cu acidul acetic rezultat din reacţie un amestec tampon care menţine o concentraţie a ionilor hidroniu favorabilă precipitării. Apariţia precipitatului este favorizată de frecarea pereţilor eprubetei cu o baghetă.

COOH 

CH ‐ OH

CH ‐ OH

COOH 

+   ( K     +  Cl   )    ‐ + 

COOH 

CH ‐ OH

CH ‐ OH

COOK 

+  +  ( H   +   Cl‐) 

 

 

87 

3. Hexanitrocobaltiatul trisodic, Na3[Co(NO2)6], formează în soluţii neutre sau slab acetice un precipitat galben cristalin, de hexanitrocobaltiat de sodiu şi potasiu.

2(K+ + Cl-) + (3Na+ + [Co(NO2)6]3-) = K2Na[Co(No2)6] + 2(Na+ + Cl-)

Aceasta este una din cele mai sensibile reacţii pentru identificarea potasiului (reacţia specifică). Soluţia nu trebuie să fie alcalină, pentru că precipită Co(OH)3 verde brun, de asemeni nu trebuie să conţină ioni NH4

+ care formează cu reactivul un precipitat galben cristalin. Ionul amoniu (NH4

+) Pentru efectuarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce conţine ionul NH4

+, de exemplu NH4Cl. Reacţii pe cale uscată Sărurile de amoniu se descompun prin încălzire în acid (sau derivaţi ai acestuia) şi în amoniac (ce se recunoaşte după mirosul caracteristic). De exemplu: NH4Cl → NH3 + HCl NH4NO3 → N2O + 2H2O

3(NH4)2SO4→ 3SO2 + 4NH3 + N2 + 6H2O Reacţii pe cale umedă 1. Bazele: NaOH, KOH, Ca(OH)2, descompun prin încălzire sărurile de amoniu, degajând amoniacul. Acesta se recunoaşte după miros sau prin înalbăstrirea hârtiei umede roz de turnesol.

(NH4+ + Cl-) + (Na+ + OH-) = NH3 + (Na+ + Cl-) + H2O

2. Reactivul Nessler, care este o soluţie alcalină de tetraiodomercuriat de potasiu K2[HgI4], precipită iodura oxidimercuriamoniu amorfă, brună.

(NH4+ + Cl-) + (Na+ + OH-) = NH3 + (Na+ + Cl-) + H2O

Este o reacţie sensibilă şi serveşte la identificarea urmelor de amoniac din apele de băut (reacţie specifică). Ionul magneziu (Mg2+) Număr de oxidare 2+ Pentru executarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce conţine ionul Mg2+, de exemplu MgSO4. Reacţii pe cale uscată Reacţia pe cărbune. Sărurile de magneziu calcinate pe cărbune în amestec cu Na2CO3 dau o masă strălucitoare de oxid de magneziu.

 

 

88 

MgCl2 + Na2CO3 = MgCO3 + 2NaCl MgCO3 → MgO + CO2

Oxidul stropit cu azotat de cobalt, formează o masă roz de oxid dublu de cobalt şi magneziu.

Co(NO3)2 → CoO + 2NO2 + 1/2O2 MgO + CoO = MgO ⋅ CoO

Reacţii pe cale umedă. 1. Hidroxizii alcalini precipită cantitativ hidroxidul de magneziu, alb gelatinos.

(Mg2+ + 2Cl-) + 2(Na+ + OH-) = Mg(OH)2 + 2(Na+ + Cl-)

Hidroxidul de magneziu este solubil în acizi diluaţi, apă cu CO2, săruri de amoniu şi insolubil în exces de reactiv. 2. Hidroxidul de amoniu, NH4OH, precipită Mg(OH)2. Precipitarea este incompletă şi în prezenţa sărurilor de amoniu, nu are loc.

(Mg2+ + 2Cl-) + 2(NH4+ + OH-) ↔ Mg(OH)2 + 2(NH4

+ + Cl-) 3. Carbonaţii alcalini (K2CO3 şi Na2CO3) precipită din soluţiile neutre ale sărurilor de magneziu, o sare bazică de compoziţie variabilă, MgCO3 ⋅ Mg(OH)2 ⋅ H2O, de culoare albă. Precipitatul este solubil în acizi şi săruri de amoniu. 2(Mg2++2Cl-) + 2(2Na++CO3

2-) + H2O → MgCO3 + Mg(OH)2 + 4(Na++Cl-) + CO2

Observaţie: carbonatul de amoniu precipită ionul Mg2+ numai la cald şi după o perioadă de timp. 4. Fosfatul disodic Na2HPO4 în prezenţa NH4OH şi a NH4Cl, precipită fosfatul de amoniu şi magneziu. (Mg2++2Cl-) + (2Na++HPO4

2-) + (NH4++OH-) = NH4MgPO4 + 2(Na++Cl-) + H2O

Clorura de amoniu se adaugă pentru a împiedica precipitarea ionului Mg2+ sub formă de Mg(OH)2, care apare la adăugarea hidroxidului de amoniu. Precipitarea Mg2+ este cantitativă: (NH4Cl + NH4OH = amestec tampon). Este reacţia specifică folosită pentru recunoaşterea Mg2+. Tehnica lucrării: 2 ml soluţie sare de magneziu se tratează cu câteva picături de NH4OH. Precipitatul format se dizolvă în NH4Cl ce se adaugă cu picătura şi prin continuă agitare. După dizolvarea completă a precipitatului, se adaugă Na2HPO4. Amestecul: Mg2+ + NH4OH + NH4Cl se numeşte mixtură magneziană. Reacţia se poate executa microcristaloscopic, obţinându-se cristale sub formă de stele strălucitoare. Ionul calciu (Ca2+) Numărul de oxidare 2+ Pentru executarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce conţine ionul Ca2+, de exemplu CaCl2. Reacţii pe cale uscată Reacţia de culoare a flăcării

 

89 

Sărurile volatile de calciu colorează flacăra incoloră a becului de gaz în roşu-cărămiziu. Reacţia pe cărbune Sărurile de calciu calcinate pe cărbune în amestec cu carbonat de sodiu formează o masă infuzibilă de CaO, de culoare albă. Reacţii pe cale umedă 1. Carbonatul de amoniu formează un precipitat alb, voluminos, de carbonat de calciu, CaCO3, care prin fierbere devine cristalin.

(Ca2+ + 2Cl-) + (2NH4+ + CO3

2-) = CaCO3 + 2(NH4+ + Cl-)

Precipitarea este completă în prezenţa hidroxidului de amoniu. Carbonatul de calciu este solubil în acizi minerali diluaţi, acid acetic, cu degajare de CO2, producându-se efervescenţă. 2. Hidroxizii alcalini (NaOH, KOH) precipită hidroxidul de calciu, Ca(OH)2, alb amorf.

(Ca2+ + 2Cl-) + 2(Na+ + OH-) = Ca(OH)2 + 2(Na+ + Cl-)

Precipitatul este solubil în acizi diluaţi şi parţial în apă Hidroxidul de amoniu nu precipită hidroxidul de calciu, deoarece este o bază slabă. 3. Fosfatul disodic, Na2HPO4, precipită în soluţii neutre fosfatul acid de calciu, un precipitat alb.

(Ca2+ + 2Cl-) + (2Na+ + HPO42-) = CaHPO4 + 2(Na+ + Cl-)

Dacă reacţia se efectuează în prezenţa hidroxidului de amoniu, precipită fosfatul terţiar de calciu.

3(Ca2++2Cl-) + 2(2Na++HPO4

2-) + 2(NH4++OH-) = Ca3(PO4)2 + 4(Na++Cl-) ++

2(NH4+ + Cl-) + 2H2O

Fosfaţii de calciu sunt uşor solubili în acizi minerali diluaţi şi în acid acetic. 4. Acidul sulfuric diluat, H2SO4, formează în soluţii nu prea diluate ce conţin Ca2+, un precipitat alb, cristalin.

(Ca2+ + 2Cl-) + (2H+ + SO42-) = CaSO4 + 2(H+ + Cl-)

Sulfatul de calciu este parţial solubil în apă şi acid clorhidric diluat la cald. Sulfatul de calciu este insolubil în alcool. Reacţia se poate executa şi microcristaloscopic, formându-se cristale sub formă de bastonaşe subţiri incolore, prisme înguste strălucitoare sau macule lamelare. 5. Oxalatul de amoniu, (NH4)2C2O4 precipită în soluţii neutre sau acetice, oxalatul de calciu alb cristalin; precipitarea este cantitativă.

(Ca2+ + 2Cl-) + (2NH4+ + C2O4

2-) = CaC2O4 + 2(NH4

+ + Cl-)

 

90 

Oxalatul de calciu este solubil în acizi minerali diluaţi şi foarte greu solubil în acid acetic. Este reacţia specifică a ionului Ca2+ şi este foarte sensibilă. Ionul fier (Fe2+, Fe3+) Numărul de oxidare: 2+ şi 3+ Fierul are număr de oxidare 2+ în combinaţiile feroase şi 3+ în combinaţiile ferice. Ionii Fe2+ sunt coloraţi în verde iar ionii Fe3+ în galben. Combinaţiile feroase au tendinţa de a trece în combinaţii ferice. Reacţii pe cale uscată Perla. Sărurile feroase şi ferice colorează perla de borax, în flacără oxidantă şi la cald, în galben brun; la rece este incoloră sau galben-deschis; în flacără reducătoare este verde-deschis sau incoloră. Reacţia pe cărbune. Sărurile de fier, calcinate în flacără reducătoare sunt reduse la metal (Fe) atras de magnet. Combinaţii feroase (Fe2+) Pentru executarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce conţine ionul Fe2+, de exemplu FeSO4·7H2O. Reacţii pe cale umedă 1. Sulfura de amoniu (NH4)2S, formează un precipitat de sulfură feroasă, FeS, solubil în acizi minerali diluaţi şi acid acetic.

(Fe2+ + SO42-) + (2NH4

+ + S2-) = FeS + (2NH4+ + SO4

2-)

Sulfura feroasă se oxidează în aer trecând în brun-roşcat, Fe(OH)3

4FeS + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3 + 4S

2. Hidroxizii alcalini (NaOH, KOH) formează un precipitat alb-verzui de hidroxid feros, numai în absenţa aerului.

(Fe2+ + SO42-) + 2(Na+ + OH-) = Fe(OH)2 + (2Na+ + SO4

2-) Cu oxigenul din aer precipitatul devine treptat cenuşiu-verzui, negru şi apoi roşu-brun, oxidându-se la hidroxid feric.

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

Hidroxidul feros este solubil în acizi diluaţi. 3. Hidroxidul de amoniu NH4OH, precipită tot hidroxidul feros, însă incomplet, din cauza sării de amoniu ce se formează:

(Fe2+ + SO42-) + 2(NH4

+ + OH-) ↔ Fe(OH)2 + (2NH4+ + SO4

2-) 4.Hexacianoferatul II tetrapotasic K4[Fe(CN)6], (ferocianura de potasiu), formează în absenţa aerului, un precipitat alb de ferocianură feropotasică (hexacianoferatul feropotasic) K2Fe[Fe(CN)6].

(Fe2+ + SO42-) + (4K+ + [Fe(CN)6]4-) = K2Fe[Fe(CN)6] + (2K+ + SO4

2-)

 

91 

Cu un exces de ioni feroşi se formează ferocianura feroasă, de asemenea un precipitat alb. În aer, ferocianura feroasă se oxidează şi se transformă în ferocianură ferică de culoare albastră (albastru de Berlin).

K2Fe[Fe(CN)6] + (Fe2+ + SO42-) = Fe2[Fe(CN)6] = Fe2[Fe(CN)6] + (2K+ + SO4

2-)

3Fe2[Fe(CN)6] + 3/2O2 + 3H2O = Fe4[Fe(CN)6]3 + 2Fe(OH)3

5. Hexacianoferatul III tripotasic K3[Fe(CN)6], (fericianura tripotasică), formează un precipitat albastru închis de fericianură feroasă Fe3[Fe(CN)6]2 denumit şi albastrul lui Turnbull, insolubil în acizi. Reacţia este foarte sensibilă şi specifică pentru Fe2+.

3(Fe2+ + SO42-) + 2(3K+ + [Fe(CN)6]3-) = Fe3[Fe(CN)6]2 +

3(2K+ + SO42-)

Combinaţii ferice (Fe3+)

Pentru executarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce conţine ionul Fe3+, de exemplu FeCl3. Reacţii pe cale umedă 1. Sulfura de amoniu, (NH4)2S, formează un precipitat negru de sulfură ferică, Fe2S3, uşor solubilă în acizi diluaţi.

2(Fe3+ + 3Cl-) + 3(2NH4+ + S2-) = Fe2S3 + 6(NH4

+ + Cl-)

Sulfura ferică hidrolizează, formându-se treptat hidroxidul feric, roşu-brun.

Fe2S3 + 6H2O ↔ 2Fe(OH)3 + 3H2S

2. Hidroxizii alcalini (NaOH, KOH), formează un precipitat gelatinos roşu-brun de hidroxid feric Fe(OH)3, insolubil în exces de reactiv şi solubil în acizi.

(Fe3+ + 3Cl-) + 3(Na+ + OH-) = Fe(OH)3 + 3(Na+ + Cl-) 3. Hidroxidul de amoniu precipită hidroxidul feric insolubil în exces de reactiv. Precipitarea are loc în prezenţa sărurilor de amoniu care, fiind electroliţi tari, favorizează coagularea precipitatului. 4. Carbonatul de sodiu Na2CO3, precipită carbonatul bazic, brun, care la fierbere hidrolizează trecând în hidroxid feric.

2(Fe3+ + 3Cl-) +3(2Na+ + CO32-) + 3H2O = 2Fe(OH)3 + 6(Na+ + Cl-) + 3CO2

5. Hexacianoferatul II tetrapotasic (ferocianura de potasiu) K4[Fe(CN)6], formează un precipitat albastru închis de ferocianură ferică Fe4[Fe(CN)6]3, denumit şi albastru de Berlin.

4(Fe3+ + 3Cl-) +3(4K+ + [Fe(CN)6]4-) = Fe4[Fe(CN)6]3 + 12(K+ + Cl-)

Precipitatul este insolubil în acizi minerali diluaţi. 6. Tiocianatul de potasiu (sulfocianura de potasiu) KSCN, produce o culoare roşie ca sângele, datorită tiocianatului feric (reacţie specifică).

 

92 

(Fe3+ + 3Cl-) +3(K+ +SCN-) = (Fe3+ +3SCN-) + 3(K+ +Cl-)

Ionul azotat (azotic) (NO3

-) Anionul azotat nu poate fi recunoscut prin reacţii de precipitare. Schimbările

de culoare datorate puterii lui oxidante permit recunoaşterea NO3-. Pentru

executarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce conţine ion azotat, de exemplu NaNO3.

1. Azotatul de argint, nu precipită. 2. Azotatul de bariu, nu precipită. 3.Acidul sulfuric concentrat, H2SO4, descompune la cald azotaţii,

degajându-se vapori bruni de NO2 cu miros caracteristic.

2(Na+ + NO3-) + (2H+ + SO4

2-) = 2HNO3 + (2Na+ + SO42-)

2HNO3 → N2O5 + H2O N2O5 → 2NO + 3/2 O2

NO + ½ O2 (din aer) → NO2↑

4. Sulfatul feros, FeSO4, este oxidat de către acidul azotic (azotaţi în mediu de acid sulfuric concentrat), în timp ce acidul este redus la NO. Apare o zonă brun-violetă care este o combinaţie solubilă y(FeSO4).x(NO). Oxidul de azot format se combină cu FeSO4 în exces şi formează această coloraţie.

