Universitatea de Stat din Moldova Facultatea de Chimie şi Tehnologie Chimică
Catedra Chimie Anorganică şi Fizică
PROBLEME ŞI EXERCIŢII DE CHIMIE ANORGANICĂ
Sub redacţia ştiinţifică a lui Aurelian Gulea,
doctor habilitat în chimie, profesor universitar, membru corespondent al AŞM
Aprobat de Consiliul Facultăţii de Chimie şi
Tehnologie Chimică
Chişinău – 2008 CEP USM
2
CZU 546(076.5) P 93
Aurelian GULEA, Maria BÎRCĂ, Mihail POPOV, Svetlana KUDRIŢCAIA, Victor ŢAPCOV, Aliona
COTOVAIA, Lilia POPOVSCHI, Ion BULIMESTRU
Recomandat de Catedra Chimie Anorganică şi Fizică
Recenzent: Viorica Gladchi, doctor, conferenţiar universitar
Prezenta culegere de probleme şi exerciţii este alcătuită
conform programei de studii pentru studenţii anului I şi II de la facultăţile de chimie, biologie şi pedologie ale Universităţii de
Stat din Moldova. În culegere toate compartimentele sunt tratate atît din punct de vedere teoretic, cît şi prin exemple cu
rezolvare, urmate de probe cu răspunsuri pentru lucrul
individual.
ISNB 978-9975-70-784-8 © Aurelian Gulea, Maria Bîrcă, Mihail Popov et al., 2008
© USM, 2008
Camera Naţională a Cărţii Probleme şi exerciţii de chimie anorganică / Univ. de Stat din
Moldova, Fac. de Chimie şi Tehnologie Chimică, Catedra Chimie
Anorganică şi Fizică; Aurelian Gulea, Maria Bîrcă, Mihail Popov
[et al.]; sub. red. şt. a lui Aurelian Gulea. – Chişinău, CEP USM,
2008. – 326p. Bibliogr.: p.279. – 50ex. ISNB 978-9975-70-784-8 546(076.5) P 93
3
INTRODUCERE
Culegerea de probleme şi exerciţii propusă este
alcătuită conform programei şi planului de studii pentru
studenţii de la facultăţile de chimie, biologie şi pedologie ale
Universităţii de Stat, precum şi de la facultăţile care au chimia
ca obiect de profil în alte instituţii de învăţământ superior.
Problemarul poate fi util şi studenţilor facultăţilor care nu au
chimia ca obiect de profil.
În culegere sunt tratate toate compartimentele
curriculumului atât din punct de vedere teoretic, cât şi prin
exemple cu rezolvare, urmate de probe de sine stătătoare cu
răspunsuri.
La studierea cursului de Chimie anorganică în şcoala
superioară, este important ca studenţii să acumuleze deprinderi
în rezolvarea problemelor, acestea fiind printre criteriile
necesare la însuşirea temeinică a cursului nominalizat.
Partea componentă principală la rezolvarea problemelor
este tratarea matemetică a datelor, aprecierea erorilor, prezentă
la fel în această culegere. Un compartiment netradiţional este
dedicat nomenclaturii substanţelor anorganice. Culegerea
cuprinde o anexă, în care sunt introduse tabele cu datele
necesare pentru rezolvarea problemelor.
La elaborarea culegerii de probleme şi exerciţii au
4
colaborat cadrele didactice ale catredrei de Chimie Anorganică
a Universităţii de Stat:
Aurelian Gulea, profesor universitar: nomenclatura
chimiei anorganice; structura atomului, legea periodicităţii şi
sistemul periodic al lui D.I.Mendeleev; legătura chimică şi
structura moleculelor; procesele redox.
Mihail Popov, conferenţiar: energetica reacţiilor
chimice, termodinamica chimică şi chestionar.
Svetlana Kudriţcaia, conferenţiar: noţiuni generale,
legile de bază ale chimiei, tratarea matematică a datelor
experimentale.
Maria Bîrcă, conferenţiar: soluţii, compuşi complecşi.
Victor Ţapcov, conferenţiar: viteza de reacţie şi
echilibrul chimic, reacţii redox.
Aliona Cotovaia, Lilia Popovschi, lectori: soluţii.
Ion Bulimestru, lector superior: compuşi complecşi,
anexe.
Autorii aduc mulţumiri decanului Facultăţii de Chimie
şi Tehnologie Chimică, doctor, conferenţiar universitar,
Viorica Gladchi pentru avizul prezentat la această lucrare.
Aurelian Gulea, profesor universitar,
membru corespondent al AŞM.
5
Capitolul I
MĂSURĂTORI ŞI TRATAREA MATEMATICĂ A DATELOR
1.1. Sistemul internaţional de unităţi (SI) în chimie
La efectuarea măsurătorilor în chimie se folosesc
metode fizice şi se aplică obligatoriu Sistemul Internaţional de
unităţi (SI). SI este compus din 7 unitaţi de bază (alese arbitrar), un
numar relativ mare de unitaţi derivate acordate (18 unitaţi
acordate au primit denumiri speciale, de exemplu, Joule (J) pentru lucru, energie şi cantitate de căldură, în loc de Newton-metru; Pascal pentru presiune şi tensiune mecanică în loc de
Newton pe metru pătrat şi două unităţi care nu pot fi referite
nici la cele de bază, nici la cele derivate). Unităţile de bază ale
SI: – metru (m) – unitate de lungime; – kilogram (kg) – unitate de masă; – secunda (s) – unitate de timp; – amper (A) – unitate de intensitate a electricităţii; – kelvin (K) – unitate de temperatură termodinamică; – mol (mol) – unitate de cantitate a substanţei; – candela (cd) – unitate de intensitate a luminii. Notările de unităţi internaţionale ruseşti, numite în
cinstea savanţilor, trebuie scrise cu literă mare de tipar. Se
practică şi întrebuinţarea unităţilor multiple şi fracţionare ale
unităţilor SI, de exemplu: gram (g), miligram (mg), nefiind unităţi SI.
Unităţile multiple şi fracţionarea zecimală, ca şi
denumirea şi notarea lor, trebuie alcătuite cu ajutorul
multiplicatoarelor şi prefixelor, ilustrate în tabela următoare:
6
Multi-plica-torul
Prefi-xul
Notarea prefixu-
lui
Multiplicatorul
Prefi- xul
Notarea prefixu-
lui 1018 exa E 10-1 deci d 1015 peta P 10-2 santi s 1012 tera T 10-3 mili m 109 gepa G 10-6 micro mc 106 mega M 10-9 nano n 103 kilo K 10-12 pico p 102 gecto G 10-15 femto f 101 deca D 10-18 atto a
Nu se recomandă scrierea a două sau mai multe prefixe
la denumirea unităţii. În legătură cu faptul că denumirea
unităţii de bază – kilogramul conţine prefixul “kilo”, la
formarea unităţilor multiple şi fracţionare de masă se
întrebuinţează unitatea fracţionară gram (0,001 kg), iar prefixul
trebuie anexat la cuvântul “gram”, de exemplu, miligram (mg). Paralel cu unităţile SI, se poate întrebuinţa şi un număr
definit (19) de unităţi nestandardizate, de exemplu: a) tona – unitate de masă; minutul, ora, 24 ore (la
necesitate săptămîna, luna, anul, secolul, mileniul ş.a.) – unităţi
de timp; gradul, minutul, secunda – unităţi de unghi planar; litrul – unitate de volum; gradul Celsius – unitate de temperatură Celsius;
b) în capitole speciale; unitate atomică de masă – unitate de masă în fizica atomului şi chimie; hectar – unitate de suprafaţă în gospodăria agricolă; electronvolt – unitate de energie în fizică.
Fără limitarea termenului, se pot întrebuinţa unităţile
valorilor relative; unitatea (I), procentul (%) şi unităţile
valorilor logaritmice. Toate celelalte unităţi, cu excepţia celor
descrise mai sus (unităţile SI şi derivatele sale), sunt extrase din manuale, de exemplu: kilogramul, puterea, caloria, şi
7
numai după rezultatul final de introdus unităţile multiple sau fracţionare: angstrem, milimetru al coloanei de mercur etc.
Pentru a evita greşelile posibile la efectuarea calculelor,
se recomandă ca după formule să se exprime toate valorile în
unităţile SI, dar nu în multiple sau fracţionare. E important a întrebuinţa corect expresiile, legate de
folosirea diferitelor valori fizice. Aşa, de exemplu, nu se admite întrebuinţarea expresiilor, în care se vorbeşte despre:
a) valorile fizice în calitate de caracteristică a altor
valori, de exemplu: volumul masei corpului, masa volumului de gaz, masa sau volumul cantităţii de substanţă, cantităţii de
substanţă a volumului de gaz etc; b) valorile fizice în calitate de caracteristică a unităţilor,
de exemplu: volumul a 15 g de azot, masa a 3 mol oxigen, volumul (în c.n.) a 1 mol de gaz, deoarece valorile fizice (volumul, masa, cantitatea de substanţă, presiunea etc.) se introduc pentru a caracteriza obiectul (substanţa, corpul), dar
nu pentru a se caracteriza una pe alta, deci expresia corectă va
fi: “Volumul azotului cu masa de 15 g, masa oxigenului în cantitate de 3 mol, volumul gazului în cantitate de 1 mol etc”.
c) notarea unităţilor valorilor fizice nu se schimbă după
număr şi caz, de aceea putem spune “trei moli”, dar vom scrie
“3 mol”, sau zicem “trei kilograme”, dar scriem “3 kg” ş.a.m.d.
1.2. Erorile măsurătorilor
La rezolvarea problemelor de calcul se aplică datele
diferitelor unităţi fizice, de exemplu: a masei, volumului,
temperaturii, presiunii, densităţii ş.a. La efectuarea
măsurătorilor sunt inevitabile erorile. Erorile întâmplătoare sunt provocate de încălcarea
condiţiilor experimentale, de notare a indicaţiilor aparatelor sau
de însumare a greutăţilor, de neatenţia şi lipsa de experienţă a experimentatorului. Erorile întâmplătoare sunt inevitabile, de
8
aceea valoarea adevărată a mărimii măsurate este întotdeauna
necunoscută. Existenţa erorilor întâmplătoare face ca
măsurătoarea să ne dea numai o valoare aproximativă a
mărimii măsurate. Erorile întâmplătoare duc la apariţia
nepotrivirilor în valorile mărimii măsurate în diferite
experienţe. Erorile sistematice se manifestă într-o singură direcţie
şi îşi păstrează valoarea constantă sau se schimbă sistematic.
Cauzele erorilor sistematice pot fi defectele aparatelor de măsură (erorile de aparataj), de exemplu, deplasarea “zero”-ului scării aparatului, imperfecţiunea metodei
măsurătorilor (erori metodice), individualitatea
experimentatorului, de exemplu, aprecierea eronată a
schimbării culorii indicatorului, stabilirea neprecisă a
meniscului pe scara pipetei ori a biuretei ş.a. Exactitatea măsurătorilor depinde de precizia
aparatelor. Exactitatea masurătorilor se determină prin numărul
cifrelor în valoarea numerică a mărimii masurate. Cifre semnificative se numesc toate cifrele diferite de
zero în expresia zecimală a numărului, precum şi zerourile,
plasate între ele sau la sfârşit. De exemplu: 2,5 – două cifre semnificative; 0,25 – două cifre semnificative; 2,05 – trei cifre semnificative; 2,50 – trei cifre semnificative. “Zero”-urile de la sfârşitul cifrei indică precizia
măsurătorii aparatului dat. Astfel, la o balanţă tehnică, masa substanţei se determină cu o exactitate de 0,01, iar la una analitică cu o precizie de 0,0001. Notarea de 2,50 g exprimă o
precizie ce ne mărturiseşte că măsurătoarea s-a efectuat la o balanţă tehnică cu precizia de două cifre după virgulă.
Exactitatea măsurătorilor se caracterizează prin
9
incertitudinea absolută şi relativă. Incertitudinea (eroarea) absolută X – este valoarea
absolută a diferenţei dintre valorile adevărate ale mărimii măsurate Xad şi rezultatul măsurătorilor – Xm:
ad - m Eroarea absolută se exprimă în unităţi ale mărimii
măsurate. Deoarece ad rămâne necunoscută, în practică se poate
de gasit numai eroarea aproximativă a măsurătorilor. Incertitudinea (eroarea) relativă – – este raportul
dintre eroarea absolută şi valoarea adevărată a mărimii
măsurate: adX
X .
Eroarea relativă poate fi exprimată în procente:
%100
adX
X .
În practică în loc de ad necunoscută se foloseşte m. De exemplu, dacă pe o balanţă tehnică a fost cântărită o
probă de substanţă de 0,25 g, atunci eroarea relativă la
măsurători de masă va fi:
%100
mX
X .
1.3. Calcularea rezultatelor măsurătorilor
Exactitatea calculelor este limitată de precizia măsurilor
şi nu o poate depăşi. Numărul cifrelor semnificative, păstrate în
rezultatul final al calculelor, se determină prin rezultatul cel mai puţin precis al măsurătorilor.
Numărul cifrelor semnificative păstrate în sumă,
diferenţa, produsul, câtul împărţirii se determină prin numărul
de cifre în cea mai puţin precisă valoare iniţială; la ridicarea la
10
pătrat sau la extragerea de sub rădăcina pătrată – prin baza puterii ori prin expresia de sub rădăcina pătrată; la logaritmare
– prin numărul iniţial. În calculele intermediare se folosesc numere cu o cifră
semnificativă în plus faţă de rezultatul final. Rotunjirea cifrelor se efectuează conform regulilor: 1) La cifra semnificativă păstrată se adaugă o unitate,
dacă după ea vin cifra 5 şi mai mari. 2) Cifra semnificativă păstrată rămâne neschimbată,
dacă este urmată de cifrele mai mici ca 5. De exemplu, dacă este nevoie de a însuma două valori
de masă 2,51 g şi 0,9471 g: m 2,51 + 0,9741= 3,4571 g
Putem păstra numai două cifre semnificative după
virgulă, deoarece cea mai puţin precisă cifră 2,51 g conţine
două cifre semnificative după virgulă. După rotunjirea efectuată, rezultatul sumei va fi 3,46 g. Dacă această sumă este
rezultatul calculelor intermediare, atunci pentru următoarele
calcule trebuie de folosit cifra 3,457 g pentru a rotunji resultatul final.
11
Capitolul II
NOMENCLATURA CHIMIEI ANORGANICE
2.1. Număr de oxidare Numărul de oxidare nu este sinonim cu numărul de
legături ale unui atom. Numărul de oxidare al unui element
dintr-o entitate chimică reprezintă sarcina care ar fi prezentă la
un atom al elementului, dacă electronii din fiecare legătură la
acest atom ar fi atribuiţi atomului mai electronegativ, astfel: SO4
2- = un ion S6+ şi patru ioni O2-; S = VI; O = - II;
NO3- = un ion N5+ şi trei ioni O
2-; N = V; O = - II; CH4 = un ion C4- şi patru ioni H
+; C = - IV; H = I; NH4
+ = un ion N3- şi patru ioni H+; N = - III; H = I;
AlH4- = un ion Al3+ şi patru ioni H
-; Al = III; H = - I. În stare de element atomii au starea zero, iar o legătură
între atomii aceluiaşi element nu modifică numărul de oxidare: P4 = patru atomi P fără sarcină; P = 0; P2H4 = doi ioni P2- şi patru ioni H
+; P = - II; H = I; O2F2 = doi ioni O+ şi doi ioni F
-; O = I; F = - I. Mn2(CO)10 = doi atomi Mn0 şi 10 molecule CO fără sarcină.
