1.1. Structura atomului

    Chimia este ştiinţa care studiază compoziţia şi structura substanţelor, proprietăţile substanţelor (proprietăţi care sunt determinate de compoziţie şi structură) precum şi posibilităţile de transformare a substanţelor.

    Chimia este ştiinţa care studiază compoziţia şi structura substanţelor, proprietăţile substanţelor (proprietăţi care sunt determinate de compoziţie şi structură) precum şi posibilităţile de transformare a substanţelor.

Substanţele sunt porţiuni omogene de materie şi sunt constituite din atomi şi din molecule.

Atomul este unitatea structurală, neutră din punct de vedere electric, indivizibilă prin metode chimice, caracterizată de o anumită structură şi de un set de proprietăţi bine determinate. Atomul este constituit dintr-un nucleu (în care se găsesc protoni şi neutroni) cu sarcină electrică pozitivă şi un înveliş de electroni.

Protonii  ( p11

) sunt particule materiale cu masa 1u.a.m. şi sarcina +1.

O unitate atomică de masă (u.a.m.) reprezintă a douăsprezecea parte din masa izotopului 12C al carbonului.

Neutronii ( n01 ) sunt particule materiale cu masa de 1 u.a.m. şi sarcină nulă.

Electronii (e-) sunt particule materiale cu masa relativă foarte mică (1/1840 u.a.m.) şi cu sarcină negativă, -1.

Numărul de protoni din nucleul unui atom se notează cu Z şi se numeşte număr atomic.

Totalitatea atomilor cu acelaşi număr atomic Z constituie un element chimic. Până în prezent au fost identificate 111 elemente. Elementele chimice sunt aranjate pe baza proprietăţilor lor în sistemul periodic al elementelor. Acesta este format din coloane verticale numite grupe şi linii orizontale numite perioade, (Anexa 1).

Orice element chimic are o denumire a cărei scriere prescurtată se numeşte simbol: natriu (sodiu), Na; sulf, S; oxigen, O; cupru, Cu; azot (nitrogen) N etc.

Orice atom este caracterizat şi printr-o masă. Masa absolută a atomilor este foarte mică (de ordinul 10-24 g). În mod curent masa se exprimă ca masă relativă, în u.a.m. Aceasta se notează cu A şi se mai numeşte număr de masă. Masele atomice sunt tabelate şi se găsesc înscrise şi în sistemul periodic al elementelor în care simbolizarea curentă a unui element E

este EAZ .

Atomul gram sau molul de atomi reprezintă cantitatea dintr-un anumit element , numeric egală cu masa atomică şi exprimată în grame.

Speciile atomice care au acelaşi număr atomic (acelaşi număr de protoni în nucleu şi acelaşi număr de electroni în învelişul electronic) dar au masa atomică diferită se numesc izotopi. Izotopii au proprietăţi fizice şi chimice foarte apropiate sau identice.

Învelişul de electroni are structura stratificată. Electronii alcătuiesc zone de electricitate negativă, cu anumite forme, energii şi orientări numite orbitali. Ocuparea orbitalilor cu electroni se face în ordinea crescătoare a energiei acestora adică de la nucleu către exteriorul atomului.

Structura învelişului de electroni (de cele mai multe ori structura stratului exterior) determină valenţa atomilor. Valenţa este dată de numărul de electroni cu care un atom participă la formarea legăturilor. Unii atomi participă mereu la formarea substanţelor cu acelaşi număr de electroni şi au deci valenţă fixă (metalele alcaline, metalele alcalino-pământoase şi alţi atomi ca B, O, Zn, Cd, Hg, F ş.a.). Alţi atomi, în funcţie de condiţii, participă la formarea de legături cu un număr variabil de electroni adică au valenţă variabilă (Fe, Cu, Mn, Sn, Pb, P, S, C, Cl, Br ş.a.). Dacă în aprecierea valenţei se ţine cont şi de sarcina reală sau formală pe care atomul o dobândeşte se obţin numerele de oxidare. Acestea sunt pozitive când electronii sunt cedaţi şi negative când electronii sunt acceptaţi de către atomi.

