probleme Şi exerciŢii de chimie...

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

Multipli

catorul

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:

%100adX

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:

%100mX

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:

SO42-

= un ion S6+

şi patru ioni O2-

; S = VI; O = - II;

NO3- = un ion N

5+ şi trei ioni O

2-; N = V; O = - II;

CH4 = un ion C4-

şi patru ioni H+; C = - IV; H = I;

NH4+ = un ion N

3- şi patru ioni H

+; N = - III; H = I;

AlH4- = un ion Al

3+ 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 – 1

1H, deuteriu – 2

1H sau D, tritiu – 3

1H sau T).

Ei sunt desemnaţi prin numere de masă în stânga sus şi numere

de ordine în stânga jos, aşa de exemplu: 16

8O, 17

8O şi 18

8O.

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;

PO2S23-

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);

S4O62-

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;

Pb2IIPb

IVO4 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


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


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


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


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:

S2O72-

disulfat (2-);

Si2O76-

disilicat (6-);

Te4O144-

tetratelurat (4-);

Cr4O132-

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);

[Mo2VMo4

VIO18]

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-);

[CoIICo

IIIW12O42]

7- dodecawolframocobalt(II)cobalt(III)at;

[MnIV

Mo9O32]6-

nonamolibdomanganat(6-);

[Ni(OH)6W6O18]4-

hexahidroxohexawolframonichelat(4-);

[IW6O24]5-

hexawolframoperiodat(5-);

[CeIV

Mo12O42]8-

dodecamolibdocerat(IV)(8-);

[CrIII

Mo6O21]3-

hexamolibdocromat(III)(3-);

[P2VMo18O62]

6- 18-molibdodifosfat(V)(6-);

[P2III

Mo12O41]4-

dodecamolibdodifosfat(III)(4-);

[S2IV

Mo5O21]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);

CuCl2 3Cu(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:

Al2Ca4O7 nH2O heptaoxid (dublu) de dialuminiu-tetracalciu

hidratat

sau

AlCa2(OH)7 nH2O heptahidroxid(dublu) de aluminiu-dicalciu

hidratat,

însă

Ca3[Al(OH)6]2 bis(hexahidroxoaluminat) de tricalciu;

AlLiMn21V

O4(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/g

0C 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 250C 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 n 0, fiindcă o parte de energie se consumă în

acţiunea de dilatare. Deci, Qp = Qv –A sau:

Qp = Qv - P V = 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- P V, iar Qv = - U

atunci -Qp = U + P V (3.7)

sau H = U + P V (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 H0

298. 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 H0

f. De exemplu,

entalpia molară de formare a oxidului de carbon(IV) este

-394 kJ/mol:

C(s) + O2 (g) = CO2 (g) H0

f = H0

298 = +394 kJ/mol.

Dacă un element are mai multe modificări alotropice,

atunci pentru calcularea H0

f 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

1000C 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 cm

3 = 37,6 cm

3 =

=3,76 10-5

m3.

A = 101 325 Pa (3,76 10-5

m3 – 6 024 10

-5 m

3) =

= - 101 325 6 020,24 Pa m3 = –7100 J.(P M

3 =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 = H0

descomp (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 = H0

f (CaSiO3(s)) – [ H0

f (CaO(s)) + H0

f

(SiO2(s))] =

- 1582 kJ/mol – [ - 636 kJ/mol – 908 kJ/mol] =

= -38 kJ/mol

Din aceste calcule, se vede că

H0

reacţ = H0

f (prod. de reacţ.) - H0

f (subst. iniţ.)

(3.12)

Dacă în ecuaţia termochimică sunt coeficienţi, atunci

H0

f trebuie de înmulţit cu coeficientul ce se află înaintea

substanţei respective.

Astfel pentru ecuaţia aA + bB +… = cC + dD +… vom

avea:

H0

reacţ = (c Hf0C + d Hf

0D +…) – (a Hf

0A +

+ b Hf0B +…)

Entalpia reacţiei poate fi determinată dacă sunt

cunoscute entalpiile de ardere ale participanţilor reacţiei. În

acest caz:

H0

reacţ = 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), H0

298 = - 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 = H0

f = - 296,8 kJ

SO2 (g) +1/2O2 (g) = SO3 (g) H0298 = - 98,9 kJ

S(s) +3/2O2 (g) = SO3 (g), H0298 = - 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

H0

298, 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 ( H0

298 = -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) + CoCl2 6H2O (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) ? H0

f(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. H0

f(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. H0

f(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 H0

298 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); H0

298 = -438 kJ;

2PbO2(s) = 2PbO(s) + O2(g); H0

298 = 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.


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 H0

f (WO3 (s)) în aceste condiţii este egală

cu - 842,9 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/mol K 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

S0

298.

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/mol K. 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 (S0

298).

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 S 0.

Exemplul 8. Determinaţi variaţia entropiei pentru

procesul de transformare a apei lichide în vapori în condiţii

standard:

S0

298 = S0

298(H2O(g)) - S0

298(H2O(l)) = 1 mol

H2O(g) 188,71 J/(mol K) – 1mol H2O(l) 69,9 J/(mol K) =

=118,80 J/K.

S 0 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)

S0

298(H2(g)) = 130,57; S0

298(O2(g)) = 205,03; S0

298(H2O(l))=

=69,91 J/(mol K);

S0

298 = 2S0(H2O(l)) - 2S

0(H2(g)) – S

0(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 = 2 S

0(I) + S

0(II) =

= 2mol (-145 J/mol K + 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 -215

0C, C2H5OH(g) la 100

0C, H2O(l) la

250C, H2O(s) la -215

0C 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/(mol K)

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) CaSO4 2H2O(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) Na2CO3 10H2O(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/mol K sau kJ/mol K. 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 + P V , (3.25)

unde Amax este lucrul util maxim posibil, iar P V este lucrul de

expansie efectuat asupra mediului înconjurător. De aceea

relaţia (3.10) poate fi scrisă astfel:

Q = U + P V + Amax.

Înlocuind Q prin produsul T S (vezi relaţia 3.16), iar

U + P V prin H (relaţia 3.9), vom obţine

Amax = T S - 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 - T S

Pentru procesele ireversibile

A T S - 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 - T S (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 - T S =

= 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.= G0

f a produselor reacţiei - G0

f a substanţelor

reactante

Pentru ecuaţia mA + nB = xC + yD (3.30)

G0

298 = [(x G0

f(C)) + (y G0

f(D))] – [(m G0

f(A)) +

+(n G0

f(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

G 0 şi F 0. 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 H 0 S 0 sunt, de fapt, imposibile

( G 0), 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 T S.

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 G

0(H2O(l)) =

= -237,5 kJ/mol. Folosind ecuaţia (3.30), găsim că

G0

298 = (-1427,8 – 237,5) – (-803,75 – 2 419,5) = -22,55 kJ.

Deci, G0

298 0 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): H0

f = -635,5 kJ/mol; S0

298 = 40 J/(mol K)

SO3(g) ): H0

f = -395,7 kJ/mol; S0

298 = 256,6 (J/mol K)

CaSO4(s): H0

f = -1432,2 kJ/mol; S0

298 = 107 (J/mol K)

Rezolvare: Calculele pot fi efectuate pe două căi:

a) mai întâi se calculează H0

298 şi S0

298 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 S0

298 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 = H0

f (CaSO4 (s)) - H0

f (CaO(s)) - H0

f(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;

S0

298 = S0298(CaSO4(s)) - S

0298(CaO(s)) - S

0298(SO3 (g)) =

=1mol CaSO4 (s) 107 J/mol K – 1mol CaO(s) 40 J/mol K –

–1mol SO3 (g) 256,6 J/mol K = -189,6 J/K;

G 0

298 = H0

298 - T S0298 = -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/mol K, iar în calculele pentru energia liberă trebuie

de luat în kJ/mol K.

Exemplul 13. Calculaţi la ce temperatură se stabileşte

echilibrul ( G = 0) în reacţia:

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g), dacă H0 = -198 kJ şi S

0 =

=-187 J/K.

Rezolvare. Deoarece la stabilirea echilibrului H0 -

-T S0 = 0, atunci H

0 = T S

0 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 250C). 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 250C 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 G0

298

este egal cu -345,0 kJ. Astfel

G = G0298 + 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.