2.2. Denumiri de elemente chimice
Lista elementelor chimice, care cuprinde şi denumirile
lor în limba română, este dată în anexa 1. Denumirile
elementelor din paranteze indică că acestea se folosesc când se
alcătuiesc denumiri derivate, de exemplu wolframul, şi nu
tungstenul. Toate elementele metalice noi au simbolurile formate din două litere. Marea lor majoritate au denumirea cu terminaţia -iu; excepţie fac elementele lantan, tantal, titan, praseodim, neodim, telur etc.
Toţi izotopii unui element au aceeaşi denumire, excepţie
12
făcând hidrogenul, care prezintă trei izotopi cu denumire
diferită (protiu – 11H, deuteriu – 2
1H sau D, tritiu – 31H sau T).
Ei sunt desemnaţi prin numere de masă în stânga sus şi numere
de ordine în stânga jos, aşa de exemplu: 16
8O, 178O şi
188O.
Pentru familii de elemente se continuă folosirea
următoarelor denumiri colective: halogeni (F, Cl, Br, I şi At),
calcogeni (O, S, Se, Te şi Po), metale alcaline (Li, Na, K, Rb, Cs şi Fr), metale alcalino-pământoase (Be, Mg, Ca, Sr, Ba şi
Ra), gaze rare (He, Ne, Ar, Kr şi Rn) etc. De asemenea, se folosesc şi denumiri de halogenuri şi
calcogenuri pentru compuşii dinari ai halogenilor şi
calcogenilor. În grupul metalelor rare sunt cuprinse Sc, Y şi de la La
până la Lu. De asemenea, se foloseşte denumirea de lantanoid cu simbolul Ln pentru elementele cuprinse între (Z = 57 şi 71);
în mod analog se folosesc denumirile de actinoid (Z = 89-103). Notarea grupelor de elemente din sistemul periodic se face
utilizând sistemul de cifre romane urmate de A pentru grupele principale şi B pentru grupele secundare.
După starea şi funcţia chimică (după valoarea
electronegativităţii) elementele chimice se clasifică în trei
grupe: metale (cu X mai mic ca 2,1), semimetale (cu X în jur de 2,1) şi nemetale (cu X mai mare ca 2,1).
2.3. Prefixe sau afixe folosite în nomenclatura anorganică
Nomenclatura chimică foloseşte afixe multiplicative,
numere atât arabe, cât şi romane şi litere pentru a indica atât
stoichiometria, cât şi structrura (tab. 1).
13
Tabelul 1 Prefixe sau afixe folosite în nomenclatura anorganică
*) este utilizat mai ales în chimia organică şi în chimia
compuşilor coordinativi.
Afixe multipli- cative
a) mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, octa, nona, deca, undeca (hendeca), dodeca etc., folosite fără liniuţa de despărţire; b) bis, tris, tetrakis, pentakis etc., folosite fără liniuţa de despărţire, însă obişnuit cu paranteze în jurul fiecărei expresii întregi la care se aplică prefixul
Afixe structurale
scrise cu litere cursive şi de despărţire de restul denumirii
Antiprismo opt atomi legaţi într-o antiprismă dreptunghiulară Asim asimetric Catena o structură în lanţ; adesea folosită pentru a desemna
substanţe polimere liniare Cis două grupe ocupând poziţii adiacente; folosită uneori
în sensul de fac Closo o structură de colivie sau închisă, în special un schelet
cu atomi de bor care este un poliedru având toate feţele triunghiulare
Ciclu o structură inelară *)
Dodecaedro opt atomi legaţi într-un dodecaedru cu feţe triunghiulare Fac trei grupe ocupând colţurile aceleiaşi feţe a unui
octaedru (facial) Hexaedro opt atomi legaţi într-un hexaedru (de exemplu, cub) Hexaprismo doisprezece atomi legaţi într-o prismă hexagonală Icosaedro doisprezece atomi legaţi într-un icosaedru triunghiular Mer meridional; trei grupe pe un octaedru în astfel de poziţii
că una este cis- faţă de celelalte două care sunt trans- una faţă de alta
Nido o structură de cuib, în special un schelet cu atomi de bor care este foarte apropiat de o structură closo
Sim simetric Trans două grupe în poziţii opuse faţă de un atom central (miu), grupa face punte între două sau mai multe centre de
coordonare
14
Afixe multiplicative Afixele multiplicative simple: mono, di, tri, tetra, penta,
hexa, hepta, octa, nona, deca, undeca (hendeca), dodeca etc., indică:
a) proporţii stoichiometrice Exemple: CO monoxid de carbon; CO2 dioxid de carbon; P4S3 trisulfură de tetrafosfor.
b) gradul de substituţie Exemple: SiCl2H2 diclorsilan; PO2S2
3- ion de ditiofosfat.
c) numărul de grupe coordinative Exemple: [CoCl2(NH3)4]
+ ion de tetraamindiclorocobalt(III). În unele cazuri, este necesar de a suplimenta aceste
afixe numerice cu hemi (1/2) şi sesqui (3/2). Afixele multiplicative de mai sus au, de asemenea,
unele întrebuinţări diferite pentru a desemna: – numărul de atomi centraţi identici în acizii condensaţi
şi anionii caracteristici lor: Exemple: H3PO4 acid (mono)fosforic; H4P2O7 acid (di)fosforic; H2S3O10 acid (tri)sulfuric. – numărul de atomi ai aceluiaşi element formând
schelete ale unor molecule sau ioni:
15
Exemple: Si2H6 disilan; B10H14 decaboran (14); S4O6
2- ion de tetrartionat. Afixele multiplicative bis, tris, tetrakis etc. au fost
iniţial introduse în chimia organică, apoi au fost extinse şi la
nomenclatura compuşilor coordinativi, utilizată în special de
Chemical Abstracts: Exemple: Bi (CH3)2 NCH2 NH3 tris (dimetilamino)metilaminobismutină; P(CH2OH)4Cl clorură de tetrakis(hidroximetil)fosfoniu; Fe(CN)2(CH3NC)4 dicianotetrakis(metil-izocianid)fer(II); Ca5F(PO4)3 fluorură-tris(fosfat) de pentacalciu. În primul exemplu anorganic, se urmăreşte a se
îndepărta orice îndoială că ligandul nu este CH3NC. În cel de-al doilea, trebuie să se distingă o sare dublă cu fosfat de o sare
a acidului condensat, trifosfatul P3O105-.
Chimiştilor nu li se recomandă folosirea afixelor
multiplicative bis, tris etc., decât în expresii conţinând un alt afix numeric, de exemplu, bis (dimetilamino), şi în cazurile în
care absenţa lor ar crea ambiguitate. În cazul compuşilor dinari, citirea se face începând cu
carbura, borura, nitrura, sulfura etc., excepţie făcând oxizii. În cazul compuşilor dinari între nemetale, în acord cu
practica stabilită, trebuie să fie plasat în faţă acel constituent care apare primul în seria:
B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F. Exemple: XeF2, NH3, H2S, S2Cl2, Cl2O, OF2. Dacă doi sau mai mulţi atomi (sau grupe de atomi)
diferiţi sunt ataşaţi la un singur atom central, după simbolul
16
atomului central se scriu simbolurile atomilor (sau grupelor) în ordine alfabetică, de exemplu: PBrCl2, SbCl2F, PCl3O, P(NCO)3O, PO(OCN)3.
În compuşii intermetalici, constituenţii incluzând Sb sunt plasaţi în ordine alfabetică a simbolurilor, de exemplu
Cu5Zn8 şi Cu5Cd8. În compuşii similari conţinând nemetale, de
exemplu, în compuşii interstiţiali, metalele sunt plasate în
ordinea alfabetică a simbolurilor, urmate de nemetale la sfârşit
în ordinea prescrisă, mai sus, de exemplu, MnTa3N4. Dacă constituentul electronegativ este heteropoliatomic,
el trebuie să fie desemnat prin terminaţia -at. În cazul a doi sau mai mulţi constituenţi electronegativi,
ordinea lor de citire trebuie să fie în ordine alfabetică. În compuşii anorganici este în general posibil de a
indica într-o grupă poliatomică un atom caracteristic (cum este
Cl în ClO-) sau atom central (cum este I în ICl4-). O astfel de
grupă poliatomică este desemnată drept un anion complex. În acest caz, denumirea trebuie să fie formată de la
denumirea elementului caracteristic sau central urmat de sufixul -at.
Cu toate că termenii sulfat, fosfat etc. au fost iniţial
denumirile anionilor de oxoacizi particulari, aceste denumiri desemnează cu totul general o grupă negativă conţinând sulf sau, respectiv, fosfor drept atom central, în starea de oxidare maximă, iar utilizarea sufixului -it desemnează o stare de
oxidare minimă. Ultima citire a fost abandonată, cum de
asemenea a fost abandonată şi citirea valenţelor prin sufixele: -os/ -oasă, -ic/ -ică. Conform nomenclaturii anionul complex este indicat prin paranteze pătrate, însă aceasta nu este necesar
decât atunci, când se scrie sarcina ionului în formă ionizată. Exemple: Na2[SO4] tetraoxosulfat de disodiu; Na2[SO3] trioxosulfat de disodiu; Na2[S2O3] trioxotiosulfat de disodiu;
17
Na[SFO3] fluorotrioxosulfat de sodiu; Na3[PO4] tetraoxofosfat de trisodiu; Na3[PS4] tetratiofosfat de trisodiu; Na[PCl6] hexaclorofosfat de sodiu; K[PF2O2] difluorodioxofosfat de potasiu; K[PCl2(NH)O] dicloroimidooxofosfat de potasiu. De multe ori, aceste denumiri pot fi prescurtate, de
exemplu, sulfat de sodiu, tiosulfat de sodiu. Compuşii de mai mare complexitate, la care regulile de
mai sus nu pot fi aplicate, se vor numi în acord cu nomenclatura substanţelor coordinative. În multe cazuri, fiecare sistem este posibil şi când se poate face o astfel de alegere se preferă denumirea mai simplă.
Când este necesar, de asemenea, unui număr de grupe
complete de atomi, îndeosebi când denumirea include un prefix numeric cu o semnifcaţie diferită, se folosesc numeralele
multiplicative (cel latin bis, cele greceşti tris, tetrakis etc.) şi
întreaga grupă la care ele se referă se pune în paranteze. Exemple: N2O oxid de diazot sau hemioxid de azot; NO2 dioxid de azot*; N2O4 tetraoxid de diazot*; N2S5 pentasulfură de diazot; S2Cl2 diclorură de disulf; Fe3O4 tetraoxid de trifer; U3O8 octaoxid de triuraniu; MnO2 dioxid de mangan; Ca3(PO4)2 bis(ortofosfat) de tricalciu; Ca(PCl6)2 bis(hexaclorofosfat) de calciu.
*denumirea dioxid de azot poate fi folosită pentru a
desemna amestecul în echilibru de NO2 şi N2O4; denumirea de tetraoxid de diazot se referă în mod specific la N2O4.
18
2.4. Notaţia stock În citirea compuşilor chimici se poate folosi şi notaţia
stock, unde numărul de oxidare al unui element este indicat
printr-un numeral roman plasat în paranteze imediat după
denumirea elementului. În aplicarea ei se consideră avantajos a
se folosi denumirile latine. Exemple: FeCl2 clorură de fer(II); FeCl3 clorură de fer(III); MnO2 oxid de mangan(IV); BaO2 peroxid de bariu(II); P2O5 oxid de fosfor(V) sau pentoxid de difosfor; As2O3 oxid de arsen(III) sau trioxid de diarsen; Pb2
IIPbIVO4 oxid de triplumb(II,II,IV) sau tetraoxid de triplumb;
K4Ni(CN)4 tetracianonichelat (0) de potasiu; K4Fe(CN)6 hexacianoferat(II) de potasiu; Na2Fe(CO)4 tetracarbonilferat(II) de sodiu. Anumiţi radicali neutri şi cationici (tabelul 2) conţinând
oxigen sau alţi calcogeni au, independent de sarcină, denumiri
speciale terminându-se în -il.
Tabelul 2
Atom sau
grupă
Denumirea Ca atom,
moleculă sau
radical neutru
Ca şi cationi Ca şi anioni Ca ligand
1 2 3 4 5 N (Mono) azot Nitrură Nitrido N2 Diazot Diazot (1+),
N2+
Diazot
N3 Azotură Azido NH Aminilen Aminilen Amidură Imido NH2 Aminil Aminil Amidură Amido NH3 Amoniac Ammin NH4 Amoniu NH2O Hidroxil
-amidură Hidroxilamido-O Hidroxilamido-N
N2H3 Hidrazil Hidrazil Hidrazidă Hidrazido N2H4 Hidrazină Hidrazin N2H5 Hidraziniu
(1+) Hidraziniu (1+)
2.5
. Den
um
iri pen
tru ca
tion
i şi rad
icali
20
N2H6 Hidraziniu (2+)
NO Oxid de azot Nitrozil Nitrozil N2O Oxid de diazot Diazot-oxid NO2 Dioxid de azot Nitroil Nitrit Nitro, nitrito-O
nitrito-N NS Tionitrozil NO3 Nitrat Nitrato N2O2 Hiponitrit Hiponitrito CO Monooxid de
carbon Carbonil Carbonil
HO2C Carboxil Carboxil CO2 Dioxid de carbon Carbon-dioxid CS Tiocarbonil Tiocarbonil CS2 Disulfură de
carbon Carbondisulfid
ClCO Cloroformil Cloroformil H2NCO Carbamoil Carbamoil N2NCO2 Carbamat CH3O Metoxil Metoxid Metoxo C2H5O Etoxil Etoxid Etoxo
Tabelul 2 (continuare)
21
H (Mono) hidrogen Hidrogen Hidrură Hidrido F (Mono)fluor Fluor Fluorură Fluoro H2P Dihidrogeno-
fosfură Dihidrogeno -fosfido
PH3 Fosfină Fosfin PH4 Fosfoniu PO Fosforil PS Tiofosforil PH2O2 Fosfinat Fosfinato PHO3 Fosfonat Fosfonato PO4 Fosfat Fosfato P2H2O5 Difosfonat Difosfonato P2O7 Difosfat Difosfato AsO4 Arsenat Arsenato OF (Mono)fluoru
-ră de oxigen
Cl (Mono) clor Clor Clorură Cloro ClO Clorozil Hipoclorit Hipoclorito ClO2 Dioxid de clor Cloril Clorit Clorito ClO3 Percloril Clorat Clorato ClO4 Perclorat Perclorato
Tabelul 2 (continuare)
22
ClS Clorosulfanil ClF2 Difluorură de clor Difluoroclorat(I) Br (Mono) brom Brom Bromură Bromo I (Mono) iod Iod Iodură Iodo IO Iodozil Hipoiodit Hipoidito IO2 Iodil Iodit Iodito ICl2 Dicloroiodat (I) O (Mono) oxigen Oxid Oxo O2 Dioxigen Dioxigen
(1+), O2+
Peroxid, O22-
Hiperoxid, O2-
Peroxo Dioxigen
O3 Trioxigen (ozon) Ozonidă H2O Apă Aqua H3O Oxoniu HO Hidroxil Hidroxid Hidroxo HO2 Perhidroxil Hidrogeno
-peroxid Hidrogeno -peroxo
S (Mono) sulf Sulfură Tio, sulfido HS Sulfhidril Hidrogeno
-sulfură Mercapto
S2 Disulf Disulf (1+) Disulfură Disulfido SO Monooxid de sulf Sulfinil
Tabelul 2 (continuare)
23
(tionil) SO2 Dioxid de sulf Sulfonil
(sulfuril) Sulfoxilat Sulf-dioxid
SO3 Trioxid de sulf Sulfit Sulfito HSO3 Hidrogeno
-sulfit Hidrogeno sulfito
H2S Sulfură de
dihidrogen
H3S Sulfoniu S2O3 Tiosulfat Tiosulfato
SO4 Sulfat Sulfato Se (Mono) seleniu Seleniură Seleno SeO Seleninil Selenoxid SeO2 Dioxid de seleniu Selenonil SeO3 Trioxid de seleniu Selenit Selenito SeO4 Selenat Selenato Te (Mono) telur Telurură Teluro CrO2 Dioxid de crom Cromil UO2 Dioxid de uraniu Uranil P (Mono) fosfor Fosfură Fosfido CH3S Metil-sulfanil Metantiolat Metiltio
Tabelul 2 (continuare)
24
C2H5S Etil-sulfanil Etantiolat Etiltio CN Cianogen Cianură Ciano OCN Cianat Cianato, OCN
izoctianato (NCO)
ONC Fulminat Fulminato SCN Tiocianogen Tiocianat Tiocianato
(SCN), izotiocianato (NCS)
SeNC Selenocianat Selenocianato CO3 Carbonat Carbonato HCO3 Hidrogeno-
carbonat Hidrogeno -carbonato
CH3CO2 Acetoxil Acetat Acetato CH3CO Acetil Acetil Acetil C2O4 Oxalat Oxalato
Tabelul 2 (continuare)
2.6. Denumirea combinaţiilor complexe În denumirea combinaţiilor complexe, cu atomul central
înaintea liganzilor, se utilizează prefixe multiplicative ca: di-, tri-, tetra- sau bis-, tris-, tetrakis-.
