chimie . s inteze pentru gimnaziu57e1a0e823bb6...temperaturi de topire scăzute); - duraluminiul –...

Chimie.Sinteze pentru

1

Gabriela Păunescu

CHIMIE. SINTEZE PENTRU

GIMNAZIU

2016

Gabriela Păunescu

2

Lucrarea: CHIMIE. SINTEZE PENTRU GIMNAZIU

Autor: Gabriela Păunescu

Anul apariției: 2016

ISBN 978-973-0-21175-7


3

Gabriela Păunescu

Chimie. Sinteze pentru gimnaziu

Gabriela Păunescu

4


5

I. Corp. Substanţă. Amestec

1. Introducere în studiul chimiei şi importanţa acesteia

Chimia este una din ramurile ştiinţelor naturii, alături de

fizică şi biologie. Chimia este legată de tot ceea ce ne

înconjoară.

Chimia este o ştiinţă experimentală. Experimentul este o

întrebare pusă naturii.

Materie. Corp. Substanţă. Material

Tot ceea ce ne înconjoară este materie.

Proprietăţi ale materiei:

- ocupă un spaţiu;

- prezintă masă proprie;

- se găseşte într-o continuă mişcare şi transformare;

- apare sub diferite forme;

- nu dispare şi nu se creează.

Porţiuni limitate din materie poartă numele de corpuri ( o

bancă, o piatră, o casă etc.).

Formele omogene de materie cu o compoziţie constantă se

numesc substanţe (oxigen, apă, azot, aur etc.).

Formele eterogene de materie cu compoziţie variabilă se

numesc materiale ( sticlă, beton, lemn, ciment etc.).

2. Proprietăţi fizice şi chimice ale substanţelor

Însuşirile caracteristice, cu ajutorul cărora se recunoaşte o

substanţă, se numesc proprietăţi.

Proprietăţile pot fi:

- proprietăţi fizice – gust, miros, culoare, stare de

agregare, formă, constante fizice etc.;

Gabriela Păunescu

6

- proprietăţi chimice – proprietatea de a arde, proprietatea

de a fermenta, proprietatea de a rugini etc.

Proprietăţile care se referă la transformări care nu pot să

modifice compoziţia substanţelor se numesc proprietăţi

fizice.

Proprietăţile care se referă la transformări care pot să

modifice compoziţia substanţelor se numesc proprietăţi

chimice.

3. Fenomene fizice şi fenomene chimice

Transformările pe care le suferă substanţele se numesc

fenomene.

Fenomenele care nu modifică compoziţia substanţelor se

numesc fenomene fizice.

Ex: modificarea stării de agregare, sfărâmarea unei bucăţi

de sulf, dilatarea substanţelor, dizolvarea,ruperea unei hârtii

etc.

Fenomenele care modifică compoziţia substanţelor,

transformându-le în substanţe cu proprietăţi noi, se numesc

fenomene chimice.

Ex: arderea lemnului, ruginirea fierului, râncezirea

grăsimilor, fermentaţia, fotosinteza, coclirea vaselor de aramă,

acrirea laptelui etc.

4. Substanţe pure şi amestecuri de substanţe

Substanţa pură este substanţa perfect curată, a cărei

compoziţie rămâne neschimbată prin operaţii fizice.

Substanţele pure pot fi:

- substanţe simple – sunt substanţele ce nu mai pot fi

descompuse;


7

Ex: oxigen, azot, carbon, aur, argint, fier, aluminiu, sulf

etc.

- substanţe compuse – sunt substanţe ce pot fi

descompuse în două sau mai multe substanţe noi.

Ex: apă distilată, dioxid de carbon, ammoniac, dioxid de

sulf, acid clorhidric etc.

Prin luarea împreună a două sau mai multe substanţe între

care nu au loc fenomene chimice, se obţin amestecuri de

substanţe.

Majoritatea substanţelor se găsesc, în natură, sub formă de

amestecuri de substanţe. Exemple: apa potabilă, apa minerală,

aerul, rocile, petrolul, aliajele etc.

Amestecurile pot fi:

- amestecuri omogene – au, în toată masa lor, aceeaşi

compoziţie şi aceleaşi proprietăţi;

- amestecuri eterogene (neomogene) – au compoziţie şi

proprietăţi diferite în masa lor.

Amestecuri de substanţe întâlnite în viaţa de zi cu zi:

- aerul – amestec indispensabil vieţii ( fără oxigenul din

aer omul nu poate trăi mai mult de şase minute). Principalele

componente ale aerului sunt azotul şi oxigenul.

- apa potabilă – este vitală pentru om (fără apă omul nu

poate supravieţui mai mult de câteva zile). Omul consumă în

medie 2 l apă pe zi. În apa potabilă se găsesc dizolvate săruri

minerale şi mici cantităţi de aer.

- apa minerală – conţine săruri minerale şi dioxid de

carbon;

- băuturile răcoritoare – conţin apă, zahăr, acid citric,

coloranţi naturali sau sintetici, aromatizanţi şi dioxid de

carbon;

- băuturile alcoolice – conţin alcool, apă, coloranţi şi

zahăr;

Gabriela Păunescu

8

- alcoolul sanitar – conţine apă demineralizată, alcool etilic

şi coloranţi sintetici;

- laptele, oţetul, medicamentele, uleiul, deodorantele,

parfumurile, diferitele aliaje ( bronz, alamă, oţel, fontă etc.),

sunt alte câteve exemple de amestecuri.

Aliaje

De cele mai multe ori, metalele sunt folosite în industrie

sub formă de aliaje, care au calităţi superioare metalelor pure

componente. Ele sunt obţinute prin amestecarea a două sau

mai multe metale topite şi apoi solidificarea amestecului

obţinut. Uneori aliajele conţin şi adaosuri de nemetale.

Aliajele pot fi:

- omogene şi se mai numesc soluţii solide;

- neomogene. Exemple de aliaje:

- fonta – conţine fier cu 2-5% carbon şi alte elemente în

cantităţi foarte mici(sulf, fosfor, siliciu, mangan etc.);

- oţelul – conţine fier cu 0,2-1,7% carbon;

- alama – conţine cupru şi zinc;

- bronzul – conţine cupru şi staniu;

- aliajele de lipit – aliaje ale plumbului cu staniu (au

temperaturi de topire scăzute);

- duraluminiul – aliaj al aluminiului cu cantităţi mici de

cupru, magneziu şi mangan (are duritate mare şi densitate

mică).

Aerul – soluţie gazoasă

Aerul constituie învelişul gazos al Pământului ce se

numeşte atmosferă. Fizicienii Torricelli şi Galilei au

demonstrate experimental că aerul are masă, iar chimistul

Lavoisier a dovedit că aerul este un amestec de azot şi oxigen.

Compoziţia aerului (în procente de volum):


9

- 78,09% azot;

- 20,95% oxigen;

- 0,96% alte gaze ( dioxid de carbon, gaze rare, ammoniac,

dioxid de sulf etc.).

Poluarea aerului constă în modificarea compoziţiei sale

naturale, prin pătrunderea unor elemente străine, cu efecte

dăunătoare asupra plantelor şi animalelor. Sursele de poluare a

aerului sunt naturale şi artificiale.

5. Separarea substanţelor din amestecuri

În general, în natură, substanţele se găsesc sub formă de

amestecuri. Uneori este nevoie ca din acestea să se obţină

substanţe în stare pură.

Metode de separare

Decantarea

Decantarea este operaţia de separare a unui solid dintr-un

amestec eterogen solid – lichid. Se foloseşte când solidul are

densitate mai mare decât lichidul.

Exemplu: amestec de nisip şi apă;

Ustensile folosite: 2 pahare Berzelius.

Această metodă se foloseşte la: obţinerea apei potabile din

ape naturale, purificarea sării extrase din saline, spălarea unor

precipitate etc.

Filtrarea

Filtrarea este operaţia de separare a unui solid dintr-un

amestec eterogen solid- lichid, cu ajutorul unor mase poroase,

permeabile numai pentru lichid. Se utilizează când densitatea

solidului este mai mică sau egală cu a lichidului. Lichidul care

trece prin hârtia de filtru se numeşte filtrat.