Structura învelişului de electroni al atomilor se poate reprezenta printr-o formulă electronică în care numerele arabe indică numărul stratului electronic, literele s, p, d, f  - orbitalii iar numărul de electroni corespunzători fiecărui orbital este reprezentat ca un indice superior. Pentru reprezentarea învelişului de electroni a atomilor se pot aplica diferiţi algoritmi. Unul dintre aceştia este “tabla de şah”.

Respectând regula completării succesive cu electroni, a straturilor electronice în ordinea crescătoare a energiei acestora, ocuparea cu electroni se realizează completând cu electroni straturile şi substraturile succesiv, pe orizontalele “tablei de şah”.

1 s                2 s            2 p   3 s            3 p   4 s        3 d   4 p   5 s        4 d   5 p   6 s    4 f   5 d   6 p   7 s    5 f   6 d   7 p   8 s

Astfel  structura  învelişului  de  electroni  al  atomului  de  sodiu,  11Na  poate  fi  reprezentată  astfel: 1s2 2s2 2p6 3s1. Cei 11 electroni ai atomului de natriu sunt repartizaţi pe 3 straturi electronice, pe orbitali de tip s şi de tip p. Pe ultimul strat electronic există un singur electron, datorită căruia elementul natriu prezintă o singură valenţă.

În funcţie de poziţia electronului distinctiv, elementele au fost clasificate în patru blocuri:

-         Elementele din blocul “s” adică elementele care au electronul distinctiv într-un orbital de tip s al ultimului nivel electronic care se poate reprezenta ns 1-2. Elementele

din blocul s se află în sistemul periodic în grupa a 1-a (metale alcaline)  şi grupa a-2-a (metale alcalino-pământoase). Numerele de oxidare ale acestor elemente sunt pozitive şi egale cu numărul grupei.

-         Elementele din blocul “p” sunt elementele care au electronul distinctiv într-un orbital p al ultimului nivel electronic. Formula electronică caracteristică  a acestui ultim nivel este ns2 np1-6. Elementele din această categorie se găsesc în sistemul periodic în grupele 13…18 (grupa metalelor pământoase, grupa carbonului, grupa azotului, grupa oxigenului, grupa halogenilor respectiv grupa gazelor rare). Unele elemente au caracter metalic iar altele au caracter nemetalic. Elementele din acest bloc prezintă valenţă variabilă, cu unele excepţii: fluorul, F, (I,-1) şi oxigenul, O (II,-2); pentru celelalte elemente ale blocului “p” numerele de oxidare sunt fie negative, adică egale cu (18 - nr. grupei) fie pozitive adică egale cu (numărul grupei – 10)  sau cu din doi  în doi mai mici decât acestea.

-         Elementele din blocul “d” au electronul distinctiv într-un orbital de tip d al penultimului strat electronic. Formula electronică  care caracterizează aceste elemente este ns2 (n-1) d1-10 în care n = 4, 5, 6. Toate elementele “d” prezintă caracter metalic, se numesc metale tranziţionale şi se găsesc în grupele 3…12. Aceste elemente prezintă valenţă variabilă şi au numai numere de oxidare pozitive.

-         Elementele din blocul “f” sunt elementele care au electronul distinctiv pe orbitalii de tip f ai antepenultimului strat electronic. Formula electronică care caracterizează, cu mici excepţii, aceste elemente este ns2 (n-1) d1-10 (n-2) d1-14 în care n = 6, 7. Elementele din blocul “f” prezintă caracter metalic, sunt tot metale tranziţionale şi au numere de oxidare pozitive. În sistemul periodic sunt plasate în grupa a 13-a; cele pentru care n = 6 se numesc lantanoide şi sunt plasate în căsuţa lantanului iar cele pentru care n  = 7 se numesc actinoide şi sunt plasate în căsuţa actiniului. Elementele din blocul “f” au valenţă variabilă, pentru lantanoide numărul de oxidare predominant fiind +3 dar actinoidele pot prezenta numere de oxidare tipice elementului respectiv.

