A. TEORII ÎN DEFINIREA ACIZILOR ȘI BAZELOR [627130]

1ACIZI ȘI BAZE

A. TEORII ÎN DEFINIREA ACIZILOR ȘI BAZELOR

1. Teoria clasic ă a disocia ției electrolitice – Arrhenius și Ostwald
⇒ ACID – în soluție apoasă B H+ și anioni (radicali acizi):
HA ' H + + A –
HCl (aq) → H+ (aq) + Cl- (aq)
Ionii H+ se hidrateaz ă Bioni de hidroniu H3O+:
H+ + H 2O → H3O+
⇒ BAZĂ –în soluție apoasă sau în topitur ă Bioni OH – și cationi :
BOH ' B+ + OH –
NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH- (aq)
⇒ între acizi și baze nu exist ă nici o rela ție funcțională; reacția acido – bazic ă este redus ă
la reacția protonilor cu ionii hidroxid, în solu ție apoasă:
H+ + OH – → H2O
⇒ inconvenient – reacțiile acido-bazice sunt limitate la mediul apos (nu se explic ă acest
tip de reac ții în alți solvenți: etanol, aceton ă, etc.)
2. Teoria protolitic ă –BRONSTED și LOWRY
⇒ ACID – donor de protoni – H2O, HCl, H 2SO 4, H 3PO 4, CH 3COOH, H 3O+, NH 4+,
HSO 4-, HPO 42- etc.
⇒ BAZĂ – acceptor de protoni – H2O, NH 3, HO -, SO 42-, H2PO 4-, CH 3COO-,
[Fe(OH)(H 2O)5]2+, etc.
⇒ pentru fiecare acid exist ă o bază care are un proton mai pu țin (și invers) B pereche
de acid – baz ă conjugat ă B acid și bază – relație funcțională:
H2O + HCl → H3O+ + Cl –
B 1 A 2 A 1 B 2
B 1 și A1, respectiv A2 și B2 – perechi de acid – baz ă conjugat ă

⇒ SUBSTAN ȚE AMFOTERE = amfoli ți – în funcție de partenerul de reac ție,
reacționează sau ca acizi, sau ca baze: H2O, HSO 4-, H 2PO 42-, HPO 4 -, Be(OH) 2,
Al(OH) 3, Zn(OH) 2, Cr(OH) 3, etc.
o HPO 42- + H-OH ' PO 43- + H 3O+ K a = 4,8·10-18
A 1 B 2 B 1 A 2
o HPO 42- + H-OH ' H 2PO 4- + OH – K b = 1,6·10-7
B1 A 2 A 1 B 2
o H2O + H 2O ' H3O+ + OH –
B1 A 2 A 1 B 2
o [Fe(H 2O)6]3+
(aq) + H 2O(l) ' [Fe(H 2O)5(OH)]2+
(aq) + H 3O+
(aq)
A 1 B 2 B 1 A 2
o Zn(OH) 2 + 2HCl  ZnCl 2 + 2H-OH
o Zn(OH) 2 + 2NaOH  Na 2[Zn(OH) 4]
Cu cât un acid Bronsted este mai slab, cu atât baza sa cojugat ă este mai tare ( și
invers).

⇒ Acizii, bazele și amfoliții B protoliți
⇒ Reacțiile cu schimb de protoni B reacții protolitice

3. Teoria electronic ă –LEWIS

2⇒ ACID (A.L.) – acceptori de perechi de e – – BF 3, BeCl 2, AlCl 3, H+, Ag+, Cu2+, Fe3+, etc.
⇒ BAZĂ (B.L.) – donori de perechi de e – – H 2O, NH 3, OH –, H -, F -, etc.
⇒ Reacție acid – baz ă Lewis B aduct Lewis:
H+ + :NH 3 ' NH 4+
A.L. B.L. Aduct Lewis
B.B. Acid Bronsted BF
3 + :NH 3 ' F3B(-)  NH 3(+)
A.L. B.L. Aduct Lewis
⇒ Reacție acid – baz ă Lewis B formarea combina țiilor complexe B ion (atom) central,
generator de complex – A.L., ligand – B.L.:
Ag+ + 2 :NH 3 [Ag(NH 3)2]+ B [H 3N → Ag+ ← NH 3]+
Cu2+ + 4NH 3 ' [Cu(NH 3)4]2+

Ag+, Cu2+, Fe3+ = generator de complex = Acid Lewis
:NH 3, H 2O: = ligand = Baz ă Lewis
[Ag(NH 3)2]+ , [Cu(NH 3)4]2+ , [Fe(H 2O)6]3+ = complec și metalici = Aduct Lewis
H3N
CuNH 3
NH 3 H3N2+

⇒ Reacție acid – baz ă Lewis B reacții de oxido – reducere B oxidantul = A.L., reduc ătorul
= B.L.:
Mg0 + H+
2SO 4 → Mg2+SO 4 + H 20
Red.1 Ox.2 Ox.1 Red.2

B. CLASIFICAREA ACIZILOR ȘI BAZELOR

ACIZII
• după sarcina electric ă:
– acizi neutri : HCl, H 2SO 4, H 3PO 4, CH 3COOH
– acizi cationici : H3O+, NH 4+
– acizi anionici : HSO 4-, H 2PO 4-, HPO 42-
• după tărie – în func ție de natura acidului și a solventului: acizi tari, acizi de tărie
medie și acizi slabi (α și Pdis, K a și pK a)
• după prezența sau absen ța atomilor de H în molecul ă: acizi aprotici și acizi protici :
ACIZII PROTICI se clasific ă:
– după numărul de atomi de hidrogen ionizabili :
– acizi mono protici: H Cl, H NO 3, CH 3COOH , etc.
– acizi diprotici: H 2S, H 2SO 4, etc.
o H2SO 4 + H 2O J HSO 4- + H 3O+ Ka 1
o HSO 4- + H 2O ' SO 42- + H 3O+ Ka 2
– acizi triprotici: H 3PO 4, etc.
o H3PO 4 + H 2O ' H2PO 4- + H 3O+ Ka 1
o H2PO 4- + H 2O ' HPO 42- + H 3O+ Ka 2
o HPO 42- + H 2O ' PO 43- + H 3O+ Ka 3
– acizi poliprotici: H 4SiO 4, etc.
!!!Acizii poliprotici disociaz ă în etape (trepte) caracterizate fiecare prin constante
parțiale de aciditate: Ka 1 > Ka 2 > Ka 3…..
– după conținutul sau absen ța atomilor de oxigen :

3HIDRACIZI , HmEn: HF, HCl, HBr, HI, H 2S, etc.
OXOACIZI , HxEO y: HNO 3, H 2SO 4, H 3PO 4 etc.