Exemplu: amestec de apă şi rumeguş, apă şi pulbere de

sulf etc.;

Gabriela Păunescu

10

Ustensile folosite: pahar Berzelius, pahar Erlenmeyer,

pâlnie, hârtie de filtru.

Această metodă se foloseşte la: obţinerea apei potabile,

extragerea uleiului din seminţele de floarea soarelui etc.

Cristalizarea

Cristalizarea reprezintă trecerea unei substanţe solide din

soluţie în stare cristalină.

Cristalul este un corp solid, omogen, cu formă geometrică

bine definită, mărginit de suprafeţe plane.

Această metodă se foloseşte numai atunci când lichidul nu

este inflamabil şi când lichidul ce se evaporă nu este folositor.

Exemplu: amestec de apă cu sare;

Amestecul se încălzeşte până la evaporarea completă a

apei.

Ustensile folosite: capsulă, bec de gaz, trepied, sită cu

azbest.

Metoda se foloseşte la: obţinerea sării de bucătărie,

obţinerea zahărului etc.

Distilarea

Distilarea este operaţia de separare a componenţilor dintr-

un amestec omogen de lichide, prin fierbere urmată de

condensare.

Metoda se bazează pe temperaturile diferite de fierbere ale

componenţilor amestecului.

Exemplu: amestec de alcool şi apă (alcoolul fierbe la 078 C iar apa la

0100 C);

Ustensile folosite: balon Wu rtz, termometru, refrigerent,

balon cu fund rotund.

În tot timpul fierberii alcoolului temperatura rămâne

constantă, deoarece fierberea are loc cu absorbţie de căldură.

Metoda se foloseşte la: obţinerea alcoolului, prelucrarea

ţiţeiului etc.


11

6. Soluţii

Amestecurile omogene formate din două sau mai multe

substanţe între care nu au loc fenomene chimice se numesc

soluţii.

Dizolvarea este fenomenul fizic în urma căruia moleculele

unei substanţe solide, lichide sau gazoase se răspândesc

printre moleculele altei substanţe formând soluţii.

O soluţie este formată din:

- dizolvant – substanţa în care se face dizolvarea ( se mai

numeşte şi solvent);

- dizolvat – substanţa dizolvată ( se mai numeşte şi

solvat).

Într-o soluţie formată din două lichide, se consideră

dizolvant substanţa aflată în cantitate mai mare.

Cel mai folosit dizolvant este apa, atât în viaţa de zi cu zi

cât şi în industrie.

Alţi dizolvanţi: acetona, eterul, alcoolul, benzina etc.

Factori ce influenţează dizolvarea:

- temperatura;

- agitarea componenţilor;

- gradul de fărâmiţare.

Soluţiile au punctul de fierbere mai mare decât al

solventului pur.

Punctul de congelare al soluţiei este mai scăzut decât al

solventului pur.

Proprietatea unei substanţe de a se dizolva în altă substanţă

se numeşte solubilitate.

După solubilitatea într-un anumit solvent, substanţele se

clasifică în:

- substanţe solubile;

- substanţe greu solubile;

- substanţe insolubile.

Factori ce influenţează solubilitatea:

Gabriela Păunescu

12

-natura dizolvantului şi a dizolvatului;

- temperatura.

În general, solubilitatea substanţelor solide şi lichide creşte

cu temperatura, pe când solubilitatea gazelor scade cu

creşterea temperaturii.

Cantitatea de substanţă dizolvată într-o anumită cantitate

de soluţie se numeşte concentraţie.

După valoarea concentraţiei, soluţiile se clasifică în:

- soluţii diluate – au o cantitate mică de substanţă

dizolvată;

- soluţii concentrate – au o cantitate mared de substanţă

dizolvată.

Metode de diluare a soluţiilor:

- adăugarea unei cantităţi de solvent;

- adăugarea unor cantităţi de soluţie ( de acelaşi tip) mai

diluată.

Metode de concentrare a soluţiilor:

- îndepărtarea unei părţi din solvent;

- adăugarea unor cantităţi de dizolvat;

- adăugarea unor cantităţi de soluţie ( de acelaşi tip) mai

concentrată.

Soluţia ce conţine cantitatea maximă de substanţă

dizolvată, la o anumită temperatură, se numeşte soluţie

saturată.

Soluţia ce poate dizolva noi cantităţi de substanţă, până la

saturaţie, se numeşte soluţie nesaturată.

Cantitatea de soluţie dizolvată în 100 g soluţie se numeşte

concentraţie procentuală.

sm ..................... dm

100......................c


13

c = s

d

m

m 100

unde c = concentraţia procentuală, dm = masa de dizolvat,

sm = masa de soluţie

sm = dm + apam c = apad

d

mm

m

100

Exemple de probleme:

1.Să se calculeze concentraţia procentuală a soluţiei

obţinută prin dizolvarea a 20 g sodă caustică în 180 g apă.

Datele problemei:

dm = 20 g

apam =180 g

c = ?

c = apad

d

mm

m

100=

18020

10020

=

200

10020 = 10%

2.Ce cantitate de substanţă este necesară pentru a obţine

200 g soluţie de concentraţie 20%.

Datele problemei:

sm = 200 g

c = 20%

dm = ?

c = s

d

m

m 100 dm =

100

scm=

100

20020 = 40 g dm = 40 g

3.Ce cantitate de apă este necesară pentru a obţine o

soluţie de concentraţie 10% de sare de bucătărie ştiind că

masa de sare este 30 g.

Datele problemei:

Gabriela Păunescu

14

dm = 30 g

c = 10%

apam = ?

c = apad

d

mm

m

100 c( dm + apam ) = dm 100

c dm +c apam =100 dm 100 dm - c dm = c apam

apam =

c

cmd 100=

10

1010030

apam = 270 g

4.Ce cantitate de substanţă este necesară pentru a obţine o

soluţie de concentraţie 20% ştiind că se folosesc 160 g apă.

Datele problemei:

c = 20%

apam = 160 g

dm = ?

c = apad

d

mm

m

100 c( dm + apam ) = dm 100

c dm +c apam =100 dm 100 dm - c dm = c apam

dm (100 - c) = c apam dm = c

cmapa

100=

20100

16020

=

80

16020 = 40 g

dm = 40 g


15

II. Sistemul periodic. Formulele

substanţelor chimice

1. Atom

Atomul este cea mai mică particulă dintr-o substanţă

care nu mai poate fi fragmentată prin procedee chimice

obişnuite.

Sarcina electrică este mărimea fizică ce caracterizează

starea de electrizare a corpurilor.

Sarcinile electrice se măsoară coulombi (C). Ele pot

positive sau negative. Sarcinile de acelaşi semn se resping, iar

cele de semne diferite se atrag.

Cele mai mici particule materiale purtătoare de sarcini

electrice se numesc electroni. Prin convenţie, sarcina lor

electrică este considerată negativă.

eq = - 1,6*1910

C (sarcina absolută a electronului)

Cei mai mici purtători de sarcină electrică pozitivă sunt

protonii.

pq = + 1,6*1910

C (sarcina absolută a protonului)

Cea mai mică valoare a unei sarcini electrice o are sarcina

electrică elementară :

e = 1,6*1910

C

Orice sarcină electrică este multiplu întreg de sarcină

electrică elementară:

Q = n e unde n Z

Sarcina electrică relativă a electronului este (raportată la

sarcina electrică elementară):

e

qe =19

19

10*6,1

10*6,1

C

C= -1 (unităţi de sarcină)

Gabriela Păunescu

16

Sarcina electrică relativă a protonului este (raportată la

sarcina electrică elementară):

e

q p=

19

19

10*6,1

10*6,1

C

C = +1 (unităţi de sarcină)

Proprietăţile fiecărui element sunt consecinţele structurii

specifice a atomilor săi.

Raza atomului este de ordinul a 1010

m .

Atomul este alcătuit din:

- nucleu;

- înveliş de electroni.

1.1. Nucleul atomic

În interiorul atomului se găseşte un nucleu dens, încărcat

electric pozitiv.