G G0 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 = 1,657 10

-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(1,657 10-5

)] = - (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

G 0 sau F 0 (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 H0

f şi S0

298 ale substanţelor participante la

reacţie:

74

Substanţa NO(g) NO2(g) N2O3(g)

H0

f

kJ/mol

90,25 33,20 83,72

S0

298

J/(mol K)

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 S0

298

ale substanţelor participante la reacţie

Substanţa NH3(g) HCl(g) NH4Cl(s)

H0

f

kJ/mol

- 46,11 - 92,31 - 314,40

S0

298

J/(mol K)

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 H0

f şi S0

298 ale substanţelor

reactante, calculaţi G0

298 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 250C ?

Răspuns: K = 5 1015

13. Calculaţi G0

298 pentru reacţia unui mol de

H+

(aq) cu 1 mol de OH-(aq) folosind constanta de echilibru a apei

la 298 K (KW) = 1,00 10-14

.

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 S0

298

a substanţelor reactante şi căldura standard de combustie a

metanului.


76

Capitolul IV

NOŢIUNI GENERALE ŞI LEGILE

FUNDAMENTALE ALE CHIMIEI

Elementul chimic este tipul de atomi cu aceeaşi sarcină

a nucleului.

Atomul este cea mai mică particulă a elementului care-i

posedă proprietăţile şi este indivizibilă în reacţiile chimice.

Molecula este cea mai mică particulă a substanţei care-i

păstrează proprietăţile chimice.

Substanţa simplă este substanţa alcătuită din atomii

unui element.

Substanţa compusă este substanţa care constă din

atomi ai diferitelor elemente.

4.1.Masa atomică relativă şi masa moleculară relativă

Masa atomică relativă a elementului Ar(x) şi masa

moleculară relativă a substanţei Mr(xx1) se numeşte raportul

dintre masa elementului sau moleculei către 1/12 din masa

izotopului de carbon 12

C.

Ar şi Mr sunt valorile abstracte. Masa atomului se

notează ma(x), masa moleculei mm(xx1) şi pot fi exprimate în

diferite unităţi de masă. Pentru exprimarea masei lor, se mai

introduce şi o unitate deosebită – unitatea atomică de masă

(u.a.m.). O unitate atomică de masă este egală cu 1/12 din masa

izotopului de carbon 12

C.

Ar xm x

m C

a

a1 12 12/ ( ),

)(12

1

)()(

12

11

Cm

xxmXXM

a

mr ,

gCmmau a

2412 1066,1)(12

1...1 .

Masele relative arată de câte ori masa atomului sau a

77

moleculei date sunt mai mari decât o unitate atomică de masă:

...1

)()(

mau

xmxA a

r , de unde obţinem: ma(x) =Ar(x)

1 u.a.m.

Masa moleculară relativă arată de câte ori masa

moleculei dată este mai mare decât 1 unitate de masă.

...1

)()(

1

1

mau

xxmxxM m

r , de unde: mm(XXI)=

=Mr(XXI) 1 u. a. m.

Masa moleculară relativă a substanţei poate fi

determinată prin suma maselor atomice relative ale elementelor

chimice, care intră în componenţa moleculei de substanţă dată,

luând în consideraţie numărul de atomi ai fiecărui element.

Mr(Xn XIm ) = n Ar(X) + m Ar(X

I)

4.2. Cantitatea de substanţă.

Molul ca unitate a cantităţii de substanţă

Cantitatea de substanţă a sistemului este valoarea

fizică dimensională, ce se caracterizează prin numărul de

articole structurale (atomi, molecule, ioni, electroni, protoni

şi alte particule sau grupe specifice de particule), care intră

în compoziţia sistemului respectiv.

Se notează cantitatea de substanţă prin (“niu”) sau n.

Molul este unitatea cantităţii de substanţă a

sistemului, ce conţine tot atâtea particule structurale, câţi

atomi de carbon conţin 12g (0,012 kg) de izotop 12

C.

Cantitatea de substanţă a sistemului, ce conţine 6,02 1023

de

atomi sau 6,02 1023

molecule (sau alte unităţi de structură),

reprezintă un mol al acestui sistem.

=AN

N,

unde: – cantitatea de substanţă, mol;

78

N– numărul de unităţi de structură a sistemului;

NA– constanta lui Avogadro, mol-I (6,02 10

23mol

-1).

Valoarea numerică a constantei lui Avogadro {NA}=

= 6,02 1023

se numeşte numărul lui Avogadro.

Nu se permite a scrie “2 moli, 5 moli” (corect e 2 mol, a

5 mol), deoarece nu se poate de schimbat notarea unităţii după

cazuri şi numere (singular, plural), însă se permite de a

pronunţa: ”doi moli, a cinci moli”.

În definiţia molului se vorbeşte despre specificarea

unităţilor de structură a substanţei.

De exemplu:

Soluţia de sulfat de sodiu cu volumul de 1 litru conţine

2 mol de ioni de sodiu şi 1 mol de ioni-sulfat.

4.2.1. Exemple de calcule cu utilizarea noţiunii:

”cantitatea de substanţă”

Exemplul 1. Câţi atomi de fier conţine substanţa de

fier, luată în cantitate de substanţe 3 mol

Rezolvare: În conformitate cu formula: AN

N,

obţinem: N = NA

Înlocuind valorile numerice din datele problemei, avem:

N = 3mol 6,02 1023

mol-1

= 18,06 1023

.

Răspuns: 18,06 1023

atomi.

Exemplul 2. Câte molecule conţine apa luată în

cantitate de 0,5 mol

Rezolvare: Din formula (1) şi introducând valorile

numerice din datele problemei, obţinem: NA = 6,02 1023

mol-I

0,5 mol = 3,01 1023

Răspuns: 3,01 1023

molecule.

79

4.3. Masa molară

Masa molară (M) a substanţei reprezintă raportul

dintre masa substanţei şi cantitatea ei:

M = m

, unde m – masa substanţei (în grame), – cantitatea

de substanţă (în moli).

Masa molară se exprimă în g/mol, kg/mol.

Molul este cantitatea de substanţă, ce conţine 6,02 1023

atomi, molecule sau alte particule structurale.

Masa molară este o mărime constantă pentru fiecare

substanţă respectivă. Valoarea numerică a masei molare a

substanţei, dacă este exprimată în g/mol, coincide cu valoarea

numerică a masei moleculei sau atomului, cu masele relative

moleculare şi atomice, deci:

M(XX1), g/mol = mm(XX

1) u.a.m. = Mr(XX

1).

M(X), g/mol = ma(x)u.a.m. =Ar(X)

La efectuarea calculelor cu folosirea noţiunii ”masă

molară” e suficient a calcula masa moleculară relativă sau de

luat masa atomică relativă, de exemplu:

Ar(Cu) = 64 Mr(H2) = 2

M(Cu) = 64 g/mol M(H2) = 2g/mol

Formula M = m/ poate fi întrebuinţată la determinarea

masei substanţei după cantitatea de substanţă cunoscută, la

determinarea cantităţii de substanţă după masa cunoscută şi la

determinarea masei molare.

Exemplul 1. Determinarea masei substanţei după

cantitatea de substanţă cunoscută.

Pentru reacţie s-a luat oxid de cupru (II) în cantitate de

0,5 mol. Ce masă de oxid de cupru (II) trebuie cântărită la

balanţa chimică

Rezolvare:

80

M = m/ ; m = M m(CuO)= 80 g/mol 0,5 mol = 40 g

Exemplul 2. Determinarea cantităţii de substanţă,

dacă este cunoscută masa ei. Masa apei este egală cu 36 g.

Determinaţi cantitatea de substanţă a apei.

Rezolvare:

M = m/ ; = m/M (H2O) = mol

mol

g

g2

18

36 ;

Răspuns: (H2O) = 2 mol

Exemplul 3. Determinarea masei molare, dacă este

cunoscută masa substanţei şi cantitatea ei. Apa, cu masa de

9 g, cantitatea de substanţă alcătuieşte 0,5 mol. Care este masa

molară a apei

Rezolvare: M = m/ , M(H2O) = 9 g /0,5 mol = 18 g/mol.

Răspuns: M(H2O)= 18 g/mol.

Exemplul 4. Calcularea masei absolute a moleculei

substanţei. Determinaţi masa moleculei de apă cu masa de

36 g şi cantitatea de substanţă 2 mol.

Rezolvare:

1) Aflăm numărul moleculelor de apă: N = NA

N(H2O)= 2 mol 6,02 1023

mol-1

= 12,04 1023

2) Aflăm masa moleculei de apă:

mm(H2O)=N

m; mm(H2O) = g

g 23

231099,2

1004,12

36

Exemplul 5. Calcularea volumului şi razei atomului.

