SĂRURI

Definiţie 

Sărurile sunt substanţe anorganice care sunt compuse din ioni de metal şi radicali acizi (sub formă de ioni negativi).

Exemple: NaCl, K₂S, CuSO₄, Ca(HSO₃)₂

Clasificare 

Sărurile se pot clasifica în funcţie de natura radicalului acid în :

a. Săruri neutre - care conţin radicali acizi neutri (fără hidrogen), de exemplu: NaCl, K₂S, CuSO₄;

b. Săruri acide - care conţin radicali acizi cu caracter acid (cu hidrogen), de exemplu: Ca(HSO₃)₂, Na₂HPO₃, NaH₂PO₃, KHS. 

Denumire 

Sărurile metalelor cu o singură valenţă se denumesc după regula: 

-          denumirea radicalului acid + de + numele metalului 

Dacă metalul din sare are mai multe valenţe, atunci după numele acestuia se indică în paranteză şi valenţa acestuia, cu cifre romane: 

-          denumirea radicalului acid + de + numele metalului + (valenţa metalului) 

În unele cazuri pentru denumirea bazelor metalelor cu două valenţe indicarea valenţei se poate face prin folosirea sufixului "-os" pentru valenţa inferioară, respectiv "-ic" pentru valenţa superioară. 

Exemple:

Formula chimică	Denumirea	Formula chimică	Denumirea
NaCl	clorură de sodiu	FeCl2	clorură de fier (II) (feroasă)
KHS	sulfură acidă de potasiu	FeCl3	clorură de fier (III) (ferică)
CaCO3	carbonat de calciu	CuS	sulfură de cupru (II)
Al2(SO4)3	sulfat de aluminiu	Cu2S	sulfură de cupru (I)

Stare naturală 

Unele săruri se găsesc în natură în stare solidă în roci sau minereuri:

CaCO₃ - calcar;

FeS₂ - pirită;

FeCO₃ - siderit;

PbS - galenă;

NaCl - sare gemă.

Alte săruri se găsesc dizolvate în apele naturale: Ca(HCO₃)₂ , Mg(HCO₃)₂ , NaCl, NaBr, KI etc.

Proprietăţi fizice 

1. Stare de agregare

La temperatură obişnuită, sărurile sunt substanţe solide albe (NaCl, CaCO₃, NaHCO₃) sau colorate (AgBr - galben, PbS -negru, PbI₂ - galben) 

Sărurile au puncte de topire ridicate, iar unele săruri se descompun la încălzire. 

2. Solubilitate 

Solubilitatea sărurilor în apă variază în limite largi, unele fiind chiar insolubile în apă (AgCl, BaSO₄ etc).

Unele săruri, la evaporarea completă a soluţiilor apoase, înglobează în cristalele lor un anumit număr de molecule de apă formând cristalohidraţi. (CuSO₄^. 5 H₂O - piatră vânătă, CaSO₄^. 2 H₂O - ghips) 

Prin încălzire cristalohidraţii pierd apa de cristalizare, proces care poate fi însoţit şi de modificări de culoare.

3. Conductibilitate electrică

În stare solidă, sărurile nu conduc curentul electric, dar soluţiile apoase ale sărurilor solubile conduc curentul electric.

Proprietăţi chimice 

 1. Reacţia cu metalele mai active decât metalul din sare 

Sărurile pot reacţiona cu matalele aflate în seria reactivităţii metalelor înaintea metalului din sare, conform schemei generale:

sare₁ + metal mai activ → sare₂ + metal mai puţin activ 

CuSO₄ + Fe → FeSO₄ + Cu ↓

HgCl₂ + Cu → CuCl₂ + Hg↓

2. Reacţia unor săruri cu bazele solubile

Sărurile solubile ale metalelor care formează baze insolubile reacţionează cu bazele solubile după schema generală:

sare₁ + bază solubilă → sare₂ + bază insolubilă 

Exemple:

CuSO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + Cu(OH)₂↓(precipitat albastru)

AlCl₃ + 3 KOH → 3 KCl + Al(OH)₃↓(precipitat alb)

NiCl₂ + 2 KOH → 2 KCl + Ni(OH)₂↓(precipitat verde)

Metalele îşi păstrează valenţa.  