2(Na++NO3

-)+ 6(Fe2++SO42-)+ 4(2H++SO4

2-) = 2NO+ 3(2Fe3++3SO42-) +

(2Na++SO42-)+ 4H2O

y FeSO4 + x NO → y(FeSO4).x(NO)

Tehnica de lucru Într-o eprubetă se ia o cantitate din soluţia de analizat, se adaugă o soluţie

saturată de sulfat feros, apoi se toarnă acid sulfuric concentrat de-a lungul pereţilor, ţinând eprubeta înclinată. Se formează două straturi de lichid cu densităţi diferite. La zona de contact apare un inel colorat în brun-violet. Reacţia se mai numeşte reacţia inelului brun şi este o reacţie specifică de control.

6.2.VOLUMETRIA PRIN REACŢII DE NEUTRALIZARE

6.2.1. Prepararea şi titrarea unei soluţii 0,05 N de NaOH cu ajutorul unei soluţii de acid oxalic

Principiul metodei Metoda se bazează pe reacţia de neutralizare dintre acidul oxalic şi

hidroxidul de sodiu în prezenţa fenolftaleinei care serveşte ca indicator.

COOH COONa | + 2NaOH = | + 2H2O

COOH COONa

 

93 

Reactivi: 1) - acid oxalic 0,05 N, F = 1,0000 Acidul oxalic este o titrosubstanţă, astfel încât putem prepara o soluţie de

normalitate exactă. Masa moleculară a acidului oxalic: MH2C2O4 ⋅ 2H2O = 126,068

Echivalentul chimic: = 034,632068,126

=

Pentru prepararea a 1000 ml soluţie 0,05 N sunt necesare 63,034 . 0,05 = 3,1517 grame, care se cântăresc cu precizie la balanţa analitică pe o sticlă de ceas. Substanţa cântărită se trece cantitativ într-un balon cotat de 1000 ml cu apă distilată; după dizolvarea substanţei, soluţia se aduce la semn cu apă distilată şi se omogenizează prin agitare. Soluţia este exact 0,05 N cu factorul de corecţie F = 1.

2) - hidroxid de sodiu 0,05 N Masa moleculară a hidroxidului de sodiu = 40. Echivalentul chimic = 40/1 =

40. 1000 ml soluţie 0,05 N de NaOH conţin 0,05 ⋅ 40 = 2g NaOH. Pentru a prepara 1000 ml soluţie de NaOH 0,05 N, vom cântări la balanţa

tehnică 2,5-3g de hidroxid de sodiu; substanţa se clăteşte de 2-3 ori cu apă distilată pentru a îndepărta stratul de carbonat de la suprafaţă, apoi se trece într-un balon cotat de 1000 ml cu apă distilată şi după dizolvarea substanţei se aduce la semn cu apă distilată; se omogenizează prin agitare.

Soluţia preparată este aproximativ 0,05 N deoarece NaOH nu este stabil în aer (se carbonatează) şi nu se poate cântări exact. Pentru a-i stabili concentraţia, ea se titrează cu o soluţie etalon, care în cazul nostru este soluţia de acid oxalic de concentraţie cunoscută.

3) - fenolftaleină 0,1% soluţie alcoolică Se dizolvă 0,1g fenolftaleină, cântărită la balanţa analitică, într-un balon

cotat de 100 ml şi se aduce la semn cu alcool etilic. Mod de lucru Într-un pahar Berzelius de 100 ml se măsoară cu ajutorul unei pipete 5 ml

soluţie de acid oxalic 0,05N, F=1, se clătesc pereţii paharului cu puţină apă distilată şi soluţia din pahar se încălzeşte pe sită, la flacăra unui bec de gaz până la temperatura de 70 - 800C (până apar primele bule de aer) pentru îndepărtarea dioxidului de carbon dizolvat în soluţie, în prezenţa căruia fenolftaleina nu este sensibilă.

Se evită fierberea soluţiei pentru a nu se descompune acidul oxalic. Se adaugă 1 - 2 picături de fenolftaleină şi soluţia fierbinte se titrează cu o soluţie de hidroxid de sodiu din biuretă, până la apariţia unei coloraţii roz deschis. Coloraţia trebuie să persiste un minut. Se măsoară volumul de soluţie de hidroxid de sodiu folosit la titrare (V1).

Calcul 5 ml (COOH)2, 0,05 N, F = 1. V1 ml NaOH N = ? T = ? F = ? MNaOH = 40; M(COOH)2 . 2H2O = 126. ENaOH = 40; E(COOH)2 = 63 1. Calcularea gramelor de acid oxalic din 5 ml soluţie 0,05 N F = 1;

 

94 

1000 ml (COOH)2 ------------------------0,05 ⋅ 63 ⋅ 1g 5 ml--------------------------------------------x1 ______________________________________ x1 = 63 ⋅ 5 ⋅ 0,05 / 1000 2. Calcularea gramelor de NaOH din volumul V1: (COOH)2 + 2NaOH = (COONa)2 + 2H2O 1 mol 2 moli 126g (COOH)2-------------------------2 ⋅ 40g NaOH 63g (COOH )2--------------------------40g 63 ⋅ 5 ⋅ 0,05 / 1000..............................x2 ________________________________________ x2 = 40 ⋅ 5 ⋅ 0,05 /1000 3. Calcularea Tr (g NaOH/1000 ml şi g NaOH/1 ml) V1 ml NaOH-------------------------- 40 ⋅5 ⋅ 0,05 /1000g 1000 ml --------------------------------Tr ________________________________________ Tr = 40 ⋅5 ⋅ 0,05 /V1 g NaOH/1000 ml g NaOH/1 ml = 40 ⋅5 ⋅ 0,05 /V1 ⋅ 1000 4. Calcularea normalităţii N: N = Tr / E = 40 ⋅5 ⋅ 0,05 /V1 ⋅ 40 Normalitatea se calculează efectiv, luându-se cu aproximaţie. 5. Calcularea Tt : Tt = E ⋅ N 6. Calcularea factorului de corecţie volumetrică:

F = t

r

TT

6.2.2. Prepararea şi titrarea unei soluţii de H2SO4 0,05 N cu o soluţie de

NaOH de concentraţie cunoscută

Principiul metodei Metoda se bazează pe neutralizarea acidului sulfuric cu o soluţie de NaOH

de concentraţie cunoscută în prezenţa unui amestec de indicatori (roşu de metil şi albastru de metilen).

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O Reactivi: 1. - acid sulfuric 0,05 N Pentru a prepara 1000 ml soluţie de H2SO4 0,05 N sunt necesare 49 ⋅ 0,05 =

2,45 g H2SO4. Soluţia de acid sulfuric concentrat din comerţ are concentraţia 98% cu d=1,84 g/ml. Cantitatea de H2SO4 necesară pentru a prepara 1000 ml soluţie de H2SO4 0,05 N este:

98 g H2SO4....................................100g H2SO4 soluţie 2,45g...................................................x __________________________________________ x = 2,45 ⋅ 100 / 98 g H2SO4

 

95 

Volumul (V) de H2SO4 98 %, d=1,84 corespunzător celor 2,5 g este: V = 2,5 / 1,84 = 1,358 ml

Volumul de H2SO4 calculat se măsoară cu un cilindru gradat, se trece într-un balon cotat de 1000 ml, soluţia se aduce la semn cu apă distilată. Soluţia obţinută nu este exact 0,05 N, deoarece H2SO4 nu este o titrosubstanţă, deci i se va stabili concentraţia prin titrare cu o soluţie de NaOH de concentraţie cunoscută.

2. - hidroxid de sodiu 0,05 N Prepararea acestei soluţii a fost prezentată în lucrarea anterioară. 3. - soluţie apoasă de indicatori (roşu de metil+albastru de metilen) Mod de lucru Se măsoară într-un pahar cu ajutorul unei pipete 5 ml H2SO4; se adaugă 1 - 2

picături de indicator, se clătesc pereţii paharului cu puţină apă distilată şi soluţia din pahar (de culoare roşie) se titrează cu o soluţie de NaOH din biuretă până la culoarea verde. Se notează volumul de NaOH folosit la titrare şi operaţia se repetă pentru a avea o valoare medie.

Calcul 5 ml H2SO4 T = ? N = ? F = ? V1 ml NaOH 0,05 N F = cunoscut M H2SO4l = 98; E = 98 / 2 = 49.

MNaOH = 40; E = 40140

=

1. Calcularea gramelor de NaOH din volumul V1: 1000 ml.....................................40 ⋅ 0,05 ⋅ F g NaOH V1...................................................x1 _________________________________________ x1 = 40 ⋅ V1 ⋅ F ⋅ 0,05 / 1000 2. Calcularea gramelor de H2SO4 din volumul de 5 ml: H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O 40 g NaOH...................................49 g H2SO4 40 ⋅ V1 ⋅ F⋅ 0,05 / 1000 ...................x2 ___________ _______________________________ x2 = 49 ⋅ V1 ⋅ F ⋅ 0,05 / 1000 3. Calcularea titrului real Tr (grame H2SO4/1000 ml şi grame H2SO4/1 ml) 5 ml H2SO4................49 ⋅ V1 ⋅ F ⋅ 0,05 / 1000 g H2SO4 1000 ml................................................Tr _________________________________________ Tr = 49 ⋅ V1 ⋅ F ⋅ 0,05 / 5 g H2SO4 / l 4. Calcularea normalităţii soluţiei de H2SO4: N H2SO4 = Tr / E H2SO4 5. Calcularea titrului teoretic Tt al soluţiei de H2SO4: Tt = E ⋅ N 6. Calcularea factorului de corecţie volumetrică:

 

96 

F =teoretic

real

TT

6.2.3. Dozarea azotului din sărurile de amoniu (metoda Kjeldahl) Proteina brută reprezintă totalitatea substanţelor organice cu azot, din care

fac parte proteinele şi substanţele azotate neproteice (alcaloizi, pigmenţi cu azot, lipide complexe, amide etc.)

Conţinutul în proteină brută se calculează după conţinutul în azot total organic din plantă.

Principiul metodei Substanţele azotate organice, la fierbere cu acid sulfuric, se descompun în

elementele componente : carbon, oxigen, hidrogen, azot, fosfor etc. Carbonul se elimină sub formă de CO2, hidrogenul şi oxigenul sub formă de H2O, iar azotul formează amoniacul. Acesta, în prezenţa acidului sulfuric, se transformă în sulfat de amoniu (mineralizarea azotului organic). Sulfatul de amoniu rezultat se descompune ulterior, într-un mediu puternic alcalin, cu formarea amoniacului şi a sulfatului alcalin. Amoniacul este separat prin distilare şi captat într-un volum cunoscut şi în exces de acid sulfuric de titru determinat. Excesul de acid se titrează la sfârşitul distilării cu o soluţie de hidroxid de sodiu de concentraţie şi factor cunoscute. Diferenţa dintre cantitatea iniţială de acid sulfuric şi excesul determinat la titrarea cu hidroxid de sodiu reprezintă cantitatea de acid sulfuric ce a fixat amoniacul sub formă de sulfat de amoniu. Se calculează cantitatea echivalentă de azot care se exprimă în procente, raportată la masa substanţei de analizat uscate în prealabil la 105°C. Se pot folosi mai multe amestecuri de catalizatori pentru etapa de mineralizare : a) mercur metalic - 0,7 g pentru 1g produs (3 picături) + K2SO4 10 g; b) amestec de CuSO4

. 5H2O + K2SO4 în proporţie de 1 : 10, aproximativ 10-15 g/probă; c) amestec de CuSO4

. 5H2O + K2SO4 + seleniu în proporţie de 4:16:1, cca 0,5 g/probă; d) amestec b) + 10 ml peroxid de hidrogen 30%.

În afară de catalizatorii menţionaţi, literatura de specialitate mai recomandă şi oxidul de vanadiu, oxidul de mercur, oxidul de cupru etc.

Reactivi

1. acid sulfuric concentrat, d=1,84 2. catalizator CuSO4

. 5H2O + K2SO4 + oxid de mercur, cristale 3. hidroxid de sodiu, soluţie 30-40% 4. acid sulfuric, soluţie 0,2 n cu factor cunoscut 5. hidroxid de sodiu, soluţie 0,1 n cu factor cunoscut 6. amestec indicatori (roşu de metil şi albastru de metilen)

Mod de lucru A. Mineralizarea substanţei de analizat Materia primă este mărunţită cât mai fin posibil şi omogenizată. Cantitatea

luată în analiză este în funcţie de conţinutul în azot (cel mult 10 mg azot/probă). Se cântăresc la balanţa analitică - 0,1 g pentru seminţe; - 1 g pentru ierburi uscate, fân, paie; - 4-6 g pentru materiale bogate în apă (fructe, tulpini suculente).

Substanţa cântărită se trece într-un balon Kjeldahl de 100 ml, se adaugă 0,1-0,2 g CuSO4

. 5H2O (catalizator de mineralizare), 2-3 g de K2SO4 (are rolul de a ridica temperatura de fierbere a amestecului).şi 10 ml acid sulfuric concentrat.

 

97 

Balonul Kjeldahl se montează în poziţie înclinată pe un stativ metalic, pe sită de azbest, sub nişă. La gura balonului se aşează o pâlnie mică de sticlă ce are rolul de a împiedica pierderile prin stropire în timpul fierberii. Încălzirea se face la bec de gaz, la început cu flacără mică, când conţinutul balonului devine negru şi spumos. După încetarea spumării se măreşte flacăra şi începe degajarea unor vapori de dioxid de sulf. Se reglează flacăra astfel încât să aibă loc o fierbere domoală şi uniformă, timp de câteva ore, în funcţie de natura şi cantitatea materialului supus mineralizării.

Sfârşitul acestei etape este indicat de colorarea în verde a soluţiei din balon. Se recomandă să se continue încălzirea încă 1-2 ore, pentru mineralizarea completă a compuşilor heterociclici cu azot, care sunt în general mai rezistenţi la descompunere.

B. Distilarea amoniacului şi captarea în acid sulfuric Distilarea amoniacului din sulfatul de amoniu rezultat la mineralizare se

poate efectua într-un aparat Parnas-Wagner care este format din: - balon generator de vapori (1)

vas de siguranţă (recipient intermediar) (2)

- vas de distilare (3) prevăzut cu o pâlnie cu robinet (4). Serveşte la spălarea aparatului după determinare.

- refrigerent ascendent (5). Între vasul de distilare şi refrigerent se intercalează un separator de picături (deflegmator).

Generatorul de vapori are o capacitate de 1-2 litri, în care se introduce apă până la 2/3 din volum. Este prevăzut cu două tuburi de sticlă (a,b). Tubul (a) poate fi prevăzut în exterior cu o pâlnie cu robinet prin care se introduce apă; în timpul distilării, robinetul

va închide tubul. Prin tubul (b) vaporii de apă din generator vor trece în vasul de distilare.

Încălzirea apei din generator se poate face electric sau la flacăra unui bec de gaz. Tubul refrigerentului se introduce într-un recipient de sticlă (6) care poate fi un balon Erlenmayer, pahar Berzelius etc., în care se găseşte un volum măsurat exact de acid sulfuric 0,1 n de factor cunoscut şi 3-4 picături de amestec indicator (coloraţia soluţiei trebuie să se menţină roz tot timpul distilării, ceea ce înseamnă că acidul sulfuric este în exces). Capătul tubului refrigerentului trebuie să pătrundă în soluţia de acid sulfuric.