În general, denumirile liganzilor au terminaţia “-o”. De exemplu: O2-(oxo), OH-(hidroxo), F-
(fluoro). Alţi liganzi
anionici, printre care cei ce provin din molecule organice, prin ionizare, primesc terminaţia “-ato” ; de exemplu: CH3COO-
(acetato),
C2O42-(oxalato), H3C-C-CH = C-CH3 (acetil-acetonato) etc.
O O-
Denumirea liganzilor de tip moleculă neutră rămâne, în
general, neschimbată. Totuşi, molecula de apă H2O şi de
amoniac NH3, ca liganzi în complecşi, se numesc: “aqua”, respectiv “amin”, iar moleculele CO şi NO se denumesc
carbonil şi, respectiv, nitrozo. Cationii complecşi şi complecşii neutri nu primesc o
terminaţie specială. În schimb, anionii complecşi terminaţia “ -at” urmată de precizarea, în paranteze, a stării de oxidare a
atomului central. Combinaţiile complexe se scriu începând cu cationul şi
apoi anionul, dar se citesc în limba română începând cu
anionul. După normele IUPAC, complecşii se scriu la fel, dar se citeşte mai întâi cationul, de exemplu:
K3[FeIII(CN)6] hexacianoferat(III) de potasiu; [CoIII(NH3)6]Cl3 clorură de hexaammin cobalt (III); [CrIII(NO2)3(NH3)3] triammintrinitro crom(III); [FeIII(acac)3] tris-(acetilacetonato) fer(III). În cazurile care elementul caracteristic al unui radical
26
poate avea diferite numere de oxidare, acestea trebuie să fie
indicate prin notaţia Stock. De exemplu, ionii UO22+ şi UO2
+ pot fi respectiv numiţi ca uranil (VI) şi uranil (V).
Radicalii poliatomici în discuţie sunt întotdeauna trataţi
ca formând partea pozitivă a compusului: Exemple: COCl2 clororă de carbonil; NOS sulfură de nitrozil; PON nitrură de fosforil; PSCl3 clorură de tiofosforil; NO2HS2O7 hidrogenodisulfat de nitroil; S2O5ClF clorură-fluorură de disulfuril; SO2(N3)2 diazotură de sulfonil (sulfuril); IO2F fluorură de iodil. Aceste denumiri de radicali pot servi la formarea de
denumiri de compuşi, fără a fi necesar a lua poziţie în ceea ce
priveşte relaţiile de polaritate, care pot să fie necunoscute sau
controversate. Asrfel, de exemplu, compuşii NOCl şi NOClO4 sunt numiţi fără confuzie posibilă clorură de nitrozil şi,
respectiv, perclorat de nitrozil. Trebuie de notat că acelaşi radical poate avea denumiri
diferite în chimia anorganică şi în chimia organică. Denumirile
de compuşi organici puri, dintre care multe sunt importante în chimia compuşilor de coordinare, trebuie să fie în acord cu
nomenclatura chimiei organice. Denumirea izopolianionilor se face la fel ca pentru
axoanioni, fără a recurge la informaţii structurale şi denumirile
stoichiometrice complete ale sărurilor conţinând polianioni. Exemple: S2O7
2- disulfat (2-); Si2O7
6- disilicat (6-); Te4O14
4- tetratelurat (4-); Cr4O13
2- tetracromat (2-);
27
P3O105- trifosfat (5-);
Mo7O246- heptamolibdat (6-);
Na2B4O7 tetraborat de disodiu; NaB5O8 pentaborat de sodiu; Ca3Mo7O24 heptamolibdat de tricalciu; Na7HNb6O19*15H2O monohidrogenohexaniobat
de hepta sodiu cu 15 molecule de apă;
K2Mg2V10O28*16H2O decavanadat de dimagne-ziu-dipotasiu cu 16 mole-cule de apă.
Când elementul caracteristic este prezent în parte sau total într-o stare de oxidare inferioară celei corespunzătoare
numărului grupei lui, starea sau stările lui de oxidare se pot
indica prin numere Stock. Dacă este cazul, se poate folosi mai mult decât un număr Stock şi cel mai mic trebuie să fie citat
primul. Exemple: [S2O5]
2- disulfat (IV) (2-) (denumirea uzuală: disulfit); [O2HP-O-PHO2]
2- dihidrogenodifosfat(III) (2-) (denumirea uzuală: difosfonat); [O2HP-O-PO3H]2- dihidrogenodifosfat (III,V) (2-); [HO3P-PO3H]2- dihidrogenodifosfat (IV) (2-) (denumirea uzuală: dihidrogenohipofosfat); [Mo2
VMo4VIO18]
2- hexamolibdat (2V, 4VI) (2-). Anionii dinucleari sunt numiţi prin tratarea anionului
care este primul în ordine alfabetică ca ligand la atomul
caracteristic al celui de-al diolea. Exemple: [O3P-O-SO3]
3- fosfatsulfat(3-); [O3Cr-O-SO3]
2- cromatosulfat(2-); [O3Se-O-SO3]
2- selenatosulfat(2-);
28
[O3Cr-O-SeO3]2- cromatoselenat(2-);
[O3As-O-PO3]4- arsenatofosfat(4-).
Lanţuri mai lungi sunt numite în mod similar, începând
cu grupa terminală care este prima în ordine alfabetică şi
tratând lanţul cu (n-l) unităţi ca ligand la cealaltă grupă
terminală. Exemplu: [O3Cr-O-AsO2-O-PO3]
4- (cromatoarsenato)fosfat(4-). Când atomul central nu are nici un ligand oxo,
denumirea este identică cu cea obţinută prin aplicarea
nomenclaturii compuşilor de coordinare, de exemplu, B(ONO2)4
-, tetranitratoborat. Structurile tridimensionale de octaedre unite WO6,
MoO6 etc., care înconjoară atomul central sunt desemnate prin prefixele wolframo-, molibdo- etc., de exemplu, wolframofosfat, şi nu fosfowolframat. Numerele de atomi ai elementului caracteristic sunt indicate prin prefixe greceşti sau cifre.
Dacă trebuie să fie dat numărul de oxidare, în scopul de
a evita ambiguitatea, poate să fie necesar de a-l plasa imediat după atomul la care se referă, şi nu dupa terminaţia -at.
Exemple: [PW12O40]
3- dodecawolframofosfat(3-) sau 12-wolframofosfat(3-);
[PMo10V2O39]3- decamolibdodivanadofosfat(3-);
[CoIICoIIIW12O42]7- dodecawolframocobalt(II)cobalt(III)at;
[MnIVMo9O32]6- nonamolibdomanganat(6-);
[Ni(OH)6W6O18]4- hexahidroxohexawolframonichelat(4-);
[IW6O24]5- hexawolframoperiodat(5-);
[CeIVMo12O42]8- dodecamolibdocerat(IV)(8-);
[CrIIIMo6O21]3- hexamolibdocromat(III)(3-);
[P2VMo18O62]
6- 18-molibdodifosfat(V)(6-); [P2
IIIMo12O41]4- dodecamolibdodifosfat(III)(4-);
[S2IVMo5O21]
4- pentamolibdodisulfat(IV)(4-).
29
2.7. Denumirea acizilor Denumirile de săruri şi acizi liberi sunt date în modul
obişnuit, de exemplu: [NH4]6[TeMo6O24]7H2O hexamolibdotelurat de hexaamoniu
cu 7 molecule de apă; Li3H[SiW12O40]24H2O dodecawolframosilicat de trilitiu
hidrogen cu 24 molecule de apă; H4[SiW12O40] dodecawolframosilicat de tetrahidrogen
sau acid dodecawolframosilicic. Acizii binari şi pseudobinari ai caror anioni au
terminaţia -ura sau -id, -ida vor fi numiţi drept compuşi binari
sau pseudobinari ai hidrogenului, de exemplu, clorura de hidrogen, sulfura de hidrogen, peroxidul, cianura de hidrogen.
Denumirea azotura de hidrogen pentru compusul HN3 este recomandată în locul aceleia de acid azothidric.
Acizii derivaţi de la anioni poliatomici cu denumiri terminate în -at sau în -it pot să fie, de asemenea, trataţi ca mai
sus. Însă se folosesc denumiri în acord cu următoarea uzanţă: folosirea termenilor acid -ic şi acid -os corespunzând terminaţiilor anionice -at şi, respectiv, -it. Astfel, acid cloric corespunde la clorat, acid sulfuric – la sulfat şi acid nitros – la nitrit.
Această nomenclatură poate, de asemenea, să fie
folosită pentru acizii mai puţin comuni, de exemplu, ionii de
hexacianoferaţi corespund acizilor hexacianoferici. În astfel de cazuri însă sunt preferate denumiri sistematice de tipul hexacianoferat de hidrogen.
Cei mai mulţi dintre acizii comuni sunt oxoacizi, cu alte cuvinte, ei conţin numai atomi de oxigen legaţi la atomul caracteristic. Este o uzanţă de mult timp stabilită de a nu indica
aceşti atomi de oxigen. În principal, pentru aceşti acizi se vor păstra denumirile de mult timp stabilite. Cei mai mulţi anioni
pot fi consideraţi, de exemplu, H4XeO6, acid
30
hexaoxoxenonic(VIII) sau hexaoxoxenonat(VIII) de hidrogen. În cazul oxoacizilor notaţile -os -ic sunt aplicate în
multe cazuri pentru a se distinge între diferite stări de oxidare.
Denumirile acid -os sunt restrânse la acizii anionilor cu terminaţia -it.
În unele cazuri, distincţia dintre diferiţi acizi cu acelaşi
element caracteristic se efectuează prin intermediul prefixelor.
Această notaţie nu trebuie să fie extinsă dincolo de cazurile date mai jos. Prefixul hipo- este folosit pentru a indica o stare de oxidare inferioară şi poate fi păstrat în urmatoarele cazuri:
HClO acid hipocloros; HBrO acid hipobromos; HIO acid hipoiodos; H2N2O2 acid hiponitros; H4P2O6 acid hipofosforic. Prefixul per- a fost folosit pentru a desemna o stare de
oxidare superioară şi este păstrat numai pentru HClO4, acidul percloric, şi acizii corespunzători ai altor elemente din grupa
VII. Această folosire a prefixului per- nu trebuie să fie
extinsă la elementele altor grupe, aşa că nu sunt recomandate
denumiri de tipul perxenonat şi perrutenat. Nu trebuie făcută
confuzie între prefixul per- şi prefixul peroxo-. Prefixele orto- şi meta- au fost folosite pentru a distinge
acizii diferind prin “conţinutul de apă”. Sunt reţinute
următoarele denumiri: H3BO3 acid ortoboric; (HBO2)n acid metaboric; H4SiO4 acid ortosilicic; (H2SiO3)n acid metasilicic; H3PO4 acid ortofosforic; (HPO3)n acid metafosforic; H5IO6 acid ortoperiodic; H6TeO6 acid ortoteluric.
31
Prefixul piro- a fost folosit pentru a desemna un acid format din două molecule ale unui ortoacid minus o moleculă
de apă. Astfel de acizi pot acum să fie în general priviţi drept
cele mai simple cazuri de izopoliacizi. Denumirea uzuală acid pirofosforic poate fi păstrată pentru H4P2O7, deşi este
preferabilă denumirea acid difosforic. Lista de mai jos (“Denumiri pentru oxoacizi”) conţine denumirile acceptate ale
oxoacizilor (cunoscuţi sau nu în stare liberă). Pentru mulţi dintre aceşti acizi sunt preferabile
denumirile sistematice, mai ales pentru cei mai puţin comuni, de exemplu: H2MnO4 acid tetraoxomanganic(VI), pentru a-l distinge de H3MnO4, acidul tetraoxomanganic(V); HReO4 acid tetraoxorenic(VII), pentru al distinge de H3ReO5,
acidul pentaoxorenic(VII); H2ReO4 acid tetraoxorenic(VI), pentru al distinge de HReO3,
acidul tetraoxorenic(V); H3ReO4, acidul tetraoxorenic(V) şi H4Re2O7, acidul heptaoxodirenic(V).
Denumiri pentru oxoacizi H3BO3 acid ortoboric (HBO2)n acid metaboric H2CO3 acid carbonic HOCN acid cianic HNCO acid izocianic HONC acid fulminic H4SiO4 acid ortosilicic (H2SiO3)n acid metasilicic HNO3 acid nitric HNO4 acid peroxonitric HNO2 acid nitros HOONO acid peroxonitros H2NO2 acid nitroxilic
32
H2N2O2 acid hiponitros H3PO4 acid ortofosforic sau acid fosforic H4P2O7 acid difosforic sau acid
pirofosforic (HPO3)n acid metafosforic H3PO5 acid peroxomonofosforic H4P2O8 acid peroxodifosforic (HO)2OP-PO(OH)2 acid hipofosforic sau acid
difosforic(IV) (HO)2P-O-PO(OH)2 acid difosforic(III,V) H2PHO3 acid fosfonic H2P2H2O5 acid difosfonic HPH2O2 acid fosfinic H3AsO4 acid arsenic H3AsO3 acid arsenos HSb(OH)6 acid hexahidroxoantimonic H2SO4 acid sulfuric H2S2O7 acid disulfuric H2SO5 acid peroxomonosulfuric H2S2O8 acid peroxodisulfuric H2S2O3 acid tiosulfuric H2S2O6 acid ditionic H2SO3 acid sulfuros H2S2O5 acid disulfuros H2S2O2 acid tiosulfuros H2S2O4 acid ditionos H2SO2 acid sulfoxilic H2SxO6 (x=3,4...) acizi politionici H2SeO4 acid selenic H2SeO3 acid selenos H6TeO6 acid ortoteluric H2CrO4 acid cromic H2Cr2O7 acid dicromic HClO4 acid percloric
33
HClO3 acid cloric HClO2 acid cloros HClO acid hipocloros HBrO4 acid perbromic HBrO3 acid bromic HBrO2 acid bromos HBrO acid hipobromos H5IO6 acid ortoperiodic HIO4 acid periodic HIO3 acid iodic HIO acid hipoiodos HMnO4 acid permanganic H2MnO4 acid manganic HTcO4 acid pertehneţic H2TcO4 acid tehneţic HReO4 acid perrenic H2ReO4 acid renic Nu trebuie să fie date denumiri uzuale la acizi ca HNO,
H2N2O3, H2N2O4 etc., pentru care au fost descrise sărurile. Aceste săruri trebuie să fie desemnate raţional ca oxonitraţi(I),
trioxodinitraţi(II), tetraoxodinitraţi(III) etc. Denumirile acid galic(III), acid germanic, acid stanic,
acid antimonic, acid bismutic, acid vanadic, acid niobic, acid tantalic, acid teluric, acid molibdic, acid wolframic şi acid
uranic pot fi folosite pentru substanţe cu conţinut de apă şi grad
de policondensare nedefinite. Includerea numărului Stock în
cazul acidului galic(III) serveşte pentru a-l distinge de acidul organic.