3. Reacţia cu acizii

Sărurile reacţionează cu acizii mai tari decăt acidul din sare după schema generală:

sare a acidului slab + acid tare → sare a acidului tare + acid slab 

Exemple:

CaCO₃ + 2 HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑

CuS + H₂SO₄→ CuSO₄ + H₂S↑

Dacă sarea rezultată este insolubilă, atunci tăria acizilor nu mai contează:

AgNO₃ + HCl → HNO₃+ AgCl ↓

BaCl₂ + H₂SO₄→ 2 HCl + BaSO₄↓

4. Reacţia sărurilor solubile între ele 

Dacă prin combinarea ionilor componenţi a două săruri solubile se formează o sare insolubilă, atunci cele două săruri solubile pot reacţiona între ele:

AgNO₃ + NaCl → NaNO₃+ AgCl ↓ (precipitat alb-brânzos, fotosensibil)

BaCl₂ + Na₂SO₄→ 2 NaCl + BaSO₄↓(precipitat alb-lăptos)

5. Reacţia de descompunere a unor săruri 

Unele săruri se pot descompune prin încălzire cu formare de diferiţi compuşi:

CuCO₃ → CuO + CO₂ - obţinerea CuO în laborator; 

CaCO₃ → CaO + CO₂ - obţinerea varului nestins (CaO);

NH₄HCO₃ → NH₃ + H₂O + CO₂ - descompunerea prafului de copt; 

2 KClO₃ → 2 KCl + 3 O₂ - obţinerea O₂ în laborator;

2 NaNO₃  →2 NaNO₂ + O₂ - obţinerea O₂ în laborator;

2 AgNO₃ → 2 Ag + 2 NO₂ + O₂

Utilizări 

NaCl se utilizează în alimentaţie şi în obţinerea unor compuşi cum ar fi: clor, hidrogen, HCl, NaOH.

CaCO₃ se foloseşte în construcţii.

Piatra vânătă (CuSO₄^. 5 H₂O) este utilizată la tratarea culturilor de viţă de vie şi legume împotriva unor boli. 

BAZE

Definiţie
Bazele sunt compuşi anorganici ce conţin în compoziţia lor ioni pozitivi de metal şi ioni negativi hidroxid (HO^-).
Exemple: NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Al(OH)₃.
Formula generală a bazelor este Me(OH)_n, unde n este valenţa metalului. 

Clasificare 

Bazele pot fi clasificate după solubilitatea lor în apă, astfel:

- Baze solubile, care se dizolvă în apă, cum ar fi NaOH, KOH, Ba(OH)₂;

- Baze insolubile, care nu se dizolvă în apă, de exemplu , Zn(OH)₂, Fe(OH)₃, Al(OH)₃.

Denumire 

Bazele se denumesc după regula: hidroxid + de + numele metalului 

Dacă metalul din bază are mai multe valenţe, atunci după numele acestuia se indică în paranteză şi valenţa acestuia, cu cifre romane: hidroxid + de + numele metalului + (valenţa metalului) 

Exemple:

Formula chimică	Denumirea	Formula chimică	Denumirea
NaOH	hidroxid de sodiu	Fe(OH)2	hidroxid de fier (II)
KOH	hidroxid de potasiu	Fe(OH)3	hidroxid de fier (III)
Ca(OH)2	hidroxid de calciu	Pb(OH)2	hidroxid de plumb (II)
Al(OH)3	hidroxid de aluminiu	Pb(OH)4	hidroxid de plumb (IV)

Proprietăţi fizice 

1. Stare de agregare - La temperatură obişnuită bazele sunt substanţe solide albe sau colorate.

NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Al(OH)₃, Zn(OH)₂ - sunt baze de culoare albă

Fe(OH)₃ - brun-roşcat;

Cu(OH)₂ - albastru;

Ni(OH)₂ - verde. 

2. Punctele de topire ale bazelor sunt foarte ridicate, iar multe baze se descompun prin încălzire. De exemplu hidroxidul de bariu se topeşte la +408 ^oC, iar hidroxidul de sodiu se topeşte la +322 ^oC.

3. Solubilitatea bazelor în apă variază în limite largi. 

- NaOH şi KOH sunt uşor solubile în apă;

- Ca(OH)₂, Mg(OH)₂, Ba(OH)₂ sunt puţin solubile în apă;

- Cu(OH)₂, Fe(OH)₂, Zn(OH)₂, Al(OH)₃ sunt insolubile în apă.

Soluţiile apoase ale bazelor uşor solubile sunt leşioase (lunecoase la pipăit) şi caustice (produc arsuri).

Soluţiile apoase ale bazelor conduc curentul electric. 

Proprietăţi chimice 

1. Acţiunea asupra indicatorilor acido-bazici 

La dizolvare în apă formează ioni hidroxid cu formula HO^-. În prezenţa acestor ioni, indicatorii acido-bazici se colorează diferit.