Raza nucleului atomic variază de la aproximativ 1*1510

m

pentru cel mai mic atom ( hidrogenul), până la aproximativ 7* 1510

m pentru atomii cei mai grei. Deci raza atomului este de

100.000 de ori mai mare decât raza nucleului.

Particulele ce se găsesc în nucleu se numesc nucleoni sau

particule nucleare. Cei mai importanţi nucleoni sunt protonii

şi neutronii.

Dacă protonii sunt încărcaţi cu sarcină pozitivă, neutronii

sunt neutri din punct de vedere electric.

Masele reale ale neutronului şi protonului sunt:

1,672710

kg.

Masele relative (se raportează la unitatea atomică de masă

– u.a.m., care reprezintă a 12-a parte din masa izotopului

carbonului, C12

6 ).


17

Protonul şi neutronul se reprezintă: p1

1 şi n1

0, unde, în

stânga jos, este sarcina relativă ( în unităţi de sarcină), iar în

stânga sus este masa relativă (exprimată în u.a.m.).

1.2. Număr atomic

Numărul protonilor din nucleu se numeşte număr

atomic şi se notează cu Z.

p = Z, unde p = numărul de protoni

Acest număr reprezintă o caracteristică pentru fiecare

element chimic. Atomii aceluiaşi element chimic au acelaşi

număr atomic Z.

Sarcina nucleară (în unităţi de sarcină) este pozitivă şi

egală cu numărul protonilor din nucleu.

1.3. Număr de masă

Pe lângă protoni, în nucleu se găsesc şi neutroni. Numărul

de neutroni din nucleu se notează cu litera n.

Suma dintre numărul de protoni şi numărul de

neutroni se numeşte număr de masă şi se notează cu litera

A.

A = p + n

dar: p = Z, A = Z + n

n = A – Z

Numărul de masă, A, este număr natural deoarece este

sumă de două numere naturale.

Un element chimic se reprezintă :

XA

z , unde X este simbolul elementului.

Gabriela Păunescu

18

Nucleele atomilor nu se modifică în timpul reacţiilor

chimice.

Între nucleoni se exercită forţe de atracţie foarte puternice,

numite forţe nucleare, care se manifestă doar la distanţe

extrem de mici. Forţele nucleare explică stabilitatea mare a

nucleului.

2. Element chimic

Totalitatea atomilor de acelaşi tip formează un element

chimic.

Din totalitatea elementelor chimice cunoscute, 92 se

găsesc în natură, iar restul s-au obţinut pe cale artificială.

2.1. Simbol chimic

Simbolul chimic reprezintă notaţia prescurtată a

denumirii unui element chimic.

Simbolurile elementelor sunt alcătuite, în general, din

prima literă a denumirii lor în latină sau germană.

Ex: hidrogen – H, carbon – C, fluor – F, iod – I etc.

În cazul în care prima literă a mai multor elemente

coincide, pentru reprezentarea simbolică a acestora se folosesc

primele două litere ale denumirii lor.

Ex: calciu – Ca, clor – Cl, cobalt – Co etc.

Dacă primele două litere coincid, simbolul se scrie

folosind prima literă şi o altă literă din denumire.

Ex: argin – Ag, argon – Ar, arsen – As, magneziu – Mg,

mangan – Mn etc.

În unele cazuri, când denumirea românească a elementului

nu coincide cu cea în latină, simbolul chimic al elementului

provine de la denumirea în latină.


19

Ex: hydrargirum (mercur) – Hg, natrium (sodium) – Na,

kalium (potasiu) – K, nitrogenium (azot) – N, phosphorus

(fosfor) – P.

Simbolul chimic are o dublă semnificaţie:

- calitativă – reprezintă un anumit element chimic;

- cantitativă – reprezintă un atom al elementului respectiv.

2.2. Masă atomică

Masele atomilor, exprimate în grame, numite mase

atomice absolute, sunt foarte dificil de utilizat în calcule

chimice, fiind foarte mici. În locul lor, se utilizează masele

atomice relative, adică masele atomilor raportate la unitatea

atomică de masă (u.a.m.) sau unitatea carbon. Aceasta

reprezintă a 12-a parte din masa unui atom de C12

6.

Masa atomică relativă a unui element reprezintă numărul

care arată de câte ori masa unui atom este mai mare decât

unitatea atomică de masă.

Masa atomică relativă, fiind un raport între două mase, nu

are unitate de măsură (este un număr).

Masele atomice relative (masele atomice, mai pe scurt) au

valori fracţionare spre deosebire de numerele de masă.

Cantitatea în grame dintr-un element, numeric egală cu

masa atomică, se numeşte mol de atom.

Într-un mol de atom din orice element se găsesc

6,0232310 atomi.

Acest număr se numeşte numărul lui Avogadro:

AN = 6,0232310 atomi

Cantitatea în grame dintr-un element care conţine

6,0232310 atomi se numeşte mol de atomi.

Gabriela Păunescu

20

2.2.1. Izotopi

Există atomi ai aceluiaşi element ce au număr diferit de

neutroni.

Speciile de atomi, ai aceluiaşi element, cu acelaşi număr

de protoni ( acelaşi număr atomic Z), dar cu număr diferit de

neutroni, se numesc izotopi.

Majoritatea elementelor chimice sunt amestecuri de doi

sau mai mulţi izotopi. Din cele 92 de elemente chimice

naturale, 69 sunt amestecuri de izotopi stabili. Numărul

elementelor monoizotopice este foarte redus. Dintre acestea

fac parte : F, Na, Al, P, Co etc.

Izotopii unui element au:

- acelaşi simbol;

- acelaşi număr de protoni (acelaşi Z);

- număr diferit de neutroni.

Cei trei izotopi ai hidrogenului sunt:

H1

1 - protium , H2

1 - deuteriu , H3

1 - tritiu

Masa atomică relativă, a unui element se calculează ca

medie poderată a numerelor de masă a izotopilor elementului.

Ex:

Pentru argon unde răspândirea în natură a izotopilor

acestuia este:

- Ar36

18 - 0,34%

- Ar38

18 - 0,06%

- Ar40

18- 99,6%

ArA = 100

6,994006,03834,036 =39,95


21

3. Învelişul de electroni

Spaţiul din jurul nucleului, în care gravitează

electronii, se numeşte înveliş electronic.

Caracteristicile electronului:

- masa em = 9,13110

kg

- sarcina electrică absolută eq = - 1,6021910

C

- sarcina electrică relativă este -1

Masa electronului, fiind atât de mică în raport cu masele

protonului şi neutronului, se neglijează. Masa învelişului de

electroni se neglijează.

Simbolul electronului: e0

1 sau e sau e .

Dacă luăm, spre exemplu, carbonul:

- are numărul atomic Z = 6;

- are 6 protoni;

Deoarece atomul este neutru din punct de vedere electric,

numărul de protoni, din nucleu, este egal cu numărul de

electroni din învelişul electronic.

e = p = Z

- are 6 electroni;

- sarcina (relativă) învelişului electronic este -6.

3.1. Structura învelişului de electroni pentru primele

18 elemente chimice

Electronii se diferenţiază în atom prin energia pe care o

posedă. Învelişul electronic are o structură stratificată.

Electronii ce aparţin aceluiaşi strat au aceeaşi energie şi de

aceea straturile electronice se mai numesc şi niveluri de

energie.

Gabriela Păunescu

22

În atom sunt 7 straturi electronice ce se numerotează

dinspre nucleu spre exterior cu cifre arabe de la 1 la 7 sau cu

litere (K, L, M, N, O, P, Q).

Energia cea mai mică o au electronii de pe primul strat (cel

de lângă nucleu), şi aceasta creşte dinspre nucleu spre exterior

(energia cea mai mare o au electronii din ultimul strat).

Numărul maxim de electroni cu care se ocupă fiecare strat

se calculează cu formula:

maxN = 2 2n unde n este numărul stratului

Această formulă se aplică pentru primele 18 elemente

chimice ale Sistemului periodic.