Prefixul peroxo-, atunci când este folosit în legatură cu
denumirile uzuale ale acizilor, indică o substituire de -O- cu -O-O-.
Exemple: HNO4 acid peroxonitric; H3PO5 acid peroxomonofosforic;
34
H4P2O8 acid peroxodifosforic; H2SO5 acid peroxomonosulfuric; H2S2O8 acid peroxodisulfuric. Acizii derivaţi de la oxoacizi prin înlocuirea oxigenului
cu sulf sunt numiţi tioacizi. Exemple: H2S2O2 acid tiosulfuros; H2S2O3 acid tiosulfuric; HSCN acid tiocianic. Când mai mult decât un atom de oxigen poate fi înlocuit
prin sulf, numărul de atomi de sulf trebuie în general să fie
indicat: H3PO3S acid monotiofosforic; H3PO2S2 acid ditiofosforic; H2CS3 acid tritiocarbonic; H3AsS3 acid tritioarsenos; H3AsS4 acid tetratioarsenic. Afixele seleno şi teluro pot fi folosite într-o manieră
similară. Acizii conţinând alţi liganzi decât oxigen şi sulf sunt în
general desemnaţi în acord cu regulile expuse. Exemple:
HAuCl4 tetracloroaurat(III) de hidrogen sau acid tetracloroauric(III);
H2PtCl4 tetracloroplatinat(II) de hidrogen sau acid tetracloroplatinic(II);
H2PtCl6 hexacloroplatinat(IV) de hidrogen sau acid hexacloroplatinic(IV);
H4Fe(CN)6 hexacianoferat(II) de hidrogen sau acid hexacianoferic(II);
H[PFHO2] fluorohidridodioxofosfat de hidrogen sau acid fluorohidridodioxofosforic;
HPF6 hexafluorofosfat de hidrogen sau acid hexafluorofosforic;
35
H2SiF hexafluorosilicat de hidrogen sau acid hexafluorosilicic;
H2SnCl6 hexaclorostanat(IV) de hidrogen sau acid hexaclorostanic;
HBF4 tetrafluoroborat de hidrogen sau acid tetrafluoroboric;
H[BF2(OH)2] difluorodihidroxoborat de hidrogen sau acid difluorodihidroxoboric;
H[B (C6H5)4] tetrafeniborat de hidrogen sau acid tetrafenilboric.
Este preferabil a folosi denumiri de tipul tetracloroaurat(III) de hidrogen etc., în locul denumirilor “acid”.
Pentru unii dintre cei mai importanţi acizi de acest tip, pot fi folosite denumiri abreviate, de exemplu, acid fluorosilicic.
Derivaţii funcţionali ai acizilor sunt compuşi formaţi
din acizi prin substituirea de OH şi uneori O cu alţi atomi sau
grupe de atomi. În acest domeniu mai este folosită
nomenclatura funcţională, însă nu este recomandată. Denumirile de halogenuri de acizi sunt formate din
denumirea radicalului acid corespunzător, dacă acesta are un
nume special, de exemplu, clorura de nitrozil, clorura de fosforil.
În alte cazuri, aceşti compuşi sunt numiţi ca halogenuri-oxizi, de exemplu, MoCl2O2, diclorura-dioxid de molibden.
Anhidridele de acizi anorganici trebuie, în general, să
fie denumite ca oxizi, de exemplu, N2O5, pentaoxid de diazot, şi nu anhidridă nitrică sau anhidrida acidului nitric.
Esterii acizilor anorganici au denumiri formate în acelaşi fel cu sărurile, de exemplu, sulfat de dimetil,
hidrogenofosfat de dietil, fosfat de trimetil. Dacă însă se urmăreşte constituţia specifică a compusului, atunci trebuie să
fie folosită o denumire în acord cu nomenclatura compuşilor de
36
coordinare, de exemplu, (CH3)4Fe(CN)6 sau (CH3)4Fe(CN)2(CNCH3)4, hexacianoferat(II) de tetrametil sau dicianotetrakis(metil-izocianid(fer(II).
2.8. Săruri
Pentru a indica hidrogenul înlocuibil din sare –
denumirile se formează cu ajutorul cuvântului “hidrogeno”, cu
prefix numeric acolo, unde este necesar, urmat fără liniuţă de
despărţire de denumirea anionului. În mod excepţional, anionii anorganici pot conţine hidrogen care nu este înlocuibil. Acesta obişnuit este inclus în numele anionului şi nu este citat în mod explicit decât atunci când este considerat a avea numărul de
oxidare +1, însă sărurile nu pot fi numite săruri acide. Exemple: NaHCO3 hidrogenocarbonat de sodiu; LiH2PO4 dihidrogenofosfat de litiu, KHS hidrogenosulfură de potasiu, NaHPHO2 hidrogenofosforat de sodiu. În sărurile duble, triple etc., în formulele lor toţi cationii
trebuie să preceadă anionii. În denumiri trebuie să fie aplicate
regulile de mai jos. În acele limbi, cum este limba română, în
care denumirile cationilor sunt plasate după denumirile
anionilor, adjectivele se referă la numărul felurilor de cationi
prezenţi, şi nu la numărul total al lor. Cationii, cu excepţia hidrogenului, trebuie să fie citaţi în
ordine alfabetică, ea putând să fie diferită în formule şi
denumiri. Sărurile oxidice şi hidroxidice trebuie să fie privite din
punctul de vedere al nomenclaturii ca săruri duble conţinând anionii O2- şi HO
-, ceea ce permite să li se aplice aceleaşi
reguli. În limba română, denumirile sunt departe de practica
curentă şi mai poate fi păstrat încă sistemul folosirii prefixelor
37
oxi- şi hidroxi-, de exemplu, oxiclorura de cupru. Exemple:
MgCl(OH) clorură-hidroxid de magneziu sau hidroxiclorură de magneziu;
BiClO clorura-oxid de bismut sau oxiclorura de bismut;
LaFO fluorura-oxid de lantan sau oxifluorura de lantan;
VO(SO4) oxid-sulfat de vanadiu(IV) sau oxisulfat de vanadiu(IV);
CuCl23Cu(OH)2 clorura-trihidroxid de dicupru sau Cu2Cl(OH)3 trihidroxiclorura de cupru(II).
În cazul oxizilor şi hidroxizilor dubli, termenii “oxizi
micşti” nu sunt recomandaţi. Astfel de substanţe trebuie să fie
preferabil numite oxizi sau hidroxizi dubli, tripli etc., după cum
este cazul. Mulţi oxizi şi hidroxizi dubli aparţin unor grupe
distincte, fiecare avându-şi propriul tip structural caracteristic
care este denumit uneori după unele minerale bine cunoscute ale aceleiaşi grupe (de exemplu, perovskit, ilmenit, spinel etc.).
Astfel, NaNbO3, CaTiO3, CaCrO3, CuSnO3, YAlO3, LaAlO3 şi
LaGaO3 au toate aceeaşi structură ca perovskitul, CaTiO3. Denumiri aşa ca titanatul de calciu pot exprima
implicaţii false şi este preferabil de a numi astfel de compuşi ca
oxizi dubli şi hidroxizi dubli atunci, când nu există dovezi clare
şi general acceptate ale prezenţei de cationi şi oxo- sau hidroxoanioni în structură.
Aceasta nu înseamnă că denumirile de tipul titanat sau aluminat trebuie să fie abandonate, căci astfel de substanţe pot
exista în soluţie şi în stare solidă. În oxizii şi hidroxizii dubli metalele sunt citate, ca şi în
cazul sărurilor duble, triple etc., în ordine alfabetică.
38
Exemple: Al2Ca4O7nH2O heptaoxid (dublu) de dialuminiu-tetracalciu
hidratat sau
AlCa2(OH)7nH2O heptahidroxid(dublu) de aluminiu-dicalciu hidratat,
însă Ca3[Al(OH)6]2 bis(hexahidroxoaluminat) de tricalciu; AlLiMn2
1VO4(OH)4 tetrahidroxid-tetraoxid(triplu) de aluminiu-litiu-dimanganat(IV) sau tetraoxitetrahidroxid (triplu) de aluminiu-litiu-dimangan(IV).
Tipul de structură poate să fie adăugat în paranteze şi în
litere cursive după denumire atunci, când aceasta este necesar.
Când tipul de structură aparţine însăşi substanţei nu trebuie să se folosească litere cursive. În aceste cazuri, se adaugă tipul de structură, formula şi denumirea trebuie să fie în acord cu
structura. Exemple:
MgTiO3 trioxid(dublu) de magneziu-titan (tip ilmenit); FeTiO3 trioxid(dublu) de fier(II)-titan (ilmenit); NaNbO3 trioxid(dublu) de sodiu-niobiu (tip perovskit).
39
Capitolul III
ENERGETICA REACŢIILOR CHIMICE. ELEMENTE DE TERMODINAMICĂ CHIMICĂ
3.1. Termochimia
Reacţiile chimice în majoritatea cazurilor, sunt însoţite
de absorbţie sau degajare de căldură. Determinarea şi studierea căldurii absorbite sau
degajate la formarea sau disocierea compuşilor în reacţiile
chimice şi la trecerea de la o fază la alta alcătuieşte obiectul
termochimiei. 3.1.1. Căldura şi măsurarea ei
Căldura este o formă de energie care se deplasează
spontan de la un corp mai cald spre unul mai rece. În anumite condiţii, căldura poate fi forţată să treacă de la un corp mai rece
spre unul mai cald (frigiderul). După cum ştim, procesele chimice şi transformările fazice pot fi exotermice şi
endotermice. Temperatura unui obiect poate fi folosită pentru
determinarea cantităţii de căldură pe care el o absoarbe sau o
degajă. În lipsa unor schimbări chimice şi fazice, temperatura unui obiect va creşte la adiţionarea căldurii sau altor forme de
energie. La pierderea căldurii sau a altor forme de energie, temperatura unui corp va scădea. Măsurarea căldurii sau a altor forme de energie se efectuează în calorii (cal) sau Joule (J). Caloria este cantitatea de căldură sau altor forme de energie
care-i necesară pentru a mări cu un grad C0 temperatura unui
gram de apă. În SI se foloseşte ca unitate Joule. Fiecare calorie este echivalentă cu 4,184 J. Se mai folosesc şi unităţile multiple
kcal şi kJ. Pentru a calcula cantitatea de căldură, e necesar a cunoaşte căldura specifică (c). Aceasta este cantitatea de
căldură care se cere pentru a încălzi un gram de substanţă cu
10C sau K. Deci căldura specifică a apei este egală cu
4,184 J/g0C. Pentru cupru această valoare este egală cu
40
0,38 J/g0C, pentru aluminiu – 0,88 J/g0C etc. Capacitatea de căldură a unui corp este cantitatea de căldură obţinută la
creşterea temperaturii lui cu 10C sau K.
Capacitatea de căldură este egală cu căldura specifică
(J/g0C) înmulţită cu masa (g). Dacă cunoaştem masa substanţei
şi căldura ei specifică, atunci se poate de determinat cantitatea
de căldură (Q) absorbită sau eliberată măsurând schimbarea temperaturii:
Q = cm t (3.1) t = t finală – t iniţială. Dacă tfinală tiniţială, atunci Q va avea valoare pozitivă
(substanţa absoarbe căldura). Dacă substanţa pierde căldura,
atunci Q are valoare negativă şi temperatura ei scade.
3.2. Termochimia şi termodinamica
Termochimia este un compartiment al termodinamicii – ştiinţa care se ocupă de relaţiile dintre căldură şi alte forme de energie (mecanică, electrică, chimică, radiantă etc.). Se poate
spune că energia exprimă capacitatea de a efectua lucrul sau de
a transporta căldura. Fiecare substanţă conţine energie,
valoarea căreia depinde de cantitatea, compoziţia şi starea
acestei substanţe. Acel compartiment al termodinamicii, care se ocupă de schimbările energetice în reacţiile chimice, se
numeşte termodinamică chimică. Ea ne oferă posibilitatea de a
prevedea dacă o anumită reacţie chimică va avea loc în condiţiile date de temperatură, presiune şi concentraţie.
Suma totală a felurilor posibile de energie ce sunt
prezente în substanţă se numeşte energie internă (U). În termodinamică se studiază mai ales procesul de schimb
al energiei cu mediul înconjurător şi transferul de energie sub
formă de căldură sau lucru. Dacă schimbul de energie sub
formă de căldură are loc în urma mişcării haotice a
moleculelor, atunci transferul energiei sub formă de lucru se
41
realizează în urma mişcării dirijate a moleculelor. Să examinăm un sistem alcătuit din 2 mol de oxid de
carbon (II) şi un mol de oxigen în condiţiile camerei (250C sau
298 K). Fie că acest sistem se caracterizează printr-o rezervă de
energie internă U1. Presupunem că în urma reacţiei s-au format 2 mol de oxid de carbon (IV) : 2CO(g) + O2(g) = 2CO2(g), unde (g) înseamnă gazos. Dacă sistemul nu-şi schimbă volumul
(reacţia decurge într-un vas închis), atunci după toate
posibilităţile, nu s-a efectuat nici un lucru – nici de către
sistemul însuşi şi nici asupra lui. Totodată, ca rezultat al
reacţiei se degajă energie sub formă de căldură, care se elimină
în mediul înconjurător. Deoarece volumul substanţelor iniţiale
şi al produselor reacţiei nu s-a schimbat (V = const), iar temperatura produselor reacţiei după un timp oarecare se
egalează cu temperatura substanţelor iniţiale (T = const) în urma eliminării căldurii în mediul înconjurător, atunci căldura
eliminată este egală cu schimbarea energiei interne a
sistemului. În termodinamică se obişnuieşte a scădea valoarea, care
caracterizează starea iniţială a sistemului, din starea lui finală.
Această diferenţă se notează prin simbolul . Vom însemna energia internă a amestecului constituit din 2 mol CO şi un mol
O2 prin U1, iar energia internă a 2 mol CO2 prin U2. Pentru reacţia 2CO(g) + O2(g) = 2CO2(g)
U(CO2 (g)) – [U(CO (g)) + U(O2 (g))] = Uprod – Uiniţ = U2 – –U1 = U (3.2)
Fiindcă în această reacţie se degajă căldură, U1 U2, iar U va fi negativ. Caldura degajată sau absorbită într-o reacţie chimică se
numeşte căldura de reacţie. Valoarea ei depinde de starea de
agregare a substanţelor reactante, de aceea în partea dreaptă de
jos a formulei substanţelor se indică starea lor de agregare: (g) – gazoasă; (l) – lichidă; (s) – solidă.
Căldura de reacţie sau efectul ei termic în reacţia de mai
42
sus este pozitivă şi se numeşte izochorică, pentru că procesul
decurge într-un volum constant (Qv). După valoarea absolută, efectul termic izochoric este egal cu variaţia energiei interne,
deosebindu-se numai prin semn:
U = -Qv (3.3)
Căldura de reacţie poate fi considerată un produs al
reacţiei şi se scrie în partea dreaptă a ecuaţiei. Exemplu: 2CO(g) + O2(g) = 2CO2(g) + 2 283 kJ (V = const). Ecuaţiile, în care sunt indicate formulele substanţelor,
starea lor de agregare şi efectul termic al reacţiei se numesc
ecuaţii termochimice. Ecuaţiile termochimice pot fi scrise şi în ordine inversă,
numai că atunci semnul efectului termic trebuie să fie opus.