Clasificarea oxoacizilor

1. simpli (H ionizabil legat de atomul central E prin intermediul unui atom de O B H-
O-E)
2. poliacizi (polioxoacizi, piroacizi, izopoliacizi, heteropoliacizi)
! stabilitatea și tendința de condensare a oxoacizilor variaz ă invers propor țional cu tăria
lor
3. peroxoacizi
4. aquaacizi

⇒ Polioxoacizi – atomul central E legat de al ți atomi de acela și tip: H2SnO6 = acizi
politionci B acidul tetrationic, H 2S4O6

⇒ Piroacizi – acizi condensa ți B condensarea a 2 sau mai multe molecule de oxoacizi care
elimină molecule de H 2O B formarea de leg ături E – O – E :
H n-2BnO2n-1: n H 3BO 3 → (HBO 2)n + nH 2O
acid boric acid metaboric
4 H 3BO 3 → H2B4O7 + 5H 2O
acid boric acid tetraboric
H2n+2SinO3n+1: n H 4SiO 4 → (H 2SiO 3)n + nH 2O
acid o-silicic acid metasilicic
2 H 4SiO 4 → H6Si2O7 + H 2O
acid o-silicic acid disilicic
Hn+2 PnO3n+1: n H 3PO 4 → (HPO 3)n + nH 2O
acid o-fosforic acid metafosforic
2 H 3PO 4 → H4P2O7 + H 2O
acid o-fosforic acid difosforic

⇒ Izopoliacizi – Mo 4O132-
, V10O286- rezultați prin condensarea intermolecular ă a ionilor
MoO 42-(molibdat), VO 42- (vanadat)

⇒ Heteropoliacizi B provin de la acidul ipotetic H12-nEnO6, unde E = B, Si, Ge, P, As la n
= N.O. max. iar atomii de OB înlocuiți de anioni: WO 42-, W 2O72-, MoO 42-, Mo 2O72-B
H7[P+5(Mo 2O7)6] – acid fosfomolibdenic B
B sarea (NH 4)3H4[P+5(Mo 2O7)6] – fosfomolibdat de amoniu

⇒ Peroxoacizi – au în molecul ă una sau mai multe gr. peroxidice O22-

H2SO 5 – acid peroxosulfuric (acidul lui Caro):

SO
OOH
OOH-1-1

4H2S2O8 – acid peroxodisulfuric:

S
OO
OO H
S
OO
OO H-1 -1

H2Cr2O12 – acid peroxocromic:

-1
CrOO
O OH
OOCrOO
OO H
OO-1
-1 -1-1 -1
-1 -1-1 -1

Aquacizi – H+ acidului apar ține unei molecule de H2O coordinat ă la ionul metalic
central:
[Fe(H 2O)6]3+
(aq) + H 2O(l) ' [Fe(H 2O)5(OH)]2+
(aq) + H 3O+
(aq)

BAZE

• după natura lor – conțin sau nu ionul OH– sau gruparea OH bazic ă:
o Hidroxizi
ƒ bazici : KOH, Ca(OH) 2, etc.
ƒ amfoteri : Zn(OH) 2, Al(OH) 3, etc.
o Oxihidroxizi: AlO(OH), FeO(OH), etc.
o Săruri bazice:
ƒ Hidroxos ăruri: PbCO 3·Pb(OH) 2, 2CuCO 3·Cu(OH) 2
ƒ săruri de bismutil (BiO)+ sau stibil (SbO)+ B (BiO)NO 3, (SbO)Cl
o Baze aminate sau alte baze care nu con țin ionul OH – sau gruparea OH bazic ă:
ƒ CH 3 – NH 2, C5H5N, CO 32-, etc.

• după sarcina electrică:
o baze neutre: NH 3, C5H5N, NaOH, Mg(OH) 2, Cr(OH) 3, etc.
o baze cationice: H2N – NH 3+, C5H5NH+, etc.
o baze anionice: Cl -, OH -, HCO 3-, H 2PO 4-, etc.

• după numărul protonilor acceptați:
o baze monoacide : NH 3, LiOH, C 5H5N, Cl -, etc.
o baze diacide : Be(OH) 2, Fe(OH) 2, SO 42-, etc.
o baze triacide : Al(OH) 3, Fe(OH) 3, PO 43-, etc.

C. PARAMETRII DE APRECIERE A T ĂRIEI ACIZILOR ȘI BAZELOR
1) Grad de disociere (ionizare), α
α = NNI
≤ 1
NI – nr. molecule de acid (baz ă) disociate

5N – nr. total de molecule din solu ție
• Legea dilu ției (Ostwald)
– ELECTROLIT – substanță care disociaz ă în ioni în solu ție sau topitur ă,
realizând prin ace ști ioni mobili transportul de sarcini electrice.
Conductibilitatea electric ă a soluțiilor de electroli ți este condi ționată de
deplasarea ionilor în câmp electric.
o disociația unui electrolit – acid sau baz ă – slab de tipul MA
MA ' M n+ + A n- [MA]] [A] [MKn n
e− +⋅=
o concentra ția inițială a electrolitului slab este c
o la echilibru [M n+] = [A n-] = α · c și [MA] = (1- α) · c
o constanta de disociere, Kd:
) ( ) ( α−⋅α=
/⋅α−⋅α=⋅=/ − +
1c
c 1c
[MA]] [A] [MK2 2 2 n n
d
o c = 1/V (dilu ția)
o pentru electroliți slabi B α – f. mic Ö 1- α ≈ 1 Ö Kd = α2 · c
V KcK
dd⋅ = =α
o gradul de ionizare variaz ă invers propor țional cu concentra ția și direct
proporțional cu dilu ția.

