Investeşte în oameni !FONDUL SOCIAL EUROPEANProgramul Operaţional Sectorial pentru Dezvoltarea Resurselor Umane 2007 –2013 Axa prioritară nr. 1 „Educaţiaşiformareaprofesionalăînsprijinulcreşteriieconomiceşidezvoltăriisocietăţiibazatepecunoaştere”Domeniul major de intervenţie 1.2 „Calitateînînvăţământulsuperior”

Numărulde identificareal contractului:POSDRU/156/1.2/G/138821 Beneficiar:UniversitateaPOLITEHNICA din BucureştiTitlulproiectului: Calitate, inovare, comunicare-instrumenteeficienteutilizatepentrucreştereaaccesuluişipromovabilităţiiînînvăţământulsuperior tehnic

Activitatea A5. Introducerea unor module specifice de pregătire a studenţilor în vederea asigurării de şanse egale

MODUL DE INSTRUIRE: CHIMIE

Curs: 6

Grupele: C2, C3, C5, C6, C7, C8, C9, C10, C11, C12

Formatori:

Neacșu IonelaAndreea,OpreaOvidiuCristian, Sava Daniel Florin, Tomas ȘtefanTheodor

1

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1

Reacții chimice• Reacţiile chimice reprezintă o problemă fundamentală a chimiei

deoarece prin ele se realizează interconversia milioanelor de compuşichimici, conducând la noi substanţe de importanţă capitală. Numărulde reacţii chimice la care participă compuşii anorganici este mult maimare decât numărul compuşilor existenţi.

• O reacţie chimică la nivel molecular reprezintă un proces ȋn carespecii chimice se ciocnesc astfel ȋncat se vor rupe una sau mai multelegături chimice şi se vor forma una sau mai multe legaturi noi.

• Atacul iniţial al unei molecule pleacă, de obicei, de la un centru desarcini negative dintr-o moleculă, care realizează o atracţie asupraunui centru de sarcini pozitive dintr-o altă moleculă. Modificarileulterioare rezultă din deplasarea electronilor dintr-un loc ȋn altul şiformarea de noi legături, modificându-se astfel legăturile iniţiale.

2

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1

Reacții chimice• In multe dintre reacţii există ioni spectatori. Aceştia sunt ioni care se

regăsesc ȋn soluţie şi ȋnainte şi după reacţie, ei neparticipând lareacţie:

CH3COO- + HCl → CH3COOH + Cl- – reacţia scrisă făra ioni spectatori

CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl – cu ioni spectatori

CH3COOK + HCl → CH3COOH + KCl – cu alţi ioni spectatori

Ag+ + Cl- → AgCl↓ – reacţia scrisă făra ioni spectatori

AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3 - cu ioni spectatori

AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3 – cu alţi ioni spectatori

Cu + 4 H+ + 2 NO3− → Cu2+ + 2 NO2 + 2 H2O – reacţia scrisă făra ioni

spectatori

Cu + 4 H+ + 2 NO3− + 2 NO3

− → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O – cu ionispectatori

3

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1

Reacții chimice

• Reacţiile chimice se pot clasifica după mai multe criterii:

– natura efectului produs (exoterme sau endoterme)

– dupǎ sensul de desfǎşurare (totale sau reversibile)

– starea de agregare a reactanţilor sau produşilor (gaz, lichid sau

solid)

– viteza de reacţie (lente sau rapide)

– felul particulelor transferate (protoni, electroni, ioni, molecule)

– natura procesului chimic

4

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1

Reacții chimice

5

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1Ener

gie

En

ergie

Desfasurarea reactiei Desfasurarea reactiei

E E

Reactie ENDOTERMA Reactie EXOTERMA

Reactanti

Produsi de reactie Reactanti

Produsi de reactie

Reacții chimice• Toate reacţiile sunt ȋnsoţite de un efect termic. Daca ȋn cursul reacţiei

se degajă energie atunci transformarea este exotermă. Dacă ȋn cursul

reacţiei se consumă energie atunci efectul care ȋnsoţeşte procesul

este endoterm.

• Reacţiile endoterme sunt favorizate de creşterea temperaturii, iar

reacţiile exoterme sunt favorizate de scăderea temperaturii.

Schematic, foarte simplu, se poate compara energia reactanţilor cu

cea a produşilor de reacţie. Intr-un proces exoterm produşii de reacţie

au o energie mai mică faţă de reactanţi, diferenţa fiind resimţiţă ca

efect termic (energie eliberată sub formă de căldură). Dacă reactanţii

au energie mai mică faţă de produşii de reacţie atunci procesul este

endoterm.