Pentru primul strat: maxN = 2 21 = 2 e

Pentru stratul 2: maxN = 2 22 = 8 e

3.2. Completarea straturilor cu electroni

Ordinea ocupării cu electroni a straturilor ţine cont de

următoarele reguli:

- electronii completează mai întâi nivelurile de energie

cele mai joase;

- un strat nu poate cuprinde un număr mai mare decât

numărul maxim de electroni ( maxN ).

Dacă un strat conţine numărul maxim de electroni spunem

că el este strat complet ocupat.

Dacă numărul de electroni de pe un strat este mai mic

decât maxN , spunem că este un strat în curs de completare.

Structurile formate din 2e în stratul 1(K) şi din 8

e în

alte straturi sunt stabile şi se numesc:

- structură stabilă de dublet;

- structură stabilă de octet.


23

Elementele cu structuri stabile sunt gazele rare (sau

inerte). Ele au o foarte mare stabilitate chimică, adică

reacţionează chimic foarte greu.

Învelişul electronic al atomului cu numărul atomic Z

diferă de cel al atomului cu numărul atomic Z-1 printr-un

electron numit electron distinctiv.

Probleme:

1.Stabiliţi numărul atomic Z al elementului ce are 4 e pe

stratul 3(M).

Rezolvare:

1(K) - 2 e

2(L) - 8e

3(M) - 4e 2+8+4= 14

e Z = 14

2.Modelaţi structura învelişului electronic a elementului

căruia îi lipsesc doi electroni pentru a avea structură stabilă pe

stratul al doilea şi precizaţi care este numărul lui atomic Z.

Rezolvare:

1(K) - 2e

2(L) - (8-2)= 6 e Z = 2+6 = 8 Z = 8

4. Sistemul periodic al elementelor

Cea dintâi clasificare a elementelor chimice s-a bazat pe

deosebirile care există între proprietăţile lor fizice. Din acest

punct de vedere, elementele au fost clasificate în metale şi

nemetale. S-a constatat, însă, că există elemente chimice care

prezintă proprietăţi caracteristice atât metalelor cât şi

nemetalelor. S-a tras concluzia că aspectul şi proprietăţile

fizice ale elementelor nu pot constitui un criteriu ştiinţific de

clasificare.

D.I. Mendeleev (1834-1907) era ferm convins de existenţa

unei legi generale a naturii, care determină toate asemănările

Gabriela Păunescu

24

şi deosebirile dintre elemente. El afirma: „O adevărată lege a

naturii prevede faptele şi indică numerele" - şi a stabilit o

astfel de lege generală, care determină asemănările şi

deosebirile dintre elemente. Dispunând elementele în ordinea

creşterii masei atomice şi după asemănarea chimică,

Mendeleev a observat repetarea proprietăţilor elementelor

după anumite intervale (perioade) şi a enunţat legea

periodicităţii:

Proprietăţile fizice şi chimice ale elementelor se repetă în

mod periodic, în funcţie de masele lor atomice.

Mendeleev a împărţit şirul elementelor (format în ordinea

creşterii maselor atomice) în mai multe rânduri (numite

perioade), fiecare începând cu un element care are un pro-

nunţat caracter metalic (Li, Na, K...). A aşezat perioadele

unele sub altele în aşa fel încât elementele cu proprietăţi

asemănătoare să fie unele sub altele. A rezultat prima formă a

SISTEMULUI PERIODIC.

Mendeleev a fost nevoit să lase o serie de locuri goale în

tabelul său, corespunzând elementelor încă necunoscute în

acea vreme. Unora dintre acestea (scandiu, galiu, germaniu)

Mendeleev le-a prevăzut proprietăţile, care au fost confirmate

după descoperirea elementelor respective. El a intuit care ar fi

căile cele mai probabile de obţinere a elementelor încă

nedescoperite.

De asemenea, a arătat că pentru o serie de elemente

(beriliu, uraniu, staniu) masele atomice erau calculate greşit,

ceea ce s-a confirmat mai târziu. în unele cazuri a făcut

inversiuni faţă de masele atomice (a pus argonul înaintea

potasiului, cobaltul înaintea nichelului, telurul înaintea

iodului).

După descoperirea structurii atomului, s-a constatat că

proprietăţile elementelor depind de numărul atomic Z, astfel

că legea periodicităţii a fost reformulată:


25

Proprietăţile fizice şi chimice ale elementelor se repetă în

mod periodic, în funcţie de numărul atomic Z.

4.1. Structura sistemului periodic

Sistemul periodic conţine şiruri orizontale de elemente,

numite perioade, şi coloane verticale de elemente, numite

grupe.

Perioadele sunt în număr de şapte şi sunt notate cu cifre

arabe de la 1 la 7.

Prima perioadă conţine 2 elemente (hidrogenul şi heliul),

în perioadele a 2-a şi a 3-a există câte 8 elemente, în

perioadele a 4-a şi a 5-a sunt câte 18 elemente. În perioada a

6-a se găsesc 32 de elemente, iar în perioada a 7-a nu s-au

descoperite toate cele 32 de elemente.

Din perioadele a 6-a şi a 7-a fac parte câte 14 elemente cu

proprietăţi asemănătoare numite lantanide (cele din perioada

a 6-a) şi actinide (cele din perioada a 7-a).

Coloanele verticale, cuprinzând elemente cu proprietăţi

fizice şi chimice asemănătoare, se numesc grupe sau familii

chimice.

Sistemul periodic al elementelor este format din 18 grupe,

notate cu cifre arabe de la 1 la 18, sau (o notaţie mai veche)

cucifre romane de la I la VIII urmate de litera A pentru

grupele principale şi de litera B pentru grupele secundare.

În sistemul periodic se găsesc opt grupe principale şi zece

grupe secundare.

Cele opt grupe principale se mai numesc:

- gr. 1(I-A) - grupa metalelor alcaline (Li, Na, K, Rb, Cs,

Fr);

- gr. 2 (II-A) - grupa metalelor alcalino-pământoase (Be,

Mg, Ca, Sr, Ba, Ra);

Gabriela Păunescu

26

- gr.13(III-A) - grupa elementelor pământoase (B, Al, Ga,

In, Tl);

- gr.14(IV-A) - grupa carbonului (C, Si, Ge, Sn, Pb);

- gr.15(V-A) - grupa azotului (N, P, As, Sb, Bi);

- gr.16(VI-A) - grupa oxigenului (O, S, Se, Te, Po);

- gr.17(VII-A) - grupa halogenilor (F, Cl, Br, I, At);

- gr.18(VIII-A) - grupa gazelor rare sau inerte (Ne, Ar, Kr,

Xe, Rn).

Se observă că fiecare perioadă începe cui un metal alcalin

şi se termină cu un gaz rar.

În sistemul periodic se află o linie mai groasă, în zig-zag

ce separă metalele de nemetele. Metalele se găsesc în partea

stângă a liniei, iar nemetalele în dreapta acesteia.

4.2. Proprietăţi fizice generale ale elementelor

Spunem că, din punct de vedere al caracterului chimic,

elementele se clasifică în metale şi nemetale.

4.2.1. Proprietăţi fizice ale metalelor

- sunt solide, cu excepţia Hg care este lichid;

- prezintă luciu caracteristic;

- sunt bune conducătoare de electricitate şi căldură;

- sunt maleabile (pot fi trase în foi);

- sunt ductile (pot fi trase în fire).

4.2.2. Proprietăţi fizice ale nemetalelor

- se găsesc în toate stările de agregare;

- nu au luciu;

- sunt izolatori electrici şi termici;

- sunt sfărâmicioase (cele solide).


27

4.3. Legătura dintre structura atomului şi locul ocupat

de un element în sistemul periodic

Numărul electronilor de pe ultimul strat este egal cu

numărul grupei principale.

Ţinând cont de această observaţie, putem defini grupele:

Coloanele verticale, care cuprind elemente cu aceeaşi

configuraţie electronică pe ultimul strat, se numesc grupe.

Numărul straturilor ocupate cu electroni ne dă numărul

perioadei.

Ţinând cont de această observaţie, putem defini

perioadele:

Şirurile orizontale, care cuprind elemente ce au acelaşi

număr de straturi ocupate cu electroni, se numesc perioade.