Balonul Kjeldahl cu conţinutul mineralizat se răceşte, după care prin pâlnia de la gâtul său se introduc 5 ml apă distilată. Pâlnia se clăteşte pe ambele părţi cu puţină apă distilată, care se colectează tot în balon. Se agită soluţia sau se încalzeşte uşor pentru solubilizarea reziduului, după care se transvazează în vasul de distilare, prin pâlnia cu robinet (4). Balonul Kjeldahl se spală de 2--3 ori cu câte 3 ml apă distilată, care se introduce tot în vasul de distilare. Se adaugă prin pâlnie 25 - 30 ml hidroxid de sodiu de concentraţie 30-40% şi câteva picături de fenolftaleină, până se observă culoarea roz-intens - mediu alcalin). În absenţa fenolftaleinei, se adaugă hidroxid de sodiu până se observă formarea unui precipitat albastru de hidroxid cupric.

Aparat Parnas-Wagner

 

98 

Se închide tubul (a) al generatorului de vapori. Vaporii de apă trec din generator prin tubul (b) în vasul de distilare şi antrenează amoniacul care se degajă şi este captat în soluţia de acid sulfuric din recipientul (6).

Distilarea durează 20-30 minute, iar verificarea se face astfel: se scoate tubul refrigerentului din paharul cu acid sulfuric, se clăteşte cu puţină apă distilată care se colectează tot în pahar, iar următoarea picătură de distilat se lasă să cadă pe o hârtie de turnesol. Dacă hârtia nu devine albastră, distilarea este terminată. O altă modalitate de a încerca sfârşitul distilării este reacţia cu reactivul Nessler, specifică pentru amoniac (trebuie să fie negativă). La sfârşitul distilării se titrează conţinutul recipientului (6) - excesul de acid sulfuric - cu o soluţie de hidroxid de sodiu 0,1 n până la virarea culorii indicatorului de la roz la verde.

Calcul

% Ntotal = G

)1000,014xFVVxF( 11 ××−,

în care: 0,0014 = cantitatea în grame de azot care corespunde la 1 ml de acid sulfuric 0,1N; V = volumul de acid sulfuric 0,1 N luat pentru captarea amoniacului;

F = factorul soluţiei de acid sulfuric; V1 = volumul de hidroxid de sodiu care a neutralizat acidul sulfuric rămas în exces; F1 = factorul soluţiei de hidroxid de sodiu; G = cantitatea în grame de substanţă uscată luată în analiză.

Cantitatea de azot total se exprimă în grame la 100 grame substanţă uscată (%). Conţinutul în proteină brută se determină astfel;

% Proteină brută = % Ntotal × 6,25

6.3. VOLUMETRIA PRIN REACŢII DE OXIDO-REDUCERE Generalităţi Numeroase dozări volumetrice sunt bazate pe o reacţie de oxido-reducere

(redox). Pentru ca o reacţie redox să poată fi utilizată în vederea unei titrări, ea trebuie să întrunească anumite condiţii:

1. - să fie practic totală şi să se efectueze într-un timp scurt; 2. - să se poată sesiza uşor sfârşitul, respectiv punctul de echivalenţă. Echivalentul gram în reacţiile redox se calculează, atât pentru reducător cât

şi pentru oxidant, împărţind masele lor moleculare sau atomice la numărul de electroni cedaţi sau acceptaţi.

Echivalentul gram = masa moleculară sau atomică / nr. de electroni cedaţi sau acceptaţi

Exemple:

Mn7+ + 5e- = Mn2+ E = g606,315

03,1585

M4KMnO ==

Echivalentul gram al Fe2+ în sistemul Fe2+ - e- → Fe3+

EFe = g84,55184,55

=

Metodele volumetrice redox pe care le vom folosi sunt: - permanganometria în mediu acid, care utilizează soluţia de KMnO4. - iodometria, care utilizează soluţia de iod.

 

99 

6.3.1. Permanganometria în mediu acid

Permanganatul de potasiu este oxidant puternic, atât în soluţii acide, cât şi în soluţii neutre sau alcaline. În determinările volumetrice se folosesc numai reacţiile redox în mediu acid, în prezenţa acidului sulfuric.

În acest caz are loc reacţia: 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O + 5[O]

Mn7+ + 5 e-→ Mn2+ ⏐2 O2- - 2 e-→ O0 ⏐5

E = g606,315

03,158=

Datorită faptului că soluţia de permanganat de potasiu este colorată în violet, iar produşii de reacţie sunt incolori, sfârşitul reacţiei de titrare se poate observa fără a folosi un indicator.

Stabilirea titrului unei soluţii de permanganat de potasiu Principiul metodei Metoda se bazează pe reacţia de oxido-reducere ce are loc între

permanganatul de potasiu şi acidul oxalic în mediu de acid sulfuric şi la cald:

5H2C2O4 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 10CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Mn7+ +5e-→ Mn2+ ⏐2 C2O4

2- -2e-→ 2CO2 ⏐5 Reactivi: 1. - KMnO4 = 0,05 N

MKMnO4 = 158; EKMnO4 = 5

158 = 31,6

Pentru 1000 ml KMnO4 0,05 N sunt necesare 0,05 N⋅ 31,6 = 1,58 g Ţinând seama de instabilitatea soluţiei proaspăt preparate de KMnO4,

cântărirea se va face la balanţa tehnică. Substanţa cântărită se trece într-un balon cotat de 1000 ml; după dizolvarea cristalelor, soluţia se va completa la semn cu apă distilată. Soluţia se păstrează în sticle brune la întuneric, o perioadă de timp (7 - 8 zile), apoi se filtrează printr-un filtru de vată de sticlă pentru îndepărtarea MnO2 format. Pentru a i se stabili concentraţia, soluţia se titrează cu o soluţie de H2C2O4 de concentraţie cunoscută.

2. - H2C2O4 0,05 N; F = 1 3. - H2SO4 20% Acidul sulfuric conţine mici cantităţi de SO2 ce poate reacţiona cu KMnO4.

De aceea, acidul se titrează în prealabil cu o soluţie de KMnO4 la cald, până rămâne colorat roz-deschis.

Mod de lucru Într-un pahar Berzelius se măsoară cu ajutorul unei pipete 5 ml acid oxalic,

cu ajutorul unui cilindru gradat se adaugă 5 ml H2SO4 20% şi se spală pereţii paharului cu puţină apă distilată. Soluţia din pahar se încălzeşte până la 70 - 800C,

 

100 

apoi se titrează cu soluţie de KMnO4 din biuretă până ce soluţia din pahar rămâne colorată roz-pal. Se notează volumul de KMnO4 folosit la titrare.

Calcul 5 ml H2C2O4 0,05 N F = 1 V1 ml KMnO4 T = ? N = ? F = ? MH2C2O4 = 126 , MKMnO4 = 158 EH2C2O4 = 126/2 = 63 , EKMmO4 = 158/5 = 31,6 1. Calcularea gramelor de H2C2O4 din 5 ml soluţie 0,05 N, F = 1 1000 ml...........................0,05 ⋅ 63 ⋅ 1g 5 ml.....................…………......x1 ______________________________ x1 = 0,05 ⋅ 63 ⋅5 / 1000 g 2. Calcularea gramelor de KMnO4 din volumul V1:

5H2C2O4 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 10CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O 5 moli H2C2O4...................................2 moli KMnO4 5 ⋅ 126g .....................……...............2 ⋅ 158g 63g ................…………..................31,6g 0,05 ⋅ 63 ⋅5 / 1000 ..............................x2 ___________________________________ x2 = 0,05 ⋅ 31,6 ⋅5 / 1000 g KMnO4 3. Calcularea Tr (g KMnO4/1000cm3 şi g KMnO4/1cm3) V1 ml KMnO4......................... 0,05 ⋅ 31,6 ⋅5 / 1000 g 1000 ml.............................................Tr ____________________________________ Tr = 0,05 ⋅ 31,6 ⋅5 / V1 4. Calcularea normalităţii N:

N = 4KMnO

r

ET

5. Calcularea titrului teoretic Tt: Tt = E ⋅ N 6. Calcularea factorului de corecţie volumetrică:

F = t

r

TT

6.3.2. Dozarea ionului feros Fe2+ din compuşi prin metoda

permanganometrică Principiul metodei Ionul feros este oxidat de către permanganatul de potasiu în mediu acid la

ion feric, conform schemei: MnO4

- + 5Fe2= + 8H+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O

Mn7+ + 5e- → Mn2+ ⎢1 Fe2+ - e- → Fe3+ ⎢5

 

101 

Rezultă că 5 ioni Fe2+ cedează 5 electroni trecând în 5 ioni Fe3+; echivalentul chimic al fierului va fi: EFe = 55,84/1 = 55,84, deoarece un ion feros cedează un electron.

Reacţia totală va fi următoarea: 2KMnO4 + 8H2SO4 + 10FeSO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H2O

Reacţia este jenată de ionii Cl- care în prezenţa KMnO4 sunt oxidaţi la clor

elementar:

2MnO4- + 10Cl- + 16H+ → 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O

Mn7+ + 5e- → Mn2+ ⎢1 ⎢2 Cl- - e- → Cl0 ⎢5 ⎢2

Reactivi: 1. soluţie de KMnO4, 0,05N, F = cunoscut; 2. dicarbonat de sodiu (NaHCO3) cristalizat; 3. soluţie de H2SO4 20%. Mod de lucru Într-un pahar Berzelius se pipetează 5 ml soluţie care conţine ioni Fe2+, se

adaugă cu cilindrul gradat 2 ml soluţie H2SO4 20% şi un vârf de spatulă de dicarbonat de sodiu pentru a împiedica oxidarea Fe2+. Se titrează cu soluţia de KMnO4 din biuretă până la apariţia coloraţiei roz deschis. Se notează volumul V de permanganat de potasiu folosit la titrare. Titrarea se repetă pentru a avea o valoare medie.

Calcul 5 ml soluţie de analizat, AFe = 55,84; EFe = 55,84 V ml KMnO4 0,05N, F=cunoscut; MKMnO4 = 158; EKMnO4=31,6 1. Calcularea gramelor de Fe2+ din volumul de 5 cm3: 31,6 g KMnO4 ..............................55,84 g Fe2+ 31,6 ⋅ F ⋅ V ⋅ 0,05 / 1000......................x _______________________________________ x = 55,84 ⋅ F ⋅ V ⋅ 0,05 / 1000 2. Calcularea gramelor de Fe2+ din 100 cm3 soluţie: 5 ml ................................ 55,84 ⋅ F ⋅ V ⋅ 0,05 / 1000 g 100 ml ...............................................y ___________________________________________ y = 100 ⋅ 55,84 ⋅ F ⋅ V ⋅ 0,05 / 1000 ⋅ 5

6.3.3. Iodometria Generalităţi Iodometria cuprinde metodele volumetrice bazate pe reacţii de oxidare cu

ajutorul iodului. În aceste reacţii iodul se reduce: I2 + 2e- → 2I-

Iodul se foloseşte în soluţie de iodură de potasiu în care se află sub formă de complex K+(I3

-), ionul (I3-) comportându-se ca un amestec al moleculei I2 şi al

ionului monovalent I-. Iodometria permite dozarea: a) a numeroşi reducători, datorită reacţiei lor cu iodul; b) a unor oxidanţi, care pun iodul în libertate prin acţiunea lor asupra KI.

 

102 

În primul caz se utilizează o soluţie titrată de iod, în timp ce în al doilea caz se va determina iodul eliberat cu o soluţie titrată de reducător, în general tiosulfat de sodiu. Pentru indicarea sfârşitului titrării se foloseşte o soluţie apoasă 1% de amidon, care formează cu iodul o coloraţie albastră. Indicatorul este foarte sensibil.

Stabilirea titrului unei soluţii de tiosulfat de sodiu Prepararea soluţiei de Na2S2O3 aproximativ 0,05 N Tiosulfatul de sodiu este reducător: 2 S2O3

2 - - 2 e- → S4O62- (tetrationat)

Masa moleculară este M Na2S2O3 ⋅5 H2O = 248,18 iar echivalentul gram se va calcula :

E Na2S2O3 = 248,18 / 1 = 248,18 Pentru prepararea a 1000 ml soluţie 0,05 N se vor cântări la balanţa analitică

248,18 ⋅ 0,05 = 12,405 g tiosulfat, se vor dizolva într-un litru de apă distilată fiartă şi răcită . Se îndepărtează astfel CO2, în prezenţa căruia are loc reacţia:

Na2S2O3 + CO2 + H2O = 2 S + NaHSO3 + NaHCO3 , care duce la micşorarea cantităţii de tiosulfat. Titrarea soluţiei Principiul metodei Metoda se bazează pe reacţia de oxidare în mediu acid a iodului ionic, I-,

provenit din KI, la iod molecular, I2, cu ajutorul unor substanţe puternic oxidante: KMnO4, K2Cr2O7 etc. Iodul molecular este titrat cu o soluţie de tiosulfat de sodiu de concentraţie necunoscută în prezenţa amidonului.

2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 KI = 5 I2 + 6 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O Mn7+ + 5 e- → Mn2+ | 2 2 I- + e- → I2

0 | 5

I2 + 2 Na2S2O3 = 2 NaI + Na2S4O6

I0 + e- → I- ⎢2 2S2O3

2- - 2e- → S4O62- ⎢1

Reactivi: 1. KMnO4 0,05 N cu F cunoscut; 2. KI 10 %; 3. H2SO4 concentrat (d = 1,84) sau HCl concentrat (d = 1,19); 4. Amidon 1 %. Mod de lucru Într-un flacon iodometric se pipetează 5 ml soluţie de KI, peste care se

adaugă cu ajutorul unei pipete 10 ml de soluţie de KMnO4 de concentraţie cunoscută, iar cu ajutorul unui cilindru gradat, 2 - 3 ml H2SO4. Se diluează adăugând puţină apă distilată, se acoperă flaconul cu dopul, se lasă să stea 5 minute. Iodul pus în libertate este titrat cu soluţie de tiosulfat de sodiu până la culoarea galben-deschis, se adaugă apoi 2 - 3 picături de amidon şi se titrează în

 

103 

continuare până la dispariţia coloraţiei albastre. Se notează volumul V ml de soluţie de tiosulfat folosiţi la titrare.