În mediu bazic culorile celor mai utilizaţi indicatori sunt:

Indicator	Culoare
turnesol	albastru
metiloranj	galben
fenolftaleină	roşu-violet

2. Reacţia bazelor solubile cu oxizii nemetalici 

Bazele solubile reacţionează cu oxizii nemetalici după schema generală:

bază + oxid acid → sare + apă 

Exemple:

Ca(OH)₂ + SO₃ → CaSO₄ + H₂O 

2 NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O 

Observaţie:

- Metalul are în sare aceeaşi valenţă ca şi în bază. 

3. Reacţia cu acizii (Reacţia de neutralizare) 

Bazele reacţionează cu acizii după schema generală:

acid + bază → sare + apă 

Exemple:

H₂SO₄ + Fe(OH)₂ → FeSO₄ + 2 H₂O 

HCl + NaOH → NaCl + H₂O 

Observaţie:

- Metalul are în sare aceeaşi valenţă ca şi în bază. 

4. Reacţia bazelor solubile cu unele săruri 

Bazele solubile reacţionează cu sărurile solubile ale metalelor care formează baze insolubile după schema generală:

bază solubilă + sare 1 → sare 2 + bază insolubilă 

Exemple:

2 NaOH + CuSO₄ → Na₂SO₄ + Cu(OH)₂↓

3 KOH + AlCl₃ → 3 KCl + Al(OH)₃↓

5. Reacţia de descompunere a unor baze 

Multe baze insolubile şi unele baze solubile suferă reacţii de descompunere la încălzire, cu formare de oxizi:

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O↑ 
2 Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3 H₂O↑

Ca(OH)₂  → CaO + H₂O

Utilizări 

În laborator bazele se folosesc pentru neutralizarea şi dozarea acizilor, şi în procesele de sinteză a bazelor insolubile şi a sărurilor.

NaOH se mai poate utiliza la obţinerea săpunurilor şi a detergenţilor, la rafinarea produselor petroliere etc.

Hidroxidul de calciu (var stins) se utilizează în construcţii la obţinerea mortarului, la zugrăvit, la rafinarea zahărului, sau pentru identificarea CO₂ în laborator. 

OXIDARE. REDUCERE.

Reacțiile chimice cu modificarea stării de oxidare se numesc reacții de oxido-reducere sau reacţii redox.

Reacţiile cu transfer de electroni sunt reacțiile în care întotdeauna exista cel putin douǎ elemente care îşi modificǎ starea de oxidare. 

Orice proces redox este alcătuit din două semireacţii: 

Ox₁ + ne^-  ⇌ Red₁     reacție de reducere (R.R.)

Red₂  ⇌  Ox₂ +  ne^-   reacție de oxidare (R.O.)

Procesul de oxidare este transformarea chimică ce are loc cu cedare de electroni. În procesul de oxidare, numărul de oxidare creşte.

Procesul de reducere este transformarea ce are loc cu acceptare de electroni. În procesul de reducere, numărul de oxidare scade.

Specia chimică (atom, ion) care cedează electronii acceptaţi în procesul de reducere, deci favorizează reacţia de reducere, se numeşte agent reducător (A.R.). Agentul reducător se oxidează. 

-  metalele 

-  cationii în treaptă inferioară de oxidare (Fe²⁺ , Sn²⁺ ,etc.)  

- nemetale în trepte inferioare de oxidare (S^2-, H₂PO₂^-, etc.), 

-  H₂ , C, CO, H₂S, HCl.

Specia chimică (atom, ion) care acceptă electronii cedaţi în procesul de oxidare, deci favorizează reacţia de oxidare, se numeşte agent oxidant (A.O.). Agentul oxidant se reduce.

-  nemetale (O2 , Cl2 , F2 , S), 

-  ioni metalici la trepte superioare de oxidare ( Fe³⁺, Hg²⁺, etc.) 

- săruri cu ioni poliatomici care conţin elemente cu stare de oxidare maximă (KMnO₄, K₂Cr₂O₇ , K₂CrO₄ ); 

-  apă oxigenată, peroxizi

-  HNO₃, H₂SO₄ concentrat, etc.

* Reacţii de oxido-reducere au loc şi în organismele vii. Un proces cu caracter de universalitate pentru toate organismele aerobe îl constituie oxidarea hidrogenului conţinut în moleculele organice ale substratului de către oxigenul atmosferic cu formare de apă şi eliberare de energie.