2) Procent de disociere (ionizare) , Pdis
= propor ția dintr -un acid sau dintr-o bază care după reacția cu apa se afl ă în stare
protolizat ă, raportat la concentra ția inițială:
Pdis % = α·100

⇒ Clasificarea electroli ților (acid sau bază) în func ție de gradul și procentul de
disociere:

Tăria ACIDULUI sau BAZEI Grad de disociere α Procent de disociere P dis
TARE α > 0,5 Pdis > 50%
MEDIU 0,01 < α < 0,5 1% < P dis < 50%
SLAB α < 0,01 P dis < 1%

3) Constanta de aciditate, Ka; constanta de bazicitate, K b:
⇒ Constanta de aciditate, K a (constanta de ionizare acid ă)
– este Ke pentru reac ția cu transfer de H+ dintre acid și apă:
HA + H 2O ' A – + H 3O+
Kc = ] ][ [] ][ [
OH HAA OH
23− +
[HA]][A]O[HOH K K3
2 c a− +⋅= ⋅ = ] [

– mărime caracteristic ă fiecărui acid, dependent ă de temperatur ă

⇒ Constanta de bazicitate, K b(constanta de ionizare bazic ă)
– este Ke pentru reac ția cu transfer de H+ dintre bază și apă:
B + H 2O ' BH+ + OH –

6Kc = ] ][[] ][ [
OHBOH BH
2− +
[B]] [HO] [BHOH K K2 c b− +⋅= ⋅ = ] [
– este o m ărime caracteristic ă fiecărei bazei, dependent ă de temperatur ă

⇒ Valorile Ka, respectiv Kb cresc cu creșterea temperaturii

⇒ Exponentul de aciditate, pK a – logaritmul zecimal cu semn minus al valorii numerice a
constantei de aciditate K a:
pK a = – lgK a
⇒ Exponentul de bazicitate, pK b – logaritmul zecimal cu semn minus al valorii numerice a
constantei de bazicitate K b:

pK b = – lgK b
⇒ Echilibrul de autoprotoliza apei:
H2O + H 2O ' H 3O+ + HO-
o constanta de autoprotoliz ă
2
2cO][H] [HO][HK− +⋅=
o produsul ionic al apei (lapa pur ă la 25 oC)
Kc · [H 2O]2 = [H+] · [OH-] = K w = 10-14 mol2/l2
• Exponent de hidrogen, pH – antilogaritmul concentra ției ionilor de hidroniu:
pH = -log [H 3O+]
• Exponent de hidroxil, pOH – antilogaritmul concentra ției ionilor de hidroxid :
pOH = -log [OH-]
• În apa pur ă:
[H3O+] = [OH-] = 14
w 10 K−= = 10-7 ioni-g/l
pH + pOH = 14; pH = pOH = 7
• pentru un acid și baza lui conjugat ă relațiile între Ka și Kb, respectiv pK a și pK b sunt:
Ka · K b = K w și pK a + pK b = 14
• în soluții apoase , concentra ția acizilor și bazelor variază în intervalul 1 – 10-14 ioni-g/l
• soluțiile foarte diluate de acid sau baz ă (< 10-7 ioni-g/l) se consider ă soluții cu pH = 7:

pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
C acid 1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-1210-1310-14
C bază 10-14 10-13 10-12 10-11 10-1010-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 1
SOLUȚIE ACID Ă SOLU ȚIE SOLUȚIE BAZIC Ă
NEUTR Ă
• un acid tare (baz ă tare) este ionizat(ă) total în ap ă
ACID CLORHIDRIC

–
pentru acizi tari B pH = -lg[H+] = -lg C acid

HIDROXID DE POTASIU

HCl + H 2O → H3O+ + Cl-
KOH →K++ OH –

7- pentru baze tari B pOH = -lg[OH-] = – lg C bază
pH = 14 – pOH = 14 + log[OH -] = 14 + lg C bază

• un acid slab (baz ă slabă) este ionizat(ă) parțial în apă:
ACID ACETIC

AcOH = CH 3COOH și AcO – = CH 3COO –
O][H [AcOH]] [AcO]O[HK
23
c⋅⋅=− +
și
[AcOH]] [AcO]O[HOH K K3
2 c a− +⋅= ⋅ = ] [ = 1,75 · 10-5 mol/l
ƒ c = concentra ția inițială a AcOH Bla echilibru:

[AcOH] = c – [H 3O+] Ö
]++
=
O[H-c]O[HK
32
3
a Ö

[H3O+]2 + K a · [H 3O+] – K a · c = 0 Ö

c K4K
2KOHa2
a a
3 ⋅ + + −=+] [

Ö pentru acizi slabi (cu K a < 10-5), cK OHa 3 ⋅ =+] [

AMONIAC B HIDROXID DE AMONIU

O][H] [NH] [HO]HN[K
2 34c⋅⋅=− +
și ] [NH] [HO] [NH]OH[K K
342 c b− +⋅= ⋅ =
ƒ c = concentra ția inițială a bazei Bla echilibru:
[NH 3] = c – [OH -] Ö
]−−
=
OH[-c] OH[K2
b Ö
[OH -]2 + K b · [OH -] – K b · c = 0 Ö
AcOH + H 2O H3O+ + AcO-
NH 3+ H 2O NH 4++ OH –