Calcul: 10 ml KMnO4 0,05N F cunoscut V ml Na2S2O3 T=?, N=?, F1 =? MNa2S2O3 = 248; ENa2S2O3 = 248 AI = 127; EI = 127. MKMnO4 = 158; E KMnO4 = 31,6 1. Calcularea gramelor de KMnO4 din cei 10 ml soluţie 0,05N cu F

cunoscut:

1000 ml............................................0,05 ⋅ 31,6 ⋅ F g 10 ml...................................................x ______________________________ x = 0,05 ⋅ 31,6 ⋅ F ⋅ 10 / 1000 2. Calcularea gramelor de I2 puse în libertate: 2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 KI = 5 I2 + 6 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O

2 ⋅ 158 g......................................10 ⋅ 127 g 31,6 g...........................................127 g 0,05 ⋅ 31,6 ⋅ F ⋅ 10 / 1000 .................y y = 0,05 ⋅ 127 ⋅ F ⋅ 10 / 1000 g iod 3. Calcularea cantităţii de Na2S2O3 din volumul V ml I2 + 2 Na2S2O3 = 2 NaI + Na2S4O6 2 ⋅ 127 g.........................................2 ⋅ 248 g 127 g..............................................248 g 0,05 ⋅ 127 ⋅ F ⋅ 10 / 1000.........................z z = 0,05 ⋅ 248 ⋅ F ⋅ 10 / 1000 g 4. Calcularea titrului real: V ml Na2S2O3 ....... 0,05⋅248⋅ F ⋅10/1000 g Na2S2O3 1000ml.............................................................Tr

__

Tr = 0,05 ⋅ 248 ⋅ F ⋅ 10 / V g Na2S2O3/1000cm3 5. Calcularea titrului teoretic şi a normalităţii:

N = ETr Tt = E ⋅ N

6. Calcularea factorului de corecţie volumetrică:

F = t

r

TT

Stabilirea titrului unei soluţii de iod în iodură de potasiu Principiul metodei Metoda se bazează pe reacţia de oxido-reducere dintre soluţia de iod şi

soluţia de tiosulfat de sodiu în prezenţa amidonului ca indicator: I2 + 2 Na2S2O3 = 2 NaI + Na2S4O6

 

104 

I0 + e- → I- ⎢2 2S2O3

2- - 2e- → S4O62- ⎢1

Reactivi: 1. – soluţia de iod în iodură de potasiu aproximativ 0,05N Deoarece iodul este greu solubil în apă, se dizolvă într-o soluţie de iodură

de potasiu sau de sodiu. Cantitatea de iodură este de cel puţin două ori mai mare decât cea de iod. Masa moleculară a iodului = 127.

Pentru a prepara 1000 ml soluţie aproximativ 0,05N se vor cântări: 1000 ml sol. I2 în KI ..................0,05N ⋅ 127 = 6,35 g Cântărirea iodului se face la balanţa tehnică într-o fiolă cu capac, apoi se

introduce într-un balon cotat de 1 litru în care se află aproximativ 300 ml de apă distilată în care s-au dizolvat 20-25 g KI. Se agită soluţia până la dizolvarea completă a iodului, apoi se aduce la semn cu apă distilată. Soluţia se va păstra într-o sticlă brună cu dop rodat.

2. Tiosulfatul de sodiu 0,05N, F = cunoscut 3. Soluţia de amidon 1%. 1g de amidon se amestecă cu 20-30 ml apă rece,

iar restul apei până la 100 ml se fierbe. Peste apa fierbinte se adaugă suspensia de amidon.

Mod de lucru

Se măsoară cu ajutorul unei pipete 5 ml soluţie de iod într-un flacon iodometric. Se adaugă 10-20 ml apă distilată şi se titrează cu soluţia de tiosulfat până la culoarea galben deschis. Se adaugă 1 ml soluţie amidon (amestecul din flacon devine albastru închis) şi se continuă titrarea până la decolorare. Se notează volumul de tiosulfat consumat.

Calcul 5 ml I2/KI T=?, N=?, F=? AI = 127; EI = 127 V1 ml Na2S2O3 0,05N, MNa2S2O3 = 248; ENa2S2O3 = 248 1. Calcularea gramelor de Na2S2O3 0,05N cu F cunoscut din volumul V1: 1000 ml............................................0,05 ⋅ 248 ⋅ F V1..............................................................x ____________________________________ x = 0,05 ⋅ 248 ⋅ F ⋅ V1 / 1000 2. Calcularea gramelor de I2 din 5 ml soluţie: 2 ⋅ 127 g......................................2 ⋅ 248 g 127 g...........................................248 g y ......................................... 0,05 ⋅ 248 ⋅ F ⋅ V1 / 1000 y = 0,05 ⋅ 127 ⋅ F ⋅ V1 / 1000 3. Calcularea titrului real: 5 ml I2 ................................ 0,05 ⋅ 248 ⋅ F ⋅ V1 / 1000g 1000 ml ....................................................Tr Tr = 0,05 ⋅ 248 ⋅ F ⋅ V1 / 5 gI2/1000 ml 4. Calcularea titrului teoretic şi a normalităţii:

N = ETr Tt = E ⋅ N

 

105 

5. Calcularea factorului de corecţie volumetrică:

F = t

r

TT

6.4. Volumetria prin reacţii de precipitare Argentometria Argentometria este o metodă de analiză volumetrică în care determinările

se bazează pe reacţiile de formare a halogenurilor de argint greu solubile: Ag+ + Cl- = AgCl

Ca soluţie titrată se utilizează în special soluţia de AgNO3. În argentometrie există mai multe metode de titrare, care se deosebesc atât prin tehnica lucrării, cât şi prin indicatorul utilizat.

6.4.1. Metoda Mohr Principiul metodei Metoda se bazează pe reacţia de precipitare a ionului Cl- cu o soluţie titrată

de azotat de argint în prezenţa cromatului de potasiu ca indicator. După precipitarea totală a ionului Cl-, prima picătură în exces de AgNO3 va

forma un precipitat roşu-cărămiziu de Ag2CrO4.

Ag+ + Cl- = AgCl 2 Ag+ + CrO4

2- = Ag2CrO4 Reactivi: 1. – soluţia de AgNO3 0,05N MAgNO3=170 EAgNO3=170 Pentru 1000 ml soluţie AgNO3 0,05N...0,05 ⋅ 170 = 8,5 g AgNO3. Se cântăreşte la balanţa analitică cantitatea calculată de azotat de argint şi se

dizolvă într-un balon cotat de 1000 ml, completându-se cu apă distilată până la semn. Soluţia se păstrează în sticle brune, la întuneric, pentru a evita descompunerea AgNO3. Soluţia preparată se titrează în prezenţa K2CrO4 cu o soluţie etalon de NaCl 0,05N, F = 1, pentru a i se stabili concentraţia exactă.

2. – soluţia de analizat ce conţine Cl- 3. – soluţia de K2CrO4 10% Mod de lucru Într-un pahar se măsoară cu ajutorul unei pipete 5 ml din soluţia de analizat

(trebuie să fie neutră), se adaugă câteva picături de indicator, se clătesc pereţii paharului cu apă distilată. Se titrează cu soluţia de azotat de argint până la apariţia unui precipitat roşu-cărămiziu persistent care nu dispare prin agitare timp de 5-6 secunde.

Calcul 5 ml soluţie de analizat; g Cl-/100 ml = ? V ml AgNO3, F = cunoscut MAgNO3=170 EAgNO3=170 ACl=35,5 ECl=35,5 1. Calcularea gramelor de AgNO3 0,05N din V ml:

 

106 

1000 ml ........................................0,05 ⋅ 170 ⋅ F g V ........................................................x _______________________________________ x = 0,05 ⋅ 170 ⋅ F ⋅ V / 1000 g 2. Calcularea gramelor de Cl- din 5 ml soluţie: Cl- + AgNO3 = AgCl + NO3

- 35,5 g Cl-...................................170 g AgNO3 y ........................................ 0,05 ⋅ 170 ⋅ F ⋅ V / 1000 _____________ ________________________ y = 0,05 ⋅ 35,5 ⋅ F ⋅ V / 1000 g Cl- 3. Calcularea gramelor de Cl- din 100 ml soluţie de analizat: 5 ml ..................................... 0,05 ⋅ 35,5 ⋅ F ⋅ V / 1000 100 ml ............................................g Cl- / 100 ml ______________________________________ g Cl- / 100 ml = 100 ⋅ 0,05 ⋅ 35,5 ⋅ F ⋅ V / 1000 ⋅ 5 6.5. Volumetria prin reacţii cu formare de complecşi. Complexometria Duritatea apei. Generalităţi Calitatea apelor este determinată de totalitatea substanţelor minerale şi

organice, gazelor dizolvate, particulelor în suspensie şi organismelor vii prezente. Impurităţile pot fi dispersate în apă sub formă de suspensie, coloizi sau pot fi

dizolvate. Acestea pot proveni din sol, roci, atmosferă, din descompunerea substanţelor organice şi a organismelor vii. În ceea ce priveşte prezenţa ionilor în ape, ionii de calciu şi magneziu se află în toate apele în cantitate mai mare sau mai mică. Se mai găsesc ionii K+, Na+, Cl-, SO4

2-. În funcţie de conţinutul în ioni se stabileşte gradul de mineralizare. După gradul de mineralizare, apele pot fi:

- cu mineralizare mică - până la 1 g/l - mineralizate - 1 – 3 g/l - sărate - 3 – 10 g/l - foarte sărate - 10 – 50 g/l Concentraţiile recomandabile în ioni pentru apa potabilă sunt: cloruri - 250 mg/l Cl-; aluminiu - 0,05 mg/l Al3+; sulfaţi - 200 mg/l SO4

2-; nitraţi - 45 mg/l NO3

-; calciu - 100 mg/l Ca2+; nitriţi - 0 mg/l NO2- (maximum

admis 0,3 mg/l NO2-); magneziu - 50 mg/l Mg2+; clor rezidual - 0,2 mg/l Cl2;

amoniac - 0 mg/l NH3 (maximum admis 0,5 mg/l NH3); sodiu - 20 mg/l Na+; potasiu - 10 mg/l K+.

Duritatea apei este dată de prezenţa tuturor cationilor din apă în afară de cei ai metalelor alcaline. Deoarece ionii de calciu şi magneziu se găsesc în apă în cantitate mult mai mare faţă de ceilalţi cationi, determinarea durităţii va consta în determinarea concentraţiei acestor ioni.

Apele dure sunt neplăcute la gust, la fierberea apei sărurile în exces se depun pe vase, cazane, conducte şi împiedică buna lor funcţionare. În amestec cu săpun dau săpunuri insolubile.

Duritatea apei este de două feluri: ♦ duritate temporară sau carbonatată, dată de dicarbonaţii de calciu şi

magneziu Ca(HCO3)2 şi Mg(HCO3)2 prezenţi în apă;

 

107 

♦ duritate permanentă sau necarbonatată, dată de celelalte săruri de calciu şi magneziu (azotaţi, sulfaţi, cloruri, fosfaţi).

Suma celor două durităţi formează duritatea totală. Convenţional, duritatea se exprimă în grade de duritate care pot fi grade germane (1 grad = 10 mg CaO/l apă) sau grade franceze (1 grad = 10 mg CaCO3/l apă).

La noi în ţară exprimarea durităţii se face în grade germane. După duritatea totală, apa poate fi:

- foarte moale.....până la 1,5 mg echiv./l (0 – 4 grade) - moale......................1,5 – 3 mg echiv./l (4 – 8 grade) - cu duritate...............3 – 6 mg echiv./l (8 – 12 grade) - dure........................6 – 9 mg echiv./l (18 – 30 grade) - foarte dure..............peste 9 mg echiv./l (> 30 grade) Duritatea totală a apei potabile trebuie să fie 8,40 grade germane, duritatea

temporară 5,77 grade şi duritatea permanentă 2,63 grade. 6.5.1. Determinarea durităţii totale. Metoda complexometrică Principiul metodei Ionii de calciu şi magneziu au proprietatea de a forma complecşi de tip

chelat cu sarea de sodiu a acidului etilen-diamino-tetraacetic (complexon III), incolore, solubile, neionizabile. Sfârşitul reacţiei este marcat de indicatori specifici cum ar fi eriocrom negru T.

Reactivi: - complexon III 0,01M (3,7226 g complexon III dizolvate în 1000 ml apă

bidistilată). - clorură de calciu – se prepară cântărind la balanţa analitică 1 g carbonat

de calciu CaCO3 ţinut în prealabil două ore la etuvă la 1050C şi răcit în exicator, se dizolvă în HCl 10%, într-un balon cotat de 1000 ml, adăugându-se picătură cu picătură pentru a evita excesul de acid şi agitând continuu. După dizolvarea completă a carbonatului se completează la semn cu apă bidistilată. 1 ml din această soluţie conţine 1 mg CaCO3, care corespunde la 0,561 mg CaO.

- soluţia tampon – se dizolvă 5,4 g clorură de amoniu cu o cantitate mică de apă într-un cotat de 100 ml, se adaugă 35 ml amoniac şi se completează la semn cu apă bidistilată.

- indicator eriocrom negru T – 0,1 g eriocrom se mojarează bine cu 10 g NaCl; se foloseşte ca pulbere.

Factorul soluţiei de complexon se stabileşte astfel: 10 ml din soluţia de clorură de calciu se introduce într-un flacon Erlenmeyer peste care se adaugă 1 ml

 

 

108 

soluţie tampon, aproximativ 0,1 g indicator şi 15 ml complexon III până la virajul culorii soluţiei de la roşu la albastru.

F = V/V1 V = ml soluţie clorură de calciu; V1 = ml de soluţie de complexon III folosit la titrare. Mod de lucru Se măsoară 25 ml apă de analizat şi se introduce într-un balon cu fund plat

de 100 ml. Se diluează volumul până la 50 ml cu apă bidistilată. Se adaugă 1 ml soluţie tampon pentru a obţine pH-ul 10 şi 0,1 g indicator, apoi se titrează cu soluţie de complexon III până ce culoarea virează de la roşu la albastru.

Calcul v ml apă de analizat; V ml EDTA 0,01M, F = cunoscut MEDTA = 372,24; MCaO = 56,1 1. Calcularea gramelor de EDTA din V ml soluţie: 1000 ml .................................372,24 ⋅ 0,01 ⋅ F V .....................................................x1 _____________________________________

x1 = 1000

01,024,372 VF ⋅⋅⋅

2. Calcularea gramelor de CaO din v ml apă de analizat: 1 mol CaO ................................1 mol EDTA 56,1 g ...................................... .372,24 g

x2 ..................................... 1000

01,024,372 VF ⋅⋅⋅

_______________________________________

x2 = 1000

01,01,56 VF ⋅⋅⋅

3. Calcularea gramelor şi miligramelor de CaO din 1000 ml apă:

v ml ................................... 1000

01,01,56 VF ⋅⋅⋅

1000 ml ..................................x3 ____________________________________

x3 = v

VF ⋅⋅⋅ 01,01,56 g CaO/l = v

VF 100001,01,56 ⋅⋅⋅⋅ mg CaO/l

4. Exprimarea durităţii totale în grade germane: 1 grad german .................................. 10 mg CaO/l

x4 ............................... vVF 100001,01,56 ⋅⋅⋅⋅ mg CaO/l

___________________________________________

Grade duritate totală/1000 ml apă = 10

100001,01,56⋅

⋅⋅⋅⋅v

VF = v

VF ⋅⋅1,56

6.6. Metode fotometrice de analiză Metode colorimetrice sau colorimetria Metodele colorimetrice folosesc proprietățile soluțiilor colorate de a absorbi

o parte din lumina care trece prin ele și se bazează pe măsurarea intensității luminii care trece prin stratul de soluție colorată sau care este absorbită de acestă soluție.

 

109 

Prin căderea unui fascicul de lumină (I0) pe un corp transparent (soluție), o parte din lumină se va reflecta pe suprafața corpului (Ir), o parte se va absorbi (Ia) și o parte va trece prin corpul respectiv (It).

I0 = Ir + Ia + It Deoarece în practică se folosesc pentru aceeași serie de analize, aceleași

cuve, cantitatea de lumină reflectată rămâne constantă și se neglijează. Astfel, expresia devine:

I0 = Ia + It Din legea absorbției rezultă că extincția E la o grosime dată a stratului de

soluție este direct proporțională cu concentrația C a substanței ce colorează soluția. Din curba de dependență a acestor doi parametri se poate stabili domeniul de concentrație în care analiza colorimetrică poate fi aplicată. O condiție necesară este o relație liniară între extincție și concentrație.