Căldura de reacţie se raportă la un mol de substanţă obţinută şi
de aceea în ecuaţiile termochimice se admit coeficienţi
fracţionari. Exemplu: CO(g) + ½ O2(g) = CO2(g) + 283 kJ ( V = const ). Forma termochimică de scriere a reacţiei poate fi
înlocuită cu cea termodinamică scriind în partea dreaptă a
ecuaţiei variaţia energiei interne în sistem: CO(g) + ½ O2(g) = CO2(g), U = -283 kJ/mol. Dacă reacţia se efectuează la presiune constantă, atunci
efectul ei termic se numeşte izobaric (Qp). Efectul izobaric se deosebeşte de cel izochoric. Sistemul
în care reacţia decurge la presiune constantă poate să-şi
schimbe volumul dacă numărul de moli al substanţelor gazoase
reactante diferă de numărul de moli al produselor gazoase ale
reacţiei. Aceasta însemnă că sistemul efectuează un lucru
atunci când volumul lui, în urma acestei reacţii, creşte sau
mediul exterior produce un lucru asupra sistemului când volumul lui scade.
43
De exemplu, dacă vom lua pentru combustie 1 mol de metan şi 2 mol de oxigen la temperatura de 25
0C şi presiunea
de o atmosferă, volumul lor în aceste condiţii va fi aproximativ
73 litri. După combustie şi răcire până la condiţiile iniţiale se
va forma 1 mol de CO2 gazos şi 2mol de apă lichidă: CH4(g) + 2O2(g) = CO2(g) + 2H2O(l)
În afară de aceasta, sistemul elimină în mediul
înconjurător ~890 kJ (reducând energia lui internă cu aceeaşi
cantitate de căldură). Volumul sistemului după arderea
metanului va deveni ~24,5 litri. Mediul exterior trebuie să
producă lucru pentru a micşora volumul iniţial al sistemului
~73 l până la ~24,5 l. Acest lucru se adaugă la energia totală
prezentă în sistem. Astfel, dacă sistemul a pierdut 890 kJ de
energie la arderea metanului, atunci o parte din ea a fost compensată de mediul exterior pentru micşorarea volumului
(~4,9 kJ). Lucrul produs de sistem sau efectuat asupra lui se
calculează după ecuaţia: A = P V (3.4)
Folosind ecuaţia lui Mendeleev-Clapeyron PV = nRT, putem calcula lucrul:
P V = nRT, unde n = n2 – n1 = nprod. r. – nsub. in. (diferenţa dintre numărul de
moli ai produselor gazoase ale reacţiei şi numărul de moli ai substanţelor gazoase iniţiale).
Deci A = nRT (3.5)
şi dacă n 1, atunci lucrul efectuat de către sistem asupra
mediului înconjurător se consideră pozitiv. Este evident că
efectul termic izobaric este mai mic decât cel izochoric pentru reacţiile, în care n0, fiindcă o parte de energie se consumă în
acţiunea de dilatare. Deci, Qp = Qv –A sau:
Qp = Qv - PV = Qv - nRT (3.6)
44
Este evident că atunci când n = 0, Qv = Qp şi când n 0 Qv Qp.
Vom atrage atenţia că Qv - Qp depinde de temperatura absolută şi întotdeauna este egală cu zero la zero grade K.
3.2.1. Entalpia de reacţie
Dacă reacţiile decurg la presiune constantă, atunci
căldura reacţiei absorbită sau eliminată de sistem (Qp) se mai numeşte variaţia entalpiei şi se înseamnă H. Dacă reacţia este
exotermică, Qp are valoare pozitivă, iar H valoare negativă,
deoarece conţinutul de căldură în sistem (cum se mai numeşte
altfel entalpia) scade. Deoarece Qp = Qv- PV, iar Qv = -U
atunci -Qp = U + PV (3.7) sau H = U + PV (fiindcă Qp = -H) (3.8)
Variaţia entalpiei arată cantitatea de căldură ce se
degajă sau se absoarbe pentru ecuaţia chimică concretă. De
exemplu, ecuaţia H2(g) + ½ O2(g) = H2O(l) H = -285 kJ
arată că la interacţiunea unui mol de hidrogen gazos cu 0,5 mol
de oxigen gazos la aceeaşi presiune şi temperatură se formează
1 mol de apă lichidă şi în mediul exterior se degajă 285 kJ de
căldură. Ecuaţia mai poate fi scrisă şi în felul următor: H2(g) + ½ O2(g) = H2O(l) + 285 kJ. Variaţia entalpiei este calculată pentru condiţiile
standard (la 250C sau 298,15 K şi la presiunea de 100 kPa sau
0,987 atm). Până în anul 1981 în calitate de condiţii standard se
lua T = 298,15 K şi presiunea de 1 atm. La aşa diferenţă mică
de presiuni se poate de socotit că variaţia entalpiei, practic, este aceeaşi. Variaţia entalpiei în condiţii standard se înseamnă
prescurtat H0298. Cel mai des în îndrumarele chimice se dau
entalpiile de formare, care arată variaţia entalpiei la obţinerea
45
unui mol de compus chimic din substanţe simple, care sunt
stabile în condiţii standard. Ele se notează H0f. De exemplu,
entalpia molară de formare a oxidului de carbon(IV) este -394 kJ/mol:
C(s) + O2 (g) = CO2 (g) H0f = H0
298 = +394 kJ/mol. Dacă un element are mai multe modificări alotropice,
atunci pentru calcularea H0f a substanţelor compuse cu
participarea elementului dat se ia acea modificaţie alotropică,
care-i mai stabilă în condiţiile standard. Pentru carbon cel mai
stabil în condiţiile standard este grafitul. Entalpia de formare a substanţelor simple în starea lor
cea mai stabilă este egală cu zero. Astfel, pentru H2 (g), O2 (g), Fe (s), P(roşu), C(grafit), H0
f =0. Pentru diamant H0
f = 2,1 kJ/mol. În chimia organică adesea se determină entalpia de
ardere. Se numeşte entalpie de ardere variaţia entalpiei la
combustia unui mol de substanţă în condiţii standard în urma
căreia se formează oxizi stabili. În afară de aceasta, vom lua cunoştinţă de entalpiile de
dizolvare, solvatare, entalpia legăturii chimice, a reţelei ionice
etc. Exemplul 1. Determinaţi variaţia energiei interne la
evaporarea a 250 g apă la 200C, dacă vom admite că vaporii de
apă se vor supune legilor gazelor ideale. Volumul lichidului în
comparaţie cu volumul vaporilor poate fi neglijat. Căldura
specifică de vaporizare a apei H = 2451 J/g. Rezolvare: energia internă şi entalpia sunt legate prin
următoarea ecuaţie: U = H - n RT
Cantitatea de substanţă a apei n = molg
g
/18
258 = 13,87 mol.
46
Pentru a determina variaţia energiei interne, se ia în consideraţie masa totală a apei:
U = 2451 J/g 250g – 13,87 mol 8,31 J/(molK) 293 K = 579 000 J sau 579 kJ.
3.3. Legea întâi a termodinamicii. Legea lui Hess
Legea întâi a termodinamicii este una din expresiile
legii conservării energiei. Ideea principală a acestei legi este că
“cantitatea totală a energiei în univers este constantă”. Ea nu se
creează din nimic şi nu dispare fără urmă, dar poate numai să
se transforme dintr-o formă în alta în cantităţi echivalente.
Dacă unui sistem, energia internă a căruia este (U1), i se comunică o anumită cantitate de căldură Q, atunci aceasta se
consumă pentru a mări energia internă a sistemului (U2) şi
pentru a efectua lucrul asupra sistemului exterior (A): Q = U2 – U1 + A sau Q = U + A (3.9) Deci energia internă finală (U2) este egală cu energia
internă iniţială plus energia adăugată din afară sub formă de
căldură şi minus energia pierdută sub formă de lucru in mediul
înconjurător (conform legii conservării energiei): U2 = U1 + Q – A sau U2 – U1 = Q – A;
U = Q – A (3.10) În această expresie A arată ce lucru a efectuat sistemul
asupra forţelor exterioare (valoarea pozitivă). Valoarea U poate fi pozitivă sau negativă, în dependenţă de valorile
relative ale lui Q şi A. Exempul 2. Unui sistem cu energia U1 i s-a transmis
800 J căldură. Ca urmare, asupra mediului exterior s-a produs lucrul egal cu 540 J. Cum se va schimba energia internă a
sistemului? U = Q – A; Deoarece căldura transmisă şi lucrul au
valori pozitive, atunci energia internă va creşte cu valoarea
47
U = 800 J – 540 J = 260 J. Exempul 3. Un sistem ce conţine 2 mol de apă, sub
formă de vapori, la presiunea de 101 kPa şi temperatura de 1000
C cu volumul de 60,24 l la păstrare în aceleaşi condiţii se
condensează şi pierde în mediul înconjurător 81,4 kJ căldură.
De calculat U al acestui proces, dacă densitatea apei va fi
0,9584 g/cm3. Căldura, care este cedată de sistem, are valoare
negativă. Cantitatea de lucru produs de mediul exterior asupra
sistemului (volumul se micşorează) va fi calculată din expresia A = P(V2 –V1). Dacă presiunea se exprimă în pascali, volumul
se exprimă în m3.
Deci V1 = 60,24 l = 0,06024 m3;
V2 =3/9584,0
2/18
cmg
molmolg =
9584,0
36 cm3 = 37,6 cm3 =
=3,76 10-5 m3. A = 101 325 Pa (3,76 10-5 m3 – 6 024 10-5 m3) =
= - 101 325 6 020,24 Pa m3 = –7100 J.(P M3 =J). Cunoscând valorile pentru Q şi A, noi putem calcula
variaţia energiei interne: U1 = Q – A = ( - 81,4 kJ) – – ( - 7100J) = - 81400 J + 7100 J = = - 74300 J = - 74,3 kJ. ( U 0 ).
O altă expresie foarte importantă a legii conservării
energiei este legea lui Hess, formulată încă în anul 1840: Variaţia entalpiei (sau efectul termic al procesului)
depinde numai de natura şi starea substanţelor iniţiale şi
produselor finale ale procesului şi nu depinde de stadiile
intermediare. Astfel, dacă o reacţie globală poate fi exprimată prin
mai multe reacţii intermediare efectuate în aceleaşi condiţii,
atunci variaţia entalpiei reacţiei globale este egală cu suma
variaţiilor entalpiilor reacţiilor în care se poate descompune
reacţia globală.
48
Exemplul 4. De calculat entalpia de combustie a grafitului după entalpiile de combustie a reacţiilor
intermediare: C(grafit) + 1/2O2 (g) CO(g) H0
298 = - 111 kJ CO(g) + 1/2O2 (g) CO2 (g) H0
298 = - 283 kJ C(grafit) + O2 (g) CO2 (g) H0
298 = - 394 kJ Experimental, este mai greu de determinat entalpia
primei reacţii. Din legea lui Hess rezultă că ecuaţiile
termochimice pot fi adunate şi scăzute la fel ca ecuaţiile
algebrice. Deatâta entalpia reacţiei de formare a oxidului de
carbon(II) poate fi determinată scăzând entalpia reacţiei de
combustie a oxidului de carbon(II) din entalpia reacţiei globale: H0
298 (CO) = - 394 kJ – ( -283 kJ) = - 111 kJ Legea lui Hess dă posibilitate de a determina variaţia
entalpiei în condiţii standard pentru orice reacţii, dacă sunt
cunoscute entalpiile standard de formare a reactanţilor şi a
produselor de reacţie. Afară de aceasta mai trebuie de ştiut că H a unei
reacţii într-o direcţie este egală după valoare şi opusă după
semn cu H a reacţiei inverse, dacă condiţiile sunt aceleaşi.
Deci: H0
f = H0descomp (3.11)
Exemplul 5. Să se determine variaţia entalpiei standard
în reacţia de formare a silicatului de calciu din oxid de calciu şi
dioxid de siliciu, dacă sunt cunoscute entalpiile standard de formare a tuturor participanţilor la reacţie:
CaO (s) = Ca (s) + ½ O2 (g) - H0
f (CaO(s)) SiO2 (s) = Si (s) + O2 (g) - H0
f (SiO2(s)) Ca (s) + Si(s) + 3/2 O2 (g) = CaSiO3 (s) + H0
f
49
(CaSiO3(s)) CaO (s) + SiO2 (s) = CaSiO3 (s) H0
reacţ Deci, H0
reacţ = H0f (CaSiO3(s)) – [H0
f (CaO(s)) + H0f
(SiO2(s))] = - 1582 kJ/mol – [ - 636 kJ/mol – 908 kJ/mol] = = -38 kJ/mol Din aceste calcule, se vede că H0
reacţ = H0f (prod. de reacţ.) - H0
f (subst. iniţ.) (3.12)
Dacă în ecuaţia termochimică sunt coeficienţi, atunci
H0f trebuie de înmulţit cu coeficientul ce se află înaintea
substanţei respective. Astfel pentru ecuaţia aA + bB +… = cC + dD +… vom
avea: H0
reacţ = (cHf0C + dHf
0D +…) – (aHf
0A + + bHf
0B +…)
Entalpia reacţiei poate fi determinată dacă sunt
cunoscute entalpiile de ardere ale participanţilor reacţiei. În
acest caz:
H0reacţ = H0
(ardere ale subs.iniţ.) - H0(ardere ale prod.reacţ.)
(3.13) Exemplul 6. Calculaţi entalpia de sinteză a acidului
acrilic după ecuaţia: C2H2 (g) +CO (g) + H2O(l) CH2 = CH – COOH(l),
dacă entalpiile standard de combustie a acetilenei, oxidului de
carbon(II) şi a acidului acrilic sunt respectiv egale cu (în
kJ/mol) : -1299,63; - 282,50 şi – 1370,0. H0
reacţ = H0(ardere)(C2H2) + H0
(ardere)(CO) - H0(ardere)
( CH2 = CH – COOH(l)) = - 1299,63 – 282,50 + 1370,0 = =- 212,13 kJ/mol.
50
Exemplul 7. Calculaţi variaţia entalpiei la 250C şi P =
=1atm pentru reacţia: S(s) +3/2O2 (g) = SO3(g),
dacă sunt cunoscute entalpia de formare pentru SO2 (g) ( -296,8 kJ/mol) şi variaţia entalpiei în reacţia:
SO2 (g) +1/2O2 (g) = SO3 (g), H0298 = - 98,9 kJ.
După cum se ştie, reacţia de formare a SO3 decurge în două etape. Cunoscând entalpiile standard ale reacţiilor
intermediare, se poate de aflat entalpia reacţiei sumare: S(s) + O2 (g) = SO2 (g) H0
298 = H0f = - 296,8 kJ
SO2 (g) +1/2O2 (g) = SO3 (g) H0298 = - 98,9 kJ
S(s) +3/2O2 (g) = SO3 (g), H0
298 = - 395,7 kJ
3.3.1. Spontaneitatea în schimbările chimice şi fizice Schimbările spontane în sens termodinamic se numesc
acelea, care au loc fără nici o influenţă exterioară asupra
sistemului dat. De exemplu, zahărul se dizolvă în apă fără nici
o influenţă exterioară. După definiţia schimbărilor spontane, timpul nu are aici nici un rol. Schimbările pot fi spontane chiar
şi atunci, când procesele decurg foarte încet. Reacţiile, în care
H are valoare mare, adesea sunt spontane. De exemplu: 2Na(s) + 2H2O(l) 2NaOH(s) + H2 (g) H0
298 = - 281,9 kJ. Această reacţie este exotermă şi datorită valorii mari a
H0298, ea decurge energic chiar şi în condiţii standard.