8 c K4K
2KOHb2
b b⋅ + + −=−] [
Ö pentru baze slabe (cu K b < 10-5), cbK OH ⋅ =−] [

INFLUEN ȚA SOLVENTULUI ASUPRA T ĂRIEI ACIZILOR ȘI BAZELOR

• solventul influențează forța de atrac ție dintre ioni , aceasta depinzând de constanta
dielectric ă ε a solventului
• tăria A și B B compoziția lor chimic ă (natura A și B) și a solventului:
– un AT cedeaz ă mai ușor H+ solventului decât un As
– o BT accept ă mai ușor H+ de la solvent decât o Bs
• clasificarea solven ților în funcție de afinitatea pentru H+:
– solvenți aprotici – nu cedeaz ă și nu accept ă H+: benzen , ciclohexan
– solvenți protogeni – cedează ușor H+: HF, H 2SO 4
– solvenți protofili – acceptă ușor H+: NH 3, C5H5N = piridina
• efectul nivelator al solventului :
– apa este un solvent ionizant privilegiat , majoritatea AT (BT) fiind total
disociați în apă și parțial disocia ți în alți solvenți:
• HClO 4 + H 2O → H3O+ + ClO 4-
HClO 4 + CH 3COOH ' CH 3COOH 2+ + ClO 4-
– apa are efect nivelator , manifestat în cazul tuturor acizilor mai tari ca ionul de
hidroniu H 3O+, aducându-i sub aciditatea ionului H3O+, care este cel mai tare
acid în solu ție apoasă:
• nu se poate diferen ția tăria acizilor HBr și HI în apă; în solven ți mai
puțin bazici – acid acetic – se constat ă ca HI este mai tare decât HBr .
– apa își manifest ă efectul nivelator și în cazul bazelor, ionul OH- fiind cea mai
tare bază în soluție apoasă

Tăria oxoacizilor simpli, EO m(OH) n după Pauling
Pentru aprecierea t ăriei oxoacizilor simpli de tipul HnEO m+n, se aplică formula general ă de
scriere dat ă Pauling, EO m(OH) n și coresponden ța între valorile num ărului de atomi de oxigen
(m) legați de atomul central E, dar nelega ți de atomi de hidrogen și valorile aproximative ale
constantelor de aciditate, Ka și exponen ților de aciditate, pK a.

Acizi foarte slabi Acizi de t ărie medie Acizi tari Acizi foarte tari
m = 0 m = 1 m = 2 m = 3
Ka = 10 -7 Ka = 10 -2 Ka = 103 Ka = 108
pK a = 7 pK a = 2 pK a = -3 pK a = -8
H3BO 3
H4SiO 4 H3PO 4
H2SO 3 HNO 3
H2SO 4 HClO 4

Între electronegativitatea elementelor și caracterul acido – bazic al compu șilor lor
există o dependen ță (vezi cursul “Sistemul periodic al elementelor” și lucrările de laborator 9,
10 “Acizi și baze” tabelele 4 și 5.

9D. REACȚII GENERALE ALE ACIZILOR ȘI BAZELOR

1. SINTEZA DIN ELEMENTE:
H2 + Cl 2 ¼ 2HCl

2. REACȚIA OXIZILOR ACIZI CU APA:
SO 2 + H 2O ¼ H2SO 3

3. OXIDAREA SUBSTAN ȚELOR SIMPLE:
3P + 5HNO 3conc + 2H 2O ¼ 3H 3PO 4 + 5NO

4. REACȚIA SĂRURILOR CU ACIZI TARI:
FeS + 2HCl ¼ H2Su + FeCl 2

1. REACȚIA METALELOR REACTIVE CU APA:
2Na + 2H-OH ¼ 2NaOH + H 2

2. REACȚIA OXIZILOR BAZICI CU APA:
CaO + H 2O ¼ Ca(OH) 2

3. REACȚIA SĂRURILOR CU BAZE TARI:
CuSO 4 + 2NaOH ¼ Cu(OH) 2 + Na 2SO 4

4. ELECTROLIZA SOLU ȚIILOR S ĂRURILOR METALELOR ACTIVE:
2KCl + 2H 2O ⎯⎯⎯⎯ → ⎯a electroliz 2KOH + H 2u + Cl 2u

SERIA DE REACTIVITATE A METALELOR

K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Bi Sb Hg Ag PtAu

  sacde caracterul electropozitiv al metalului
  scade reactivitatea chimic ă a metalului
  scade caracterul reduc ător al metalului
K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb
Metale active care în reac ție cu apă sau acizi dilua ți D degajare de H2 }

Cu Bi Sb Hg Ag Pt Au
Metale pu țin reactive | nobile D nu degajă H2 în reacție cu apa și acizii
REACȚII DE OB ȚINERE A ACIZILOR
REACȚII DE OB ȚINERE A BAZELOR
PROPRIET ĂȚI CHIMICE GENERALE

10ACIZII

Principii generale de reac ție ale acizilor:
– Reacția acizilor cu metalele depinde de natura și concentra ția acidului și de
reactivitatea metalului (poten țialul standard de reducere, respectiv pozi ția metalului
în seria activit ății chimice).
– „Un acid tare scoate din s ărurile sale un acid mai slab”.
– „Un acid slab scoate din s ărurile sale un acid mai tare decât el dac ă reacția devine
totală (se formeaz ă un gaz sau se formeaz ă un compus greu solubil în mediul de
reacție).
– Prin condensarea intermolecular ă a unor oxoacizi se pot forma heteropoliacizi.