• După starea de agregare a reactanţilor şi produşilor de reacţie avem:

reacţii ȋn fază omogenă gazoasă, lichidă sau solidă sau reacţii

eterogene gaz – lichid, gaz-solid, lichid-solid, sau gaz-lichid-solid.

6

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1

Reacții chimice

• Fază omogenă gazoasă – sinteza amoniacului: N2 + 3H2 2NH3

• Fază omogenă lichidă – NH4OH + HF → NH4F + H2O

• Fază omogenă solidă – 3 C + S + 2 KNO3 → 3 CO2 + K2S + 2 N2

• Reacţii eterogene gaz – solid CO2 + NaOH → NaHCO3

• Reacţii eterogene gaz – lichid CO2 + H2O H2CO3

• Reacţii eterogene lichid – solid H2O + Na2O → 2 NaOH

• Reacţii eterogene gaz – lichid – solid 2 Fe + H2O + 3/2 O2 → 2 FeO(OH)

7

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1

Reacții chimiceDupă felul particulelor transferate putem avea:

• reacţii cu transfer de electroni (redox)

– KClO3 + 6 HCl → KCl + 3 Cl2 + 3 H2O

– Ox1 + Red2 Red1 + Ox2

– Sau semireacţii:

– Ox + e- Red

– Acceptor + e- Donor

• reacţii cu transfer de protoni (acid-bază)

– NaOH + HCl → NaCl + H2O

– Baza1 + Acid2 Acid1 + Baza2

– Baza + H+ Acid

– Acceptor + H+ Donor

• reacţii cu transfer de ioni

– CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu

– BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2 NaCl

8

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1

Reacții chimice• reacţii cu transfer de liganzi (complexare)

– NiCl2 + 6 NH3 → [Ni(NH3)6]Cl2– M + L ML

– ML + L ML2….

• După viteza de reacţie putem avea reacţii lente sau reacţii rapide (prinadăugarea de catalizatori o reacţie lentă poate deveni rapidă):

– H2O2 → H2O + ½ O2 - reacţie lentă, dar poate deveni rapidă prinadaugarea de MnO2.

– H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O (reacţie rapidă – prin definiţiereacţiile acid bază sunt rapide)

• De asemenea tot după viteza de reacţie putem clasifica reacţiile caavând constante de viteză de ordinul I, II sau III.

9

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1

Reacții chimice• Pentru un proces simplu:

A + B C + D

• Există de fapt două reacţii concurente, la echilibru cele două reacţii ce

au loc ȋn sens invers avand viteze egale (v1=v2; deci starea de echilibru

este una dinamică).

10

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1

v1 = k1∙[A]∙[B]

v2 = k2∙[C]∙[D]

La echilibru v1 = v2 deci k1∙[A]∙[B] = k2∙[C]∙[D], deci

K[B][A]

[D][C]

k

k

2

1

unde K reprezintă constanta de echilibru.

Reacții chimice• Exemplu:

Pentru sinteza HI din H2 şi I2 la 445oC indiferent că pornim de la un

amestec hidrogen – iod sau de la acid iodhidric pur, ȋn timp se atinge

starea de echilibru conform graficului:

11

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1

Reacții chimice

• Alt exemplu clasic este cel al sintezei apei din hidrogen şi oxigen. Un

amestec de oxigen şi hidrogen la temperatura camerei nu reacţionează,

deşi d.p.d.v. termodinamic nu este la echilibru. Acest fapt se datorează

inerţiei chimice a legăturilor existente ȋn H2 şi O2. Reacţia ȋnsă odată

iniţiată printr-o scânteie de exemplu, are loc exploziv:

H2 + ½ O2 → H2O

• Reacţia este totală la temperaturi 1200oC şi este complet deplasată

spre stânga la temperaturi de peste 4000oC. Această reacţie apare ca

fiind reversibilă numai ȋn intervalul de temperatură 1200-4000oC.

• Printre factorii care pot influenţa viteza unei reacţii chimice se numără:

temperatura, presiunea sau catalizatorii. In general prin adăugarea

acestor factori viteza de reacţie creşte. Dar toţi aceşti factori pot afecta

şi echilibrul chimic al reacţiei.

12

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1

Reacții chimice

• Conform principiului lui Le Chatelier ȋn momentul ȋn care un sistem este

supus unei constrângeri el va evolua ȋn acea direcţie ȋn care efectele acelei

constrângeri sunt minime. Deci pentru o reacţie exotermă, creşterea

temperaturii va defavoriza reacţia, iar pentru o reacţie endoterma,

cresterea temperaturii va favoriza deplasarea echilibrului spre dreapta.

