VALENŢA Curs 2

La mijlocul sec. XIX s-a dedus, din studiul formulelor chimice, că elementele au capacităţi diferite de

combinare, introducându-se noţiunea de valenţă.

Valenţa - capacitatea de combinare a unui element exprimată ca număr al legăturilor simple pe care le poate

forma atomul sau numărul de electroni pe care un element îi cedează sau îi acceptă când reacţionează

pentru a forma un compus.

Atomii sunt denumiţi mono-, di-, tri-, tetravalenţi etc. după numărul legăturilor pe care le formează.

Valenţa multor elemente este determinată de capacitatea lor de a se combina cu H2 sau de a-l înlocui în

compuşi.

Ex.:

1 atom de O se combină cu 2 atomi de H pentru a forma apa (H2O)şi astfel valenţa O este 2.

Similar Cl acceptă un electron în combinaţia cu un atom de H pentru a forma HCl şi valenţa Cl este 1.

Zn nu se combină direct cu H dar înlocuieşte 2 atomi de H în compuşii săi, astfel încât Zn are valenţa 2.

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

STAREA DE OXIDARE

Conceptul de valenţă nu este satisfăcător pentru combinaţiile complexe - se foloseşte noţiunea de stare de

oxidare – un număr atribuit unui element dintr-un compus ţinând cont de următoarele reguli:

● starea de oxidare a oricărui element în stare necombinată sau substanţă elementară este zero ceea ce

înseamnă că sunt neutre din punct de vedere electric (Feo, H2o, O2

o);

● starea de oxidare a oxigenului (O) în majoritatea compuşilor săi este –2 cu excepţia peroxizilor (H2O2),

superoxizilor şi combinaţiilor cu elemente mai electronegative în care starea de oxidare a oxigenului

este –1;

● starea de oxidare a hidrogenului (H) este în general +1 cu excepţia hidrurilor metalice (NaH, LiH) în care

starea de oxidare a hidrogenului este –1;

● metalele alcaline (Li, Na, K, Rb, Cs) au starea de oxidare +1; 2/1

- metalele alcalino-pământoase (Be, Hg, Ca, Sr, Ba) au starea de oxidare +2;

- starea de oxidare a aluminiului (Al) este +3;

- halogenii (Cl, F, Br, I), cu excepţia situaţiilor când formează compuşi unul cu celălalt sau

cu oxigenul, au starea de oxidare –1;

- starea de oxidare a ionilor monoatomici este egală cu sarcina ionilor respectivi (Zn2+ are

numărul de oxidare +2, Br- are numărul de oxidare -1 etc.);

- starea de oxidare a ionilor poliatomici este suma algebrică a numerelor de oxidare a

elementelor componente care trebuie să fie egală cu sarcina efectivă a ionului - Ex: în ionul

biatomic hidroxid (OH-) suma algebică a numerelor de oxidare a elementelor este (-2) + (+1) = -1,

valoare care reprezintă sarcina ionului hidroxid;

- într-o moleculă neutră suma stărilor de oxidare este zero.

Numărul de oxidare este o aproximare conceptuală convenabilă când se lucrează cu reacţii

electrochimice complexe.

2/2

STOECHIOMETRIA – stoicheion "element" si metron „măsura"

- ramură a chimiei care se ocupă cu studiul cantităţilor de substanţe (reactanţi şi produşi)

implicate într-o reacţie chimică.

Stoechiometria se bazează pe trei concepte:

● conservarea masei;

● masele relative ale atomilor;

● conceptul de mol.

LEGI FUNDAMENTALE ALE CHIMIEI:

● legi ponderale – se referă la masele substanţelor care participă la reacţii chimice

● legi volumetrice – se referă la volumele de gaze implicate în reacţii chimice

2/3

LEGI PONDERALE

Legea conservării masei, descoperită şi formulată de chimistul Lavoisier, este legea generală a chimiei

Diferitele reacţii studiate au condus la următorul enunţ : masa unui sistem chimic care evoluează rămâne constantă, ceea ce înseamnă că suma maselor reactanţilor şi produşilor dintr-o reacţie chimică, într-un sistem închis, este constantă

Teoria relativităţii a lui Einstein stabileşte relaţia dintre masă şi energie: E = mc2 (E-energia în erg, m-masa în g, c-viteza luminii în vid în cm/s).

Diferenţiind această relaţie rezultă că orice variaţie de energie determină o variaţie de masă: dE = c2dm

- valabila pentru reacţiile chimice obişnuite, în care variaţia de masă are valori foarte mici care nu pot fi măsurate nici cu cele mai sensibile balanţe.