Calculaţi volumul şi raza atomului de calciu, dacă densitatea

lui este egală cu 1,55 g/cm3.

Rezolvare:1) Calculăm volumul molar al calciului ştiind

că: = m/V, iar m = M şi V= Vm , obţinem: pentru

oricare substanţă: M

Vm , mol

cm

cm

gmol

g

Vm

3

3

86,25

55,1

08,40

.

81

2) Calculăm volumul propriu atomilor de calciu fără

spaţiu interatomic, pornind de la presupunerea că atomii de

calciu sunt bile aranjate, volumul cărora reprezintă 74% din

volumul total:

V(Ca)= 25,86 cm3/mol 0,74= 19,13 cm

3/mol.

3) Calculăm volumul unui atom de calciu:

323

123

3

1017,31002,6

86,25)(

)( cmmol

mol

cm

N

CaVCaV

A

a .

Raza atomului de calciu o aflăm din volumul bilei:

3

3

4rV , de unde

3

4

)(3)(

CaVCar a

a

Razele atomilor se exprimă în nanometri (nm);

1 nm = 10-9

m, de unde ra(Ca)= 0,196 nm.

4.4. Legile gazelor

Starea gazelor se caracterizează prin temperatură,

presiune şi volum.

cmcmcm

Cara

8243 3233

323

1096,11057,710757,014,34

1017,33)(

cmcmcm

Cara

8243 3233

323

1096,11057,710757,014,34

1017,33)(

82

4.4.1. Legea Boyle–Mariotte

La o temperatură constantă, presiunea exercitată de

gaz este invers proporţională cu volumul.

1

2

2

1

V

V

P

P (1) sau constPV

Exemplu. Cum se va schimba presiunea gazului, dacă

volumul lui scade de două ori? Potrivit condiţiei exemplului

VV2

12 , iar din formula (1) P

V

VP

V

VPP 2

2

12

11

2

112 , adică

presiunea va creşte de două ori.

4.4.2. Legea lui Gay-Lussac

La volum constant, presiunea gazului se schimbă

direct proporţional cu temperatura absolută: 2

2

1

1

T

P

T

P.

4.4.3. Aducerea volumului la condiţii normale

Pentru calcularea maselor molare şi moleculare relative

ale substanţelor gazoase, într-un şir de cazuri, volumul gazelor

trebuie adus la condiţii normale (adică de calculat, ce volum va

ocupa gazul în condiţii normale, reeşind din volumul lui, în

condiţiile date). Aşa calcule se efectuează pe baza ecuaţiei, ce

uneşte legile Boyle-Mariotte şi Gay-Lussac:

T

PV

T

VP

0

00 ;

unde: P0 = 101,325 kPa (101325 Pa);

T0 = 273 K (Kelvin);

V0 = volumul gazului în condiţii normale.

P, V, T – presiunea, volumul şi temperatura gazului în

83

condiţiile de experienţă.

Temperatura termodinamică T este legată de

temperatura după scara lui Celsius prin următoarea expresie:

T = 273 + t0C.

Exemplu. Determinaţi volumul gazului în condiţii

normale, dacă la temperatura de 39 C şi presiunea de 85800 Pa

ocupă un volum de 800 ml.

Rezolvare:

Înlocuim valorile din datele problemei, dacă t C =

=39 C, se ştie că: T = 273 + 39 = 312K, P0 = 101 325 Pa,

T0 = 273 K

592,7ml101325Pa312K

273K800ml800Pa 85V0

4.4.4. Ecuaţia Clapeyrone-Mendeleev

Ecuaţia Clapeyrone-Mendeleev PV = RT exprimă

dependenţa dintre presiunea P, volumul V, temperatura T şi

cantitatea de substanţă . Constanta R se numeşte constanta

universală a gazului şi se calculează din raportul presiunii

normale, temperaturii normale şi volumul molar al gazului (în

c.n).

Pentru 1 mol de gaz, ecuaţia Clayperone-Mendeleev va

avea forma: PoVm = RT0, de unde: 0

0

T

VPR m . Înlocuim

valorile lui Po, Vm, To şi obţinem:

Kmol

J,

K

mol

m,Pa

R 3148273

10422 3251013

3

;

Kmol

J,

K

mol

m

m

N

,R 31483148

3

2

.

84

Efectuând calculele după formulele ce includ constante,

trebuie de exprimat toate mărimile în unităţi SI şi numai la

sfârşit, dacă e necesar, trebuie de trecut la mărimi fracţionare.

4.4.5. Presiunea parţială a gazului. Legea lui Dalton

Dacă într-un amestec de gaze nu există interacţiune

chimică între ele, atunci presiunea totală a amestecului de

gaze P este egală cu suma presiunilor parţiale ale fiecărui gaz

din amestec. P= P1 + P2 + P3 + ....

Presiunea parţială a gazului din amestec poate fi

calculată conform următoarelor metode:

Exemplul 1. Presiunea atmosferică a aierului umed (P)

constă din presiunea parţială a aerului uscat (Paer. usc.) şi

presiunea vaporilor de apă (VOH

P2

) la temperatura dată: P =

= P(aer.uecat) + )( 2 VAPOH

P . Astfel, dacă la temperatura de 18 C

presiunea vaporilor de apă este )( 2 VAPOH

P = 2 064 Pa, iar

presiunea atmosferică P = 101 325 Pa, atunci presiunea aerului

uscat P(aer. usc.) se calculează din diferenţa: P(aer. usc.) = P –

– )( 2 VAPOH

P

P(aer. usc.) = 101 325 Pa – 2 064 Pa = 99 261 Pa

Dacă pentru un gaz din amestec este cunoscută partea de volum

( 1= V1/V(amestec)) ori fracţia molară ( 1= 1/ (amestec) ), atunci

presiunea parţială este egală cu produsul dintre presiunea totală

a amestecului de gaze şi fracţia de volum (molară) a gazului

din amestec: P1= 1 P ori P1= 1 P.

Exemplul 2. Dacă fracţia de volum a azotului din aerul

uscat e de 78,09%, atunci la presiunea atmosferică normală de

101 325 Pa presiunea parţială a azotului va fi egală cu:

P(N2) = (N2) P,

85

P(N2) = 1 001 325 Pa 0,7809 = 79 125 Pa.

Dacă sunt cunoscute masele gazelor din amestec (m1,

m2), atunci calculând cantitatea de substanţă pentru fiecare

( 1 = m1/M1 şi 2 = m2/M2) după formula Clapeyrone-

Mendeleev PV= RT se calculează presiunea parţială a fiecărui

gaz: RTV

P1

11 şi RT

VP

2

22 şi presiunea totală a

amestecului P = P1 + P2 .

Exemplul 3. Într-un balon cu volumul de 10 l la o

temperatură de 20 C se află un amestec de 32 g de SO2 şi

12,8 g de oxigen. Determinaţi presiunile parţiale ale gazelor şi

presiunea totală a amestecului.

Calculăm cantitatea de substanţă a lui SO2 şi O2:

0,5mol

mol

g64

32g)ν(SO2 ; 0,4mol

mol

g32

12,8g)ν(O2

Calculăm presiunile parţiale ale gazelor:

121800Pam10

293KKmol

J8,3140,5mol

)P(SO322 ;

P(O2)= 97440Pa

Presiunea totală a amestecului de gaze din balon:

P = 121 800 Pa + 97 440 Pa= 219 240 Pa, adică este de

2,16 ori mai mare ca cea atmosferică.

4.4.6. Legea lui Avogadro. Volumul molar al gazelor în

condiţii normale

În volume egale de gaze, luate în aceleaşi condiţii ce

conţin un număr egal de molecule. Condiţii normale (c.n.)

sunt : t = 0 C sau T = 273 K, P = 101325 Pa.

Volumul molar al gazului – Vm – reprezintă raportul

dintre volumul lui către cantitatea de substanţă. Volumul

86

molar se exprimă în l/mol sau m3/mol.

VVm ,

unde: V – volumul în litri (m3), – cantitatea de

substanţă în mol.

Volumul molar al gazului poate fi exprimat prin masa

molară (M) şi densitatea lui: P = m/V, de unde V = m/ . Se

ştie că: m = M ; V = M / ; Vm= V/ . Pornind de la aceste

formule, obţinem: MM

Vm .

Volumul molar pentru gaze este egal cu 22,4 l/mol

(c.n.) sau 22,4 10-3

m3/mol (în unităţi de bază ale SI).