Astfel se poate determina concentrația necunoscută a unei soluții prin compararea intensității colorației ei cu intensitatea colorației unei soluții etalon (soluție de concentrație cunoscută).

6.6.1. Dozarea manganului din produsele vegetale

Principiul metodei Ionul Mn2+ este oxidat de către periodatul de potasiu (KIO4) sau de sodiu

(NaIO4) în mediu acid la Mn7+ (ion permanganic MnO4-), după următoarea reacţie:

2 Mn2+ + 5 IO4

- + 3 H2O → 2 MnO4- + 5 IO3

- + 6 H+

Reactivi: 1. Acid sulfuric H2SO4 concentrat; 2. Acid fosforic H3PO4 concentrat; 3. Periodat de potasiu, solid; 4. Apă oxigenată H2O2 30%; 5. Soluţie etalon de mangan Mn2*: soluţia are concentraţia de 0,1 mg

Mn/ml sau 100 mg/l. Se cântăresc la balanţa analitică 0,4387 g MnSO4·5 H2O şi se prepară 1000 ml soluţie cu apă distilată. Cantitatea cântărită se calculează astfel:

241,04 mg MnSO4·5 H2O .................. 54,94 mg Mn x mg...................................................100 mg

x = = 438,714 mg = 0,4387 g

Modul de lucru 1. Mineralizarea materiei vegetale Se cântăresc la balanţa analitică 2 g din substanţa vegetală uscată şi măcinată

într-o capsulă de cuarţ ţi se carbonizează pe o plită electrică până ce nu mai degajă fum, apoi se calcinează timp de trei ore la 5000C.

Reziduul se umectează cu o soluţie de NH4NO3 1% şi se repetă calcinarea. În continuare se tratează reziduul de douî ori cu câte 5 ml HCl 20%, se usucă prin

 

110 

evaporare pe baie de apă şi este reluat prin încălzire uşoară cu o soluţie de HCl 0,1n. Capsula cu reziduul tratat cu HCl se lasă să se macereze câteva ore, apoi se filtrează conţinutul printr-un filtru dens într-un balon cotat de 50 cm3. Se aduce la semn cu HCl 0,1 n şi se agită.

2. Prepararea probelor de analizat pentru fotocolorimetru Se măsoară cu pipeta 10 ml din soluţia clorhidrică cu extractul de plantă într-

un pahar de 100 ml. Se adaugă 1,5 ml acid sulfuric concentrat şi paharul se ţine pe baia de nisip, evaporându-se cu atenţie până se degajă vapori de SO3. Se ia paharul de pe baie, se lasă să se răcească şi se adaugă 2 ml de apă oxigenată şi 0,5 ml acid sulfuric concentrat. Se evaporă din nou pe baia de nisip până ce reziduul devine alb (dacă nu este alb se repetă tratarea cu apă oxigenată).

Se adaugă în pahar 20 ml apă distilată caldă şi se lasă 24 de ore pentru a se dizolva reziduul. În pahar se adaugă apoi 2 ml acid sulfuric concentrat, 3 ml acid fosforic concentrat şi se diluează la 75 ml cu apă distilată. Se adaugă 0,3 g periodat de potasiu solid, soluţia se încălzeşte la fierbere şi se fierbe încet timp de 10 minute. Soluţia din pahar se va colora în violet datorită ionului permanganic ce se formează. Se răceşte conţinutul paharului apoi se trece într-un balon cotat de 100 ml şi se aduce la semn cu apă distilată.

Curba de etalonare Se măsoară în nouă pahare de 100 ml diferite volume de soluţi etalon: 1, 2,

3, 4, 5, 6, 7, 8 şi 9 ml. Se adaugă 3 ml acid sulfuric concentrat, se adaugă 0,3 g periodat de potasiu solid, se fierb timp de 10 minute, se răcesc şi se aduc la semn cu apă distilată.

Citirea probelor la fotocolorimetru Se fac citirile la lungimea de undă de 525 nm, faţă de apa distilată ca martor

de reactivi. Se trasează curba etalon cu valorile extincţiilor citite pentru probele etalon, trecând în abscisă concentraţiile în ion mangan şi în ordonată valorile extincţiilor. Se obţine o dreaptă care trece prin originea axelor.

Cu ajutorul acestei curbe etalon se calculează apoi concentraţiile în mangan pentru probele de analizat şi se exprimă rezultatele în ppm (părţi per milion sau mg/kg), raportate la cantitatea de material luat în analiză.

Pentru probele etalon, se completează un tabel de forma: Reactivi E1 E2 E3 E4 E5 E6 E7 E8 E9 Sol.etalon Mn2+(0,1mg/ml)

1 2 3 4 5 6 7 8 9

H2SO4 concentrat

3 3 3 3 3 3 3 3 3

Periodat de potasiu

0,3 0,3 0,3 0,3 0,3 0,3 0,3 0,3 0,3

Apă distilată 96 95 94 93 92 91 90 89 88 Concentraţie (ppm)

2 4 6 8 10 12 14 16 18

Extincţie

 

111 

6.6.2. Determinarea fotocolorimetrică a ionului fosfat

Principiul metodei Metoda se bazează pe reacţia de culoare ce are loc în mediu acid între ionul

fosforic şi molibdatul de amoniu, în prezenţa unui amestec reducător format din clorură stanoasă şi acid ascorbic.

Rezultă un complex de culoare albastră (MoO2·4MoO3)2·H3PO4·4H2O iar intensitatea coloraţiei variază direct proporţional cu concentraţia soluţiei. Se determină colorimetric această concentraţie la lungimea de undă de 650 nm.

Reactivi 1. Amestec reducător (clorură stanoasă – acid ascorbic) a) 0,075 g SnCl2·2H2O se dizolvă în 0,5 ml HCl concentrat (d=1,19

g/ml) într-un pahar de 25 ml. Se încălzeşte uşor până la dizolvare apoi se adaugă puţină apă.

b) 0,75 g acid ascorbic se dizolvă în 50 ml apă distilată într-un balon de 100 ml, apoi se adaugă soluţia obţinută la punctul a) şi se aduce la semn conţinutul balonului cu apă distilată.

Soluţia se foloseşte după 15 minute şi se prepară pentru fiecare determinare. 2. Soluţie molibdenică în acid sulfuric diluat Se cântăresc 16,67 g molibdat de amoniu (NH4)2MoO4·4H2O apoi se trec

într-un pahar şi se adaugă 200 ml apă distilată cu temperatura de 500C. Într-un balon cotat de 1000 ml se măsoară 500 ml apă distilată peste care se adaugă cu ajutorul unui cilindru gradat 187,6 ml acid sulfuric concentrat (d=1,84 g/ml). După răcirea amestecului se adaugă soluţia de molibdat de amoniu şi se aduce la semn cu apă distilată. Această soluţie se păstrează la întuneric şi la rece, fiind stabilă în aceste condiţii.

3. Soluţie stoc de fosfat (1 mg P/ml) Se dizolvă 0,4394 g KH2PO4 p.a. în apă distilată într-un balon cotat de 100

ml. Pentru conservare se adaugă câteva picături de cloroform apoi se aduce la semn cu apă distilată.

4. Soluţie etalon de fosfat - 0,01 mg (10γ)P/ml 1 ml din soluţia stoc de fosfat se aduce la un volum de 100 ml cu apă

distilată într-un balon cotat. Prepararea extractului vegetal În plante, fosforul se găseşte în cea mai mare parte sub formă de compuşi

organici. De aceea, pentru a analiza conţinutul în fosfor al materiilor vegetale se urmăresc trei etape:

- prelevarea probei de analizat şi uscarea în etuvă la 1050C până la masă constantă;

- mineralizarea pe cale umedă în baloane Kjeldahl cu acid azotic concentrat şi acid sulfuric concentrat;

- determinarea cantitativă a ionului fosfat (dozarea). Se cântăresc la balanţa analitică între 1 – 2 g material vegetal fin mărunţit şi

omogenizat, într-o fiolă de cântărire şi se usucă la 1050C într-o etuvă până la masă constantă. Substanţa uscată se introduce cantitativ într-un balon Kjeldahl apoi se adaugă 10-20 ml acid azotic concentrat cu ajutorul unui cilindru gradat. Mineralizarea începe printr-o încălzire uşoară, sub nişă, urmată de o încălzire

 

112 

puternică, pe baie de nisip, până la încetarea degajării vaporilor bruni de oxizi de azot. În acest moment, soluţia din balon este limpede, iar volumul a scăzut la aproximativ 3 ml. Se lasă să se răcească balonul şi se adaugă cu ajutorul unui cilindru gradat 1 ml acid sulfuric concentrat. Se încălzeşte balonul până la dispariţia vaporilor bruni de oxizi de azot şi apariţia vaporilor albi de SO3. Mineralizarea se consideră terminată atunci când lichidul din balon devine perfect transparent şi incolor.

Soluţia din balon se trece cantitativ într-un balon cotat de 100 ml, se aduce la semn cu apă distilată, se lasă să se decanteze, iar din lichidul limpede se determină colorimetric fosforul.

Mod de lucru Într-un balon cotat de 50 ml se măsoară cu pipeta 5 ml soluţie de analizat, 2

ml reactiv sulfomolibdenic, 2 ml amestec reducător şi se aduce la semn cu apă distilată. Se omogenizează, se lasă la întuneric 30 minute apoi se colorimetrează la 650 nm.

Pregătirea curbei etalon În şase baloane cotate de 50 ml se măsoară cu pipeta volumele de soluţie

etalon de fosfat, amestec reducător şi reactiv molibdenic conform tabelului, apoi se aduc baloanele la semn cu apă distilată. Probele se colorimetrează după 30 de minute la 650 nm faţă de o probă martor preparată din reactivi fără soluţia care conţine fosfat. Se construieşte curba etalon având în abscisă concentraţia în γ P/ml iar în ordonată, valorile corespunzătoare ale extincţiilor. Se folosesc cuve de 1 cm, iar conţinutul în fosfor se exprimă în funcţie de proba de analizat: mgP/100 g produs, ppm P, mg P2O5/1000 ml etc.

Nr. etalon Reactiv M 1 2 3 4 5

Soluţie etalon PO43- - 1 3 5 7 9

Soluţie sulfomolibdenică 2 2 2 2 2 2

Amestec reducător 2 2 2 2 2 2 Apă distilată 46 45 43 41 39 37 Concentraţie(γP/ml) 0 0,2 0,6 1 1,4 1,8 Extincţie λ=650nm

6.7. pH - metria Noţiunea de pH a fost introdusă în anul 1909 de Sörensen sub numele de

exponent de hidrogen. El este definit ca logaritmul cu semn negativ al concentraţiei ionilor de hidroniu: pH = - lg [H3O+] ; valoarea sa poate fi calculată dacă se cunosc constantele de echilibru ale reacţiilor chimice la care participă acest ion şi compoziţia analitică a soluţiei.

Determinarea pH-ului se face prin metode colorimetrice, potenţiometrice şi spectrofotometrice.

 

113 

Metode potenţiometrice de determinare a pH-ului Metodele potenţiometrice de analiză se bazează pe variaţia potenţialului unui

electrod indicator în funcţie de activitatea (respectiv concentraţia) ionilor din soluţie. Deoarece nu este posibilă măsurarea directă a potenţialului unui singur electrod, practic se măsoară tensiunea (forţa) electromotoare a pilei formate din electrodul de cercetat şi un electrod de comparaţie. Ca electrod indicator se foloseşte electrodul de hidrogen dar, datorită unor inconveniente de ordin experimental, acesta este înlocuit cu alţi electrozi indicatori ai activităţii ionilor de hidroniu: electrodul de sticlă (cel mai utilizat), electrodul de chinhidronă, electrodul de stibiu etc.

Electrodul de sticlă face parte din clasa electrozilor cu membrană iar utilizarea sa se bazează pe faptul că potenţialul care apare la interfaţa soluţie – membrană de sticlă este funcţie de activitatea ionilor de hidroniu din soluţie.

Este alcătuit dintr-o membrană de sticlă specială, de obicei de formă sferică. În interiorul sferei care conţine această membrană se introduce o soluţie tampon cu pH constant şi un electrod de referinţă intern. Sticla din care sunt confecţionaţi

electrozii are anumite proprietăţi: sensibilitate la variaţia pH-ului, durabilitate în timp, higroscopicitate ridicată şi rezistenţă electrică.

În determinările de pH, potenţialul electrodului indicator se măsoară în raport cu potenţialul constant al unui electrod de referinţă. Drept electrod de referinţă se foloseşte electrodul de calomel format din mercur şi calomel (clorură mercuroasă) în soluţie de clorură de potasiu, cu următoarea schemă:

Hg (l) | Hg2Cl2 (s) | KCl

El este format dintr-un vas de sticlă în care se introduce amestecul format din mercur metalic şi calomel uscat, deasupra unui strat de mercur metalic ce se găseşte în vasul de sticlă. Contactul electric între mercurul metalic şi borna de conectare a electrodului se face printr-un fir de platină.

Aparatele folosite pentru determinarea tensiunii electromotoare se numesc pH-metre. Modelele noi folosesc un electrod combinat pentru a uşura măsurarea valorilor pH-ului, mai ales în cazul măsurătorilor repetate, la probe

diferite. Etapele determinării pH-ului la un astfel de aparat sunt: - se conectează pH-metrul la sursa de energie electrică (sau se folosesc

bateriile); - se calibrează aparatul cu ajutorul soluţiilor tampon etalonate cu valori ale

pH-ului 4,01; 7,0 şi respectiv 10,0; - se citesc valorile pH ale soluţiilor de cercetat; - electrodul se spală la schimbarea fiecărei soluţii cu apă distilată şi se şterge

cu atenţie cu hârtie de filtru;

 

114 

- se închide aparatul, deconectând apoi electrodul. Se vor efectua măsurători pentru determinarea pH-ului la diferite soluţii şi

extracte, notând valorile obţinute. O altă metodă uzuală pentru determinarea aproximativă a valorii pH-ului

este folosirea hârtiilor indicatoare. Există mai multe tipurii de hârtii indicatoare pentru domenii mai largi sau mai restrânse de pH, pentru imprimarea cărora se folosesc diferite soluţii de indicatori acido-bazici.

6.8. Determinarea potențiometrică a punctului de echivalență la titrările

acido-bazice. Stabilirea concentrației unei soluții acide analizate Punctul de echivalență al unei reacții de neutralizare reprezintă momentul în

care toată cantitatea de acid, respectiv bază aflată în soluția de analizat a fost consumată integral de titrantul adăugat conform metodei folosite. În cazul folosirii indicatorilor pentru evidențierea acestui punct, se vorbește de interval de viraj, deoarece există un anumit domeniu de valori ale pH-ului în care indicatorul trece de la starea neionizată la cea ionizată, modificându-si culoarea sau altă proprietate. De asemenea, ochiul are o limită de detecție a acestei modificări, astfel încât determinarea punctului de echivalență pe această cale nu este foarte exactă. Pentru o apreciere corectă a valorii de pH la care se înregistrează punctul de echivalență și implicit, a volumului de titrant adăugat până în acel moment, se apelează la metode instrumentale, cum este de exemplu cea potențiometrică.

Principiul metodei Determinarea potențiometrică a punctului de echivalență la o titrare între un

acid și o bază se face pe cale grafică, trasând variația valorilor pH a amestecului de reacție în funcție de volumul de titrant adăugat.