1. ACID + METAL:
Reacția D natura și concentra ția acidului , reactivitatea M (C.R. – poten țialul standard de
reducere):
1. Acid dil. + M active ( εred mai „negativ”) D sare + H 2:
2Al + 3H 2SO4 ¼ Al2(SO4)3 + 3H 2
2. Acid oxidant conc. + M D sare + oxid de nemetal + ap ă:
Cu + 2H 2SO4conc ¼ CuSO 4 + SO 2 + 2H 2O

2. ACID + NEMETAL:
Acid conc. cu C.O. + nemetal D oxizi de nemetale + ap ă
C + 2H 2SO4 conc ¼ CO2 + 2SO 2 + 2H 2O

3. ACID + OXID METALIC (BAZIC SAU AMFOTER):
¾ Oxid bazic + acid D sare + ap ă:
CaO + H 2SO4 ¼ CaSO 4 + H 2O
¾ Oxid amfoter + acid D sare + ap ă
Cr2O3 + 3H 2SO4 ¼ Cr2(SO4)3 + 3H 2O

4. ACID + BAZ Ă (NEUTRALIZAREA) D sare + ap ă:
2Al(OH) 3 + 3H 2SO4 ¼ Al2(SO4)3 + 6H 2O

5. ACID + SARE:
Acid (1) + sare (2) D acid (2) + sare (1)
¾ „Un acid tare. scoate din s ărurile sale un acid mai slab ”:
Na2CO3 + H 2SO4 ¼ Na2SO4 + H 2CO3
¾ „Un acid slab scoate din s ărurile sale un acid mai tare decât el dac ă reacția devine
totală:
CuSO 4 + H 2S ¼ CuS‚ + H 2SO4

6. ACID 1 (oxidant) + ACID 2 (reduc ător):

HNO 3 conc. + 3HCl conc. ¼ NOCl + Cl 2 + 2H 2O
5H2SO4conc.+2HCN ⎯⎯→ ⎯°Ct N2+2CO 2 +5SO 2+6H2O
3H2SO4 conc. + H 2S ¼ 4SO 2 + 4H 2O
2HNO 3 conc. + H 2S ¼ S + 2NO 2 + 2H 2O
HClO + HCl ¼ Cl2 + H 2O

11BAZE

Principii generale de reac ție ale bazelor:
– Reacția bazelor cu metalele și nemetalele depinde de natura și concentra ția bazei
(reacționează mai ales bazele tari), de reactivitatea metalului (poten țialul standard de
reducere, respectiv pozi ția metalului în seria activit ății chimice), respectiv de
reactivitatea nemetalului.
– „O bază tare scoate din s ărurile sale o baz ă mai slabă”.

1. BAZĂ + METAL:
B.T. + M amfoter D hidroxocomplex și H 2
Zn + 2NaOH + 2H-OH ¼ Na2[Zn(OH) 4] + H 2
2. BAZĂ + NEMETAL:
Cl0
2 + NaOH ' NaCl+1O + NaCl-1 + H 2O

3. BAZĂ + OXID NEMETALIC (acid sau amfoter):
¾ Bază + oxid nemetalic D sare + ap ă:
2NaOH + CO 2 ¼ Na2CO3
¾ Bază + oxid amfoter D sare (sau complex) + ap ă:
2NaOH + MnO 2 ¼ Na2MnO 3 + H 2O
NaOH + ZnO + H-OH ¼ Na2[Zn(OH) 4]

4. BAZĂ + ACID (NEUTRALIZAREA) D sare + ap ă:
NaOH + H 3PO4 ¼ NaH 2PO4 + H 2O

5. BAZĂ + SARE
¾ „O bază tare scoate din s ărurile sale o bază mai slabă”:
NH4Cl + NaOH ¼ NaCl + NH 4OH
AlCl3 + 3KOH ¼ Al(OH) 3 + 3KCl

REACȚII DE HIDROLIZ Ă A SĂRURILOR

Unele săruri, deși neutre (Na 2CO 3, (NH 4)2S, AlCl 3, KNO 3 etc.) formeaz ă la dizolvare în ap ă
soluții cu caracter acid sau bazic:

HA + COH CA + HOH
acid bazã sare apãneutralizare
hidrolizã

HIDROLIZA (disocierea hidrolitic ă) este procesul chimic invers neutraliz ării prin care
moleculele sau ionii unei s ări reacționează cu moleculele de ap ă și cu ionii apei (ioni H 3O+ și
OH-, rezultați în concentra ție mică, 10-7 ioni-g/l, prin ionizarea reversibil ă a apei)
CONDIȚII CA O SARE S Ă HIDROLIZEZE:
• să fie solubil ă în apă și disociată în ioni
• să provină din neutralizarea:
o unui acid tare, A T, (H 3O+ + A-) cu o baz ă slabă, BS, COH
o unui acid slab, A S, HA cu o baz ă slabă, BS, COH

12o unui acid slab, A S, HA cu o baz ă tare, B T, (C+ + HO-)
• sărurile provenite din neutra lizarea unui acid tare A T cu o bază tare B T ionizează
total, formând solu ții apoase neutre, practic nu hidrolizeaz ă:

(H+ + A-) + (C+ + OH-) (C+ + A-) + H 2O pH ~ 7 neutralizare
hidrolizã
AT BT sare

Soluțiile apoase ale s ărurilor hidrolizate au caracter acid sau bazic, deoarece A T sau B T
rezultate ionizeaz ă (disociaz ă) complet, iar A S sau B S ionizează în măsură mai mică (sunt
puțin disociate) în solu ții apoase; dac ă între gradul de ionizare în ap ă a A S, HA, și al bazei
slabe B S, COH, care rezult ă prin hidroliz ă există o diferen ță, are loc o varia ție a concentra ției
ionilor de hidroniu [H 3O+] sau de hidroxid [OH-], respectiv o varia ție a pH-ului.
Reacția de hidroliz ă a unei sări este determinat ă de modul de ac țiune a ionilor s ării asupra
moleculelor de ap ă:
• toți ionii afla ți în soluție apoasă se hidrateaz ă – se înconjoar ă cu molecule de ap ă – ca
rezultat al atrac ției electrostatice ion – dipolul apei;
• numărul moleculelor de ap ă de hidratare variaz ă de la ion la ion; unii ioni r ămân
hidratați în soluție, alții reacționează cu moleculele de ap ă de hidratare, rezultând
ioni H 3O+ OH -, care confer ă soluțiilor respective caracter acid sau bazic.