Există reacţii chimice (reacţii nucleare) care se desfăşoară cu micşorarea considerabilă a masei reactanţilor.

Dacă luăm în considerare aceste ultime observaţii, legea conservării masei: suma maselor reactanţilor este egală cu suma maselor produşilor de reacţie plus deficitul de masă dat de formula lui Einstein (dm = dE/c2).

Conversia unui tip de materie este întotdeauna însoţită de conversia unei forme de energie (calorică, luminoasă, electrică.

Legea conservării energiei: energia nu poate fi creată sau distrusă dar se poate transforma dintr-o formă în alta. Cantitatea totală de materie şi energie disponibilă în univers este constantă.

Legea conservării masei a reprezentat baza dezvoltării chimiei în secolul al XIX-lea.

Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794)

2/4

LEGEA PROPORŢIILOR DEFINITE SAU CONSTANTE

Legea proporţiilor definite sau constante: un compus dat conţine întotdeauna exact aceeaşi proporţie de

elemente, considerată în termeni de greutate.

Principiul constanţei compoziţiei compuşilor se referă la procesul combinării a două elemente sau în general

la orice transformare chimică. Elementele şi substanţele chimice reacţionează între ele în raporturi de

combinare bine definite. Indiferent de calea pe care se obţine un compus precum şi de proporţia

reactanţilor compusul respectiv are întotdeauna aceeaşi compoziţie.

Ex. apa poate rezulta în urma unor reacţii diferite:

– sinteză din elemente

2H2 + O2 = 2H2O

– descompunerea apei oxigenate

2H2O2 = 2H2O + O2

– reacţii de neutralizare

HCl + NaOH = NaCl + H2O

În toate aceste cazuri raportul masic de combinare a H2 şi O2 este acelaşi 2/16 sau 1/8. Prin urmare 1g H2 se

combină cu 8g O2 pentru a forma 9g H2O. Dacă unul din reactanţi este în exces, excesul rămâne

necombinat.

Legea proporţiilor definite sau constante se aplică numai în cazul compuşilor stoechiometrici (care au o

compoziţie constantă). Din această lege derivă noţiunea de echivalent chimic.

Echivalentul chimic - cantitatea dintr-un element sau dintr-o substanţă compusă care se poate combina cu 1g

H2 sau 8g O2 sau care poate înlocui cantităţile menţionate din aceste elemente în oricare dintre compuşii

lor.

Echivalentul gram - cantitatea dintr-un element chimic sau dintr-o substanţă compusă, numeric egală cu

echivalentul chimic respectiv, măsurată în g.

Joseph Louis Proust (1754 – 1826)

2/5

Pentru elemente chimice echivalentul chimic este raportul dintre masa atomică a elementului respectiv şi

valenţa sa:

E = A/n

E Na

= 23/1=23

E Al

= 27/3=9

Dacă un element funcţionează în mai multe stări de valenţă el are mai mulţi echivalenţi chimici. De ex:

E Fe2+

= 56/2=28 iar E Fe3+

= 56/3=18,6

Pentru substanţe chimice echivalentul chimic se calculează în funcţie de natura substanţei şi de tipul reacţiei

la care participă aceasta.

În reacţii de neutralizare:

►pentru acizi echivalentul chimic este raportul dintre masa moleculară a acidului şi numărul de

protoni, H+ (hidrogeni ionizabili):

Eacid = M/nr. H+

E CH3COOH

= 60/1 = 60

E H2SO4

= 98/2 = 49

E H3PO4 = 125/3 = 41,7

► pentru baze echivalentul chimic este raportul dintre masa moleculară a bazei şi numărul grupelor

hidroxil ionizabile (OH-):

Ebază=M/nr. OH-

E NaOH

= 40/1 = 40

E Ca(OH)2 = 74/2 = 37

2/6

În cazul sărurilor echivalentul chimic se calculează de la caz la caz în funcţie de starea de oxidare:

● când substanţa nu participă la reacţii de oxido-reducere, caz în care nu se modifică starea de oxidare,

echivalentul chimic se calculează prin raportul dintre masa moleculară şi numărul de echivalenţi

de metal din sare (numărul atomilor de metal x valenţa metalului)

Esare = M/nr. echiv. metal din sare

E Na2HPO4 = M/2x1 = 142/2=71

EAl2 (SO4)3 = M/2x3 = 346/6=57

● când substanţa participă la reacţii de oxido-reducere echivalentul chimic se calculează prin raportul

dintre masa moleculară a substanţei şi diferenţa dintre stările de oxidare ale elementului implicat,

adică numărul de electroni cedaţi sau acceptaţi în reacţiile chimice considerate.