Numărul atomic Z, notat în fiecare căsuţă, indică:

- ordinea aşezării elementelor în sistemul periodic (este

număr de ordine în s.p.);

- numărul protonilor din nucleu;

- numărul electronilor din învelişul electronic.

Exemplu:

C12

6, are Z = 6, deci este al şaselea element în sistemul

periodic, şi are 6 protoni şi 6 electroni. Configuraţia

electronică a carbonului:

1(K) - 2e

2(L) - 4e carbonul se găseşte în perioada 2, pentru că

are două straturi ocupate cu electroni, şi în grupa IV-A(14),

pentru că are 4e pe ultimul strat (stratul al doilea).

Gabriela Păunescu

28

5. Valenţa

Proprietăţile fizice şi chimice ale elementelor depind de

structura invelişului lor electronic şi, îndeosebi, de numărul

electronilor de pe ultimul strat.

Capacitatea de combinare a atomilor unui element cu

atomii altor elemente se numeşte valenţă.

Valenţa unui element chimic poate fi determinată în

funcţie de valenţa hidrogenului sau a oxigenului, elemente

luate drept unitate de valenţă.

5.1. Valenţa faţă de hidrogen

Hidrogenul este constant monovalent (are valenţa I).

Dacă atomul unui element se combină cu un atom de

hidrogen, acel element are valenţa I (este monovalent).

Dacă atomul unui element se combină cu doi atomi de

hidrogen, acel element are valenţa II (este divalent).

Dacă atomul unui element se combină cu trei atomi de

hidrogen, acel element are valenţa III (este trivalent).

Dacă atomul unui element se combină cu patru atomi de

hidrogen, acel element are valenţa IV (este tetravalent).

Pentru grupele principale I-A, II-A, III-A, IV-A, valenţa

este egală cu numărul grupei.

Pentru grupele principale V-A, VI-A, VII-A, valenţa este

egală cu diferenţa dintre 8 şi numărul grupei.

5.2. Valenţa faţă de oxigen

Valenţa elementelor poate fi determinată şi faţă de oxigen.

Oxigenul este constant divalent (cu excepţia valenţei lui în

apa oxigenată şi în peroxizi).

Când un atom al unui element se combină cu un atom de

oxigen, acel element este divalent, când se combină cu doi


29

atomi de oxigen, este tetravalent şi când se combină cu trei

atomi de oxigen este hexavalent.

Valenţa maximă a elementelor faţă de oxigen este egală cu

numărul grupei principale (excepţie face fluorul ce este

constant monovalent). Nemetalele grupelor V-A, VI-A, VII-A

pot avea şi valenţe cu două unităţi mai mici decât numărul

grupei.

6. Ioni

Unele substanţe nu sunt alcătuite din atomi, ci din

particule încărcate cu sarcini electrice. Aceste particule se

numesc ioni.

Spre exemplu, cristalele de clorură de sodiu (NaCl - sarea

de bucătărie) sunt formate din ioni de sodiu, pozitivi, şi ioni

de clor, negativi.

Atomul de sodiu:

Na23

11 , are Z = 11, deci are 11e . Aceştia sunt aşezaţi pe

straturi:

1(K) - 2e

2(L) - 8e

3(M) - 1e

El tinde să aibă structură stabilă (a gazului rar anterior-Ne)

de octet.

În anumite condiţii, atomul de sodiu cedează electronul de

pe ultimul strat, ajungând la structura gazului rar neon.

Na Na + 1

e - ion de sodiu

Gabriela Păunescu

30

S-a format ionul pozitiv de sodiu, deoarece numărul

protonilor a devenit cu o unitate mai mare decât al

electronilor.

Sarcina (relativă) particulei este +1.

Atomul de clor:

Cl35

17, are Z = 17, deci are 17

e . Aceştia sunt aşezaţi pe

straturi:

1(K) - 2e

2(L) - 8e

3(M) - 7e

El tinde spre structura gazului rar care-l urmează

(argonul), faţă de care are un electron mai puţin, şi care are

structură stabilă de octet pe stratul al treilea.

Atomul de clor poate accepta un electron, ajungând la

structura electronică a gazului rar argon.

Cl + 1e Cl - ion de clor sau ion clorură

Numărul electronilor este cu o unitate mai mare decât

numărul protonilor.

Sarcina particulei este -1.

Electronul cedat de atomul de sodiu este acceptat de

atomul de clor. Acest transfer se produce în timpul reacţiei

chimice dintre sodiu şi clor.

Ionii sunt particule încărcate cu sarcini electrice şi provin

din atomi prin cedare sau acceptare de electroni.

Între ionii pozitivi (de sodiu) şi ionii negativi (de clor)se

exercită forţe de atracţie de natură electrostatică. Astfel se

formează compusul ionic (clorură de sodiu), neutru din punct

de vedere electric, numărul sarcinilor pozitive fiind egal cu

numărul sarcinilor negative.

Elementele cu 1, 2, 3 electroni pe ultimul strat îi pot ceda

ajungând la structura stabilă de octet şi formează ioni pozitivi.


31

Elementele cu 4 electroni pe ultimul strat nu cedează şi nu

acceptă electroni decât în foarte puţine cazuri, deoarece

energia necesară pentru transferul de electroni ar fi foarte

mare.

Elementele cu 5, 6, 7 electroni pe ultimul strat pot accepta

3, 2, 1 electroni pentru a ajunge la structura stabilă de octet, şi

pot forma ioni negativi.

Elementele grupei 18(VIII-A) nu ionizează. Ele au

structuri stabile.

Procesul de transformare a atomilor în ioni se numeşte

ionizare.

Elementele care cedează electroni şi formează ioni pozitivi

sunt elemente cu caracter electropozitiv.

Elementele care acceptă electroni şi formează ioni negativi

sunt elemente cu caracter electronegativ.

Din punct de vedere al electrochimic elementele se pot

clasifica în:

- elemente cu caracter electropozitiv (formează ioni

pozitivi);

- elemente cu caracter electroneutru (nu formează ioni);

elemente cu caracter electronegativ (formează ioni

negativi).

Valenţa exprimată prin număr de electroni cedaţi sau

acceptaţi se numeşte electrovalenţă.

Ea este pozitivă şi egală cu numărul de electroni cedaţi,

pentru elementele cu caracter electropozitiv, şi negativă şi

egală cu numărul de electroni acceptaţi, pentru elementele cu

caracter electronegativ.

Substanţele formate din ioni se numesc compuşi ionici, iar

legătura dintre ioni se numeşte legătură ionică.

Gabriela Păunescu

32

6.1. Proprietăţi ale substanţelor formate din ioni

- compuşii ionici în stare solidă nu conduc curentul electric

deoarece ionii ocupă poziţii fixe în cristalele respective. Ei se

atrag prin forţe de natură electrostatică foarte puternice.

- compuşii ionici în stare topită sunt buni conducători de

electricitate;

- prin dizolvarea în apă, ionii devin mobili. Ionii pozitivi

vor fi atraşi de electrodul negativ al sursei de curent ( K(-)

catod), iar ionii negativi de electrodul pozitiv al sursei (A(+)

anod).

La cei doi electrozi are loc procesul de neutralizare a

ionilor.

Soluţiile şi topiturile compuşilor ionici se numesc

electroliţi.

Procesul de dirijare a ionilor dintr-un electrolit către

electrozi şi de neutralizare a lor se numeşte electroliză.

Electroliza reprezintă efectul chimic al curentului electric.

Aplicaţii ale electrolizei:

- acoperirea suprafeţelor metalelor care se corodează uşor

cu un strat subţire din alte metale, mai rezistente la coroziune (

zincarea, cromarea, argintarea, etc.);

- obţinerea unor substanţe (aluminiu, oxigen, hidrogen,

sodă caustică etc.);

- purificarea unor metale (cupru, argint etc.).

7. Molecule

În urma experimentelor şi a cercetărilor chimice

întreprinse de chimişti, s-a ajuns la concluzia că substanţele

sunt alcătuite din particule foarte mici numite molecule, care,

la rândul lor sunt formate din alte particule, mai mici, numite

atomi.