Reacţia 2Ag2S(s) + 2H2O(l) 4Ag(s) + 2H2S(g) + O2 (g) H0
298 = 595,6 kJ este endotermă şi nu trebuie să decurgă
spontan. Reacţia în sens opus (H0298 = -595,6 kJ) se poate
presupune că va fi spontană. Într-adevăr, argintul în amestec de
hidrogen sulfurat cu aer se întunecă rapid. Prezicerile bazate numai pe valoarea lui H0 nu sunt
întotdeauna precise, mai ales când H0 are valoare mică. Astfel
51
reacţia 2Ag(s) + 1/2O2(g) Ag2O(s) H0
298 = - 31 kJ care decurge spontan în condiţiile obişnuite este imposibilă la
temperatura mai mare de 2000C. Se cunosc şi reacţii endoterme, care pot decurge
spontan. De exemplu: 6SO2Cl2 (l) + CoCl26H2O (s) = 6SO2 (g) + 12HCl(g) +
+ CoCl2 (s) H 0. De asemenea, o substanţă cristalină se topeşte spontan
la temperatură mai înaltă decât temperatura de topire, cu toate că acesta este un proces endotermic. După cum vedem, spontaneitatea unui proces depinde de temperatură şi presiune.
Totuşi influenţa lor asupra valorii H este foarte mică. Este
evident că şi alt factor afară de H va avea influenţă asupra
spontaneităţii proceselor. Acest factor se numeşte entropie şi
această noţiune va fi abordată în compartimentul următor.
Exerciţii şi probleme
1.Daţi definiţia efectului termic al reacţiei. În ce cazuri
ecuaţiile reacţiilor chimice se numesc termochimice? 2. Prin ce se deosebesc valorile efectelor calorice ale
ecuaţiilor chimice în termochimie şi termodinamică ? 3. Daţi definiţia căldurilor: a) de formare, b) de
descompunere, c) de combustie? În ce unitaţi acestea se
exprimă? 4.Care sunt condiţiile standard ale unui sistem în
termodinamică? Prin ce simboluri se exprimă aceste condiţii? 5. În ce condiţii variaţia energiei interne este egală cu
căldura obţinută de sistem din mediul exterior? 6. La ce se consumă căldura obţinută de un sistem în
condiţii de presiune constantă? 7. Prin ce ecuaţie se exprimă entalpia şi variaţia ei? În
ce relaţii se află entalpia cu U, QV şi QP?
52
8. La combinarea a 2,1 g de fier cu sulful s-au degajat 3,58 kJ de căldură. Calculaţi din aceste date căldura de formare
a sulfurii de fier(II). 9.La arderea a 9 g de aluminiu s-au degajat 279,3 kJ de
căldură. Determinaţi din aceste date căldura de formare a
oxidului de aluminiu. Răspuns: - 1 676 kJ/mol.
10.Câtă căldură se va forma la arderea 1m3 de hidrogen
(c.n.), dacă în urma reacţiei se formează apă lichidă? Răspuns: 12 760 kJ.
11.Calculaţi entalpia standard a reacţiilor după egalarea
coeficienţilor: a) ZnS(s) + O2 (g) ZnO (s) + SO2 (g); b) CS2 (l) + O2 (g) CO2 (g) + SO2 (g); c) Al2(SO4)3 (s) Al2O3 (s) + SO3 (g); d) AgNO3 (s) Ag(s) + NO2 (g) + O2 (g); e) SO2 (g) + H2S (g) S (s) + H2O (l); f) CuCl2 (s) + H2O (g) CuO (s) + HCl (g). Care din reacţii sunt exoterme şi care endoterme?
Răspuns: a) -878; b) -1 075; c) +578; d) +314 e) -233; f) +78 kJ/mol.
12.Ce cantitate de căldură în condiţii standard se va
elibera la calcinarea unui mol de mangan, dacă în urma reacţiei
se formează Mn3O4 (s) ? H0f(Mn3O4) = - 1388 kJ/mol.
Răspuns: - 462,7 kJ. 13.Calculaţi căldura molară de combustie a butanului,
dacă produsele reacţiei vor fi apa lichidă şi dioxidul de carbon
gazos. H0f(C4H10) = -126 kJ/mol
Răspuns: -2 880 kJ/mol. 14.Calculaţi căldura molară de combustie a propanului,
dacă în urma reacţiei se formează apa lichidă şi dioxidul de
carbon gazos. H0f(C3H8) = -104 kJ/mol
Răspuns: - 2 220 kJ/mol. 15.Amestecul de propan şi butan intră în compoziţia
53
aragazului. Care din aceste substanţe are căldură de combustie
mai înaltă calculată pentru un gram de substanţă? Răspuns: C3H8.
16.La interacţiunea hidrogenului cu oxigenul se
formează H2O (l) şi se degajă 286,2 kJ de căldură pentru un
mol de hidrogen. Calculaţi U al acestui sistem. Răspuns: -285 kJ.
17.Calculaţi U la vaporizarea 1kg de apă (T = 423 K), dacă căldura de vaporizare a apei este egală cu 2 110,0 kJ/kg. De considerat vaporii ca un gaz ideal, iar volumul lichidului poate fi neglijat.
Răspuns: 1 914,6 kJ. 18.Aflaţi U la vaporizarea a 100g de benzen la
temperatura lui de fierbere (80,20C), considerând că vaporii de
benzen se supun legilor gazelor ideale. Căldura de vaporizare a
benzenului este 394 J/g. Volumul benzenului lichid poate fi neglijat.
Răspuns: 35,64 kJ. 19.Determinaţi H0
298 şi U în sistemul 4NH3 (g) + + 3O2 (g) = 2N2 (g) + 6 H2O (l)
Răspuns: -1530,3 kJ/mol şi -1517,9 kJ/mol. 20.Variaţia energiei interne în sistemul Fe (s) + Cl2 (g) =
= FeCl2 (s) este egală cu -334,0 kJ. Calculaţi din aceste date H0
298 a reacţiei. Răspuns: -336,5 kJ/mol.
21.După ecuaţiile termochimice calculaţi entalpiile
standard de formare ale produselor reacţiei: a) 2Al2O3 (s) + 6SO2 (g) + 3O2 (g) = 2Al2 (SO4)3 (s) ; -1750 kJ; b) 2CuO (s) + 4NO2 (g) + O2 (g) = 2Cu(NO3)2 (s) ; -440 kJ; c) 4NO2 (g) + O2 (g) + 2H2O (l) = 4HNO3 (l) ; -256 kJ, d) 2H2O (l) + 2SO2 (g) + O2 (g) = 2H2 SO4 (l) ; -462 kJ; e) 2PbO (s) + 4NO2 (g) + O2 (g) = 2Pb(NO3)2 (s) ; -588 kJ. Răspuns (în kJ/mol): a) 3441; b) -310; c) -174; d) -841; e) -447.
54
22.După ecuaţiile termochimice calculaţi entalpiile
standard de formare a substanţelor iniţiale: a)2Mg(NO3)2 (s) = 2MgO (s) + 4NO2 (g) + O2 (g) ; +510 kJ b)4Na2SO3 (s) = 4Na2 SO4 (s) + Na2S(s); -176 kJ c)2Na2HPO4 (s) = Na4 P2O7 (s) + H2O(l); +58 kJ d)2(NH4)2CrO4 (s) = Cr2O 3 (s) + N2 (g) + 5H2O(l) ) + 2NH3 (g) ;
- 89 kJ e)4KClO4 (s) = 2KClO3 (s)+ 2KCl (s) + 5O2 (g); +60 kJ Răspuns (în kJ/mol): a) -790; b) -1090; c) -1755; d) -1287; e) -433.
23.Calculaţi H0298 pentru reacţia Zn (s) + S (s) +
+ 2O2 (g) = ZnSO4 (s) având următoarea informaţie: Zn (s) + S (s) = ZnS (s); H0
298 = - 206,0 kJ; ZnS (s) + 2O2 (s) + = ZnSO4 (s); H0
298 = - 776,8 kJ. Răspuns: -982,8 kJ.
24.Calculaţi entalpia molară standard de formare a
NO(g) din datele următoare: N2 (g) + 2O2 (g) = 2NO2 (g); H0
298 = 66,4 kJ; 2NO (g) + O2 (g) = 2NO2 (g) ; H0
298 = - 114,1 kJ. Răspuns: 90,2 kJ/mol.
25.Determinaţi entalpia de formare a PbO2 din substanţe simple, folosind următoarele ecuaţii termochimice:
2Pb (s) + O2 (g) = 2PbO(s); H0298 = -438 kJ;
2PbO2(s) = 2PbO(s) + O2(g); H0298 = 116 kJ.
Răspuns: -277 kJ/mol. 26.Calculaţi entalpia de formare a clorurii de cupru (I)
din substanţe simple folosind următoarele ecuaţii
termochimice: CuCl2(s) + Cu(s) = 2CuCl(s); H0
298 = -56 kJ; Cu(s) + Cl2(g) = CuCl2(s); H0
298 = -216 kJ. Răspuns: -272 kJ/mol.
27.Pigmentul alb TiO2 se prepară hidrolizând TiCl4 în fază gazoasă după ecuaţia: TiCl4(g) + 2H2O(g) = TiO2(s) + + 4HCl(g).
55
Ce cantitate de căldură este folosită la fabricarea 1kg de TiO2(s) în condiţii standard?
Răspuns: 840 kJ. 28.O probă de WO2(s) cu masa de 0,745g a fost
calcinată în oxigen la presiune constantă, formând WO3(s) şi
degajând 1,143 kJ de căldură. Calculaţi entalpia de formare
pentru WO2 (s), dacă H0f (WO3 (s)) în aceste condiţii este egală
cu - 842,9 kJ/mol. Răspuns: -512 kJ/mol.
3.4. Legea a doua a termodinamicii. Entropia
După cum s-a menţionat mai sus, conform legii întâi a
termodinamicii, diferite forme de energie se transformă una în
alta după o lege de echivalenţă: atunci când dispare o formă de
energie, apare o cantitate echivalentă de energie în altă formă. Din practică se ştie că toate formele de energie
(mecanică, electrică, chimică etc.) pot fi transformate integral
în căldură, în timp ce căldura nu poate fi transformată cantitativ
în alte forme de energie. Întotdeauna rămâne o parte din căldură, care nu poate fi transformată în alte forme de energie.
Această concluzie este una din definiţiile legii a doua a
termodinamicii. O altă expresie a acestei legi este formularea:
căldura nu poate trece spontan de la un corp rece la altul mai cald. Dacă vom lua o bară de metal, încălzită la un capăt,
atunci după un timp scurt căldura se repartizează uniform în
toată bara. Procesul invers nu s-a observat niciodată. Deşi
oceanele reprezintă o sursă imensă de căldură, nu este posibil
ca această căldură să fie utilizată, transformând-o, de exemplu, în lucru mecanic. Acesta poate fi produs într-un proces termic, numai dacă are loc un transfer de căldură de la o temperatură
înaltă la alta mai joasă. Transferul de căldură de la un corp mai
rece la altul mai cald cere un consum de lucru executat din exterior (de exemplu, lucrul frigiderului).
Presupunem că un corp cu temperatura T2 a cedat Q kJ
56
de căldură altui corp cu temperatura mai mică T1. Este evident că rezerva sumară de energie în ambele corpuri rămâne
neschimbată. Totuşi, diferenţa
21 T
Q
T
Q întotdeauna este o
mărime pozitivă. O consecinţă importantă dedusă din legea a
doua a termodinamicii este aceea, că lucrul maxim care se
poate de obţinut nu depinde numai de diferenţa T2-T1, ci şi de
valoarea absolută a temperaturii T2. S-a căutat deci o relaţie
între cantitatea de căldură Q pierdută sau primită de un sistem
şi temperatura T la care are loc schimbul. Aceasta a condus la
definirea unei funcţii termodinamice noi, numită entropie (S):
S = T
Q (3.14)
Procesele, în urma cărora un sistem trece dintr-o stare în alta, pot fi de două feluri: reversibile şi ireversibile. Nu trebuie de confundat noţiunile de reversibilitate şi ireversibilitate ale
proceselor termodinamice cu noţiunile de reversibilitate şi
ireversibilitate ale reacţiilor chimice. Reversibile, în sens termodinamic, se numesc procesele în care trecerea unui sistem dintr-o stare finală în stare iniţială nu cere consum de energie
din afară. Aceasta înseamnă că în procesele reversibile nu au
loc schimbări în mediul înconjurător. Ca exemplu poate fi luată
mişcarea unui pendul, dacă în timpul mişcării nu apar forţe de
frecare. Procesele termodinamice sunt ireversibile, dacă
întoarcerea sistemelor în starea iniţială cere un consum de
energie din exterior. Astfel procesele reversibile se caracterizează prin lipsa transformării energiei în căldură, iar cele ireversibile decurg cu pierderea unei părţi de energie sub
formă de căldură. Cu cât mai multă energie se transformă în
căldură, cu atât procesul este mai ireversibil. În natură nu se
întâlnesc procese strict reversibile (în sens termodinamic). Totuşi termodinamica foloseşte pe larg această noţiune.
Aceasta se explică prin faptul că procesele reale ce decurg
spontan pot fi prezentate ca procese ce decurg foarte lent şi
57
reversibil, ceea ce dă posibilitate de a calcula funcţiile
termodinamice care caracterizează starea unui sistem. Variaţia
entropiei (S) unui sistem într-un proces izotermic reversibil este definită prin ecuaţia:
S = T
Qrev. (3.15)
Pentru procesele izotermice ireversibile S T
Qrev. .
De exemplu, variaţia entropiei la topirea unei substanţe
va fi egală cu entalpia de topire a acestei substanţe, împărţită la
temperatura absolută de topire:
Stop. = .
.
top
top
T
H (3.16)
Pentru transferul reversibil al unei cantităţi
infinitezimale de căldură în condiţii izotermice, variaţia
entropiei va fi:
S = T
Q sau, având în vedere că Q 0, vom avea
dS = T
Q.
Variaţia entropiei poate fi calculată dacă se cunoaşte
capacitatea calorică molară la presiune constantă (CP). Deoarece
CP = dT
Q şi Q = CPdT (3.17)
Introducând ultima expresie în ecuaţiile pentru variaţia
entropiei, obţinem: dS = CPT
dT.
După operaţia de integrare aflăm:
S = 2
1
T
TCP
T
dT =
2
1PC
T
TlnT (3.18)
Calcularea acestui integral este posibilă, dacă se
58
cunoaşte variaţia capacităţii calorice molare a substanţei de la
T1 până la T2, inclusiv şi eventualele călduri latente de topire,
vaporizare sau transformare polimorfă, care au loc între
temperaturile T1 şi T2. O ecuaţie mai simplă dar mai puţin
exactă, poate fi folosită, înlocuind Cp prin valoarea medie CP , presupusă constantă în intervalul de temperaturi de la T1 la T2:
S = CP ln1
2
T
T (3.19)
Entropia se exprimă în J/molK şi se atribuie unui mol de substanţă.
Spre deosebire de energia internă, valoarea entropiei poate fi aflată folosind ecuaţiile de mai sus.
După postulatul lui Plank (1911), entropia tuturor substanţelor pure la zero absolut este egală cu zero.
Valoarea entropiei în condiţii standard se înseamnă
S0298.