Reactivi și aparatură 1. Acid sulfuric, de concentrație aproximativ 0,1 n: se diluează un

volum de 2,663 ml de acid sulfuric concentrat, cu densitatea de 1,84 g/ml la 1000 ml soluție finală;

2. Hidroxid de sodiu, de concentrație 0,1 n și factor de corecție volumetrică exact determinat;

3. pH-metru cu soluții etalon de calibrare; 4. agitator magnetic; 5. biuretă de precizie sau automată. Mod de lucru Se măsoară 10 ml din soluția de acid sulfuric de concentrație aproximativ

cunoscută într-un pahar de tip Berzelius de 150 – 200 ml, se clătesc pereții interiori ai paharului cu o cantitate de apă distilată pentru a trece în soluție eventualele urme de acid rămase la transvazarea lichidului cu pipeta. Se introduc magneții pentru agitare în soluție.

Se calibrează pH-metrul cu soluțiile etalon, urmând etapele: - se conectează pH-metrul la sursa de energie electrică (sau se folosesc

bateriile);

 

115 

- se calibrează aparatul cu ajutorul soluţiilor tampon etalonate cu valori ale pH-ului 4,01; 7,0 şi respectiv 10,0;

- electrodul se spală la schimbarea fiecărei soluţii cu apă distilată şi se şterge cu atenţie cu hârtie de filtru;

- se închide aparatul, lăsând electrodul conectat la aparat. Se introduce electrodul în soluția de analizat, având grijă ca electrodul să fie

la o distanță sigură de magneții agitatori. Se pornește agitarea magnetică și se așteaptă un minut pentru omogenizare.

Se deschide pH-metrul și se măsoară valoarea pH-ului pentru soluția de acid sulfuric, înainte de adăugarea titrantului.

Cu ajutorul unei biurete automate sau care permite adăugarea unor cantități exacte de titrant se adaugă câte 0,5 ml de soluție de hidroxid de sodiu de concentrație și factor cunoscut. După fiecare adăugare se măsoară din nou valoarea pH-ului și se completează un tabel de forma:

Volum titrant (ml) Valoare pH

- 0,5 1,0 1,5 ...

În apropierea punctului de echivalență se va observa că la un volum mic de

titrant adăugat (0,5 ml), pH-ul va înregistra un salt de câteva unități, deoarece acidul sulfuric s-a consumat iar un exces chiar mic de hidroxid de sodiu aflat în amestecul de reacție produce creșterea valorii pH-ului.

Chiar dacă saltul a fost înregistrat, se continuă titrarea până când diferența dintre două valori de pH consecutive este mai mică sau egală cu 0,05 unități.

Se trasează grafic dependența valorii pH de volumul de titrant adăugat, obținând o curbă de titrare logaritmică de forma celei prezentate în figura a.

În cazul unei titrări acido-bazice în care specia care trebuie titrată este bazică iar reactivul de titrare acid, modul de lucru este identic, cu deosebirea că valorile pH vor fi mari la început și vor scădea pe parcursul adăugării titrantului acid, iar curba de titrare logaritmică va avea aspectul din figura b.

După trasarea graficului de variație, punctul de echivalență se va afla la

jumătatea palierului vertical înregistrat la saltul valorilor pH. În acest mod se determină pH-ul de echivalență și volumul exact de titrant care a consumat toată specia de analizat din amestecul de reacție. Cu ajutorul acestui volum și cunoscând

 

F b l d i l i i

 

116 

concentrația exactă a titrantului, putem calcula concentrația și factorul de corecție volumetrică pentru soluția de analizat. În exemplul considerat, se pot determina concentrația și factorul soluției de acid sulfuric apelând la următoarele etape de calcul:

Calcul 10 ml H2SO4 T = ? N = ? F = ? Ve ml NaOH 0,1 n; F = cunoscut M H2SO4 = 98; E = 98 / 2 = 49. MNaOH = 40; E = 40 / 1 = 40 1. Calcularea gramelor de NaOH 0,1 n din volumul Ve: 1000 ml.....................................40 ⋅ 0,1 ⋅ F g NaOH Ve...................................................x1 __________________________________ x1 = 40 ⋅ Ve ⋅ F ⋅ 0,1 / 1000 2. Calcularea gramelor de H2SO4 din volumul de 10 ml: H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O 40 g NaOH...................................49 g H2SO4 40 ⋅ Ve ⋅ F ⋅ 0,1 / 1000 ...................x2 _______________________________ x2 = 49 ⋅ Ve ⋅ F ⋅ 0,1 / 1000 3. Calcularea titrului real Tr (grame H2SO4/1000 ml şi grame H2SO4/1 ml) 10 ml H2SO4.....................................49 ⋅ Ve ⋅ F ⋅ 0,1 / 1000 g H2SO4 1000 ml..............................................................Tr _________________________________ Tr = 49 ⋅ Ve ⋅ F ⋅ 0,1 / 10 g H2SO4 / L 4. Calcularea normalităţii soluţiei de H2SO4: N H2SO4 = Tr / E H2SO4 5. Calcularea titrului teoretic Tt al soluţiei de H2SO4: Tt = E ⋅ Nt ; Nt se află rotunjind (prin lipsă sau adaos) valoarea

concentrației normale obținute la punctul anterior. 6. Calcularea factorului de corecţie volumetrică:

F =teoretic

real

TT

6.9. Metode de preparare a sistemelor disperse: coloizi și geluri Metode de preparare a sistemelor disperse ultramicroeterogene

(solurile) Sistemele coloidale sunt sisteme intermediare între cele grosiere, eterogene,

cu grad de dispersie foarte mic şi cele moleculare sau omogene. Solurile pot fi obţinute prin două metode: a) prin dispersarea particulelor mari ale sistemelor eterogene în particule mai

mici, de dimensiuni coloidale, proces ce duce la creşterea gradului de dispersie; b) prin condensarea moleculelor sau ionilor dintr-un sistem omogen până la

formarea particulelor coloidale, prin scăderea gradului de dispersie al acelui sistem.

Formarea solurilor prin condensare poate avea loc prin procedee fizice sau chimice.

 

117 

1. Procedee fizice: metoda înlocuirii solventului Prepararea solului de parafină Se prepară o soluţie de aproximativ 2 % de parafină în alcool etilic; 10 ml

din aceasta se toarnă, picătură cu picătură şi sub agitare energică, în 300 ml apă distilată. Se obţine un sol puternic opalescent de parafină în apă (hidrosol de parafină).

Pentru a elimina particulele macrodisperse, solul se filtrează. Dacă se doreşte păstrarea solului un timp mai îndelungat, este necesară îndepărtarea alcoolului prin dializă, deoarece acesta micşorează stabilitatea sistemului nou format.

Analog se pot prepara şi solurile de colofoniu şi mastic, folosind aceleaşi volume de soluţie de mai sus.

Prepararea solului de sulf Se prepară o soluţie saturată de sulf în alcool etilic, prin fărâmiţarea sulfului

în alcool la temperatura camerei. Sulful rămas nedizolvat se separă prin filtrare. Se toarnă apoi, picătură cu picătură, sub agitare, 5 ml din filtrat în 20 ml de

apă distilată. Hidrosolul de sulf obţinut este puţin solubil şi puternic opalescent. Procedee chimice Prepararea solurilor halogenurilor de argint Obţinerea acestor soluri se face printr-o reacţie de dublu schimb.

Halogenurile de argint (cu excepţia fluorurii) sunt foarte greu solubile în apă, solubilităţile lor fiind de : AgI – 9,7 ⋅ 10-9 moli/l; AgBr – 6,6 ⋅ 10-7 moli/l; AgCl – 1,25 ⋅ 10-5 moli/l.

Dacă se amestecă soluţii diluate de azotat de argint şi halogenură alcalină, luându-se unul dintre reactivi în exces, nu se obţine un precipitat, ci hidrosolul halogenurii de argint date. Stabilitatea solurilor obţinute depinde de solubilitatea halogenurii ce formează faza dispersă, stabilitatea fiind cu atât mai mare cu cât solubilitatea este mai mică.

Reactivul luat în exces constituie stabilizatorul.; ionii acestuia se adsorb pe suprafaţa particulelor coloidale, formând un dublu strat electric.

Pentru a prepara soluri de AgI de diferite stabilităţi se toarnă în trei pahare Berzelius câte 5 ml de soluţie KI de concentraţie 0,01 n. Se adaugă apoi, picătură cu picătură, dintr-o biuretă, următoarele volume de soluţie de AgNO3 de concentraţie 0,01 n: 3 ml în primul pahar, 4 ml în cel de-al doilea şi 5 ml în al treilea pahar.

Se observă că în ultimul pahar se obţine un preipitat, iar în primele două, soluri relativ stabile.

În mod asemănător se pot prepara solurile de AgBr şi AgCl, dar în special solul de AgCl este puţin stabil.

Prepararea solului de hidroxid feric Acest sol se obţine printr-o reacţie de hidroliză a sării unui metal trivalent. Într-un balon Erlenmeyer se încălzesc până la fierbere 85 ml apă distilată. Se

îndepărtează flacăra şi se toarnă picătură cu picătură 15 ml soluţie de clorură ferică de concentraţie 2 %. După câteva minute, în urma reacţiei de hidroliză:

apare un sol roşu – brun de hidroxid feric.

 

118 

Deoarece prin scăderea temperaturii, reacţia se petrece de la dreapta la stânga, pentru obţinerea unui sol de Fe(OH)3 suficient de stabil, se recomandă efectuarea unei dialize pentru îndepărtarea excesului de HCl.

Prepararea solului de sulf pe baza reacţiei redox dintre Na2S2O3 şi H2SO4

concentrat La tratarea unei soluţii de tiosulfat de sodiu 0,01 n cu acid sulfuric

concentrat, în picături, are loc o reacţie de oxido-reducere în urma căreia se obţin, în soluţie, sulf şi SO2. Se formează, sub agitare continuă, un sol de sulf de culoare alb-gălbui, puternic opalescent.

Na2S2O3 + H2SO4 → S + Na2SO4 + SO2 + H2O Metode de preparare a gelurilor 1. Procedee fizice Prepararea gelului de amidon: se cântăresc la balanţa tehnică aproximativ 10

g de amidon care se amestecă în 50 ml apă distilată rece. Într-un pahar Berzelius de 150 ml se aduc la fierbere 50 ml de apă distilată,

pe o sită de azbest. Se adaugă, sub agitare continuă, amidonul amestecat cu apa rece.

Se lasă să ajungă din nou la fierbere şi se menţine timp de câteva minute la flacără cu intensitate redusă. Prin răcirea soluţiei coloidale se va obţine gelul de amidon.

2. Procedee chimice În unele reacţii chimice se obţin ca produşi de reacţie precipitate gelatinoase. a) Reacţia ionului Fe3+ cu hidroxizi alcalini (NaOH, KOH) Se formează un precipitat gelatinos roşu-brun de hidroxid feric, insolubil în

exces de reactiv şi solubil în acizi.

(Fe3++3 Cl-) + 3(Na++OH-) = Fe(OH)3 + 3(Na++Cl-) b) Reacţia ionului Mg2+ cu hidroxizi alcalini (NaOH, KOH) Se formează un precipitat alb gelatinos de hidroxid de magneziu, solubil în

acizi diluaţi, apă cu CO2, săruri de amoniu şi în exces de reactiv.

(Mg2++SO42-) + 2(Na++OH-) = Mg(OH)2 +(2Na++SO4

2-) c) Reacţia ionului Cu2+ cu hidroxizi alcalini (NaOH, KOH) Precipită hidroxidul cupric, albastru, gelatinos, solubil în acizi şi în hidroxid

de amoniu.

(Cu2++SO42-) + 2(Na++OH-) = Cu(OH)2 + (2Na++SO4

2-) d) Reacţia ionului Cu2+ cu hexacianoferatul tetrapotasic (ferocianura de

potasiu) Se formează un precipitat roşu-brun de ferocianură cuprică. 2 (Cu2++SO4

2-) + (4K++[Fe(CN)6]4-) = Cu2[Fe(CN)6] + 2(2K++SO42-)

 

119 

e) Reacţia ionului silicat (SiO32-) cu acidul sulfuric diluat

Prin acţiunea acidului sulfuric (sau în general a acizilor) se formează în soluţiile concentrate de silicaţi alcalini un precipitat alb gelatinos de acid silicic, care este de fapt un gel bogat în apă, cu formula [x SiO2 . y H2O]

(2Na++SiO3

2-) + (2H++SO42-) = H2SiO3 + (2Na++SO4

2-) Precipitarea acidului silicic se explică prin hidroliza silicaţilor alcalini în

soluţie apoasă, reacţie catalizată de acizi.

(2Na+ + SiO32-) + 2 HOH = H2SiO3 + 2 (Na+ + OH-)

f) Reacţia ionului silicat (SiO3

2-) cu clorura de amoniu Sărurile de amoniu (în cantităţi mari) formează în soluţiile concentrate de

silicaţi un precipitat gelatinos de acid silicic.

(2Na+ + SiO32-) + 2H2 O + 2(NH4

+ + Cl-) = H2SiO3 + 2NH4OH + 2 (Na+ + Cl-) g) Reacţia ionului silicat (SiO3

2-) cu molibdatul de amoniu La soluţia de silicat alcalin se adaugă o soluţie proaspăt preparată de

molibdat de amoniu şi se acidulează uşor, formându-se silicomolibdatul de amoniu, de culoare galbenă, impregnat în gelul de acid silicic.

H2SiO3 + 12(2NH4

+ + MoO42-) + 20 (H+ + NO3

-) = (NH4)4H4[Si(Mo2O7)6] + 20(NH4

+ + NO3-) + 9H2O

 

120 

TEME DE VERIFICARE

TEST 1

1. Definiţi difuziunea. 2. Definiţi produsul ionic al apei şi daţi expresia lui în funcţie de concentraţie şi activitate. 3. Prezentaţi clasificarea sistemelor disperse după dimensiunile particulelor fazei disperse. 4. Enumeraţi proprietăţile substanţelor covalente. 5. Calculaţi constanta de hidroliză a unei sări provenite din reacţia unui acid slab cu o bază slabă, daţi exemple. 6. Grupa a IIIa a sistemului periodic: elemente, proprietăţi chimice, importanţă. 7. Reacția specifică de identificare a ionului sodiu din soluție. 8. Ce volum de acid sulfuric de concentraţie 98%, densitate 1,84 este necesar pentru a prepara 250 ml soluţie 0,2n? Macid sulfuric = 98. 9. Proprietăți optice ale coloizilor: opalescența. 10. Să se calculeze titrul real al unei soluţii de iod, ştiind că la titrarea a 5 ml soluţie s-au folosit 4,8 ml soluţie de tiosulfat de sodiu 0,01n; F = 1,0042, Aiod = 127, Mtiosulfat = 248.

TEST 2 1. Scrieţi expresia vitezei de difuzie. 2. Enumeraţi caracteristicile legăturii ionice (ale compuşilor ionici). 3. Legături intermoleculare nespecifice: forţele de inducţie. 4. Exponent de hidrogen (pH): definiţie, expresie, aplicaţii. 5. Deduceţi expresia constantei de hidroliză, utilizând legea echilibrelor chimice şi relaţia produsului ionic al apei în următorul caz: Me+ + 2H2O ↔ MeOH + H3O+ - hidroliza unei sări provenite dintr-un acid tare şi o bază slabă. Daţi un exemplu de astfel de sare. 6. Grupa Ia a sistemului periodic (metale alcaline): proprietăţi chimice şi importanţa acestor elemente. 7. Elemente tranziţionale – caracteristici generale. 8. Ce cantitate de tiosulfat de sodiu se află într-un volum de 200 ml soluţie 0,02n ? Mtiosulfat = 248. 9. Reacţia specifică a ionului magneziu. 10. Scrieţi expresiile constantelor de aciditate ale acidului fosforic şi explicaţi semnificaţia lor.