Esare (reacţii redox) =M/nr. e-

Ex: oxidarea KMnO4 în mediu acid:

2KMnO4 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O + 5[O]

+5e-

2 Mn+7 Mn+2 x 2

-2e-

5 O-2 O0 x 5

Echivalenţii chimici sunt folosiţi în calculele stoechiometrice din analiza cantitativă.

2/7

LEGEA PROPORŢIILOR MULTIPLE

Legea proporţiilor multiple - când prin combinarea a două elemente rezultă o serie de compuşi, raporturile de masă diferite corespund întotdeauna unor numere întregi şi mici.

Ex.: când o cantitate constantă dintr-un element I (N) se combină cu diferite cantităţi notate x1, x2, x3,……..,xn dintr-un alt element, II (O), cantităţile x2, x3,……..,xn sunt multipli întregi ai cantităţii x1.

În cazul oxizilor de azot, raporturile de combinare între azot şi oxigen sunt:

– protoxidul de azot N2O………. 14: 8 (x1)

– oxidul de azot NO…………… 14:16 (x2)

– trioxidul de azot N2O3………. .14:24 (x3)

– tetroxidul de azot N2O4………. 14:32 (x4)

– pentoxidul de azot N2O5………14:40 (x5)

LEGEA PROPORŢIILOR ECHIVALENTE

Legea proporţiilor echivalente - proporţiile maselor a două sau mai multe elemente diferite, care se combină fiecare în parte cu o greutate definită a unui alt element, vor trebui să fie aceleaşi sau multipli întregi ai proporţiilor greutăţilor elementelor diferite când acestea se combină între ele.

Dacă se consideră exemplul a două substanţe simple a căror mase se notează cu a şi b raportul lor de combinare este a:b. Dacă aceleaşi două substanţe simple se combină în cantităţi c şi d cu o cantitate definită dintr-o a treia substanţă simplă rezultă că raportul a:b/c:d este un raport de numere întregi şi mici.

Ex.: C şi H se combină cu O2 separat pentru a forma:

O aceeaşi cantitate de oxigen, 32g, se combină cu 12g C şi 4g H2. Conform legii enunţate la combinarea C cu H2 raportul de combinare va trebui să fie de 12:4 (CH4).

Masele elementelor care se combină sau se substituie sunt proporţionale cu echivalenţii lor chimici.

John Dalton (1766 – 1844)

Jeremias Benjamin Richter (1762 – 1807)

C + O2 = CO2 (12g C + 32g O 12:32)

2H2 + O2 = 2H2O ( 4g H + 32g O 4:32)

C + 2H2 = CH4 (12g C + 4g H 12:4)

2/8

Reacţiile chimice au loc de la echivalent la echivalent. Substanţele simple sau compuse reacţionează între ele în

cantităţi proporţionale cu echivalenţii lor chimici. Dacă se consideră 2 substanţe ale căror echivalenţi sunt E1 şi

E2 şi mase m1 şi m2:

E1/E2 = m1/m2

LEGI VOLUMETRICE

LEGEA VOLUMELOR CONSTANTE - volumele a două gaze care se combină se află atât între ele cât şi faţă de

volumul combinaţiei rezultate într-un raport de numere întregi şi mici.

LEGEA LUI AVOGADRO

Volume egale de gaze ideale, diferite, în aceleaşi condiţii de temperatură şi presiune conţin acelaşi număr de molecule.

Cu ajutorul legii lui Avogadro s-a putut calcula volumul unui mol de gaz în condiţii normale (0oC şi 1 atm=760 mm

col. Hg) care este de 22,41L.

Numărul lui Avogadro este o constantă universală de cea mai mare însemnătate care reprezintă numărul de

molecule conţinute în 22,41 l din orice gaz în condiţii normale de temperatură şi presiune.

Prin generalizare, reprezintă numărul de particule (atomi, ioni, molecule etc.) care se găsesc într-o cantitate

echivalentă (atom-gram, ion-gram, moleculă-gram) de substanţă indiferent de starea de agregare.

N = 6,023 x 1023.

Avogadro a introdus în chimie noţiunea de moleculă şi a demonstrat că elementele în stare gazoasă au moleculele

alcătuite din 2 atomi.

Louis Joseph Gay-Lussac (1778 – 1850)

Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro di Quaregna e di Cerreto (1776-1856)

2/9