Atomii au tendinţa de a-şi realiza o configuraţie electronică stabilă, asemănătoare cu a elementului din grupa a 18-a (gaz rar) cel mai apropiat prin cedare, acceptare sau prin punere în comun de electroni.

Energia consumată la îndepărtarea unui electron dintr-un atom se numeşte energie de ionizare, I. Energia care se eliberează la alipirea unui electron de către un atom se numeşte afinitate pentru electroni, A. Energia de ionizare şi afinitatea se măsoară în unităţi de energie şi se exprimă, cel mai adesea în eV.

 Atomii care posedă un număr mic de electroni (1…3) pe ultimul strat electronic au energia de ionizare mică, afinitate pentru electroni mică, electronegativitate mică şi prezintă caracter metalic.

Atomii care au un număr mare de electroni pe ultimul strat (4…7) au energie de ionizare mare, afinitate pentru electroni mare şi prezintă caracter de nemetal.

Atomii care reacţionează, în funcţie de condiţiile de reacţie, atât ca metale cât şi ca nemetale prezintă caracter amfoter.

1.2 Formarea moleculelor. Legături chimice

 

Molecula este o particulă materială neutră din punct de vedere electric, care se poate divide prin metode chimice şi care păstrează proprietăţile substanţelor din care face parte. Moleculele sunt formate din atomi.

Substanţele a căror molecule sunt formate din atomi identici se numesc substanţe simple. (O2, F2, Cl2, Br2, I2, S8, P4, metalele ş.a.) iar substanţele a căror molecule sunt formate din atomi diferiţi se numesc substanţe compuse (H2O, SO2, H2SO4, CH4, CH3COOH ş.a.).

Prescurtat, o moleculă este descrisă prin formula chimică. Formula chimică descrie o moleculă din punct de vedere calitativ (cuprinzând simbolurile chimice ale speciilor atomice care o alcătuiesc) şi cantitativ (prin indici care arată numărul de atomi de acelaşi fel din moleculă).

Orice moleculă se caracterizează prin masa moleculară şi prin mărimi structurale (lungimi de legături, unghiuri de legătură). Masa moleculară se exprimă în u.a.m. şi se calculează prin însumarea masei tuturor atomilor componenţi.

Cantitatea dintr-o substanţă exprimată în grame, numeric egală cu masa moleculară se numeşte mol (moleculă gram, masă molară) şi se notează cu m. Numărul de moli, n, se calculează împărţind masa de substanţă (exprimată în grame) la masa molară, m:

      

m

                                                                                                                   (1.2)

Cu excepţia gazelor rare, atomii celorlalte elemente au tendinţa de a reacţiona, formând molecule sau alte specii chimice.

 

Legătura ionică

 Între atomii care prezintă o diferenţă mare de electronegativitate (adică între atomii de metale şi atomii de nemetale) se stabileşte legătura ionică.

Legătura ionică se realizează prin cedare de electroni (de către atomii de metal) şi acceptare de electroni (de către atomii de nemetal) fenomene în urma cărora atomii se transformă în ioni cu sarcini contrare, care se atrag între ei prin forţe de natură electrostatică.

Printre substanţele ionice se pot aminti clorura de sodiu (NaCl), oxidul de calciu (CaO), sulfura de potasiu (K2S) ş.a.

Forţele electrostatice sunt forţe relativ tari deci distrugerea legăturii ionice necesită un aport relativ ridicat de energie. Ca urmare substanţele ionice sunt solide cristaline cu temperaturi medii şi mari de topire şi de fierbere.

Legătura covalentă

Legătura covalentă se realizează între atomi cu electronegativităţi mari şi cu diferenţa între  electronegativităţi mică sau egală cu zero, prin punerea în comun a electronilor impari (neîmperecheaţi) ai atomilor care reacţionează. Dacă fiecare atom pune în comun câte un electron se stabileşte o legătură simplă:

 

 

 

   Apă                     Amoniac           Metan           Acid clorhidric     Clor        Hidrogen

 

Dacă atomii îşi pun în comun, fiecare, câte doi electroni între ei se realizează legături duble

În stare solidă ionii au poziţii fixe în reţeaua cristalină de aceea solidele ionice nu conduc curentul electric. În topitură şi în soluţie aceste substanţe sunt conductori de ordinul II (conductori ionici). Tot din cauza structurii rigide a cristalelor ionice, substanţele sunt casante.