L.Boltzmann în anul 1896 a explicat sensul fizic al noţiunii de entropie pe baza mecanicii statistice. Dacă vom lua, de exemplu, două gaze, care nu pot reacţiona şi dacă le vom da
posibilitatea să vină în contact, atunci ele se vor amesteca spontan fără ca starea lor energetică să se schimbe. Procesul de
separare a acestui amestec gazos în părţile lui componente cere
însă un consum de energie. Astfel, forţa motrice de amestecare a gazelor nu este energia şi de aceea, pentru a prezice posibilitatea decurgerii unui oarecare proces, nu este suficientă
numai informaţia despre schimbările energetice.
Fie că două gaze, heliul şi neonul, se află la aceeaşi
temperatură şi presiune în două vase separate cu o diafragmă
(fig.3). Vom numi această stare a sistemului dat ca starea 1.
Dacă vom înlătura această diafragmă, atunci peste câtva timp
moleculele de neon şi heliu se vor repartiza uniform prin tot
volumul sistemului, deşi presiunile iniţiale ale gazelor erau la
59
fel. Vom numi starea nouă a sistemului ca starea 2. Procesul
de amestecare a gazelor decurge fără schimbarea entalpiei.
Gazele în starea 1 sunt repartizate într-o ordine mai mare în comparaţie cu starea 2, adică măsura ordinii în starea 2 este
mai mică decât măsura ordinii în starea 1. Probabil că forţa
motrice de amestecare a gazelor este tendinţa lor de a trece într-o stare cu ordine mai mică.
membrană fără membrană Starea 1 Starea 2 Fig.1
De aici urmează concluzia că: procesele spontane fără
schimbarea stării energetice a sistemului decurg numai în
direcţia în care ordinea în sistem se micşorează. În termodinamica chimică, termenii “ordinea” sau
“măsura ordinii” nu se folosesc, ci se întrebuinţează expresiile
care caracterizează proprietăţile opuse: “dezordinea” sau
“măsura dezordinii”. De aceea concluzia de mai sus poate fi
formulată astfel: procesele spontane, care nu schimbă starea
energetică a sistemului, decurg numai în direcţia în care
dezordinea în sistem creşte. E greu de imaginat ca un amestec de două gaze să
treacă din starea 2 în starea 1. De aceea starea 2 este mai
probabilă. De aici poate fi trasă concluzia că: procesele spontane, care decurg fără schimbarea stării energetice a unui
sistem, se efectuează numai în direcţia în care sistemul trece
într-o stare mai probabilă. Este imposibil de calculat măsura ordinii sau dezordinii
He Ne
He Ne
60
unui sistem, însă probabilitatea aflării moleculelor într-un loc sau altul al sistemului poate fi calculată.
Starea unei totalităţi de particule poate fi caracterizată
prin două metode: 1) de arătat valorile proprietăţilor, cum sunt
temperatura şi presiunea; acestea sunt caracteristicile
macrostării substanţei. De exemplu, pentru variaţia entropiei
S = T
Qrev.
2) de arătat caracteristicile fiecărei particule din
substanţă – poziţia ei în spaţiu, viteza şi direcţia deplasării;
acestea sunt caracteristicile microstării substanţei. Fiindcă
corpurile sunt alcătuite dintr-un număr colosal de particule, macrostării respective îi corespund un număr colosal de diferite
microstări. Numărul de microstări, care corespund macrostării
date a substanţei, se numeşte probabilitatea termodinamică a
stării ei şi se înseamnă prin W. Ca exemplu, să luăm o totalitate
de cărţi ale unui oarecare scriitor editate în şase volume.
Numărul total de aranjări ale acestor volume în ordine diferite va fi egal cu 6!, adică 720654321 .
Din aceste 720 de aranjări numai una corespunde
aranjării cărţilor în ordinea volumelor, iar celelalte 719
corespund “dezordinii sistemului”. Dacă în “sistemul dat”
dezordinea nu depinde de temperatură şi presiune, atunci într-un sistem alcătuit din mai multe molecule gradul
dezordinii sau probabilitatea termodinamică va fi şi mai mare.
De aceea această caracteristică a sistemului se exprimă prin
lnW. Savantul Boltzmann a stabilit că între probabilitatea
termodinamică şi entropie există relaţia: S = k lnW (3.20)
unde k este constanta lui Boltzmann egală cu AN
R.
Valoarea entropiei raportată la un mol de gaz sau
entropia molară va fi:
61
S = R lnW (3.21) Entropia are aceleaşi dimensiuni ca şi constanta
universală a gazelor R şi anume J/molK. După cum am mai
spus, entropia cristalelor ideale ale substanţelor absolut pure la
zero absolut va fi egală cu zero, deoarece particulele într-un aşa
cristal se pot aranja numai într-un singur fel regulat şi W = 1, iar lnW = 0. În îndreptarele chimice valorile entropiilor absolute sunt date pentru condiţiile standard (S
0298).
Dacă se cunosc entropiile de formare ale tuturor
elementelor componente ale unei substanţe, se poate calcula
entropia de formare a substanţelor, printr-un procedeu similar cu cel folosit la calculul entalpiei reacţiei. Entropia de formare
a unei substanţe este egală cu suma entropiilor produselor de
reacţie minus suma entropiilor reactanţilor înmulţite cu valorile
coeficienţilor. Pentru reacţia mA + nB xC + yD variaţia entropiei va fi:
S = Sprod - Sreact. =
(3.22)
Pentru a evalua variaţia entropiei la trecerea sistemului
din starea 1 în starea 2, urmează ca din valoarea entropiei care
caracterizează starea finală să se scoată valoarea entropiei ce
caracterizează starea iniţială:
S = S2 – S1 = R lnW2 – R lnW1 = R ln1
2
W
W.
Deoarece W2 W1, rezultă că S2 S1 şi S 0.
De aici tragem concluzia: procesul care are loc fără
schimbarea stării energetice a sistemului decurge spontan
numai în direcţia în care entropia sistemului creşte.
Sistemele alcătuite din molecule mai simple au entropia
)]()([)]()([ BSnASmDSyCSx
62
mai mică decât sistemele alcătuite din molecule mai
complicate. În cristale moleculele, ionii şi atomii sunt aranjaţi
într-o ordine mai mare decât în lichide, iar în lichide ordinea este mai înaltă decât în starea gazoasă. Astfel entropia apei în
diferite stări va fi următoarea (în J/mol K):
S(H2O)(s) = 43,9; S(H2O)(l) = 66,9 şi S(H2O)(g) = 188,7.
Este important de menţinut că entropia substanţelor
individuale depinde de temperatură, însă variaţia entropiei unui
proces fizic sau chimic, practic, nu depinde de temperatură. Câte odată semnele schimbării entropiei în urma
reacţiei pot fi prevăzute, fiindcă ele depind de starea
substanţelor reactante. Astfel, dacă volumul produselor reacţiei
este mai mare decât volumul substanţelor iniţiale, atunci S0. Exemplul 8. Determinaţi variaţia entropiei pentru
procesul de transformare a apei lichide în vapori în condiţii
standard: S0
298 = S0298(H2O(g)) - S0
298(H2O(l)) = 1 mol H2O(g)188,71 J/(molK) – 1mol H2O(l) 69,9 J/(mol K) = =118,80 J/K.
S0 şi deci procesul este posibil. Exemplul 9. Calculaţi variaţia entropiei pentru reacţia
ce urmează, dacă reactanţii şi produsul reacţiei se află în starea
lor standard: 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l)
S0298(H2(g)) = 130,57; S0
298(O2(g)) = 205,03; S0298(H2O(l))=
=69,91 J/(mol K); S0
298 = 2S0(H2O(l)) - 2S0(H2(g)) – S0(O2(g)) = 2mol H2O(l) 69,91 J/(mol K) – 2mol H2(g) 130,57 J/(mol K) – – 1mol O2(g)205,03 J/(mol K) = -326,35 J/K.
Exemplul 10. Calculaţi entropia standard de formare a
63
oxidului de fier (III) din substanţele simple după datele
următoare: I. 2Fe(s) + O2(g) = 2FeO(s); S0(I) = -145 J/K; II. 4FeO(s) + O2(g) = 2Fe2O3(s); S0(II) = -259 J/K; Rezolvare: I. 2(2Fe(s) + O2(g) = 2FeO(s); S0(I) = -145 J/K) 2; II. 4FeO(s) + O2(g) = 2Fe2O3(s); S0(II) = -259 J/K.
4Fe(s) + 3O2(g) = 2Fe2O3(s); S0 = 2S0(I) + S0(II) = = 2mol (-145 J/molK + 1mol(-259J/mol K ) = = -549 J/K
Exerciţii propuse
1. Ce relaţie există între entropie şi dezordinea unui
sistem? 2. Poate oare fi calculată valoarea absolută a entropiei
molare pentru substanţele pure în condiţii standard? 3. În ce unităţi se exprimă valoarea entropiei? 4. Aranjaţi următoarele sisteme, constituite dintr-un mol de
substanţe simple, în ordinea creşterii entropiei: H2O(g) la 1000C, N2(s) la -2150C, C2H5OH(g) la 1000C, H2O(l) la 250C, H2O(s) la -2150
C şi C2H5OH(s) la 0K. 5. Cum se schimbă valoarea entropie (creşte, nu se
schimbă sau scade) în următoarele sisteme la trecerea lor
din stare iniţială în cea finală:
Starea iniţială Starea finală Semnul S
a) NaCl(s) la 298K NaCl(s) la 0K b) H2O(s) la 273K şi P = 1atm
H2O(l) la 273K şi P= = 1atm
64
c) 1mol Si şi 1mol O2
1mol SiO2
d) 1 mol CaCO3 1 mol CaO şi 1mol
CO2
6. Calculaţi variaţia entropiei la topirea a 2 mol de acid
acetic, dacă temperatura de topire a acestui acid este
16,60C, iar căldura de topire este 194 J/g.
Răspuns: 80,34 J/K 7. Calculaţi variaţia entropie la vaporizarea a 100 g de apă
la 250C, dacă căldura molară de vaporizare a apei la
această temperatură este egală cu 44,08 kJ/mol. Răspuns: 820,0 J/K
8. Căldura de vaporizare a brombenzenului la 429,8 K este
egală cu 241,0 J/g. Determinaţi S la vaporizarea a 2,50 mol de brombenzen.
Răspuns: 220,0 J/K 9. Variaţia entropie la topirea a 200 g de cupru este egală
cu 2,56 J/K. Calculaţi căldura specifică de topire a
cuprului, dacă temperatura lui de topire este egală cu 1 0830C.
Răspuns: 17 357 J/kg 10. Căldura specifică de topire a gheţei este egală cu
33 480 J/kg. Determinaţi variaţia entropiei molare la
topirea gheţii. Răspuns: 22,07 J/(molK)
11. Folosind valorile entropiilor standard din îndreptarele chimice, calculaţi S0
298 pentru fiecare din următoarele
reacţii: a) 2Al(s)
+ 3F2(g) = 2AlF3(s); b) N2(g) + O2(g) = 2NO(g); c) CaO(s) + H2O(l) = Ca(OH)2(s); d) Fe2O3(s) + 3CO(g) = 2Fe(S) + 3CO2(g); e) 2LiOH(s) + CO2(g) = Li2CO3(s) + H2O(l);
65
f) CaSO42H2O(s) = CaSO4(s) + 2H2O(g); g) CH4(g) + N2(g) = HCN(g) + NH3(g); h) CS2(g) + 3Cl2(g) = CCl4(g) + S2Cl2(g). În care din aceste ecuaţii entropia favorizează
decurgerea spontană a reacţiei? 12. Calculaţi entropiile standard ale substanţelor iniţiale în
următoarele sisteme: a) 2Mg(NO3)2(s) = 2MgO(s) + 4NO2(g) + O2(g); S = 891 J/K b) 4Na2SO3(s) = 3Na2SO4(s) + Na2S; S = -60 J/K c) 2Na2HPO4(s) = Na4P2O7(s) + H2O(l); S = 40 J/K d) 2(NH4)2CrO4(s) = Cr2O3(s) + N2(g) + 5H2O(l) + +2NH3(g); S = 891 J/K e) Na2CO310H2O(s) = 2NaOH(s) + CO2(g) + +9H2O(g); S = 1478 J/K
3.5. Energia liberă şi sensul în care evoluează
un proces chimic Două legi ale naturii au importanţă deosebită pentru
termodinamică: 1) sistemele tind a trece într-o stare cu energie potenţială minimă şi 2) sistemele tind a trece în starea cea mai
probabilă cu gradul de dezordine maximal posibil în condiţiile
date, adică entropia tinde să crească. Dacă micşorarea entalpiei
unui sistem H reflectă în general tendinţa atomilor de a se uni
în molecule sau tendinţa particulelor (ionilor, moleculelor) de a
se uni în agregate mai mari (cristale, polimeri), atunci variaţia
entropiei S reflectă tendinţa inversă de a dezagrega particulele
şi de a le aranja într-o dezordine mai mare. Fiecare din aceste tendinţe opuse depind de natura substanţelor şi de condiţiile în
care decurge procesul (temperatura, presiunea, cantitatea reactanţilor etc.).
66
Pentru a compara cantitativ aceste două tendinţe, e necesar a exprima factorii care le caracterizează în aceleaşi
unităţi de măsură. După cum am văzut, H se exprimă în
kJ/mol, iar S în J/molK sau kJ/molK. Aceasta poate fi realizat în două feluri: sau de împărţit H la T, sau de înmulţit
S cu T. Deoarece gradul de dezordine este proporţional şi cu
temperatura absolută, şi cu entropia, s-a hotărât de a exprima a
doua tendinţă prin produsul T S. În stare de echilibru, când ambele tendinţe se egalează,
se poate scrie că H = T S (3.23)
Pentru procesele chimice această egalitate înseamnă că
între substanţele reactante şi produsele reacţiei se stabileşte
echilibru. Această relaţie se referă şi la echilibrul dintre diferite
stări de agregare. Din relaţia (3×24) se vede că variaţia entropiei în stare
de echilibru a reacţiei poate fi calculată, împărţind entalpia ei la
temperatura absolută:
S =T
H (3.24)
În procesele chimice spontane, se schimbă concomitent
rezerva energetică a sistemului şi gradul lui de dezordine.
Paralel cu aceasta, se micşorează capacitatea sistemelor de a
efectua lucrul. E destul de amintit că mişcarea automobilelor,
avioanelor etc., sau lucrul elementelor galvanice, sunt susţinute de procesele chimice redox. Capacitatea reacţiilor chimice de a
efectua lucrul (A) în procesele termodinamice ireversibile poate fi utilizată numai parţial sau deloc, deoarece o parte
esenţială din căldură este cedată mediului înconjurător. Lucrul
maximal în urma unui proces chimic sau fizic poate fi obţinut
numai în procesele termodinamice reversibile. La trecerea unui sistem reversibil din starea 1 în starea 2
(P şi T = const.), lucrul efectuat de acest sistem poate fi exprimat prin relaţia:
67
A = Amax + PV , (3.25) unde Amax este lucrul util maxim posibil, iar PV este lucrul de expansie efectuat asupra mediului înconjurător. De aceea relaţia (3.10) poate fi scrisă astfel:
Q = U + PV + Amax. Înlocuind Q prin produsul T S (vezi relaţia 3.16), iar
U + PV prin H (relaţia 3.9), vom obţine Amax = TS -H (3.26)
Această ecuaţie uneşte ambele legi ale termodinamicii. Deoarece capacitatea de a efectua lucrul la trecerea
sistemului din starea 1 în starea 2 cu timpul scade, e util a folosi ecuaţia (3.27) cu semne opuse:
-Amax = H - TS Pentru procesele ireversibile
A TS - H Scăderea capacităţii de a efectua lucrul util în procesele
izobar-izotermice reversibile se exprimă printr-o nouă funcţie
termodinamică, care se numeşte potenţial izobar-izotermic (G) sau simplu energie liberă Gibbs.