TEST 3

1. Precizaţi etapele de formare a legăturii ionice. Exemplificaţi pentru CaCl2. 2. Deduceţi expresia constantei de aciditate Ka pentru o reacţie generală de ionizare a unui acid sau pentru un caz particular. 3. Legături intermoleculare nespecifice: forţele de orientare. 4. Prezentaţi structura unei particule coloidale (în general). 5. Explicaţi caracterul amfoter al aminoacizilor. 6. Grupa IVa a sistemului periodic: carbonul – stare naturală şi proprietăţi caracteristice. 7. Scrieți reacțiile ionului feros cu ferocianura de potasiu.

 

121 

8. Solubilitatea gazelor. 9. Ce cantitate de permanganat de potasiu se află într-un volum de 200 ml soluţie, dacă la titrarea a 5ml soluţie acid oxalic 0,01n F = 1, s-au folosit 4,9 ml soluţie permanganat? Macid oxalic = 126, Mpermanganat = 158. În ce mediu are loc această reacţie. Scrieţi ecuaţia reacţiei. 10. Ce cantitate de acid clorhidric se află într-un volum de 50 ml soluţie 2 n?

TEST 4 1. Osmoza: definiție, descrierea unui osmometru, presiunea osmotică. 2. Proprietăți electrice ale coloizilor: electroforeza. 3. Care este structura particulei coloidale de sulfură arsenioasă ? 4. Ce volum de acid clorhidric de concentraţie 37% şi densitate 1,19 este necesar pentru a prepara 200 ml soluţie 0,2n? MHCl = 36,5. 5. Daţi exemple de membrane semipermeabile naturale şi artificiale. Care este principala lor proprietate? 6. Calculaţi constanta de hidroliză a unei sări provenite prin reacţia unui acid slab şi o bază tare. 7. Grupa VIa a sistemului periodic: proprietăţile chimice ale sulfului şi ale compuşilor cu sulf. 8. Explicaţi formarea legăturii covalente prin teoria electronică la compusul H2O. 9. Reacțiile ionului calciu. 10. Ce cantitate de acid oxalic este necesară pentru a prepara un volum de 500 ml soluţie 0,1 n? M = 126.

TEST 5 1. Definiţi legătura coordinativă şi daţi două exemple de compuşi astfel formaţi. 2. Ce este efectul Tyndall? 3. Prezentaţi clasificarea coloizilor după starea de agregare a celor două componente ale sistemului. 4. Grupa Va a sistemului periodic: proprietăţile chimice ale compuşilor cu azot. 5. Calculaţi echivalenţii chimici ai iodului şi tiosulfatului de sodiu pe baza reacţiei redox ce are loc. Aiod = 127, Mtiosulfat = 248. 6. Reacţiile ionilor de fier cu reactivul de grupă. 7. Prezentaţi principiul metodei complexometrice prin care se determină duritatea apelor. Ce indicator chimic se foloseşte şi cum acţionează el pentru a pune în evidenţă momentul când reacţia este îndeplinită cantitativ? 8. Ce cantitate de permanganat de potasiu se află într-un volum de 200 ml soluţie dacă la titrarea în mediu acid a 5 ml soluţie de acid oxalic 0,01n F = 1 s-au folosit 4,8 ml soluţie de permanganat. Scrieţi ecuaţia reacţiei şi precizaţi ce indicator se foloseşte. Macid oxalic = 126; Mpermanganat = 158. 9. Precizați importanța difuziei și osmozei. 10. Elemente tranziţionale – utilizări.

TEST 6

1. Explicaţi caracteristica legăturii chimice existente între atomii metalelor. 2. Produsul ionic al apei. 3. Grupa IIa a sistemului periodic (metale alcalino-pământoase): proprietăţi chimice şi importanţă. 4. Prezentaţi structura micelei de sulfură arsenioasă.

 

122 

5. Daţi cel puţin cinci exemple de reacţii chimice ce au loc cu transfer de protoni. 6. Ce este mişcarea browniană? 7. Definiţi amfoliţii şi explicaţi comportarea aminoacizilor în soluţii cu diferite valori ale pH-ului. 8. Reacțiile ionului feric. 9. Ce cantitate de permanganat de potasiu se află într-un volum de 100 ml, dacă la titrarea în mediu acid a 5 ml volum de acid oxalic 0,1 n F = 1, s-au folosit 9,8 ml de permanganat? (MH2C2O4 = 126; MKMnO4 = 158). 10. Ce volum de acid clorhidric de concentraţie 37% şi densitate 1,19 este necesar pentru a prepara 500 ml soluţie 0,1 n? MHCl = 36,5.

TEST 7 1. Legături intermoleculare nespecifice: forţele repulsive. 2. Deduceţi expresia constantei de bazicitate (Kb) în reacţia de ionizare a amoniacului în soluţie. 3. Grupa VIa a sistemului periodic: dioxidul de sulf şi acidul sulfuros. 4. Ce cantitate de acid sulfuric se află într-un volum de 300 ml, dacă la titrarea a 10 ml de hidroxid de potasiu 0,2 n, F = 1,03, s-au folosit 9,8 ml de acid? (MH2SO4 = 98; MKOH = 56). 5. Explicaţi diferite anomalii ale proprietăţilor fizice ale apei. 6. Calculaţi echivalenţii chimici ai permanganatului de potasiu şi acidului oxalic pe baza reacţiei redox ce are loc. AKMnO4 = 158, MH2C2O4 = 126. 7. Ce volum de acid sulfuric de concentraţie 98% şi densitate 1,84 g/ml este necesar pentru a prepara 200 ml soluţie de concentrație 0,02 n? MH2SO4 = 98. 8. Reacţiile specifice ale ionilor calciu şi magneziu. 9. Daţi exemple de membrane semipermeabile naturale şi artificiale. Care este principala lor proprietate? 10. Definiţi soluţiile tampon şi daţi două exemple.

TEST 8 1. Proprietăți cinetice ale coloizilor: sedimentarea. 2. Clasificaţi sistemele disperse eterogene în funcţie de dimensiunile particulelor. 3. Definiţi amfoliţii şi exemplificaţi comportarea aminoacizilor în soluţii cu diferite valori ale pH-ului. 4. Ce volum de acid azotic de concentraţie 98% şi densitate 1,84 g/ml este necesar pentru a prepara 200 ml soluţie de concentrație 0,02 n? MH2SO4 = 98. 5. Reacțiile ionilor de fier cu reactivul de grupă. 6. Prezentaţi ce tipuri de indicatori s-au folosit în metodele volumetrice studiate la laborator. Cum pun ei în evidenţă momentul în care o reacţie chimică este îndeplinită cantitativ? 7. Hidrogenul: proprietăţi, izotopi, importanţă. 8. Proprietăți optice ale coloizilor: efectul Tyndall. 9. Ce cantitate de acid azotic se află într-un volum de 500 ml, dacă la titrarea a 25 ml de hidroxid de sodiu 0,1 n, F = 1,05, s-au folosit 27 ml de acid? (MHNO3 = 56; MNaOH = 40). 10. Prezentați clasificarea acizilor și bazelor după teoria transferului de protoni a lui Brönsted.

 

123 

TEST 9

1. Definiţi suprafaţa specifică. Cum poate fi mărită suprafaţa specifică a unui adsorbant? 2. Daţi cel puţin cinci exemple de reacţii ce au loc cu transfer de protoni. 3. Explicaţi formarea legăturii covalente prin teoria electronică la compusul HCN. 4. Deduceţi legea diluţiei a lui Ostwald în cazul ionizării unui acid. 5. Daţi zece exemple de hidruri ionice sau covalente. 6. Ce cantitate de KMnO4 se află într-un volum de 200 ml soluţie, dacă la titrarea a 5 ml soluţie acid oxalic 0,1n F = 1, s-au folosit 9,8 ml soluţie permanganat? (MH2C2O4 = 126; MKMnO4 = 158). 7. Cum se formează ionii la dizolvarea în apă a unor substanţe? Exemplificaţi pentru: amoniac, acid clorhidric, acid acetic. 8. Daţi patru exemple de indicatori de tip diferit. Precizaţi metoda volumetrică în care se folosesc. 9. Grupa Va a sistemului periodic: proprietăţile chimice ale compuşilor cu fosfor. 10. Reacțiile specifice ale ionilor sodiu, amoniu și potasiu.

TEST 10 1. Grupa VIa a sistemului periodic: importanţa sulfului şi a compuşilor lui. 2. Legături intermoleculare nespecifice: forţele de dispersie (electrocinetice, London). 3. Calculaţi echivalentul chimic al tiosulfatului de sodiu pe baza reacţiei cu iodul obţinut din reacţia în mediu acid a permanganatului de potasiu cu iodura de potasiu. Mpermanganat = 158; Mtiosulfat = 248 ; Aiod = 127. 4. Apa – hidrura de oxigen. 5. Importanța difuziei și osmozei. 6. Calculaţi constanta de hidroliză a unei sări provenite prin reacţia unui acid tare şi o bază slabă. 7. Reacţiile ionului magneziu. 8. Să se calculeze titrul real al unei soluţii de NaCl, ştiind că la titrarea a 5 ml soluţie s-au folosit 4,8 ml soluţie de azotat de argint 0,01n; F = 1,0042. MNaCl = 58,5, MAgNO3 = 170. 9. Arătaţi de cine depinde structura şi semnul unei micele coloidale. Exemplificaţi la micela de iodură de argint. 10. Proprietăți electrice ale coloizilor: electroosmoza.

 

124 

BIBLIOGRAFIE

1. Afusoae Iulia, Maria Savu, Patraș Antoanela -Chimie (lucrări practice)

C.M. Univ. Agr. 1996 2. Afusoae Iulia, Trofin Alina - 2001, Chimie, Editura "Ion Ionescu de la

Brad" Iasi, ISBN 973-8014-53-0 3. Burnea I., Ionela Popescu, Gavril Neamțu - Chimie și biochimie vegetală

Ed. Did. Pedag. București, 1977 4. Iulia Afusoae - Chimie Curs C.M. Universitatea Agronomică Iași 1994 5. Nenițescu D.C. - Chimie generală Ed. Did. Pedag. București 1980.

Constantinescu Gh. și colab.- Chimie anorganică și analitică, Editura Didactică și Pedagogică București, 1983

6. Seracu D. - Îndreptar de chimie analitică, Editura Tehnică București, 1989 7. Trofin Alina - 2005, Chimie anorganica, Editura "Ion Ionescu de la Brad"

Iasi, ISBN 973-7921-50-X 8. Trofin Alina – 2008, Chimie fizică şi coloidală, lucrări practice, Editura

PIM, Iaşi, ISBN 978-973-716-981-5

 

125 

Explicaţii pentru unii termeni utilizaţi ABSÓRBŢIE, absorbţii, 1. Fenomen fizic prin care un corp lichid sau solid

încorporează prin difuzie din afară o substanţă oarecare. ♦ Micşorare sau anulare a intesităţii unei radiaţii care cade pe un corp.

ADSÓRBŢIE fixare a unei substanţe lichide sau gazoase, într-un strat subţire, pe suprafaţa unui corp solid.

AGREGÁRE, agregări, Faptul de a se agrega; agregaţie. ♢ Stare de agregare (a corpurilor) = fiecare dintre stările de consistenţă şi rezistenţă diferite sub care se pot prezenta substanţele. – V. agrega.

ALIÁJ, aliaje, Produs metalic obţinut prin topirea laolaltă a anumitor metale sau a unor metale cu metaloizi.

AMÓRF, -Ă, amorfi, -e, 1. (Despre substanţe), Care nu prezintă o structură cristalină, regulată; p. ext. fără formă precisă. 2. Fig. Care nu este organizat, structurat etc.

CINÉTIC, -Ă, cinetici, -ce, 1. Adj. Care ţine de mişcare, privitor la mişcare. ♢ Energie cinetică = energie dezvoltată de un corp în mişcare, egală cu jumătatea produsului dintre masa corpului şi pătratul vitezei lui. 2. Ramură a mecanicii care studiază legile fenomenelor fizice bazate pe mişcarea materiei. 3. (În sintagma) Cinetică chimică = ramură a chimiei fizice care studiază evoluţia reacţiilor chimice şi influenţa factorilor fizico-chimici asupra desfăşurării acestor reacţii.

CLIVÁJ ~e , Proprietate a unor minerale, roci, cristale etc. de a se desface în foi sau plăci cu suprafeţe plane.

COEZIÚNE, coeziuni, 1. Proprietate a elementelor constitutive ale substanţelor solide, lichide şi gazoase de a se menţine unite, datorită forţelor care se exercită între atomii sau între moleculele lor. 2. Fig. Legătură internă strânsă.

COLIGATÍV, -Ă. (Fiz.; despre proprietăţi ale substanţelor) Care depinde numai de numărul şi de natura moleculelor substanţei.

COMPRESIBILITÁTE 1. proprietate a unui corp de a fi compresibil. 2. raportul dintre micşorarea relativă a unui corp comprimat şi creşterea forţei care a provocat-o.

COROZIÚNE, coroziuni, Proces chimic sau electrochimic de degradare, exercitat la suprafaţa corpurilor de oxigenul din aerul umed sau de diverse substanţe chimice. ♦ Proces de eroziune a unor roci sub acţiunea apelor, a vântului etc.

DIFUZIÚNE (DIFUZIE) 1. Răspândire, propagare, împrăştiere în mai multe părţi a unor raze luminoase care străbat un mediu translucid sau care întâlnesc o suprafaţă zgrunţuroasă. ♦ Difuzare de unde radiofonice. 2. Întrepătrundere a două lichide puse în contact fără a fi agitaţie. ♦ Pătrundere, propagare a moleculelor unui corp în masa altui corp.

ELECTRÓD, ~zi Conductor electric care realizează contactul între un mediu şi o sursă sau un consumator de energie electrică.

ELECTROLÍT, electroliţi, Compus chimic care, prin dizolvare sau prin topire, se disociază, scindându-se în ioni, şi care conduce curentul electric prin transportul acestor ioni.

 

126 

ELECTROLÍZĂ descompunere a unui electrolit cu ajutorul curentului electric.

EXTRÁCŢIE, ~i 1) Proces, operaţie de extragere (a minereurilor). 2) chim. Operaţie de separare a unui component dintr-un amestec.

FENOMÉN, fenomene, 1. Manifestare exterioară a unei realităţi, unui lucru, unui proces etc., care este accesibilă, perceptibilă în mod nemijlocit. 2. Proces, transformare, evoluţie, efect etc. din natură şi din societate. ♦ Fapt.

HIGROSCÓPIC (despre substanțe sau materiale) Care are proprietatea de a absorbi cu ușurință apa din atmosferă.

HIPERTÓNIC, -Ă (Despre soluţii) Care are o presiune osmotică superioară unei alte soluţii.

HIPOTÓNIC, -Ă, hipotonici, -ce, (Despre o soluţie) Care are o presiune osmotică inferioară altei soluţii. ♢ Ser hipotonic = ser a cărui concentraţie moleculară este inferioară celei a sângelui.