CLASIFICAREA IONILOR ÎN FUNC ȚIE DE COMPORTAREA LOR FA ȚĂ DE APĂ

1. ANIONII ȘI CATIONII CARE R ĂMÂN HIDRATA ȚI ÎN SOLU ȚIE
o Anioni = baze Brønsted (acceptori de protoni) mai slabe decât apa (nu pot
deprotona moleculele de ap ă); sunt baze conjugate acizilor tari; nu reac ționează
cu apa
o Cationi = au sarcin ă mică și volum mare, deci posibilitate de polarizare mic ă;
mențin moleculele de ap ă numai asociate, fiind simplu hidrata ți; sunt ioni ai
metalelor alcaline și alcalino-p ământoase (excep ții: Li+, Be2+, Mg2+ în măsură
mai mică), ioni ai lantanidelor și actinidelor.

2. ANIONI CARE REAC ȚIONEAZ Ă CU APA ȘI FORMEAZ Ă IONI OH-
o sunt baze Brønsted mai puternice decât apa, bazele conjugate acizilor slabi, care
acceptă protoni de la moleculele de ap ă, în soluție formându-se ioni OH – care îi
conferă caracter bazic:

F- + H2O(l) HF (aq) + HO- Kb = 1,5 · 10-11
B1 A 2 A 1 B 2

S2- + H2O(l) HS-
(aq) + HO- Kb = 3 · 10-2
B1 A 2 A 1 B 2

3. CATIONI CARE REAC ȚIONEAZ Ă CU APA ȘI FORMEAZ Ă IONI H 3O+
o sunt acizi Brønsted mai puternici ca apa, acizii conjuga ți bazelor slabi → apa este
acceptorul de protoni = baza Brønsted:
NH 4+ + H2O NH 3 + H3O+ Ka = 6,3 · 10-10
A1 B 2 B 1 A 2

13
[Al(H 2O)6]3+ + H2O [Al(H 2O)5(HO)]2+ + H3O+ Ka = 1,4 · 10-5
A1 B 2 B 1 A 2
o în cazul unui cation metalic hidratat, caracterul acid al solu ției se datoreaz ă unui
proton provenit dintr-o molecul ă de apă disociată
o sunt cationi cu ac țiune polarizant ă mare (valoare mare a raportului sarcin ă / rază):
[Cr(H 2O)6]3+, [Fe(H 2O)6]3+, [Cu(H 2O)4]2+ …
REACȚII DE HIDROLIZ Ă = reacțiile ionilor cu apa care conduc la solu ții acide sau
bazice, care con țin fie ioni H 3O+, fie ioni OH-, precum și specia conjugat ă (acid sau baz ă)
ionului respectiv.
CLASIFICAREA S ĂRURILOR DUP Ă PROPRIET ĂȚILE ACIDO-BAZICE ALE
SOLUȚIILOR LOR
1. Săruri ale cationilor și anionilor care nu reacționează cu apa → soluțiile lor apoase
sunt neutre
2. Săruri ale anionilor care sunt baze mai tari decât apa și ale cationilor care nu
reacționează cu apa → soluțiile lor apoase sunt bazice
3. Săruri ale ionului amoniu sau ale cationilor hidrata ți care sunt acizi mai tari decât
apa și ale anionilor care nu reac ționează cu apa → soluțiile lor apoase sunt acide
4. Săruri care con țin cation = acid conjugat al unei baze slabe și anion = baz ă
conjugată al unui acid slab → soluțiile lor apoase sunt aproximativ neutre

Tipul sării Exemple Comentarii pH-ul solu ției
cationul este acidul conjugat
unei baze tari; anionul este
baza conjugat ă unui acid tare KCl, KNO 3,
NaCl, NaI nici unul nu ac ționează
ca acid sau baz ă neutru
cationul este acidul conjugat
unei baze tari; anionul este
baza conjugat ă unui acid slab NaCH 3COO,
KCN, NaF anionul ac ționează ca o
bază; cationul nu are
efect asupra pH-ului bazic
cationul este acidul conjugat
unei baze slabe; anionul este
baza conjugat ă unui acid tare NH 4Cl,
NH 4NO 3 cationul ac ționează ca
un acid; baza nu are
efect asupra pH-ului acid
cationul este acidul conjugat
unei baze tari; anionul este
baza conjugat ă unui acid
poliprotic NaHCO 3,
NaH 2PO 4 cationul nu are efect
asupra pH-ului; anionul
acționează ca un acid
sau ca o baz ă acid dacă Ka > K b
bazic dacă Ka < K b
neutru dac ă Ka = K b
pentru aceea și specie
cationul este un ion metalic
cu sarcină mare; anionul este
baza conjugat ă unui acid tare Al(NO 3)3,
FeCl 3 cationul hidratat
acționează ca un acid;
anionul nu are efect
asupra pH-ului acid
cationul este acidul conjugat
unei baze slabe; anionul este baza conjugat ă unui acid slab NH
4CH 3COO,
NH 4CN cationul ac ționează ca
un acid; anionul acționează ca o bază acid dacă K
a > K b
bazic dacă Ka < K b
neutru dac ă Ka = K b

14Cationi
Anioni Cationi care r ămân
hidratați: Li+, Na+, K+,
Ca2+, Ba2+ Cationi care reac ționează cu apa
dând H 3O+: NH 4+, Al3+, Fe3+,
Cr3+, Be2+, Zn2+, Cu2+
Anioni care r ămân hidrata ți:
ClO 4-, I-, Br-, Cl-, ClO 3-, NO 3- Sărurile dau solu ții
neutre:
NaCl, CaCl 2, KNO 3 Sărurile dau solu ții acide:
NH 4Cl, NH 4NO 3, AlCl 3
Anioni care reac ționează cu apa
dând HO-: NO 2-, F-, CH 3COO-,
HCO 3-, CO 32-, CN-, S2-, PO 43- Sărurile dau solu ții
alcaline:
Ba(CH 3COO) 2, K2CO 3,
NaF, KCN Soluțiile sunt neutre, slab acide sau
slab alcaline:
CH 3COONH 4, NH 4NO 2, NH 4CN