Dacă atomii îşi pun în comun, fiecare, câte doi electroni între ei se realizează legături duble cum sunt cele din molecula de oxigen, de etenă, etc.

O = O   Oxigen                                              Etenă

 Între atomii care îşi pun în comun, fiecare câte trei electroni se stabilesc legături triple ca cele din molecula de azot, de acetilenă ş.a

N  N                    

Azot                                                Acetilenă

N

HHH

..O

H H

:..

C

H

H H

H

H Cl Cl Cl H H

C CH

H

H

H

C CH H

 Numărul de electroni puşi în comun de către fiecare atom descrie multiplicitatea legăturii covalente. Deci, legătura covalentă poate fi – din punct de vedere al multiplicităţii – simplă, dublă sau triplă.

În unele cazuri numai unul dintre atomi îşi pune în comun cu alt atom o pereche de electroni. Între aceşti atomi se realizează o legătură covalent coordinativă. Atomul care pune în comun perechea de electroni se numeşte donor iar celălalt atom este acceptor. Asemenea tip de legătură se întâlneşte în ionul de amoniu, NH4

+ (N este atom donor, H+ este acceptor) şi în combinaţiile complexe.

Moleculele covalente în care perechea de electroni de legătură este uniform atrasă de atomii participanţi sunt molecule apolare (nepolare). Asemenea molecule sunt cele formate din atomi de acelaşi fel (H2, O2, N2, halogenii) sau din atomi diferiţi dar care formează molecule simetrice (CO2, CH4, CCl4).

Dacă perechea de electroni de legătură este deplasată mai mult spre unul dintre atomi (cel cu electronegativitatea mai mare) moleculele sunt polare adică sunt dipoli. Printre acestea se pot aminti monoxidul de carbon (CO), acidul clorhidric (HCl), hidrogenul sulfurat (H2S), amoniacul (NH3), apa (H2O), acidul fluorhidric, HF ş.a.

Între moleculele care conţin atomi de hidrogen  legaţi de atomi cu electronegativitate mare şi volum atomic mic se pot stabili legături de hidrogen. Asemenea  legături se pot stabili între moleculele de apă, de acid fluorhidric, de alcooli, de acizi carboxilici sau chiar în aceeaşi moleculă în acizi alcooli, acizi fenoli ş.a.

Între ioni şi moleculele polare, între moleculele polare, între moleculele polare şi cele apolare se manifestă forţe de atracţie electrostatică care însă sunt slabe deoarece sarcinile acestor particule sunt mici (fracţionare). Între oricare două particule (atomi, ioni, molecule polare sau apolare) se manifestă interacţiuni de tip van der Waals. Existenţa acestor forţe explică o serie de proprietăţi ale substanţelor precum şi starea de agregare, posibilitatea de lichefiere a gazelor formate din molecule apolare, solubilitatea, punctele de fierbere şi punctele de topire.

Dacă interacţionează atomi cu electronegativităţi mici (atomi de metale) şi dacă diferenţa de electronegativitate este zero (atomii aceluiaşi metal) sau mică, între atomi se stabileşte legătura metalică.

Prin interacţiunile dintre atomi rezultă substanţele anorganice şi substanţele organice.

Substanţele anorganice se pot clasifica în patru categorii: oxizi, hidroxizi (baze), acizi şi săruri.

Oxizii sunt compuşii oxigenului cu metalele sau cu nemetalele. Formula generală a unui oxid este E2

nOn unde n este valenţa elementului generator de oxid. Denumirea oxizilor se poate face în diverse moduri:

a)      dacă elementul generator de oxid are o singură formă de valenţă oxizii se denumesc:

 oxid de “numele elementului”   Na2O – oxid de sodiu, CaO – oxid de calciu

b)     dacă elementul prezintă valenţă variabilă, după numele său se precizează şi valenţa sa,  FeO – oxid de fier (II) sau Fe2O3 – oxid de fier (III).