Pe baza noţiunilor ”masă molară” şi ”volumul molar” se

pot efectua următoarele calcule:

a) determinarea masei substanţei după volumul

cunoscut:

M = m/ , de unde: m = M Vm = V/ , de unde: = V/Vm,

atunci mV

VMm ;

b) deteminarea volumului de gaz după masa cunoscută:

V = Vm , iar din = m/M avem M

mVV m .

4.5. Determinarea maselor molare şi moleculare

relative ale substanţelor gazoase

4.5.1. Determinarea densităţii relative a gazului

Densitatea relativă a gazului este egală cu raportul

dintre masele a două gaze luate în volume egale, la aceeaşi

temperatură şi presiune: )(

)(

2

12

xm

xmD , unde D2 – densitatea

relativă a primului gaz după al doilea:

87

m(x1) – masa primului gaz; m(x2) – masa gazului al

doilea, după care se determină densitatea relativă.

În cele mai multe cazuri, densitatea relativă se

determină după hidrogen sau după aer (2HD ; AERD ).

Exemplu: Determinaţi densitatea relativă a gazului

după hidrogen, masa căruia este egală cu 0,873 g în volumul de

800 ml la temperatura de 39 C şi presiunea de 85 800 Pa.

Se dă: Rezolvare:

V = 800 ml În conformitate cu (17), avem:

t0 = 39

0C

P = 85 800 Pa

m(x) = 0,873 g Pentru a determina 2HD , trebuie

calculată masa a 800 ml de hidrogen,

2HD =? luat în aceleaşi condiţii.

Pentru aceasta volumul hidrogenului trebuie adus la condiţii

normale. Folosim datele din exemplul 1 (vezi 4.4.3):

V= 592,7 ml = 0,593 l.

Folosindu-ne de formula: V

VMm 0 ;

Vm = 22,4 l/mol; M(H2) = 2 g/mol:

g,

mol

l,

l,mol

g

)m(H 0530

422

59302

2 ,

de unde: 47160540

87302 ,

g,

g,)D(H

)(

)(

22 HM

xmDH

88

4.5.2. Determinarea maselor molare şi moleculare

relative ale gazului după densitatea lui relativă

Din legea lui Avogadro rezultă că:

)(

)(

)(

)(

2

1

2

12

xM

xM

xM

xMD

r

r .

Pentru cazul când densitatea relativă se ia după

hidrogen: )(

)(

2

1

2 HM

xMD

r

rH , după aer Daer= Mr(x)/Mr(aer) şi

deoarece Mr(aer) = 29, obţinem: Mr(x)= 22HD ; Mr(x)=

= 292AERD . În aşa mod, determinând densitatea relativă a

gazului, se poate calcula masa lui moleculară relativă.

Exemplu. Determinaţi masa moleculară relativă a

gazului luat cu masa de 0,873 g şi volumul 800 ml, măsurat la

39 C şi presiunea 85 800 Pa (vezi exemplul de mai sus).

Calculăm densitatea relativă a gazului faţă de hidrogen (4.5.1).

Masa moleculară relativă:

Mr(x) = Mr(H2) DH2, obţinem Mr(x) = 2 *16,47 = 32,

94.

4.5.3. Calcule după ecuaţia Clapeyrone-Mendeleev

Ecuaţia lui Clapeyrone-Mendeleev PV = RT exprimă

dependenţa dintre presiunea P, volumul V, temperatura T şi

cantitatea de substanţă . Constanta R se numeşte constanta

universală a gazului şi se calculează din raportul presiunii

normale, temperaturii normale şi volumul molar al gazului (în

c.n.) (vezi pag.10)

Efectuând calculele după formulele ce includ constante,

trebuie de exprimat toate mărimile în unităţi SI şi numai la

sfârşit, dacă e necesar, trebuie de trecut la mărimi fracţionare.

Din ecuaţia M = m/ avem: = m/M.

89

Înlocuind valoarea lui în formula lui Clapeyrone-

Mendeleev, obţinem relaţia: RTM

mPV , de unde

PV

mRTM .

Efectuând calculele după ecuaţia lui Clapeyrone-

Mendeleev, se obţin valorile maselor molare exprimate în

kg/mol, iar pentru a trece la masele molare obişnuite, e necesar

a le transforma în g/mol.

Exemplul 1. Calculaţi masa moleculară relativă a

gazului luat cu masa de 0,873 g şi volumul de 800 ml la

temperatura de 39 C şi presiunea de 85 800 Pa.

Se dă: Rezolvare:

m = 0,873 g = 0,873 10-3

kg După formula

PV

mRTM ; şi

V = 800 ml 8 10-4

m3 1l = 10

-3m

3;

T = 39 C; T = 312 K 1g = 10-3

kg;

P = 85800 Pa J = N×m;

Pa = N/m2; 1ml =

M = 10-6

m3;

Introducem datele problemei:

Ştiind că valoarea numerică a masei molare este egală

cu a masei moleculare relative, obţinem Mr(gaz) = 32,9.

Dacă la măsurarea volumului, gazul a fost acumulat sub

apă, atunci se calculează presiunea parţială a gazului.

Exemplul 2. Gazul cu masa 0,4647g acumulat sub apă

la temperatura 23 C şi presiunea 101 841 Pa ocupă un volum

mol

g32,9

mol

kg0,0329

85800Pam108

312KKmol

J8,314kg100,873

M34

3

90

de 446 ml, presiunea vaporilor de apă la această temperatură

este de 2809,0 Pa. Calculaţi masa molară şi moleculară relativă

a gazului.

Se dă: Rezolvare:

m(gaz) = 0,4647g 1) Calculăm presiunea

parţială a gazului:

t = 23 C, T= 296 K P(gaz) = P – P(H2O)

P= 101841,2 Pa P(gaz) =101 841,2 Pa –

–2809,0 Pa = 990 32,2 Pa

)( 2OHP 2809,0 Pa 2) Calculăm Mr după

ecuaţia Clapeyrone-

V(gaz)= 446 ml Mendeleev: VP

mRTM

gaz)(

.

M – Mr –

~26mol

g; 26M r .

4.5.4. Determinarea masei molare şi moleculare relative

cu aplicarea volumului molar

Ca şi în cazurile precedente, trebuie de ştiut masa

gazului şi volumul lui în condiţii normale. Ştiind că M = m/

şi Vm=V/ obţinem:

mV

V şi

V

VmM m , iar Vm = 22,4 l/mol (c.n.).

Exemplu. Masa 1 l de gaz (c.n.) este egală cu 0,09 g.

Determinaţi masa molară şi masa moleculară relativă a acestui

gaz.

mol

kg0,0259

99032,2Pam104,46

296KKmol

J8,314kg100,465

M34

3

(gaz)

91

Rezolvare:

M = (0,09 g 22,4 l/mol) / 1 l = 2,016 g /mol ;

Mr(gaz)= 2,016.

Problema din exemplul dat poate fi rezolvată şi pornind

de la faptul că 1 mol de gaz este egal cu masa molară şi

moleculară relativă, iar volumul egal cu 22,4 l.

Într-adevăr, dacă = 1 mol, în corespundere cu relaţia

V = Vm , înlocuind vom avea: V = 22,4 l/mol 1 mol = 22,4 l;

m=M , deci m = M 1 mol.

Dacă gazul ocupă un volum egal cu 22,4 l, atunci masa

lui numerică este egală cu masa moleculară relativă sau molară,

dar după condiţiile problemei, gazul cu volumul de 1 l are masa

de 0,09 g, adică:

22,4 l ------ m

1 l ------- 0,09g

g

m

l

l

09,01

4,22 ; m = 2,016 g;

Deci, M = 2,016 g/mol, iar Mr = 2,016.

Dacă în condiţia problemei volumul este dat în condiţii,

diferite de cele normale, volumul, mai întâi trebuie adus la

condiţii normale după ecuaţia: T

PV

T

VP

0

00 .

Exerciţii propuse

1. Într-un balon de oţel cu capacitatea de 12 l se

află oxigen sub o presiune de 150 mai mare ca cea atmosferică

la 200C. Calculaţi volumul oxigenului în condiţii normale.

2. Azotul cu masa de 28 g ocupă un volum de 19 l,

măsurat la temperatura de 00C şi presiunea de 119 437 Pa. Ce

volum va ocupa azotul în condiţii normale?

92

3. Un gaz la temperatura de 170C ocupă un volum

de 580 ml. Cum se va schimba volumul gazului la încălzire

până la 1000C, dacă presiunea rămâne constantă? La ce

temperatură volumul gazului va creşte de două ori?