Oxidarea și reducerea sunt două tipuri de reacții chimice , care de multe ori lucrează împreună. Reacțiile de oxidare și de reducere implică un schimb de electroni între reactanți. 

 Care este diferența dintre oxidare și de reducere?

Oxidarea are loc atunci când un reactant pierde electroni în timpul reacției. 

Reducerea are loc atunci când un reactant câștigă electroni în timpul reacției. Acest lucru se întâmplă adesea când metalele reacționează cu acid.

Cum reținem cele două procese? „LEO leul spune GER“

L ose E lectrons în O xidation.

G ain E lectrons în R eduction. 

Exemplu

Reacția dintre hidrogen și fluor este un exemplu de o reacție de oxidare-reducere:

H₂⁰  + F₂⁰→ 2H⁺¹ F^-1

Reacția generală poate fi scrisă ca două jumătăți de reacții :

H ₂ → 2 H ⁺ + 2 e ^- (R.O., A.R.)

F ₂ + 2 e ^- → 2 F ^- (R.R., A.O.)

Alte exemple:

Importanța reacții redox

Reacțiile de oxido-reducere sunt vitale pentru reacții biochimice și procese industriale. Sistemul de transfer de electroni in celule si oxidarea glucozei in corpul uman sunt exemple de reacții redox. Reacțiile redox sunt folosite pentru reducerea minereurilor pentru obținerea metalelor, pentru a produce celule electrochimice, pentru a transforma amoniacul în acid azotic pentru îngrășăminte.

ACIZI CARBOXILICI

Definiție

Acizii carboxilici sunt compuși organici care conțin în moleculă grupa funcțională trivalentă carboxil, - COOH.
Denumire, formule de structură

ex. HCOOH acid metanoic (acid formic)

Acizii carboxilici se denumesc astfel: termenul acid + numele hidrocarburii din catena de bază  +  sufixul -OIC.

Catena de bază se numerotează începând cu atomul de carbon al grupării -COOH căruia îi dăm cifra 1. Se alege catena liniară cea mai lungă care conține gruparea -COOH și legăturile duble sau triple. 

ex. HOOC-COOH acid etandioic (acid oxalic)

Pentru denumirea acizilor dicarboxilici se folosește sufixul -DIOIC. Catenele acizilor dicarboxilici se numerotează astfel încât ramificațiile să aibă cei mai mici indici de poziție.

Clasificare
a. După numărul grupărilor carboxil:
*Acizi monocarboxilici   
Acid metanoic (acid formic) H─ COOH
Acid etanoic (acid acetic) CH3 ─ COOH
Acid propanoic (acid propionic) CH3─ CH2 ─ COOH
*Acizi dicarboxilici saturați
Acid etandioic (acid oxalic) HOOC ─ COOH
Acid propandioic (acid malonic) HOOC ─ CH2 ─ COOH
b. După natura radicalului de hidrocarbură
* Acizi saturați
Acid etanoic (acid acetic) CH3 ─ COOH
*Acizi nesaturați
Acid propenoic (acid acrilic) CH2 = CH─ COOH
Acid butendioic (maleic- forma cis, fumaric- forma trans) HOOC-CH=CH-COOH
*Acizi  aromatici
Acid benzencarboxilic (acid benzoic) C6H5 ─ COOH
Acid 1,2-benzendicarboxilic (acid orto-ftalic)   HOOC - C6H4 - COOH
Formula generală a acizilor alifatici monocarboxilici saturați:
CnH2n+1COOH sau CnH2nO2   

Proprietăţi fizice
Diferența de electronegativitate dintre atomii de C, O și H, ce intră în componența grupei carboxil, determină polarizarea grupelor carboxil (acizii au molecule polare).
»Stare de agregare
Acizii inferiori sunt lichizi, iar cei superiori și aromatici sunt solizi.
»Puncte de topire și fierbere
Acizii carboxilici au temperaturi de fierbere și topire mai ridicate decât ale unor compuși organici cu același număr de atomi de carbon, deoarece între moleculele polare ale acizilor se stabilesc legături de hidrogen puternice, rezultând asociații numite dimeri.
Ex: p.f.CH3─OH < p.f.HCOOH sau p.f.CH3─ CH2─OH < p.f.CH3─COOH
             +65ºC              +100,5ºC                   +78ºC                     +118 ºC
Temperaturile de fierbere și topire cresc cu masele moleculare.
» Solubilitatea
Acizii carboxilici inferiori sunt solubili în apă, deoarece între grupele carboxil polare și moleculele de apă se stabilesc legături de hidrogen.
Solubilitatea în apă scade cu creșterea numărului de atomi de carbon (masa moleculară).