33

Molecula este cea mai mică particulă dintr-o substanţă

care poate exista în stare liberă şi care prezintă toate

caracteristicile substanţei respective.

Moleculele pot fi:

- simple - monoatomice

- diatomice

- poliatomice

- compuse - diatomice

- poliatomice

Molecula unei substanţe simple este alcătuită din atomi de

acelaşi fel, iar molecula unei substanţe compuse din atomi

diferiţi. De exemplu molecula de hidrogen este alcătuită din

doi atomi de hidrogen pe când molecula de apă este alcătuită

din atomi diferiţi (doi de hidrogen şi unul de oxigen).

7.1. Covalenţa

Atomii care formează moleculele sunt foarte apropiaţi,

astfel că electronii de pe ultimul strat aparţin ambilor atomi.

Valenţa exprimată prin numărul de electroni pe care un

atom îi pune în comun cu electronii altui atom (de acelaşi fel

sau diferit) se numeşte covalenţă.

8. Formule chimice

Notarea prescurtată a moleculei unei substanţe cu

ajutorul simbolurilor chimice se numeşte formulă chimică.

Formula chimică are dublă semnificaţie:

- calitativă - indică felul atomilor componenţi;

- cantitativă - la scară microscopică, indică câţi atomi din

fiecare fel sunt în moleculă.

Formula chimică generală a substanţelor simple este:

nX ,

Gabriela Păunescu

34

unde X este simbolul elementului repectiv, iar n (indicele)

arată numărul de atomi.

8.1. Stabilirea formulelor chimice pe baza valenţei

Pentru scrierea formulelor chimice ale substanţelor

compuse este necesară cunoaşterea valenţelor elementelor

care intră în componenţa substanţei respective.

În cazul moleculelor alcătuite din două feluri de atomi: a

b

b

aYX

Satisfacerea reciprocă a tuturor valenţelor impune ca

produsul dintre valenţă şi numărul de atomi dintr-un element

să fie egal cu produsul dintre valenţă şi numărul de atomi din

celălalt element.

Reguli:

- indicele 1 nu se scrie, deoarece simbolul indică prezenţa

unui atom;

- dacă cele două valenţe sunt egale, nu se mai scrie nici un

indice, deoarece asta înseamnă că un atom al unui element se

combină cu un atom al celui de-al doilea element;

- dacă ambele valenţe sunt numere pare, diferite între ele,

se simplifică mai întâi cu 2 şi apoi se scriu indicii

corespunzători.

Exemple: IIIII OAl 32 , III SH 2 ,

IIII OCu , IIIV OC 2 , IIVIOS 3 , IIVIIOCl 72

etc.

Unele substanţe conţin în compoziţia lor grupări de atomi

(radicali). Cel mai des întâlnite grupări sunt:

OH - hidroxil (monovalentă)

3NO - azotat (monovalentă)

2NO - azotit (monovalentă)

4SO - sulfat (divalentă)


35

3SO - sulfit (divalentă)

3CO - carbonat (divalentă)

4PO - fosfat (trivalentă)

Pentru scrierea formulei chimice a unei substanţe care

conţine grupări, se procedează la fel ca în cazurile anterioare. b

a

a

b grupareaZX )(

Exemple:

- sulfat de sodiu : 42SONa

- sulfat de aluminiu: 342 )(POAl

- azotat de calciu: 23 )(NOCa

- azotat de sodiu: 3NaNO

9. Masă moleculară. Mol

Deoarece folosirea maselor reale ale moleculelor este

dificilă, s-a stabilit ca masa moleculară să fie exprimată în

unităţi atomice de masă (u.a.m.).

Se numeşte masă moleculară numărul care arată de

câte ori masa unei molecule este mai mare decât unitatea

atomică de masă.

Este o mărime relativă şi se notează cu litera M,

obţinându-se prin însumarea maselor atomilor componenţi.

Exemple:

2NM = 2 NA = 2x14 = 28

3NHM = NA + 3 HA = 14+3=17

42SOHM = 2 HA + SA +4 OA = 2+32+64=98

Gabriela Păunescu

36

Cantitatea de substanţă, numeric egală cu masa

moleculară a cesteia, exprimată în grame, se numeşte

MOL.

Un multiplu al molului, de o mie de ori mai mare decât

acesta, se numeşte kilomol(kmol).

Într-un mol din orice fel de substanţă se găsesc 2310023,6 molecule.

AN =2310023,6 se numeşte numărul lui Avogadro

9.1. Calcule pe baza formulelor chimice

a) Raportul numărului de atomi

Exemple:

- apa ( OH 2 ): H:O = 2:1

- amoniac ( 3NH ): N:H = 1:3

- acid sulfuric ( 42SOH ): H:S:O = 2:1:4

b) Masa moleculară. Molul

Exemple:

- metan ( 4CH )

4CHM = 12+4 = 16

1 mol = 16 g

1 kmol = 16 kg

- dioxid de carbon ( 2CO )

2COM = 12+32 = 44

1 mol = 44 g

1 kmol = 44 kg


37

c) Numărul de moli când se cunoaşte masa substanţei şi

invers Numărul de moli ne arată de câte ori se cuprinde masa

moleculară în masa de substanţă.

M

mn şi m = nM

Exemple:

1. Câţi moli de metan se găsesc în 64 g metan.

4CHM = 16

16

64n = 4 moli

sau cu regula de trei simplă:

1mol 4CH ................16g

x moli........................64g x = 16

164 = 4 moli 4CH

2. Câte grame reprezintă 5 moli de apă.

OHM2

= 2+16=18

m = nM = 5x18 = 90g

sau cu regula de trei simplă:

1mol OH 2 ...................18 g

5 moli............................x g x = 1

185 = 90 g OH 2

d) Raportul de masă în care se combină elementele

Exemple:

- apă:

OHM2

= 2+16=18

În 18 g OH 2 se găsesc 2g H şi 16g O. Raportul de masă în

care se găsesc elementele:

Gabriela Păunescu

38

H:O = 2:16 = 1:8

e) Compoziţia procentuală

Se calculează procentele în care sunt conţinute elementele

respective în 100g, 100kg, 100 părţi din substanţa respectivă.

Acest calcul se poate face pornind de la raportul de masă sau

de la masa molară.

Exemplu:

- apă- pornind de la raportul de masă:

În 9 părţi de apă..............1 parte H...............8 părţi O

100 părţi...........................x H.......................y O

x = 9

1100= 11,11% H

y = 9

8100 = 88,88% O

- apă - pornind de la masa molară:

masa molară = masa ce se găseşte într-un mol de

substanţă

1 mol OH 2 = 18g

Dacă în 18g OH 2 ..............2g H..................16g O

100g OH 2 .............x.........................y

x = 18

2100 = 11,11% H

y = 18

16100 = 88,88% O

f) Cantitatea dintr-un element conţinută într-o anumită

cantitate de substanţă compusă şi cantitatea de substanţă

compusă corespunzătoare unei cantităţi dintr-un element

Exemplu:


39

1. Ce cantitate de hidrogen se găseşte în 54 g OH 2 ?

Dacă în 18g OH 2 .....................2g H

54g OH 2 .....................x x = 18

254 = 6 g H

2. În ce cantitate de apă se găsesc 48g O?

Dacă în 18g OH 2 .......................16g O

x....................................48g O x = 16

1848 = 54

g OH 2

g) Numărul de molecule cuprinse într-o masă dintr-o

anumită substanţă şi masa corespunzătoare unui anumit

număr de molecule

Exemplu:

1. Câte molecule de apă se găsesc în 36g OH 2 ?

În 18g OH 2 (1 mol) .................. 2310023,6 molecule

36g (2 moli)..........................................x

x = 18

10023,636 23= 2310023,62 molecule (N)

unde cu N se notează numărul de molecule

n = AN

N

2. Care este masa unei molecule de apă?

Dacă 18g OH 2 .................. 2310023,6 molecule

x..................................1 moleculă x =

2310023,6

18

=

2310988,2 g OH 2

1 moleculă OH 2 cântăreşte 2310988,2 g

Gabriela Păunescu

40

III. Reacţii chimice

Transformările chimice pe care le suferă substanţele se

numesc REACŢII CHIMICE.