4. Presiunea gazului într-un vas închis la 00C este

de 99 992 Pa. Care va fi presiunea la creşterea temperaturii

până la: a) 100C; b) 20

0C

; c) 30

0C; d) 100

0C?

5. Care este presiunea în vârful muntelui, dacă

1 litru de aer la 00C are a masă de 0,7 g?

6. Calculaţi volumul molar al hidrogenului,

oxidului de carbon (II), fierului, aurului, apei (l), dacă

densităţile lor în condiţii normale sunt respectiv egale:

0,089 g/dm3; 1,96 g/dm

3; 7,9 g/cm

3; 19,3 g/cm

3; 1 g/cm

3.

7. Ce volum în condiţii normale vor ocupa:

a) 12,04 1023

molecule; b) 3,01 1023

molecule; c) 15,05 1023

molecule de gaz.

8. Hidrogenul este acumulat sub apă la o

temeperatură de 180C şi presiune de 101 325 Pa. Presiunea

vaporilor de apă la 180C este egală cu 2 064,0 Pa. Care este

presiunea parţială a hidrogenului în amestec?

9. Partea de volum a oxigenului în aerul uscat este

de 20,95%. Care este presiunea parţială a oxigenului dacă cea

totală este normală de 101 325 Pa?

10. Calculaţi fracţia de masă, de volum şi fracţia

molară a fiecărui gaz în amestec:

a) 5,62 l N2 şi 16,8 l H2;

b) 11,2 l SO2 şi 5,5 l O2;

c) 0,2240 l H2 şi 0,0224 l H2O (vap.)

d) 28 g N2 şi 6g H2 într-un balon cu volumul de 10 l.

e) 68 g NH3 şi 160 g O2 într-un balon cu volumul de 5 l.

Determinaţi presiunea parţială a fiecărui gaz în amestec

şi presiunea totală a amestecului de gaze.

11. Cum se schimbă volumele şi razele atomilor de:

a) Cu, b) Ag, c) Au, dacă densităţile lor sunt egale respectiv

93

cu:

a) 8,9 g/cm3; b)11,3 g/cm

3; c)19,3 g/cm

3.

12. Gazul cu masa de 0,86 g ocupă în condiţii

normale un volum de 333 ml. Calculaţi densitatea gazului faţă

de hidrogen şi masa moleculară relativă a lui.

13. Gazul cu masa de 0,828 g ocupă un volum de

327 ml, măsurat la temperatura de 130C şi presiunea

103 841 Pa. Calculaţi: densitatea gazului după hidrogen şi după

aer; b) masa molecualră relativă a gazului.

14. Vaporii, obţinuţi din 1,23 g de lichid uşor

volatil, ocupă un volum de 475 ml, măsurat la temperatura

780C şi presiunea 102 374 Pa. Calculaţi densitatea relativă faţă

de hidrogen şi de aer.

15. Care gaz este mai uşor sau mai greu ca aerul:

H2; O2; CO2; NH3; CO; H2S ?

16. Calculaţi densitatea relativă după hidrogen a

amestecului de gaze, în care părţile de volum al oxidului de

sulf(IV) şi al oxigenului reprezintă 60% şi 40% respectiv.

17. Densitatea medie faţă de hidrogen a amestecului

de gaze, format de hidrogen şi oxigen, este de 14,5. Care este

partea de volum a fiecărui gaz în amestec?

18. Calculaţi densitatea relativă după hidrogen şi aer

în condiţii normale a: a) azotului; b) oxizilor de carbon (II) şi

(IV); c) hidrogenului sulfurat.

19. Densitatea vaporilor de sulf, mercur şi fosfor

este egală respectiv cu: 9,14; 6,92; 4,25. Determinaţi

compoziţia moleculelor acestor substanţe în stare de vapori.

20. Azotul şi un gaz necunoscut, luaţi în volum de

1 litru (c.n.), au masele egale respectiv cu 1,25 g şi 1,52 g.

Calculaţi masa molară şi moleculară relativă a gazului după:

a) densitate; b) volumul molar. Determinaţi masa unei

molecule de gaz şi de azot.

21. Determinaţi masele molară şi moleculară

relativă ale substanţei, dacă molecula sa are o masă de

94

1,2 10-22

g.

22. Cloroformul cu masa de 0,134 g ocupă un

volum de 35 ml la temperatura 910C şi presiunea de 97 042 Pa.

Calculaţi masele molară şi moleculară relativă ale

cloroformului (CHCl3), precum şi erorile absolută şi relativă

ale determinării lor faţă de valorile teoretice. Care este masa

unei molecule de cloroform?

23. Care este masa molară a substanţei, dacă vaporii

ei cu masa de 0,93 g ocupă un volum de 500 ml la temperatura

de 870C şi presiunea 95 976 Pa. Calculaţi densitatea vaporilor

faţă de hidrogen în condiţiile date. Comparaţi-o cu densitatea

relativă faţă de oxigen în condiţii normale.

24. Calculaţi masa vaporilor de tetraclorură de

carbon CCl4 cu volumul de 25,5 ml la temperatura de 1000C

şi

presiunea de 102 000 Pa.

25. Calculaţi masa azotului cu volumul de 22,4 l,

acumulat sub apă la 200C şi presiunea de 98 100 Pa. Presiunea

vaporilor de apă la aceasta temperatură este de 2 338 Pa.

26. Volumul unui gaz, acumulat sub apă la 170 şi

presiunea de 105 937 Pa, este egal cu 624 ml. Masa gazului

este de 1,56 g. Care sunt masele molară şi moleculară relativă

ale gazului?

27. Masa gazului, acumulat sub apă, este de

0,4647 g. Volumul acestui gaz, măsurat la temperatura 230C şi

presiunea 101 841 Pa este egal cu 446 ml. Presiunea vaporilor

de apă la temperatura aceasta este de 2 809 Pa. Calculaţi

masele molară şi moleculară relativă ale gazului după:

a) volumul molar;

b) ecuaţiile Clapeyrone-Mendeleev.

Indicaţi precizia calculelor.

28. Masa dioxidului de carbon, ce a împlut un balon

la 190C şi presiunea de 102 108 Pa este egală cu 0,38 g. Masa

acestui balon cu aer în aceleaşi condiţii este egală cu 32,48 g,

iar cu apă 235,7 g. Calculaţi masele molară şi moleculară

95

relativă ale gazului după:

a) formula Clapeyrone-Mendeleev;

b) densitatea relativă după aer;

c) volumul molar;

d) densitatea absolută a dioxidului de carbon.

Calculaţi erorile absolute şi relative la determinarea

masei moleculare relative (în comparaţie cu valoarea teoretică).

29. Masa unui balon cu volumul de 222 ml, umplut

cu gaz la temperatura de 170C şi presiunea de 100 242 Pa, este

egală cu 47,876 g, iar masă aceluiaşi balon cu aer în aceleaşi

condiţii e de 47,608 g. Calculaţi masele molară şi moleculară

relativă ale gazului. Care este masa unei molecule de gaz?

30. Masa gazului, ce a umplut un balon la 240

C şi

100 242 Pa, este egală cu 0,364 g, iar masa acestui balon cu aer

este de 32,400 g. Masa aceluiaşi balon cu apă este de

235,600 g. Calculaţi masele molară şi moleculară relativă ale

gazului. Indicaţi precizia calculelor.

31. Un balon cu aer la temperatura de 190C şi

presiunea 102 108 Pa are o masă de 52,48 g. Masa aceluiaşi

balon plin cu un gaz necunoscut în aceleaşi condiţii va fi egală

cu 52,91 g, iar plin cu apă – 346 g. Calculaţi masele molară şi

moleculară relativă ale gazului după:

a) densitatea relativă faţă de aer;

b) volumul molar;

c) ecuaţia Clapeyrone-Mendeleev.

32. Masa unei fiole cu aer este egală cu 2,275. Masa

aceleiaşi fiole cu un lichid uşor volatil este de 2,658 g. Fiola cu

lichid a fost introdusă într-un tub larg de sticlă, încălzit cu

vapori de apă. Tubul a fost unit cu un tubuşor îngust, introdus

într-o biuretă gradată, umplută cu apă. Capătul biuretei a fost

introdus în apă. Fiola cu lichid a fost spartă. Vaporii de lichid

au împins o parte în biureta gradată. Când temperatura din

biuretă s-a egalat cu temperatura aerului din exterior, s-a

măsurat volumul apei dezlocuite şi s-a constatat că este egal cu

96

81,5 ml, temperatura aerului e de 260C, presiunea atmosferică

de 100 908 Pa. Calculaţi masele molară şi molecualră relativă

ale vaporilor de lichid.