GRADUL DE HIDROLIZ Ă α reprezint ă fracțiunea hidrolizat ă din cantitatea total ă de sare
dizolvată până la stabilirea echilibrului din sistemul de hidroliz ă (raportul dintre cantitatea de
sare hidrolizat ă și cantitatea total ă de sare dizolvat ă). Gradul de hidroliz ă α crește cu atât mai
mult cu cât temperatura este mai ridicat ă și cu cât produșii de hidroliz ă sunt mai slab
ionizați, mai volatili sau mai greu solubili.

CONSTANTA DE HIDROLIZ Ă Kh se exprim ă în funcție de produsul ionic al apei Kw, de
constanta de aciditate a acidului slab, Ka, respectiv constanta de bazicitate a bazei slabe, Kb,
din care provine sarea care hidrolizeaz ă

HIDROLIZA S ĂRURILOR PROVENITE DE LA ACIZI TARI ȘI BAZE
SLABE – hidoliză acidă
NH 4Cl + H 2O (H+ + Cl-) + NH 4OH
NH 4+ + H 2O NH 3 + H 3O+
• Calculul pH-ului unei s ări cu hidroliz ă acidă
B+ + H 2O H+ + BOH
]O[H][BOH]B[][HK
2e⋅⋅=++
Ö
bw2 e hKK
] HO[] HO[
][BOH]B[]H[]OH[K K = ⋅⋅= ⋅ =−−
++

– la echilibru [BOH] = [H+] și [B+] ≈ c (concentra ția inițială a sării)
bw
KK
c]H[]H[=⋅+ +
Ö cKK]H[
bw⋅ =+
B cu cât baza din care provine sarea este mai slab ă, cu atât hidroliza e mai avansat ă și
pH-ul mai acid
• hidroliza par țială (limitată)a sărurilor de Bi(III), Sb(III) duce la formarea de
săruri bazice, de culoare alb ă, greu solubile în ap ă:
(1) Bi(NO 3)3 + H-OH ⇔ Bi(OH)(NO 3)2 + (H+ + NO 3-) pH < 7
(2) Bi(OH)(NO 3)2 + H-OH ⇔ Bi(OH) 2(NO 3) + (H+ + NO 3-) pH < 7
(3) Bi(OH) 2(NO 3) → (BiO)NO 3 + H 2O
azotat de bismutil
(1) SbCl 3 + H-OH ⇔ Sb(OH)Cl 2  + (H+ + Cl -) pH < 7

15(2) Sb(OH)Cl 2 + H-OH ⇔ Bi(OH) 2Cl  + (H+ + Cl -) pH < 7
(3) Sb(OH) 2Cl → (SbO)Cl + H 2O
clorur ă de stibil
Prin acidularea s ărurilor bazice de bismutil sau de stibil, hidroliza s ărurilor de Bi(III)
sau de Sb(III) retrogradeaz ă. Sărurile bazice se dizolv ă în acizi concentra ți, fapt ce permite
prepararea și conservare a solu țiilor sărurilor de Bi(III) și Sb(III)
• hidroliza s ărurilor de Al(III), deFe(III) și de Cr(III), ioni care se g ăsesc în
soluție apoasă sub form ă de aquacationi [M(H 2O)6]3+ :
[Al(H 2O)6]3+ + H 2O ' [Al(H 2O)5(OH)]2+ + H 3O+ pH < 7
[Al(H 2O)5(OH)]2+ + H 2O ' [Al(H 2O)4(OH) 2]+ + H 3O+ pH < 7
[Al(H 2O)4(OH) 2]+ + H 2O ' [Al(H 2O)3(OH) 3]0 + H 3O+ pH < 7
Al(OH) 3·3H 2O Al2O3.nH 2O
HIDROLIZA S ĂRURILOR PROVENITE DE LA ACIZI SLABI ȘI BAZE
TARI – hidroliz ă bazică
CH 3COONa + H 2O (Na+ + OH-) + CH 3COOH
CH 3COO – + H 2O CH 3COOH + HO –

Na3PO 4 + 3H-OH ' 3(Na+ + OH-) + H 3PO 4
PO 43- + 3H-OH ' 3OH – + H 3PO 4
• Calculul pH-ului unui s ări cu hidroliz ă bazică
A- + H 2O HA + OH –
]O[H][A] [HO]A[HK
2- e⋅⋅=−
Ö
aw
– 2 e hKK
]H[]H[
][A] [HO]A[H]OH[K K = ⋅⋅= ⋅ =++ −

– la echilibru [HA] = [HO-] și [A-] ≈ c (concentra ția inițială a sării)
aw
KK
c] HO[] HO[=⋅− −
Ö cKK] HO[
aw⋅ =−
B cu cât acidul din care provine sarea este mai slab, cu atât hidroliza s ării e mai
avansată și pH-ul mai bazic
HIDROLIZA S ĂRURILOR PROVENITE DE LA ACIZI SLABI ȘI BAZE
SLABE – hidroliză neutră, sau slab bazic ă, sau slab acid ă
NH 4CH 3COO + H 2O ' NH 4OH + CH 3COOH pH = 7
• Calculul pH-ului unui s ări cu hidroliz ă neutră (acid slab + baz ă slabă)
(A- + B+) + H 2O HA + BOH

16]O[H][B][AOH]B[ [HA]K
2- e⋅ ⋅⋅=+ Ö
b aw
– 2 e hKKK
][B][AOH]B[]HA[]OH[K K⋅=
⋅⋅= ⋅ =+

bawKKK ]H[ ⋅ =+

B hidroliza s ării este cu atât mai avansat ă cu cât acidul și baza de la care
provine sarea sunt mai slabe, solu țiile rezultate fiind neutre (pH = 7).