Substanţele care reacţionează între ele se numesc

REACTANŢI, iar substanţele ce rezultă din reacţiile

chimice se numesc PRODUŞI DE REACŢIE.

Exemplu:

carbon + oxigen = dioxid de carbon

Carbonul şi oxigenul sunt reactanţi iar dioxidul de carbon

este produs de reacţie.

1. Clasificarea substanţelor compuse anorganice

Substanţele compuse anorganice se clasifică în:

a) Oxizi - compuşi binari ai oxigenului cu metale sau

nemetale. Oxizii sunt de două feluri:

- oxizi nemetalici - se mai numesc şi oxizi acizi deoarece

în reacţia cu apa dau acizi;

Exemple: 2CO , 2SO , 3SO etc.

- oxizi metalici - se mai numesc şi oxizi bazici deoarece în

reacţia cu apa dau baze.

Exemple: ONa2 , CaO(var nestins), MgO etc.

b) Baze - substanţe compuse în alcătuirea cărora intră

un metal şi una sau mai multe grupări hidroxil (oxidril).

Exemple: NaOH , 2)(OHCa (var stins), KOH etc.

c) Acizi - substanţe compuse alcătuite dintr-un radical

acid şi unul sau mai mulţi atomi de hidrogen.

Exemple: HCl, HI, HF, 3HNO , 42SOH etc.


41

d) Săruri - substanţe compuse formate din metale şi

radicali acizi.

Exemple: NaCl, KI, NaF, 3CaCO (calcar sau piatra de

var), 4CuSO etc.

2. Ecuaţii chimice

Reprezentarea unei reacţii chimice cu ajutorul

simbolurilor şi al formulelor chimice se numeşte

ECUAŢIA REACŢIEI CHIMICE.

În egalarea ecuaţiilor reacţiilor chimice se foloseşte legea

conservării atomilor:

Atomii de un anumit tip intraţi într-o reacţie chimică

se regăsesc în acelaşi număr în produşii de reacţie.

Exemple:

2H + 2Cl = 2 HCl

Reguli de scriere a ecuaţiilor reacţiilor chimice:

- trebuie cunoscuţi reactanţii, produşii de reacţie şi

formulele chimice ale acestora;

- în faţa fiecărei molecule se scrie un coeficient ce indică

câte molecule trebuie luate, din substanţa respectivă, pentru a

fi respectată legea conservării atomilor (coeficientul 1 nu se

scrie);

- dacă din reacţie rezultă substanţe gazoase, în dreapta

formulei acestora se pune o săgeată cu vârful în sus ce arată că

se degajă;

- dacă din reacţie rezultă precipitate, în dreapta formulei se

pune o săgeată cu vârful în jos care arată că se depune.

Gabriela Păunescu

42

2.1. Proprietăţi care nu se modifică în timpul reacţiilor

chimice: - tipul şi numărul atomilor reactanţi;

- masa întregului sistem;

- numărul de electroni;

- numărul de neutroni;

- numărul de protoni.

2.2. Proprietăţi care se pot modifica în timpul reacţiilor

chimice:

- starea de agregare a reactanţilor;

- proprietăţile fizice;

- numărul de molecule;

-numărul de moli;

- volumul total al sistemului;

- configuraţia electronică a atomilor.

Exemple:

3NaOH + 3AlCl 3NaCl+ 3)(OHAl

Numărul atomilor din reactanţi: 3Na, 3Cl, Al, 3H, 3O;

Numărul atomilor din produşii de reacţie: 3Na, 3Cl, Al,

3H, 3O.

După egalare ecuaţia reacţiei chimice se poate scrie:

3NaOH + 3AlCl = 3NaCl+ 3)(OHAl

Ecuaţia chimică are o dublă semnificaţie:

- calitativă - indică natura substanţelor reactante şi pe cea

a produşilor de reacţie;

Exemplu: 2 2H + 2O = 2 OH 2

hidrogen + oxigen apă

- cantitativă - indică raportul în care se combină reactanţii

pentru a forma produşii de reacţie.

Exemplu: 2 2H + 2O = 2 OH 2

2 molecule 2H + 1 moleculă 2O 2 molecule OH 2 sau


43

2 moli 2H + 1 mol 2O 2 moli OH 2

Legea conservării masei substanţelor:

Într-o reacţie chimică, suma maselor reactanţilor este

egală cu suma maselor produşilor de reacţie.

2 moli 2H = 2x2 = 4 g

1 mol 2O = 32g

2 moli OH 2 = 36g

4 + 32 = 16suma maselor reactanţilor = suma maselor

produşilor de reacţie

3. Tipuri de reacţii chimice

3.1. Reacţii de combinare

Reacţia de combinare este reacţia chimică în care doi

sau mai mulţi reactanţi se unesc formând un singur

produs de reacţie.

Un caz particular al acestui tip de reacţie îl constituie

reacţia de sinteză a substanţelor, din elemente.

Exemple:

1. Reacţia de sinteză a apei:

2 2H + 2O = 2 OH 2

2. reacţia de sinteză a cidului clorhidric:

2H + 2Cl = 2HCl

3. Stingerea varului:

CaO+ OH 2 = 2)(OHCa

4. Sinteza amoniacului:

3 2H + 2N = 2 3NH

5. Reacţia amoniacului cu acidul clorhidric din care rezultă

clorura de amoniu:

3NH + HCl = ClNH 4

clorura de amoniu = ţipirig

Gabriela Păunescu

44

6. Arderea aluminiului:

4 Al + 3 2O = 2 32OAl

Arderea aluminiului în aer are loc cu scântei strălucitoare,

transformându-se într-o substanţă solidă, albă, numită oxid de

aluminiu.

Arderea aluminiului în oxigen se produce cu o degajare

mai mare de lumină.

În reacţia de combinare, reactanţii pot fi substanţe simple

(racţii de sinteză) sau compuse, iar produşii de reacţie sunt

substanţe compuse.

3.2. Reacţii de descompunere

Reacţia de descompunere este reacţia chimică prin care

un reactant se transformă în doi sau mai mulţi produşi de

reacţie.

Exemple:

1. Descompunerea HgO prin încălzire:

2HgO = 2Hg + 2O

2. Descompunerea termică a carbonaţilor:

3CuCO = CuO + CO 2

3CaCO = CaO + CO 2

3. Descompunerea apei prin electroliză:

2 OH 2 = 2 2H + 2O

3.3. Reacții de înlocuire sau substituție

Reacția de înlocuire sau substituție, este reacția

chimică în care o substanță simplă ia locul unui element

dintr-o substanță compusă.

Condiția ca substanța simplă să ia locul elementului este ca

cea dintâi să fie mai reactivă chimic decât elementul chimic

din substanța compusă.

Seria activității chimice a celor mai importante metale:


45

- Reactivitatea scade de la stânga spre dreapta

K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Sn, Pb, H Cu, Hg, Ag, Pt,

Au

Elementele din fața hidrogenului iau locul acestuia într-o

substanță compusă, pe când cele de după el nu.

Exemple:

1. Reacția dintre fier și sulfatul de cupru:

Fe + CuSO 4 = Fe SO 4 + Cu

2. Reacția dintre Zn și acidul clorhidric:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + 2H

Reacția este folosită pentru obținerea hidrogenului în

laborator.

3. Reacția Al cu oxidul de fier(III) (reacția se produce cu o

mare degajare de căldură, fierul obținându-se în stare topită):

Al + 32OFe = 32OAl + Fe

Această metodă se folosește la lipirea șinelor de tramvai.

Metoda se mai numește și aluminotermie.

4. Reacția dintre zinc și azotatul de argint:

Zn + 2AgN 3O = Zn(N 3O ) 2 +2Ag

3.4. Reacția de schimb sau dublă înlocuire

Reacția de schimb sau dublă înlocuire este reacția

chimică în care două substanțe compuse schimbă între ele

unele elemente.