4.6. Echivalentul. Legea echivalenţilor

4.6.1. Echivalentul substanţei X

Echivalentul elementului sau al substanţei X se

numeşte particula sau convenţionala, care se uneşte,

substituie sau într-un oarecare alt mod corespunde unui atom

(ion) de hidrogen ori unui electron (în reacţiile de oxido-

reducere).

Se notează echivalentul – fechiv(X)X, unde X este

formula substanţei, simbolul elementului (Mg, O, H2SO4, etc.);

fechiv(X) – factor de echivalenţă, care arată ce parte de

atom sau moleculă este echivalentă unui atom (ion) de

hidrogen sau unui electron. Echivalentul hidrogenului

corespunde unui atom (ion) de hidrogen – fechiv(H)H = 1 H (H).

Echivalentul clorului în compusul HCl este egal cu un atom de

clor 1 Cl. În molecula de apă H2O la un atom de hidrogen

revine o jumătate de atom de oxigen, prin urmare, echivalentul

oxigenului este 1/2 O (sau 1/4 O2).

Este important să poţi determina just factorul de

echivalenţă a elementelor şi a compuşilor chimici. Factorul de

echivalenţă întotdeauna este mai mic sau aproape egal cu

unitatea. Dacă fechiv(X) ar primi valori mai mari ca 1 (de

exemplu, 2) pentru un oarecare element, aceasta ar însemna că

un atom de hidrogen s-ar uni sau ar substitui doi atomi de acest

element. Însă aceasta este imposibil, deoarece hidrogenul este

monovalent. Aşadar, factorul de echivalenţă a elementului

hidrogen fechiv(H) = 1, iar a susbstanţei hidrogen, molecula

căruia este alcătuită din doi atomi de hidrogen fechiv(H2) = 1/2 şi

echivalentul substanţei hidrogen fechiv(H2)H2=1/2H2. Analogic,

97

factorul de echivalenţă a elementului oxigen fechiv(O) = 1/2, iar

pentru substanţa oxigen – fechiv(O2) = 1/4. De aici, echivalentul

oxigenului fechiv(O)O = 1/2 sau fechiv(O2)O2 = 1/4 O2. În

molecula HCl poate fi substituit numai un atom de hidrogen,

prin urmare, fechiv(HCl) = 1, iar echivalentul acidului clorhidric

fechiv (HCl)HCl = 1 HCl. Echivalentul elementului depinde de

valenţa lui. De exemplu, în molecula CO unei jumătăţi de atom

de oxigen îi corespunde 1/2 de atom de carbon, iar în molecula

CO2 – 1/4. Deci, factorul de echivalenţă pentru C(II) este egal

cu 1/2, iar pentru C(IV) –1/4. Respectiv şi echivalenţii C(II) şi

C(IV) vor fi egali cu fechivC(II) C = 1/2C şi fechivC(IV)

C = 1/4C. Factorii de echivalenţă a elementelor şi a unor

compuşi pot fi determinaţi după formula:

fechiv (X)X = 1Z*

unde: Z* – număr, numit în unele surse număr de echivalenţă,

este egal cu:

a) pentru elemente – cu valenaţa lor. De exemplu:

pentru oxigen Z*(0) = 2, deci fechiv(O) = 1/2, iar echivalentul

fechivO(O) = 1/2 O; pentru magneziu Z* = 2, deci fechiv(Mg) =

= 1/2, iar echivalentul, fechiv(Mg)Mg= 1/2 Mg;

b) pentru acizi – cu numărul de atomi (ioni) de

hidrogen, capabili de a fi substituiţi cu metal.

De exemplu: pentru acidul clorhidric Z* = 1, deci

fechiv(HCl) = 1, pentru acidul sulfuric Z*=2, deci fechiv(H2SO4) =

= 1/2, iar echivalentul acidului sulfuric va fi:

fechiv(H2SO4)H2SO4 = 1/2 H2SO4 sau 1/Z* H2SO4 = 1/2 H2SO4;

c) pentru baze – numărul de grupe hidroxilice, capabile

de a fi substituite prin radicali acizi.

De exemplu: pentru hidroxidul de sodiu Z* = 1, deci

NaOH fechiv(NaOH) = 1, iar echivalentul fechiv(NaOH) NaOH=

=1 NaOH; pentru hidroxidul de calciu Z* = 2, deci

fechivCa(OH)2 = 1/2, iar echivalentul fechivCa(OH)2 = 1/2

Ca(OH)2 sau 1/Z*Ca(OH)2 = 1/2 Ca(OH)2;

d) pentru săruri – produsul dintre numărul de atomi de

98

metal (sau a restului acid) -n şi valenţa metalului (sau a restului

acid) -.

De exemplu: pentru sulfatul de aluminiu Z* = n w, de

unde Z* = 3 2 = 6, deci fechiv(Al2(SO4)3) = 1/6, iar echivalentul

fechiv((Al2(SO4)3)Al2(SO4)3 = 1/6 Al2(SO4)3; sau

342342 )(6

1)(

*

1SOAlSOAl

Z;

e) pentru oxizi – produsul dintre numărul atomilor de

oxigen şi valenţa oxigenului. De exemplu, pentru CO2 Z* = 4,

deci fechiv(CO2)CO2 = 1/4CO2; pentru Al2O3 - Z* = 6;

1/Z*Al2O3 = 1/6 Al2O3;

f) în reacţiile de oxido-reducere – numărul de electroni

cedaţi sau primiţi de atom, ion sau moleculă. De exemplu:

pentru reacţiile ce decurg în mediu acid, are loc trecerea:

Mn+7

+5e Mn+2

, Z*=5, iar

fechiv(KMnO4) KMnO4 = 1/5 KMnO4, sau

445

1

*

1KMnOKMnO

Z.

În caz general, pentru determinarea justă a

echivalentului, trebuie să fie indicată reacţia chimică, la care ia

parte substanţa sau elementul dat.

Exemplul 1. În dependenţă de faptul câţi atomi de

hidrogen se substituie prin atom de metal în acidul ortofosforic,

sunt posibile diferite valori ale factorului de echivalenţă pentru

H3PO4:

a) H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O; Z*=1

fechiv(H3PO4) = 1, echivalentul fechiv(H3PO4) H3PO4 = 1 H3PO4

sau 1/Z* H3PO4 = 1 H3PO4

b) H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O; Z*=2

fechiv(H3PO4) = 1/2, echivalentul fechiv(H3PO4) H3PO4 =

=1/2 H3PO4

sau 1/Z* H3PO4 = 1/2 H3PO4;

H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O; Z*=3

99

fechiv(H3PO4) = 1/3, echivalentul fechiv(H3PO4) H3PO4 = 1/3

H3PO4

sau 1/Z* H3PO4 = 1/3 H3PO4

Cantităţile de substanţă ale echivalenţilor se determină

prin numărul real sau condiţional de particule, pe care noi le

numim echivalenţi. Unitatea SI a cantităţii este molul. Un mol

de echivalenţi – unitatea cantităţii de substanţă a sistemului,

ce conţine 6,02 1023

echivalenţi.

Cantitatea de substanţă a echivalentului (fechiv(X)X)

este egală cu raportul cantităţii de substanţă, referitoare la

particulele X către factorul de echivalenţă:

(fechiv(X)X) = X) /fechiv(X).

Având în vedere că: fechiv(X) = 1/Z*, obţinem:

(1/Z*X) = Z* .

Exemplul 2. Determinaţi cantitatea de substanţă a

echivalenţilor de acid sulfuric, luat în cantitate de: a) 1 mol;

b) 4 mol; c) 0,2 mol.

Rezolvare: Pentru acidul sulfuric H2SO4, numărul de

atomi de hidrogen Z* = 2, deci factorul de echivalenţă este egal

cu 1/2, iar echivalentul acidului sulfuric va fi 1/2 H2SO4:

a) (1/2 H2SO4)= 1 mol /(1/2) = 2 mol (de echivalent);

b) (1/2 H2SO4)= 4 mol /(1/2) = 8 mol (de echivalent);

c) (1/2 H2SO4)= 0,2 mol /(1/2) = 0,4 mol (de

echivalent).