Hidroxizii sunt compuşi care conţin în moleculă un singur atom de metal şi un număr de grupări hidroxid, HO-, egal cu valenţa metalului. Formula generală a unui hidroxid este Mn(OH)n în care M este un metal cu valenţa n. Denumirea hidroxizilor  este diferită în funcţie de compoziţia lor:

a)      hidroxid de “numele elementului”   NaOH – hidroxid de sodiu, Ca(OH)2 – hidroxid de calciu, Al(OH)3 – hidroxid de aluminiu.

b)     La numele metalului se adaugă valenţa sa, dacă metalul prezintă valenţă variabilă: Fe(OH)2 – hidroxid de fier (II), Fe(OH)3 – hidroxid de fier (III).

Notă: excepţie de la definiţia hidroxizilor face NH4OH – hidroxidul de amoniu, întrucât NH4

+ nu este un ion metalic dar se comportă în reacţiile chimice similar cu ionii metalelor alcaline.

Acizii sunt substanţe care conţin în moleculă atomi de hidrogen şi un radical acid. Atomii de hidrogen se pot înlocui cu atomii de metale şi se obţin săruri. Orice acid anorganic se scrie începând cu atomul de hidrogen, HA.

Acizii în molecula cărora nu există atomi de oxigen se numesc hidracizi iar cei care conţin atomi de oxigen se numesc oxoacizi.

Denumirea acizilor şi a sărurilor este determinată de compoziţia lor, Tabelul 1.2.

Acid SareHidracid, HE Acid “E”-hidric

HCl acid clorhidric

H2S acid sulfhidric

“E”-ură de “numele metalului

NaCl – clorură de natriu

FeCl2 – clorură de fier (II)

FeCl3 – clorură de fier (III)

PbS – sulfură de plumbOxoacid Acid “E”-os dacă E are valenţă inferioară

H2SO3 – acid sulfuros“E”- -it de “numele metalului”

Na2SO3 – sulfit de natriu

FeSO3 – sulfit de fier (II)

Fe2(SO3)3 – sulfit de fier (III)

   

Acid “E”-ic dacă E are valenţă superioară sau numai o formă de valenţă

H2SO4 – acid sulfuric

H2CO3 – acid carbonic

“E”- -at de “numele metalului”

Na2SO4 – sulfat de natriu

FeSO4 – sulfat de fier (II)

Fe2(SO4)3 – sulfat de fier (III)

 

1.3. Fenomene chimice. Legile chimiei

 

Toate transformările din natură se numesc fenomene. Fenomenele în care se schimbă natura substanţei se numesc fenomene chimice sau reacţii chimice. Fenomenele chimice se simbolizează prin ecuaţii chimice. Membrul stâng al ecuaţiei indică substanţele care reacţionează, reactanţii, iar membrul drept indică substanţele rezultate în reacţie, produşii de reacţie.

Legile chimiei

 

În desfăşurarea lor, fenomenele chimice respectă legile chimiei.

1.      Legea conservării masei (M.V. Lomonosov, 1748 şi A.L. Lavoisier, 1772) exprimă relaţia dintre masele substanţelor care reacţionează şi care rezultă dintr-o reacţie şi se poate enunţa astfel: “Suma maselor substanţelor care reacţionează este egală cu suma maselor substanţelor care rezultă într-o reacţie” sau “numărul şi tipul atomilor care reacţionează este egal cu numărul şi tipul atomilor care rezultă într-o reacţie chimică”  (numărul şi tipul atomilor se conservă pe parcursul unei reacţii):

 

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

mNaOH + mH2SO4  = mNa2SO4 + mH2O

2x40  + 98         = 142        + 2x18

 

Legea se aplică în calcule chimice şi la stabilirea coeficienţilor ecuaţiilor chimice.