Un caz particular al acestui tip de reacție este reacția de

neutralizare.

Reacția de neutralizare este reacția dintre un acid și o

bază, în urma căreia se obține o sare și apă.

Exemple de reacții de neutralizare:

Reacția acidului clorhidric cu hidroxidul de sodiu:

HCl + NaOH = NaCl + OH 2

Alte exemple de reacții de schimb:

Gabriela Păunescu

46

1.Reacția acidului clorhidric cu azotatul de sodiu:

HCl + AgN 3O =AgCl +H N 3O

În urma acestei reacții rezultă precipitatul alb de clorură de

argint care, fiind o substanță fotosensibilă, se înnegrește la

lumină.

Reacția cu azotatul de argint este folosită ca reacție de

identificare pentru acidul clorhidric și a clorurilor, tocmai

datorită obținerii precipitatului de clorură de argint.

Soluția de azotat de argint atacă pielea și hainele

înnegrindu-le. Azotatul de argint se mai numește și piatra

iadului și este folosită la cauterizarea negilor.

2. Reacția acidului sulfuric cu clorura de bariu:

42SOH +Ba 2Cl = 4BaSO + 2HCl

În urma reacției se obține precipitatul alb lăptos de sulfat

de bariu.

Reacția cu clorura de bariu este folosită la

identificarea(recunoașterea) acidului sulfuric și a sulfaților.

3.5. Reacții exoterme și reacții endoterme

Reacțiile chimice care se produc cu degajare de

căldură se numesc reacții exoterme.

Exemple: reacția de neutralizare dintre HCl și NaOH,

reacția dintre Al și 32OFe , arderea carbonului, a metanului, a

hidrogenului, stingerea varului etc.

Reacția de stingere a varului:

CaO + OH 2 =Ca(OH) 2

Reacțiile chimice care se produc cu absorbție de

căldură din mediul înconjurător se numesc reacții

endoterme.

Sunt reacțiile care au nevoie de o anumită temperatură

pentru a avea loc(spre exemplu descompunerile termice).


47

3.6. Reacții rapide și reacții lente

Exemple:

În urma reacției dintre clorura de sodiu și azotatul de

argint apare instantaneu precipitatul alb de clorură de argint

(aceasta este o reacție rapidă), pe când înnegrirea clorurii de

argint (descompunerea acesteia) are loc în timp, deci este o

reacție lentă.

Reacții rapide:

- exploziile;

- arderea panglicii de magneziu;

- reacția dintre clorura de bariu și acidul sulfuric sau

sulfuri etc.

Reacții lente:

- coroziunea metalelor;

- râncezirea grăsimilor;

- fermentația alcoolică;

- reacția dintre fier și sulfatul de cupru etc.

3.7. Reacții catalizate

Viteza de desfășurare a unei reacții chimice poate fi mărită

cu ajutorul catalizatorilor.

Catalizatorii sunt substanțe care măresc viteza unei

reacții chimice, ei înșiși rămânând aparent neschimbați.

Catalizatorii se găsesc în aceeași cantitate și compozitie la

sfârșitul reacției ca la începutul acesteia. Cantități foartye mici

de catalizatori pot transforma cantități foarte mari de reactanți.

Exemple:

Descompunere cloratului de potasiu are loc la temperatura

de topire a acestuia:

2KCl 3O =2KCl +3 2O

Gabriela Păunescu

48

Dacă introducem dioxid de mangan (Mn 2O ), însă,

degajarea oxigenului are loc înainte de atingerea temperaturii

de topire a cloratului de potasiu.

Marea majoritate a proceselor ce se desfășoară în industria

chimică sunt procese catalitice.

Prin intermediul biocatalizatorilor (enzime sau fermenți),

cataliza intervine direct în desfășurarea proceselor vieții

(digestia, respirația celulară, fotosinteza etc.).

4. Calcule pe baza ecuațiilor reacțiilor chimice

4.1. Scrierea unei ecuații stoechiometrice

- se scrie ecuația reacției chimice studiate:

Exemplu:

2 2H + 2O = 2 OH 2

La nivel molecular putem spune:

2 molecule 2H + 1 moleculă 2O = 2 molecule OH 2

Dacă luăm de 6,0232310 ori mai multe molecule, vom

avea:

2 moli 2H +1 mol 2O = 2 moli OH 2

Dacă transformăm molii în grame:

M2H = 2, M

2O = 32, M OH2= 18

4g 2H + 32g 2O = 36g OH 2

4.2.Calcule pe baza ecuațiilor chimice

În probleme:

- se poate lucra în moli, în grame, în moli și grame, sau în

kilomoli și kilograme;

- ecuațiile reacțiilor chimice trebuie scrise corect;


49

- se calculează masele moleculare ale substanțelor ce ne

interesează (masa unui mol de substanță – masa moleculară

exprimată în grame – se numește masă molară);

- se marchează, prin subliniere, pe ecuația reacției chimice

substanțele ce ne interesează;

- deasupra substanțelor se scrie ce ne indică ecuația

reacției chimice (corect scrisă), în moli sau în grame (ecuația

stoechiometrică);

- sub substanțe se trece ce ne indică problema;

- din proporțiile obținute se calculează necunoscutele.

În calcule se utilizează cantitățile de substanțe pure. Dacă

în probleme se lucrează cu soluții ale substanțelor de anumite

concentrații, este necesar calculul masei de dizolvat. Dacă în

probleme se lucreză cu amestecuri de substanțe și impurități,

este necesar calculul masei de substanță pură.

Gabriela Păunescu

50

CUPRINS

I. Corp. Substanţă. Amestec ............................... 5

1. Introducere în studiul chimiei şi importanţa acesteia....................................................................................... 5

2. Proprietăţi fizice şi chimice ale substanţelor .......... 5

3. Fenomene fizice şi fenomene chimice..................... 6

4. Substanţe pure şi amestecuri de substanţe ............ 6

5. Separarea substanţelor din amestecuri .................. 9

6. Soluţii ...................................................................... 11

II. Sistemul periodic. Formulele ....................... 15

1. Atom ....................................................................... 15

1.1. Nucleul atomic..................................................... 16

1.2. Număr atomic ...................................................... 17

1.3. Număr de masă ................................................... 17

2. Element chimic ....................................................... 18

2.1. Simbol chimic ...................................................... 18

2.2. Masă atomică ...................................................... 19

3. Învelişul de electroni .............................................. 21

3.1. Structura învelişului de electroni pentru primele 18 elemente chimice ....................................................... 21

3.2. Completarea straturilor cu electroni .................. 22

4. Sistemul periodic al elementelor ........................... 23

4.1. Structura sistemului periodic .............................. 25

4.2. Proprietăţi fizice generale ale elementelor ....... 26

4.3. Legătura dintre structura atomului şi locul ocupat de un element în sistemul periodic ................................ 27

5. Valenţa .................................................................... 28

5.1. Valenţa faţă de hidrogen .................................... 28

5.2. Valenţa faţă de oxigen ........................................ 28

6. Ioni .......................................................................... 29

6.1. Proprietăţi ale substanţelor formate din ioni .... 32


51

7. Molecule ................................................................. 32

8. Formule chimice ..................................................... 33

9. Masă moleculară. Mol ........................................... 35

9.1. Calcule pe baza formulelor chimice .................... 36

III. Reacţii chimice ............................................ 40

1. Clasificarea substanţelor compuse anorganice ..... 40

2. Ecuaţii chimice ........................................................ 41

2.1. Proprietăţi care nu se modifică în timpul reacţiilor chimice: ....................................................................... 42

2.2. Proprietăţi care se pot modifica în timpul reacţiilor chimice: ....................................................................... 42

3. Tipuri de reacţii chimice ......................................... 43

4. Calcule pe baza ecuațiilor reacțiilor chimice ......... 48

Gabriela Păunescu

52

BIBLIOGRAFIE

Manualele Şcolare de chimie

Programa de chimie în vigoare

chimie . s inteze pentru gimnaziu57e1a0e823bb6...temperaturi de topire scăzute); - duraluminiul –...

Documents