HIDROLIZA S ĂRURILOR PROTONATE:
• sunt sărurile provenite prin neutralizarea par țială a acizilor poliprotici (H 2CO 3, H3PO 4,
H2SO 4, etc.)
• se ține cont de tendința de ionizare (disociere) și de tendința de hidroliz ă a
anionului în solu ție. În general, când un acid diprotic H 2A cedează un proton, anionul
HA- format este un amfolit. Pentru a determina caracterul acido-bazic al solu ției
apoase a unei s ări care are un astfel de anion, HA-, amfiprotic, se compar ă mărimile
relative ale K b și K a pentru aceea și specie HA-. În general, dac ă anionul acid HA-
provine de la un acid tare predomin ă tendința de disociere, iar solu ția rezultat ă va avea
un pH slab acid. Dac ă anionul acid provine de la un acid slab sau de t ărie medie,
predomin ă tendința de hidroliz ă, soluția rezultat ă va avea un pH slab bazic:
(Na+ + HCO 3-) + H-OH ⇔ (Na+ + HO-) + H 2CO 3 pH > 7
– HCO 3- + H-OH ⇔ H3O + + CO 32- K a = 4,69·10-11 (disocierea)
– HCO 3- + H-OH ⇔ OH – + H 2CO 3 K b = 2,40·10-8 (hidroliza)
(2Na+ + HPO 42-) + 2H-OH ⇔ 2(Na+ + HO-) + H 3PO 4 pH > 7
– HPO 42- + H-OH ⇔ PO 43- + H 3O+ K a = 4,8·10-18 (disocierea)
– HPO 4 2- + H-OH ⇔ H 2PO 4- + OH – Kb = 1,6·10-7 (hidroliza)
(Na+ + H 2PO 4-) + H-OH ⇔ (Na+ + HO-) + H 3PO 4 pH < 7
– H2PO 4- + H-OH ⇔ HPO 42- + H 3O+ Ka = 6,2·10-8 (disocierea)
– H2PO 4- + H-OH ⇔ H3PO 4 + OH- K b = 1,3·10-12 (hidroliza)
!!! H 3PO 4 este un acid de t ărie medie, PO(OH) 3, triprotic: K a1 > K a2 > K a3 , deci
HPO 42- este un acid foarte slab.

HIDROLIZA S ĂRURILOR CU FORMARE DE PRODU ȘI POLINUCLEARI:
– în soluțile sărurilor care con țin aquacationii: [Al(H 2O)6]3+, [Cr(H 2O)6]3+,
[Fe(H 2O)6]3+:
2[Al(H 2O)6]3+
(aq)  [(H 2O)5Al – OH – Al(H 2O)5]5+
(aq) + H 3O+
(aq) pH < 7
ionul decaaqua – μ – hidroxodialuminiu (III)
– vezi procesul de olație la aquacationul [Cr(H 2O)6]3+ în capitolul de
COMBINA ȚII COMPLEXE

ECHILIBRUL REAC ȚIILOR DE HIDROLIZ Ă:
• în general, reac țiile de hidroliz ă sunt reacții reversibile . În cazul în care produ șii
de hidroliz ă sunt volatili sau greu solubili în ap ă, reacția de hidroliz ă devine total ă,
echilibrul fiind deplasat total spre formarea acestor compu și:
Al2S3 + 6H 2O = 2Al(OH) 3↓+ 3H 2S↑

17Cr2S3 + 6H 2O = 2Crl(OH) 3↓+ 3H 2S↑

FACTORII CARE INFLUEN ȚEAZĂ REACȚIILE DE HIDROLIZ Ă [vezi lucrarea 11
de laborator „Hidroliza s ărurilor”– experien țele 3 și 4]:
• natura produ șilor de hidroliz ă:
– vezi mai sus volatilitatea și solubilitatea lor.
• concentra ția reactan ților
Bi(NO 3)3 + H-OH ⇔ Bi(OH)(NO 3)2 + (H+ + NO 3-) pH < 7
[ ][ ]
[]333 23
h) NO(BiHNO ) NO)(OH(Bi ×=K
– reacția de hidroliz ă e favorizat ă de creșterea concentra ției reactan ților (azotat
de bismut sau ap ă; !!! creșterea concentra ției apei este de fapt cre șterea
diluției)
– retrogradarea hidrolizei este favorizat ă de acidularea solu ției (deci cre șterea
concentra ției acidului azotic)
• temperatura:
– compararea pH-urilor solu țiilor rezultate la hidroliza acetatului de sodiu și a
sulfatului de magneziu la rece, respectiv la cald:
(Na+ + CH 3COO-) + H-OH ⇔ (Na+ + HO-) + CH 3COOH pH > 7
(Mg2+ + SO 42-) + 2H-OH ⇔ (2H+ + SO 4 2-) + Mg(OH) 2 pH < 7
– creșterea temperaturii favorizeaz ă reacțiile de hidroliz ă prin favorizarea
disocierii s ării în ioni. Se ob țin soluții cu pH mai bazic (hidroliza
CH 3COONa), respectiv mai acid (hidroliza MgSO 4) la cald (prin cre șterea
temperaturii sistemului care hidrolizeaz ă) față de pH-ul solu țiilor măsurat la
temperatura camerei (la rece).
– creșterea temperaturii determin ă disocierea suplimentar ă a sării, „noile
cantități” de ioni forma ți în soluție reacționează cu moleculele de ap ă și
formează suplimentar (fa ță de reacția la rece) „noi cantit ăți” de bază tare
(NaOH la hidroliza CH 3COONa), respectiv acid tare (H 2SO 4 la hidroliza
MgSO 4) total disocia ți în soluție apoasă, ceea ce duce la modificarea pH-ului
soluțiilor.