INERŢÍE, inerţii, 1. (Fiz.) Proprietate a corpurilor de a-şi păstra starea de repaus sau de mişcare în care se află atât timp cât nu sunt supuse acţiunii unei forţe exterioare. 2. Proprietate a unui sistem fizico-chimic sau tehnic de a reacţiona slab sau cu întârziere la acţiunea factorilor externi.

INHIBITÓR, -OÁRE, inhibitori, -oare, 1. Adj. Care inhibă, inhibitiv. 2. Substanţă chimică care, adăugat în proporţii mici, poate încetini sau chiar împiedica anumite reacţii chimice.

IZOTÓNIC, -Ă, (Despre soluţii) Cu aceeaşi presiune osmotică; izoosmotic. MOL1, moli, (Chim.) Moleculă-gram. O moleculă-gram = cantitatea unei

substanţe măsurată în grame, egală cu greutatea ei moleculară; mol1. MOLECÚLĂ cea mai mică parte dintr-o substanţă, care are compoziţia

chimică şi structura la fel cu a substanţei respective. NEFELOMETRÍE (Chim.) Procedeu de analiză constând în măsurarea

concentraţiei unei emulsii, comparându-i transparenţa cu un preparat etalon. OSMOMÉTRU, osmometre, Instrument pentru măsurarea presiunii osmotice

a unei soluţii. OSMÓZĂ 1. Trecere a unui solvent printr-o membrană semipermeabilă care

separă două soluţii de concentraţii diferite sau o soluţie de solvent pur. 2. (fig.) întrepătrundere şi influenţă reciprocă între două sau mai multe elemente.

PARAMÉTRU, parametri, 1. (Mat.) Variabilă independentă a unei funcţii, care se defineşte pe mulţimea numerelor reale sau complexe. 2. Mărime proprie a unui obiect, unui mecanism, unui sistem, unui fenomen etc., care serveşte la caracterizarea unor proprietăţi ale acestora.

PLÁSMĂ 1. Parte lichidă a sângelui sau a limfei formată din apă, săruri, protide, lipide, glucide, anticorpi etc. 2. Substanţă gazoasă puternic ionizată, ale cărei proprietăţi fizice sunt determinate de existenţa ionilor şi a electronilor în stare liberă.

PLASMOLÍZĂ (Biol.) Micşorare a volumului unei celule prin pierderea apei din ţesutul vegetal viu pus într-o soluţie concentrată.

POTENŢIÁL, -Ă, (I) potenţiali, -e, adj., (II) potenţiale, I. Adj. 1. Care are în sine toate condiţiile esenţiale pentru realizare, care există ca posibilitate, care există în mod virtual. ♢ Energie potenţială = energia pe care o poate dezvolta un corp prin mişcarea lui din poziţia în care se află până la un indice de referinţă. 2.

 

127 

(Gram.; despre moduri, propoziţii etc.) Care prezintă o acţiune posibilă, fără să precizeze dacă se realizează sau nu. II. 1. Mărime fizică a cărei variaţie în spaţiu şi timp caracterizează un câmp fizic şi permite determinarea acestuia. ♢ Potenţial electric = mărime a cărei variaţie caracterizează câmpul electric. Potenţial de electrod = diferenţa de potenţial dintre un metal şi o soluţie electrolitică în contact cu metalul. Potenţial de ionizare = diferenţa de potenţial necesară accelerării unui electron încât, prin ciocnirea cu un atom sau cu o moleculă, să provoace ionizarea acestuia.

PRECIPITÁRE 1. Acţiunea de a (se) precipita; precipitaţie; grabă mare, iuţeală. 2. Procesul de separare şi de depunere în stare solidă a unei substanţe dizolvate într-un lichid; fenomenul de formare a unui precipitat.

PROMOTÓR, -OÁRE, promotori, -oare, şi f. Iniţiator, animator al unei acţiuni, al unui curent etc. ♦ Substanţă chimică folosită pentru a pune în libertate radicali liberi sau pentru a mări eficacitatea unui catalizator.

RAFINÁT, -te, 1. (Despre produse şi substanţe) Produs curăţat de corpuri străine sau impurităţi; obţinut în urma unei rafinări.

REFLÉXIE, reflexii, 1. Fenomen de reîntoarcere parţială a luminii, a sunetului, a radiaţiilor în mediul din care au venit atunci când întâlnesc o suprafaţă de separare a două medii.

REFRÁCŢIE, refracţii, (Fiz.) Fenomen de abatere a direcţiei de propagare a unei unde, a unei radiaţii sau a unui corpuscul, când aceştia întâlnesc suprafaţa de separaţie a două medii diferite. ♢ Indice de refracţie = număr care caracterizează fenomenul de refracţie a unei radiaţii luminoase sau a unei unde, egal cu raportul dintre viteza de propagare a acelei radiaţii sau a acelor unde în mediul din care provin şi viteza lor de propagare în mediul în care pătrund.

ROTÁŢIE, rotaţii, 1. Mişcare în jurul unui punct fix sau al unei axe, în cursul căreia fiecare punct al corpului care se mişcă rămâne la distanţă constantă de punctul fix sau de axa respectivă.

SCÁLĂ 1. totalitatea reperelor pe un instrument de măsură, reprezentând valori ale unei mărimi care se măsoară; scară gradată.

SEMIPERMEÁBIL, -Ă, semipermeabili, -e, (Despre un perete poros, o membrană) Care permite trecerea numai a unora dintre componentele unui amestec lichid sau gazos.

SISTÉM, 1. ansamblu de elemente aflate într-o relaţie structurală, de interdependenţă şi interacţiune reciprocă, formând un tot organizat.

STOECHIOMETRÍE Ramură a chimiei care studiază raporturile cantitative dintre elemente, în combinaţii sau în reacţii.

TRANSLÁŢIE, translaţii, Deplasare a unei figuri plane sau a unui corp astfel încât toate punctele figurii sau ale corpului să aibă în orice moment viteze egale şi paralele şi să descrie traiectorii identice.

TURGESCÉNŢĂ 1. (Med.) Umflare locală a unui ţesut, datorită acumulării de lichide. 2. (Bot.) Umflare a celulei vegetale, datorită apei care a pătruns în interiorul ei.

VÂSCOZITÁTE ~ăţi 1. Proprietate a fluidelor de a fi vâscos, de a opune rezistenţă la curgere, datorită frecării interioare. 2. Stare a unei substanţe vâscoase.

 

128 

ANEXE

Masele atomice ale elementelor chimice

Element Simbol Z

(număr atomic)

A (masa atomică relativă)

Actiniu Ac 89 (227) Aluminiu Al 13 26.98154 Americiu Am 95 (243) Argint Ag 47 107.868 Argon Ar 18 39.948 Arsen As 33 74.9216 Astatiniu At 85 (210) Aur Au 79 196.9665 Azot N 7 14.0067 Bariu Ba 56 137.33 Berkeliu Bk 97 (247) Beriliu Be 4 9.01218 Bismut Bi 83 208.9804 Bor B 5 10.81 Brom Br 35 79.904 Cadmiu Cd 48 112.41 Calciu Ca 20 40.08 Californiu Cf 98 (251) Carbon C 6 12.011 Ceriu Ce 58 140.12 Cesiu Cs 55 132.9054 Clor Cl 17 35.453 Cobalt Co 27 58.9332 Crom Cr 24 51.996 Cupru Cu 29 63.546 Curiu Cm 96 (247) Disprosiu Dy 66 162.50 Einsteiniu Es 99 (254) Erbiu Er 68 167.26 Europiu Eu 63 151.96 Fermiu Fm 100 (257) Fier Fe 26 55.847 Fluor F 9 18.99840 Fosfor P 15 30.97376 Franciu Fr 87 (223) Gadoliniu Gd 64 157.25 Galiu Ga 31 69.72 Germaniu Ge 32 72.59 Hafniu Hf 72 178.49

 

129 

Heliu He 2 4.0026 Hidrogen H 1 1.0079 Holmiu Ho 67 164.9304 Indiu In 49 114.82 Iod I 53 126.9045 Iridiu Ir 77 192.22 Kripton Kr 36 83.80 Kurceatoviu Ku 104 (261) Lantan La 57 138.9055 Lawrenciu Lr 103 (260) Litiu Li 3 6.941 Luteţiu Lu 71 174.97 Magneziu Mg 12 24.305 Mangan Mn 25 54.9380 Mendeleeviu Md 101 (258) Mercur Hg 80 200.59 Molibden Mo 42 95.94 Neodim Nd 60 144.24 Neon Ne 10 20.179 Neptuniu Np 93 237.0482 Nichel Ni 28 58.70 Niobiu Nb 41 92.9064 Nobeliu No 102 (259) Osmiu Os 76 190.2 Oxigen O 8 15.9994 Paladiu Pd 46 106.4 Platină Pt 78 195.09 Plumb Pb 82 207.2 Plutoniu Pu 94 (244) Poloniu Po 84 (209) Potasiu K 19 39.0983 Praseodim Pr 59 140.9077 Prometiu Pm 61 (145) Protactiniu Pa 91 231.0359 Radiu Ra 88 226.0254 Radon Rn 86 (222) Reniu Re 75 186.207 Rodiu Rh 45 102.9055 Rubidiu Rb 37 85.4678 Ruteniu Ru 44 101.07 Samariu Sm 62 150.4 Scandiu Sc 21 44.9559 Seleniu Se 34 78.96 Siliciu Si 14 28.0855 Sodiu Na 11 22.98977 Staniu Sn 50 118.69

 

130 

Stibiu Sb 51 121.75 Stronţiu Sr 38 87.62 Sulf S 16 32.0655 Taliu Tl 81 204.37 Tantal Ta 73 180.9479 Tecneţiu Tc 43 (97) Telur Te 52 127.60 Terbiu Tb 65 158.9254 Toriu Th 90 232.0381 Tuliu Tm 69 168.9342 Titan Ti 22 47.90 Uraniu U 92 238.029 Vanadiu V 23 50.9414 Wolfram W 74 183.85 Xenon Xe 54 131.30 Yterbiu Yb 70 173.04 Ytriu Y 39 88.9059 Zinc Zn 30 65.38 Zirconiu Zr 40 91.22 Hahniu Ha 105 (262)

Densităţile şi concentraţiile unor reactivi uzuali

Denumire reactiv Densitate la 200C

Concentraţie g/100 g soluţie

moli/l

Acid acetic glacial ≤ 1.0503 ≥ 99.8 ≥ 17.45 Acid azotic, p.a. 1.37–1.40 60.7-68.0 13.28-15.16 Acid bromhidric, p.a. 1.486 46.85 8.6 Acid clorhidric,p.a. 1.17-1.18 35.0-38.0 11.27-12.38 Acid fluorhidric,p.a. ≥ 1.128 ≥ 40 ≥ 22.55 Acid fosforic, p.a. ≥ 1.719 ≥ 88 ≥ 15.43 Acid iodhidric, p.a. 1.50-1.55 45.3-54.8 5.31-5.55 Acid percloric, p.a. 1.20-1.22 30.0-31.6 3.60-3.84 Acid sulfuric 1.83-1.83 93.5-95.6 17.46-17.88 Amoniac, p.a. 0.9-0.907 25.0-27.0 13.32-14.28 Hidroxid de sodiu 1.530 50.50 19.31 Hidroxid de potasiu 1.535 52.05 14.24 Carbonat de sodiu * 1.190 17.70 1.987

* concentraţiile soluţiei de carbonat de sodiu sunt exprimate în substanţă anhidră.

 

131 

Exprimarea durităţii apei

Ţara Unitate de măsură (0 duritate) România 10 = 10 mg CaO la 1 l apă Marea Britanie 10 (1 grain)= 0,0648 g CaO la 1 galon (4,546 l) apă Franţa 10 = 10 mg CaCO3 la 1 l apă Germania 10 (1 dH)= 10 mg CaO la 1 l apă S.U.A. număr g CaCO3 la 106 ml apă Rusia număr mvali CaO la 1 l apă

Prefixe decimale pentru multipli şi submultipli

Multiplu Prefix Simbol Submultiplu Prefix Simbol 10 deca da 10-1 deci d 102 hecto h 10-2 centi c 103 kilo k 10-3 mili m 106 mega M 10-6 micro μ 109 giga G 10-9 nano η 1012 tera T 10-12 pico p 1015 peta P 10-15 femto f 1018 exa E 10-18 atto a

Formule. Denumiri ştiintifice. Denumiri tehnice ale unor substanţe chimice şi utilizările lor practice

Nr crt.

Formulă chimică

Denumire ştiintifică

Denumire tehnică

Utilizări

1. Cu Cupru Aramă Bronz, alamă, monede

2. S Sulf Pucioasă Acid sulfuric 3. Sn Staniu Cositor Bronz, aliaj

de lipit 4. Al2O3 Oxid de aluminiu Alumină Aluminiu 5. Fe3O4 Oxid feroferic Magnetită Fier,oţel 6. MnO2 Oxid de mangan Piroluzită Catalizator 7. H2O Peroxid de

hidrogen Apa oxigenată (Perhidrol)

Dezinfectant

8. SiO2 Oxid de siliciu Cuarţ Sticlă de cuarţ 9. NaOH Hidroxid de sodiu Soda caustică Săpun 10. KOH Hidroxid de

potasiu Potasa caustică Uscarea gazelor

11. Ca(OH)2 Hidroxid de calciu

Var stins Zahăr, mortar

12. Ba(OH)2 Hidroxid de bariu Apa de barită Reactiv în laborator

13. FeO(OH) Oxid de fier hidratat

Rugină

 

132 

14 HCl Acid clorhidric Spirt de sare Coloranţi 15. H2SO4 Acid sulfuric Vitriol Acumulator

auto 16. HNO3 Acid azotic Apă tare Explozivi 17. H2CO3 Acid carbonic Sifon Alimentaţie 18. NaCl Clorura de sodiu Sare gemă Alimentaţie 19. KCl Clorura de

potasiu Silvină Îngrăşămant

chimic 20. NH4Cl Clorura de

amoniu Ţipirig Pile uscate

21. CaF2 Fluorura de calciu Fluorină HF 22. FeS2 Disulfura de fier Pirită H2SO4 23. PbS Sulfura de plumb Galenă Plumb 24. ZnS Sulfura de zinc Blendă Zinc 25. HgS Sulfura de mercur Cinabru Mercur 26. NaNO3 Azotat de sodiu Salpetru de Chile Îngrăşămant

chimic 27. KNO3 Azotat de potasiu Salpetru de India Îngrăşămant

chimic 28. CaCO3 Carbonat de

calciu Calcar Var nestins

29. (NH4)2CO3 Carbonat de amoniu

Praf de copt Patiserie

30. CuFeS Sulfura dubla de cupru si fier

Calcopirită Cupru

31. MgCO3 *CaCO3

Carbonat dublu de calciu si magneziu

Dolomită Oxid de magneziu

32. CaSO4 *2H2O

Sulfat de calcui dihidratat

Ghips Construcţii

33. 2CaSO4 *H2O

Sulfat de calciu monohidrat

Ipsos Mulaje

34. Na2SO4 *10H2O

Sulfat de sodiu decahidrat

Sarea lui Glauber H2SO4

35. MgSO4 *7H2O

Sulfat de magneziu heptahidrat

Sare amară Medicină

36. FeSO4 *7H2O

Sulfat de fier heptahidrat

Calaican Vopsitorie