2.      Legea proporţiilor definite (legea constanţei compoziţiei, legea lui J.L. Proust, 1805) se poate enunţa în forma: “Toate substanţele au o compoziţie calitativă şi cantitativă bine

determinată. Legea se utilizează la scrierea corectă a formulelor chimice şi în calcule chimice.

3.      Legea proporţiilor multiple (Legea lui J. Dalton, 1808) se aplică în cazurile în care din aceleaşi elemente, în condiţii diferite, rezultă mai multe tipuri de substanţe compuse: “Dacă reacţionează două elemente şi în condiţii diferite de reacţie se formează mai multe feluri de substanţe compuse, între cantităţile diferite dintr-un element care reacţionează cu aceeaşi cantitate din celălalt element există un raport de numere întregi şi mici”. Legea se utilizează la scrierea corectă a formulelor chimice şi în calcule chimice.

4.      Legea echivalenţilor chimici (Legea lui Richter, 1871).

Echivalentul chimic este un număr care arată raportul de combinare sau raportul de substituire a unui element sau a unei substanţe cu un gram de hidrogen sau cu opt grame de oxigen. Cantitatea dintr-o substanţă, numeric egală cu echivalentul chimic şi exprimată în grame se numeşte echivalent gram.

Calculul echivalenţilor chimici

a)      Echivalentul unui oxid metalic: metaluluivalentaxmetalatomi.nr

ME oxid

metalicoxid

 

    28

211640

x

ECaO                 

1732

16327232

x

xxE OAl

 

b)     Echivalentul unui hidroxid:

grupariHO.nr

ME hidroxid

hidroxid

 

                                                    40

140

NaOHE            

372

742

)OH(CaE

 

c)     Echivalentul unui acid: metaluncuinlocuitiH.nr

ME acid

acid

               NaHSO4              98

198

42SOHE

                         H2SO4

                                       Na2SO4                 49

298

42SOHE

 

d)     Echivalentul unei sări: metaluluivalentaxmetalatomi.nr

ME sare

sare

 

                                           558

11558

,x,

ENaCl                 

5732

342342

x

E )SO(Al

 

e)     Echivalentul unei substanţe sau al unui element care participă la reacţii redox:

 

                                           tatansubsdemolundeschimbatielectronide.nr

ME tatansubs

redox

 

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 16HCl + 2KMn VII+O4 = 5Cl2 + 2MnII+Cl2 + 2KCl + 8H2O

        356

FeE                   5

55MnE

Enunţul legii echivalenţilor chimici este “Masele substanţelor care reacţionează sunt direct proporţionale cu echivalenţii lor”:

 

          21

21

EE

mm

                                                                                                          (1.3)

 

       2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O   adică   42

42

42

42

SOH

SONa

SOH

SONaE

E

m

m

   sau    4940

98402

x

  

 

5.      Legea volumelor constante (Gay-Lussac, 1808) are acelaşi sens ca şi legea lui Proust dar se aplică numai la cazurile în care reacţionează şi rezultă substanţe în stare gazoasă: “Între

volumele substanţelor care reacţionează precum şi între volumele substanţelor care reacţionează şi care rezultă există un raport constant de numere întregi şi mici”

6.      Legea lui Avogadro (1811), iniţial elaborată sub forma unei ipoteze pentru a explica Legea Gay-Lussac, se enunţă astfel: “Volume egale de gaze diferite, măsurate în aceleaşi condiţii de presiune şi de temperatură, conţin acelaşi număr de molecule”. Consecinţele acestei legi prezintă importanţă practică deosebită:

-         s-a putut demonstra astfel că substanţele simple, în stare gazoasă au moleculă diatomică (O2, Cl2, N2, H2,…)

-         orice mol de substanţă gazoasă, în condiţii normale de presiune şi de temperatură (273K şi 1 atm), ocupă un volum de 22,4L (volumul molar).

-         Numărul de molecule dintr-un mol de orice substanţă este egal cu 6,023.1023 molecule (numărul lui Avogadro).