Într-adevăr, ce cantitate de acid sulfuric nu s-ar lua,

cantitatea de substanţă a echivalenţilor întotdeauna va fi de

două ori mai mare.

Masa molară a echivalentului reprezintă raportul

dintre masa elementului sau al compusului chimic către

cantitatea de substanţă a echivalentului. M(fechiv(X)X) =

= m(X)/ (fechiv(X)X) şi se exprimă în g/mol, kg/mol. Deoarece

fechiv(X) = 1/Z*, poate fi scrisă în modul următor:

100

M(1

2Mg)=

24,31 g/mol

2= 12,16 g/mol

49 g/mol=M( H2SO421 =

2

98 g/mol)

O)=2

1M( 8 g/mol; M(1 H)=1 g/mol.

M(1

2Mg)=

24,31 g/mol

2= 12,16 g/mol

49 g/mol=M( H2SO421 =

2

98 g/mol)

O)=2

1M( 8 g/mol; M(1 H)=1 g/mol.

XZ

XmX

ZM

*

* 1

1.

Masa molară a echivalentului poate fi calculată pornind

de la masa molară a elementelor în compuşii chimici. Masa

molară a echivalentului M(fechiv(X)X) reprezintă produsul

dintre masa molară a substanţei M(X) referită (X) şi

factorul de echivalenţă.

M(fechiv(X)X) = fechiv(X) M(X) sau **

1

Z

XMX

ZM .

Masa molară a echivalentului este de Z* ori mai mică

decât masa molară a substanţei (X). Dacă Z=1, atunci masa

molară a echivalentului substanţei date coincide cu masa ei

molară.

Exemplul 3.

M(1

2Mg)=

24,31 g/mol

2= 12,16 g/mol

49 g/mol=M( H2SO421 =

2

98 g/mol)

O)=2

1M( 8 g/mol; M(1 H)=1 g/mol.

Masele molare ale echivalenţilor substanţelor compuse

pot fi calculate ca sumă a maselor molare ale echivalenţilor

elementelor sau particulelor compuse (ioni) ce le compun.

Astfel:

a) M(1/Z* OH-) = 17 g/mol;

b) M(1/Z* SO42-

) = 1/2 96 = 48 g/mol;

c) M(1/Z* CO2) = 12 g/mol/4 + 16 g/mol/2 = 11 g/mol;

d) M(1/Z* Al2O3) = 27 g/mol/3 + 16 g/mol/2 = 17

g/mol.

Volumul echivalent V(1/Z* X) este volumul substanţei

luate în cantitate de 1 mol de echivalenţi.

101

Această mărime este comodă la efectuarea calculelor

pentru substanţele gazoase. Să examinăm un exemplu.

Hidrogenul constă din molecule H2. Echivalentul hidrogenului

este 1 H sau 1/2 H2. Volumul molar al gazelor (c.n.) 22,4 l/mol,

prin urmare, volumul echivalent al hidrogenului va fi:

Vechiv(1/2H2) = 1/2 22,4 l/mol=11,2 l/mol.

Oxigenul constă din molecule O2. Echivalentul

oxigenului – 1/2 O sau 1/4 O2, deci volumul echivalent al

oxigenului:

Vechiv(1/4O2) = 1/2 22,4 l/mol= 5,6 l/mol.

Din cele menţionate mai sus, putem scrie:

V(fechiv (X)X)= fechiv (X) Vm.

Volumul echivalent se exprimă în l/mol, m3/mol.

Deoarece: fechiv (X) =1/Z* volumul echivalent va fi de Z* ori

mai mic decât volumul molar al substanţelor gazoase în

condiţiile date: V echiv= Vm/Z*.

E necesar de remarcat că pentru determinarea

volumului echivalent, factorul de echivalenţă trebuie să fie

calculat pentru gazul real.

4.6.2. Legea echivalenţilor

Dacă este cunoscut echivalentul măcar al unei

substanţe, atunci pe baza noţiunii de echivalent şi a valorilor,

legate de aceasta, se pot efectua calcule stoichiometrice,

nescriind ecuaţiile reacţiilor, deoarece un echivalent al unei

substanţe întotdeauna reacţionează complet cu un echivalent

al altei substanţe.

În practică se măsoară masele substanţelor solide,

volumul gazelor sau al substanţelor lichide. Raportul dintre

aceste substanţe este determinat de legea echivalenţilor.

Masele substanţelor reactante (sau volumele) sunt

proporţionale cu masele echivalentului acestor substanţe (sau

102

ale volumelor echivalente).

m(X)m(Y)

M(fechiv(X)X)

M(fechiv(Y)Y)=

Această relaţie mai poate fi scrisă:

m(X)m(Y)

M( X)=

1Z*

Z*1

M( Y) sau

=V(fechiv(Y)Y)

M(fechiv(X)X)

V0(Y)m(X)

sau

Ştiind masele substanţelor reactante, se pot calcula

masele molare ale echivalenţilor sau ale volumelor echivalente.

Factorul de echivalenţă sau echivalentul lor se determină

pentru substanţele necunoscute după valorile calculate ale

maselor molare ale echivalenţilor. Istoric, mai întâi au fost

anume masele molare ale echivalenţilor.

Exemplul 1. La arderea unui metal cu masa de 5 g se

formează oxid cu masa de 9,44 g. Determinaţi masa molară a

echivalentului metalului.

Rezolvare:

1) Calculăm masa oxigenului ce a reacţionat cu

m(oxid) = 9,44 g metalul: m(O) = 9,44 g - 5g =

= 4,44 g.

2) Calculăm masa molară a echivalentului

metalului conform legii echivalenţilor, ştiind că masa molară a

echivalentului oxigenului M(1/2O)=8 g/mol:

V0(Y)V( Y)

1Z*

Z*1

=M( X)m(X)

103

==m(As)

m(O)

M(1

Z*As)

; As)Z*

1M(

m(As) . M

O)21(M

O)21(

m(O)

As)Z*

1M( =

65,2 g .8 g/mol

34,8 g = 15 g/mol

==m(As)

m(O)

M(1

Z*As)

; As)Z*

1M(

m(As) . M

O)21(M

O)21(

m(O)

As)Z*

1M( =

65,2 g .8 g/mol

34,8 g = 15 g/mol

==m(Me)

m(O)

M(1

Z*Me)

; Me)Z*

1M(

m(Me). M

O)21(M

O)21(

m(O)

Me)Z*

1M( =

5 g .8 g/mol

4,44 g = 9 g/mol

aceasta este masa molară a echivalentului.

Dacă se cunosc părţile de masă ale echivalenţilor

elementelor în compus, atunci se alege arbitrar masa acestui

compus (100 g sau 1 g ) şi se efectuează calculele.

Exemplul 2. Partea de masă a arseniului în oxid e de

65,2%. Determinaţi masa molară a echivalentului arseniului,

valenţa, factorul de echivalenţă şi echivalentul lui, precum şi

formulele oxidului.

Se dă: Rezolvare:

w(As) = 65,2% 1) Luăm drept masă a oxidului

100 g, atunci

m(As) = 100 g 0,652 = 65,2 (g),

M(1/Z*As) – ? m(O) = 100-65,2=34,8 (g)

Z* –? 2) Calculăm masa molară a

fechiv(As) = 1/Z* –? echivalentului As:

fechiv(As)As – ?

3) Calculăm Z* ori fechiv(As) 1/Z* din

**

1

Z

AsMAs

ZM .

104

5

15

75*

mol

gmol

g

ZValenţa

Factorul de echivalenţă fechiv (As)=1/5.

Echivalentul arseniului fechiv (As) As = 1/5 As sau 1/Z* As =

= 1/5 As;

Formula oxidului este As2O5.

Exemplul 3. Calculaţi masa molară a echivalentului de

zinc, dacă la interacţiunea zincului cu masa de 1,168 g cu acid

s-a degajat hidrogen în volum de 438 cm3, măsurat de 17

0C şi

100 579 Pa. Presiunea parţială a vaporilor de apă la această

temperatură este egală cu 1 937 Pa. Calculaţi, de asemenea,

factorul de echivalenţă şi echivalentul zincului. Cu ce este

egală valenţa zincului?

Metoda I:

Rezolvare: După legea echivalenţilor

=Vechiv

M(fechiv(Zn)Zn)

V0(H2) 1

m(Zn)

2H2( )

=M(fechiv(Zn)Zn)V0(H2)

m(Zn)Vechiv 12

H2( )

După cum ştim din cele relatate mai sus: Vechiv(1/2H2) =

= 1/2 Vm;

Vechiv(1/2H2) = 22,4 l/mol / 2 = 11,2 l/mol.