G = H – T S (3.27) Variaţia acestei funcţii este legată cu lucrul maximal
util prin ecuaţia: -Amax = G = G2 – G1 = (H2 – H1) – T(S2 – S1) =
=H - TS (3.28) Ecuaţia (3.28) se poate citi în felul următor: lucrul
maximal util executat de sistemul reversibil este egal cu micşorarea funcţiei G, adică
Amax = -G Pentru a caracteriza procesele, ce au loc în condiţii de
volum şi temperatură constantă, se foloseşte potenţialul
izochor-izotermic (F), iar în loc de entalpie se foloseşte energia
internă: -Amax = F2 – F1 = (U2 – U1) – T(S2 – S1) = U - TS =
=F (3.29)
68
Funcţia F se mai numeşte energia liberă Helmholtz. În practică se foloseşte mai des energia liberă Gibbs,
deoarece procesele chimice decurg, de regulă, la presiune
constantă. Variaţia energiei libere ne dă posibilitatea de a prezice
evoluarea spontană a reacţiilor chimice la temperatură şi
presiune constantă, deoarece ea include ambele efecte ale
acestor procese, H şi S. Reacţiile în care G are valoare negativă pot decurge
spontan. Pentru a calcula variaţia energiei Gibbs într-o reacţie
chimică, se aplică acelaşi principiu ca şi la determinarea variaţiei entalpiei sau entropiei în această reacţie, şi anume: G0
reacţ.=G0f a produselor reacţiei -G0
f a substanţelor
reactante Pentru ecuaţia mA + nB = xC + yD (3.30) G0
298 = [(x G0f(C)) + (y G0
f(D))] – [(m G0f(A)) +
+(n G0f(B))].
Din cele expuse anterior, am văzut că orişice sistem
termodinamic se caracterizează cu anumite proprietăţi fizice şi
chimice: presiune, temperatură, volum, cantitate de substanţă
etc. Aceste proprietăţi se mai numesc parametrii sistemului. Pe baza acestor parametri se deduc alte mărimi, care se numesc
funcţii termodinamice. Dacă variaţia unei oarecare funcţii a
sistemului depinde numai de stările iniţială şi finală şi nu depinde de calea parcursă, atunci aşa funcţie se numeşte funcţie
de stare a sistemului sau funcţie caracteristică. În termodinamică se folosesc mai pe larg cinci funcţii
caracteristice: energia internă (U); entalpia (H); entropia (S); energia liberă Gibbs (G) şi energia liberă Helmholtz (F).
Energia liberă a unei reacţii este forţa ei motrice şi arată
direcţia în care ea poate evolua. Pot decurge spontan numai
acele reacţii, la desfăşurarea cărora energia liberă scade, adică
G0 şi F0. Pe baza energiei acestor reacţii se poate efectua
lucrul util. În procesul de evoluare a reacţiei, valorile G şi F
69
tind spre zero, adică sistemul se apropie de starea de echilibru. Din ecuaţia (3.28) se pot trage următoarele concluzii:
tendinţa substanţelor de a reacţiona este cu atât mai mare, cu cât este mai mare valoarea negativă a H şi valoarea pozitivă a
S; reacţiile, pentru care H0 S0 sunt, de fapt, imposibile (G0), adică reacţiile se pot efectua numai în sens opus.
Semnele diferite dinaintea entalpiei şi entropiei demonstrează
posibilitatea reversibilităţii unei reacţii, iar dacă semnele sunt la
fel, atunci semnul pentru energia liberă (G) depinde de raportul valorilor H şi TS.
Exemplul 11. Determinaţi dacă este posibilă reacţia: SiO2(s) + 2NaOH(sol) = Na2SiO3(s) + H2O(l) în condiţii
standard. Rezolvare: Din tabele găsim că G0(SiO2(s)) =
= -803,75 kJ/mol; G0(Na2SiO3(s)) = -1 427,8 kJ/mol; G0(NaOH(sol)) = -419,5 kJ/mol şi G0(H2O(l)) = = -237,5 kJ/mol. Folosind ecuaţia (3.30), găsim că G0
298 = (-1427,8 – 237,5) – (-803,75 – 2419,5) = -22,55 kJ. Deci, G0
2980 şi aşa reacţie este posibilă. Astfel,
păstrând timp îndelungat soluţii de alcalii în vase de sticlă,
putem observa formarea silicaţilor insolubili. Exemplul 12. Oxidul de calciu a fost propus pentru a
absorbi gazul poluant SO3 din fumul care se formează la
arderea cărbunilor ce conţin sulfuri. Calculaţi energia liberă
G0 pentru reacţia CaO(s) + SO3(g) = CaSO4 (s) după următoarele
date: CaO(s): H0f = -635,5 kJ/mol; S0
298 = 40 J/(molK) SO3(g) ): H0
f = -395,7 kJ/mol; S0298 = 256,6 (J/molK)
CaSO4(s): H0f = -1432,2 kJ/mol; S0
298 = 107 (J/molK) Rezolvare: Calculele pot fi efectuate pe două căi: a) mai întâi se calculează H0
298 şi S0298 pentru
reacţia dată după ecuaţiile (3.13) şi (3.23) şi apoi se calculează
70
energia liberă după ecuaţia (3.30); b) folosind H0
f şi S0298 pentru fiecare substanţă, se
poate determina energia liberă de formare a reactanţilor şi
produsului reacţiei, ca apoi folosind ecuaţia (3.31) de aflat energia liberă a reacţiei în condiţii standard.
Dacă folosim prima cale, găsim: H0
298 = H0f (CaSO4 (s)) - H0
f (CaO(s)) - H0f(SO3 (g))
= 1mol CaSO4 (s)(-1432,2 kJ/mol) – 1mol CaO(s) (-635,5 kJ/mol) – 1mol SO3 (g)(-395,7 kJ/mol) = -401,5 kJ;
S0298 = S0
298(CaSO4(s)) - S0298(CaO(s)) - S
0298(SO3 (g)) =
=1mol CaSO4 (s)107 J/molK – 1mol CaO(s)40 J/molK – –1mol SO3 (g)256,6 J/molK = -189,6 J/K;
G 0298 = H0
298 - TS0298 = -401,5 kJ – [298,15 K
(-0,1896 kJ/K)] = 401,5 kJ + 56,5 kJ = -345 kJ. Atragem atenţia că entropia de formare în tabele este
dată în J/molK, iar în calculele pentru energia liberă trebuie
de luat în kJ/molK. Exemplul 13. Calculaţi la ce temperatură se stabileşte
echilibrul (G = 0) în reacţia: 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g), dacă H0 = -198 kJ şi S0 =
=-187 J/K. Rezolvare. Deoarece la stabilirea echilibrului H0 -
-TS0 = 0, atunci H0 = TS0 şi deci T(de echilibru) =0
0
S
H
,
T(de echilibru) = KkJ
kJ
/187,0
198
= 1059 K
Majoritatea reacţiilor chimice nu decurg în condiţii
standard (când concentraţiile sau mai just activităţile sunt 1 molare, presiunea 1 atm şi temperatura 25
0C). Energia liberă
a acestor reacţii se calculează după ecuaţia: G = G0 + 2,303 R T lgP, (3.31)
unde P pentru reacţia mA + nB = xC + yD se calculează după
71
expresia:
nm
yx
BA
DCP
][][
][][
.
Calculul pentru P se efectuează la fel ca şi constanta de
echilibru a reacţiei (K). Totuşi, P nu are valoare fixă; valorile
sale cresc pe măsura micşorării concentraţiei reactanţilor şi
măririi concentraţiei produselor de reacţie. Când se stabileşte
echilibrul P = K. Exemplul 14. Calculaţi G la 250
C pentru reacţia
CaO(s) + SO3(g) = CaSO4(s), când presiunea oxidului de sulf (VI) este egală cu 0,15 atm.
Rezolvare: Pentru a calcula G, folosim ecuaţia (3.32). Mai întâi, aflăm valoarea P:
P = 3
4 1
SOpCaO
CaSO ;
P = 15,01
1
= 6,67.
Activitatea pentru CaSO4 şi pentru CaO ca substanţe
solide este egală cu 1. Din exemplul (12) am calculat că G0298
este egal cu -345,0 kJ. Astfel G = G0
298 + 2,303 R T lgP.
Deci, G = -345,0 kJ + (2,303) (8,314 J/K) (j
kJ310
1 )
(298,15K) (lg6,67) = (-345,0 + 4,7)kJ = -340,3 kJ. GG0 şi totuşi reacţia este spontană. Pentru reacţiile care se află în stare de echilibru G = 0 = G0 + 2,303 R T lgK. Deci, G0 = -2,303 R T lgK. Din această expresie se vede că după valoarea standard
a energiei libere se poate de calculat constanta de echilibru şi
invers.
72
Exemplul 15. Calculaţi variaţia energiei libere standard
de ionizare a acidului acetic la 00C, dacă K = 1,65710-5.
Rezolvare: G0 = -2,303 R T lgK,
unde ][
][][
3
3
COOHCH
COOCHHK
.
Astfel, G0 = -(2,303) (8,314 J/K) (273,15 K) [lg(1,65710-5)] = - (2,303) (8,314J/K) (273,15K) (4,7507) = 2,5 104 J = 25 kJ.
După cum vedem, variaţia energiei libere pentru
transformarea completă la 00C a unei soluţii 1M de acid acetic
în apă într-un mol ioni de hidrogen şi un mol ioni acetat are
valoare pozitivă şi reacţia nu este spontană în sensul direct (de
ionizare). Reacţia inversă are G0=-25kJ/mol şi deci este
spontană. În încheiere, vom menţiona încă două lucruri
importante: a) Procesele care sunt însoţite de creşterea energiei
libere (Gibbs sau Helmholtz) nu pot degurge spontan, însă ele
sunt posibile, dacă se consumă energie sau lucru (de exemplu,
procesul electrolizei, fotosintezei etc.). b) Câteodată, procesele nu decurg spontan chiar dacă
G0 sau F0 (de exemplu, amestecul de H2 şi O2 sau Al2O3 şi Fe). Aceasta se explică prin aceea că termodinamica ia în
consideraţie numai stările iniţiale şi finale ale proceselor, fără a
ţine cont că pot exista şi stări intermediare, care sunt însoţite de
creşterea valorilor G sau F. Mai pot exista bariere mecanice sau alte rezistenţe, care împiedică evoluarea reacţiei sau îi
micşorează brusc viteza. De aceea, la studierea posibilităţii realizării unui proces,
afară de valorile termodinamice, mai trebuie de luat în consideraţie şi valorile cinetice, căutând căi de a accelera sau
de a micşora viteza reacţiei.
73
Exerciţii propuse
1. Ce diferenţă există între H şi G pentru un sistem care suferă schimbări la temperatură şi presiune constantă?
2. Care reacţii pot să decurgă spontan? 3. Din ce cauză energia liberă se schimbă dacă variază
temperatura? 4. La dizolvarea spontană a nitratului sau tiocianurii
de amoniu în apă la presiune constantă se observă răcirea
soluţiei. Care sunt semnele entalpiei şi entropiei în acest
proces? 5. La dizolvarea spontană a hidroxidului de sodiu în
apă la presiune constantă soluţia devine fierbinte. Care sunt
semnele entalpiei şi entropiei în acest proces ? Explicaţi. 6. În ce condiţii G este egal cu G0 pentru reacţia: 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l) ? 7. Folosind valorile funcţiilor termodinamice din
îndreptarele chimice, calculaţi variaţia energiei libere Gibbs
pentru următoarele reacţii: a) 2Al(s) +3F2(g) = 2AlF3(s); b) N2(g) + O2(g) = 2NO(g); c) CaO(s) + H2O(l) = Ca(OH)2(s); d) Fe2O3(s) + 3CO(g) = 2Fe(s) + 3CO2(g); e) 2LiOH(s) + CO2(g) = Li2CO3(s) + H2O(l); f) C(grafit) +2H2(g) = CH4(g).
Răspuns (în kJ): a) -2850; b) 173,14; c) -55,4; d) -29,4; e) -87,4; f) -50,88. Care din aceste reacţii sunt spontane?
8. a) Calculaţi variaţia energiei Gibbs în condiţiile
standard pentru reacţia NO(g) + NO2(g) = N2O3(g), dacă
cunoaşteţi valorile H0f şi S
0298 ale substanţelor participante la
reacţie:
74
Substanţa NO(g) NO2(g) N2O3(g) H0
f kJ/mol
90,25 33,20 83,72
S0298
J/(molK) 210,65 239,90 312,20
b) Repetaţi calculele pentru temperaturile de 0 şi
1000C, dacă vom admite că valorile entalpiei şi entropiei la
temperaturi diferite, practic, nu se schimbă. La care din aceste
temperaturi reacţia este spontană? Răspuns: a) = 1,6 kJ; b) -1,9kJ şi 11,9 kJ; spontană la
00C. 9. a) Calculaţi variaţia energiei Gibbs în condiţiile
standard pentru reacţia NH3(g)+ HCl(g) = NH4Cl(s), dacă cunoaşteţi H0
f şi S0298
ale substanţelor participante la reacţie Substanţa NH3(g) HCl(g) NH4Cl(s)
H0f
kJ/mol - 46,11 - 92,31 - 314,40
S0298
J/(molK) 192,3 186,80 94,60
Răspuns: -89,7kJ. c) La ce temperatură G0 pentru această reacţie va
deveni egală cu zero? Răspuns: 618,6 K sau 345,40C.
10. După valorile H0f şi S
0298 ale substanţelor
reactante, calculaţi G0298 pentru următoarele procese:
a) SO2(g) + 1/2O2(g) SO3(g); b) CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g); c) H2(g) + 1/2O2(g) H2O(g). Arătaţi în ce direcţie vor parcurge aceste reacţii,
apropiindu-se de echilibru? Răspuns: (în kJ/mol): a) -70,20; b) -28,67; c) -228,64.
75
11. După datele de mai jos, calculaţi temperaturile la
care se stabileşte echilibrul în reacţiile: Reacţiile H0kJ/
K S0 J/K
a) CO2(g) + C(s) = 2CO(g) +173 +176 b) N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) -92 -201 c) CO(g) + H2(g) = C(S) +H2O(g) -132 -134 d) 2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g) -116 -147 e) PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g) +88 +171 f) 2NO2(g) = N2O4(g) -57 -176
12. Reacţia 2H2S(g) + SO2(g) = 3S(s) + 2H2O(g) este folosită pentru purificarea unor gaze naturale în scopul de a înlătura hidrogenul sulfurat. Care este constanta de echilibru pentru această reacţie la 25
0C ? Răspuns: K = 51015
13. Calculaţi G0298 pentru reacţia unui mol de
H+(aq) cu 1 mol de OH-
(aq) folosind constanta de echilibru a apei la 298 K (KW) = 1,0010-14.
Răspuns: 79,9 kJ. 14. Acidul azotic poate fi preparat după următoarele
reacţii: 4NH3(g) + 5O2(g) = 4NO(g) + 6H2O(g);
2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g); 3NO2(g) + H2O(l) = 2HNO3(l) + NO(g).
Ce cantitate de căldură se va degaja, dacă un mol de
NH3(g) se va transforma în HNO3(l)? Se presupune că toţi
reactanţii şi produsele de reacţii se află în condiţii standard. Răspuns: 307,3 kJ.
15. Calculaţi variaţia energiei Gibbs la 250C pentru
reacţia C(grafit) + 2H2(g) = CH4(g), dacă se cunosc H0
298 şi S0298
a substanţelor reactante şi căldura standard de combustie a metanului.
Răspuns: -50,88 kJ/mol.