3 H2 + N2 2 NH3 (t = 300oC, presiune 1000 atm, catalizator Fe2O3)

• In acest caz prin cresterea presiunii echilibrul este deplasat spre dreapta.

• Dar există cazuri ȋn care crestem viteza de reacţie şi atingem echilibrul mai

repede prin creşterea temperaturii, dar acel echilibru este deplasat spre

stânga, reacţia fiind exotermă.13

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1

Reacții chimice

Dupǎ sensul de desfǎşurare reacţiile pot fi:

• parţiale (reversibile) – reacţii care au loc pânǎ la atingerea echilibrului

dinamic. Echilibru se poate deplasa spre stânga sau spre dreapta prin

modificarea condiţiilor de reacţie (temperaturǎ, presiune, exces dintr-un

reactant);

• totale (ireversibile) – cu degajare de gaze, cu formare de precipitate sau

cu formare de substanţe greu disociabile.

Deplasarea echilibrului spre dreapta ȋntr-o reacţie se poate realiza prin

ȋnţelegerea regulilor enunţate de Berthollet. Regulile lui Berthollet se

referă la modul practic ȋn care o reacţie se poate transforma dintr-o reacţie

la echilibru ȋntr-o reacţie totală.

14

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1

Reacții chimice

1. Doi ioni se pot elimina dintr-un sistem atunci când formează un

compus greu solubil (de exemplu precipitarea AgCl ȋn reacţia HCl +

AgNO3 → AgCl↓ + HNO3)

2. Doi ioni se pot elimina dintr-un sistem atunci când formează o

moleculă volatilă (obţinerea amoniacului din CaO + NH4OH → NH3↑ +

Ca(OH)2)

3. Doi ioni pot fi ȋndepărtaţi din sistem atunci când se formează o

moleculă puţin disociată (CH3COONa + HCl → CH3COOH + Na+ + Cl-)

4. Doi ioni sunt eliminaţi din sistem când formează ioni complecşi. De

exemplu [Ag(NH3)2]OH; Na3[FeF6] (din FeCl3 şi NaF); reactivul Nessler

K2[HgI4].15

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1

Reacții chimice

După natura procesului chimic există patru mari clase de reacţii (unele

dintre ele putând apoi fi ȋmpărţite ȋn subclase):

• combinare A + B → AB unde A şi B pot fi substanţe simple sau

substanţe compuse

2 NO + O2 → 2 NO2

P4O10(s) + 6 H2O(l) → 4 H3PO4(aq)

Reacţiile de combustie intră parţial ȋn această clasă, dar există şi excepţii:

S + O2 → SO2

2 Mg + O2 → 2 MgO

C2H5OH + O2 → CO2 + H2O

16

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1

Reacții chimice

• descompunere AB → A + B (pot fi procese redox sau nu)

Descompunerea se poate realiza până la substanţe simple sau substanţe

compuse:

2 H2O → 2 H2 + O2

2 HgO → 2 Hg + O2

2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2

CaCO3 → CaO + CO2

Următoarele reacţii nu sunt ȋnsa reacţii de descompunere ci de disociere

ȋn soluţie:

NaCl(s) + 6 H2O → Na+(H2O)6 + Cl-

NH4Cl(s) → NH4+(aq) + Cl-

HNO2 → H+(aq) + NO2-(aq)

17

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1

Reacții chimice

Unele reacţii de descompunere sunt de fapt reacţii de disproporţionare:

3 Cl2(g) + 6 OH-(aq) → 5 Cl- + ClO3-(aq) + 3 H2O(l)

4 KClO3(s) → KCl(s) + 3 KClO4(s)

• substituţie AB + C → AC + B

Atât reacţii de substituţie obişnuite cât şi reacţii ale acizilor cu metale de

exemplu.

HCl + Fe → FeCl2 + H2

CuCl2 + Fe → FeCl2 + Cu

18

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1

Reacții chimice

• dublu schimb AB + CD → AC + BD

Implică o discuţie separată, ȋntrucât majoritatea au loc ȋn soluţie apoasă şi

deci substanţele sunt disociate ȋn ioni sau nu. Aici se ȋncadrează reacţiile

de precipitare, dar şi reacţiile de neutralizare, solvoliză etc.

Ba(NO3)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2 HNO3

2 NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl↑

Dar reacţii precum 2 NaNO3 + H2SO4 ↔ Na2SO4 + 2 HNO3 nu pot fi

considerate ca având loc ȋntrucât substanţele scrise ȋn stânga şi ȋn

dreapta sunt total disociate ȋn soluţie şi deci vom avea doar un amestec

de ioni. Până când nu se extrage o pereche de ioni din sistem reacţia nu

are loc.19

PO

SDR

U/1

56

/1.2

/G/1

38

82

1