Proprietăți chimice
Caracterul acid este proprietatea acizilor de a ceda protoni ( H⁺ ) din grupa carboxil.

Este determinat de polarizarea grupei carboxil.

Se manifestă în reacțiile cu apa, metalele active, oxizi metalici, hidroxizi și săruri ale unor acizi mai slabi (carbonați, fenoxizi, alcoxizi, etc.).

1. Ionizarea acizilor are loc la dizolvarea acizilor în apă.
Este o reacție reversibilă, deoarece acizii carboxilici sunt acizi slabi.

Soluțiile obținute au caracter acid, colorează soluțiile de indicatori: înroșesc turnesolul și metiloranjul.

CH3─COOH + H2O  ⇌  CH₃- COO^-  + H₃O⁺ 

acid etanoic                      ion etanoat     ion hidroniu

(ac. acetic)                        (ion acetat)
2. Reacția cu metalele active (situate înaintea hidrogenului în seria de activitate Beketov – Volta), conduce la sarea corespunzătoare și hidrogen.
Reacționează metalele: Na, K (monovalente), Ca, Mg, Ba, Zn (divalente), Al (trivalent);
 !!!Nu reacționează metalele: Cu, Hg, Ag, Au.
CH3─COOH + Na → CH₃- COO^- Na⁺   + 1/2 H2↑

acid etanoic                  etanoat de sodiu
(acid acetic)                 (acetat de sodiu)
2CH3─COOH + Mg → (CH3─COO)2Mg + H2↑
3CH3─COOH  + Al → (CH3─COO)3Al + 3/2 H2↑
3. Reacția cu oxizi metalici, conduce la sarea corespunzătoare și apă.
2CH3─COOH+ CaO → (CH3─COO)2Ca+ H2O

                                        etanoat de calciu (acetat de calciu)
4. Reacția cu hidroxizi (baze) este reacție de neutralizare, conduce la sare și
apă.

Reacția de neutralizare se realizează prin operația de titrare, în prezența unui indicator.
Exemplu: fenolftaleina este colorată roșu-carmin în mediu bazic și incoloră în mediu acid și neutru.
CH3─COOH + KOH → CH₃- COO^- K⁺  +  H2O
                                      acetat de potasiu
Acizii dicarboxilici pot reacționa cu ambele grupe carboxil.
HOOC─CH2─COOH + 2NaOH → ⁺Na^-OOC─CH₂- COO^- Na⁺  +  2H2O

ac. malonic                                            malonat de disodiu
5. Reacția cu carbonații conduce la sarea corespunzătoare, apă și dioxid de
carbon.

Acizii carboxilici deplasează acizii slabi, exemplu acidul carbonic, din sărurile lor.
Este reacția de recunoaștere a acizilor carboxilici, are loc cu efervescență datorită degajării dioxidului de carbon.
CH3─COOH + NaHCO3 → CH₃- COO^- Na⁺  +  H2O + CO2↑
             carbonat acid de sodiu
               (bicarbonat de sodiu,
              hidrogenocarbonat de sodiu)
2CH3─COOH+ CaCO3 → (CH3─COO)2Ca+ H2O + CO2↑

6. Reacția de esterificare este reacția dintre un acid și un alcool cu formare de
ester și apă.

Este o reacție reversibilă și are loc la încălzire în prezența unui acid tare (HCl, H2SO4).

Mecanismul reacției arată că apa formată în reacție provine din grupa hidroxil (–OH) din acid și hidrogenul din alcool.
La esterificarea unui acid cu un alcool având oxigen marcat cu izotopul ¹⁸O, esterul format conține oxigenul marcat. Astfel, s-a dovedit că eliminarea apei se face între grupa hidroxil a acidului și atomul de hidrogen din grupa hidroxil a alcoolului.

Esterii sunt substanțe cu miros plăcut care contribuie la aroma fructelor și parfumul florilor. Se găsesc în natură sub formă de grăsimi și uleiuri. Sunt insolubili în apă, dar solubili în solvenți organici.
Esterii sunt izomeri de funcțiune cu acizii carboxilici, au aceeași formulă moleculară.
Formulă generală a monoesterilor alifatici saturați este aceeași cu cea a acizilor alifatici monocarboxilici saturați CnH2nO2.

Utilizări
Acid acetic se folosește în :
- industria textilă ca mordant;
- tăbăcărie pentru decalcifierea pieilor;
- alimentație ca oțet (3-9%), la obținerea aspirinei, a mătăsii acetat, a adezivilor.