Volumul hidrogenului, dat în condiţia problemei,

trebuie adus la condiţii normale, pornind de la ecuaţia unită a

stării gazelor:

= P V

T

P 0 V 0

T 0

P 0 = 1 0 1 3 2 5 P a ,

T 0 = 2 7 3 K , T = t 0 + 2 7 3 K

d e u n d e :

;

105

M(fechiv(Zn)Zn)

de unde:

fechiv(Zn) M(Zn)=

fechiv =M(fechiv(Zn)Zn)

M(Zn)

=65,38 g/mol32,8 g/mol(Zn)=fechiv 1

2

Din presiunea totală P trebuie de eliminat presiunea

parţială a vaporilor de apă:

V0 = (P-PH2O)V T0

P0T Înlocuim datele din problemă:

Calculăm masa molară a echivalentului de zinc:

mol

g32,8

0,399l

mol

l11,21,168g

(Zn)Zn)M(fechiv

Masa molară a echivalentului de zinc este legată de

masa molară a zincului prin relaţia:

M(fechiv(Zn)Zn) = fechiv(Zn) M(Zn),

de unde:

Introducem datele problemei:

De aici determinăm echivalentul:

de unde rezultă că valenţa Z* este egală cu 2.

Metoda II: Această problemă poate fi rezolvată şi prin

altă metodă. După legea echivalenţilor.

V 0

= ( 1 0 0 7 5 9 P a - 1 9 3 7 P a ) 4 3 8 c m 3 2 7 3 K

1 0 1 3 2 5 P a 2 9 0 K = 3 9 9 c m 3 = 0 , 3 9 9 l

ZnZnZn

ZnZnfechiv2

11)(

*

106

(fechiv(Zn)Zn)M=

(fechiv(H)H)M

M(Zn)

m(H2)

putem determina masa molară a echivalentului:

=M(fechiv(Zn)Zn)(fechiv(H)H)M

m(H2) Echivalentul hidrogenului este 1H. Masa molară a

echivalentului de hidrogen M(fechiv(H)H) = 1 g/mol. Masa

hidrogenului poate fi determinată după volumul molar şi masa

lui molară:

= M V m = V 0

; m

0,0356g

mol

l22,4

0,399lmol

g2

ν

)VM(H)m(H

m

02

2

Metoda III: Se poate şi după schema logică:

hidrogenul (H2’) în cantitate de 1 mol ocupă un volum de 22,4 l

şi are masa egală cu 2 g (m = M = 2 g/mol = 2 g)

22,4 l ----2 g

0,399 l ---x

2 g/mol 0,399 l

22,4 l/mol= 0,0356 gx =

Determinăm masa molară ale echivalenţilor şi valenţa

elementelor, se pot determina masele molare şi masele atomice

relativ; după valorile maselor molare ale echivalenţilor se poate

determina valenţa elementelor.

Exerciţii propuse

1. Determinaţi numărul echivalenţilor (Z*) şi factorul

de echivalenţă (1/Z*) pentru substanţele iniţiale în următoarele

reacţii, terminând ecuaţiile:

a) AlCl3 + NaOH

b) Al(OH)3 + NaOH Na3 Al(H)6

107

c) Al(OH)3 + H2SO4 AlOHSO4 +...

d) Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + ...

e) Na2CO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O

f) NaHCO3 + HCl

g) FeSO4 + HNO3 Fe(NO3)3 + NO + H2SO4 + H2O

h) KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 MnSO4 + Na2SO4 +

+K2SO4 + H2O

i) K2CO3 + SiO2 K2SiO3 + CO2

j) P2O5 + H2O H3PO4

k) Na + H2O NaOH + H2

l) KMnO4 + Na2SO3 + H2O MnO2 + Na2SO4 +

+KOH

m) KMnO4 + Na2SO3 + KOH K2MnO4 + Na2SO4 +

+H2O

n) K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 Cr2(SO4)3 + S + H2O+

+ K2SO4

o) Zn + HNO3 Zn(NO3)2 + NO + H2O

p) Zn + + HNO3 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + ...

q) Zn + H2SO4 ZnSO4+ H2

r) H2SO4 + NaOH Na2SO4 + H2O

s) KHSO4 + BaCl2 BaSO4 + KCl + HCl

t) KHSO4 + KOH K2SO4 + H2O

Scrieţi echivalenţii acestor substanţe şi calculaţi masele molare

ale echivalenţilor.

2. Calculaţi cantitatea de substanţe ale echivalentului

pentru a) H2SO4; b) NaOH; c)Mg; d) HNO3; e) Cu; f) Al(OH)3,

dacă:

a) masa fiecărei substanţe este de 100 g;

b) cantitatea de substanţă a fiecărei substanţe e 2 moli.

În care caz sunt posibile mai mult de un răspuns.

3. Calculaţi masa molară a echivalentului metalului,

dacă:

a) pentru oxidarea metalului cu masa 1,74 g sunt

108

necesare 0,1 g de oxigen;

b) la arderea metalului cu masa 0,5 g se formează oxid

cu masa 9,44 g;

c) la oxidarea a 0,7 g de cadmiu s-au obţinut 0,8 g de

oxid;

d) raportul maselor manganului şi oxigenului în oxid

este 1,72 : 1;

e) pentru oxidarea metalului cu masa 4,17 g s-au folosit

340 ml de oxigen;

f) partea de masă a elementului într-un oxid este de

65,2%, iar în altul de 75,7%;

g) partea de masă a oxigenului în oxidul de crom e de

48%.

4. Calculaţi masa molară a echivalentului fosforului în

oxizi, dacă în primul oxid partea de masă a fosforului e

43,66%, iar în al doilea – 56,55%. Care este valenţa fosforului

în oxizi? Determinaţi echivalenţii fosforului şi formulele

oxizilor lui.

5. Partea de masă a sulfului într-un oxid e de 50%, iar în

altul 40%. Calculaţi masa molară a echivalentului sulfului în

ambii oxizi, valenţa sulfului şi echivalentul său. Alcătuiţi

formulele ambelor oxizi.

6. Calculaţi masa molară a echivalenţilor sulfului şi

metalului, dacă 1,62 g de metal formează 1,74 oxid şi 1,86 g

sulfură.

7. Calculaţi masa molară a echivalentului zincului, dacă

la interacţiunea metalului cu masa 0,292 g s-a deplasat

hidrogen cu volumul 109,5 ml la temperatura 170C şi presiunea

98 645 Pa.

8. Masa molară a echivalentului metalului e 27,9 g/mol.

Calculaţi masa metalului, dacă el deplasează din acid hidrogen

cu volumul de 224 ml (c.n.).

9. Aluminiul cu masa 0,1023 g a fost dizolvat în acid

clorhidric. Hidrogenul degajat, cules deasupra apei, a ocupat un

109

volum de 137 ml la temperatura 190C şi presiunea 102 728 Pa.

Presiunea vaporilor saturaţi de apă la temperatura dată e

2 064 Pa. Calculaţi masa molară a echivalentului, valenţa şi

echivalentul aluminiului în această reacţie. Determinaţi erorile

absolute şi relative la stabilirea masei molare a echivalentului.

10. Determinaţi masa molară a echivalentului metalului,

dacă 0,0584 g de acest metal deplasează din acid hidrogen cu

volumul 21,9 ml, cules deasupra apei la temperatura 170C şi

presiunea 100 579 Pa. Presiunea vaporilor saturaţi de apă la

170C este egală cu 1937 Pa.

11. Metalul cu masa 0,20415 g deplasează din acid

hidrogen cu volumul 70 ml (c.n.). Plumbul cu masa 0,6475 g

este deplasat din sarea sa de către acelaşi metal cu aceeaşi

masă. Determinaţi masa molară a echivalentului plumbului.

12. Determinaţi masa molară a echivalentului acidului

fosforic, dacă la neutralizarea acidului cu masa 9,8 g s-au

folosit: a) 4 g NaOH; b) 8 g NaOH; c) 12 g NaOH. Care va fi

masa molară a echivalentului acidului sulfuric în condiţiile: a)

şi b) ? În baza calculelor conform legii echivalenţilor, scrieţi

ecuaţiile reacţiilor respective ale H3PO4 cu NaOH. Care este

echivalentul acestor acizi în fiecare reacţie?

13. Pentru precipitarea clorului, ce conţinea 3,333 g de

sare s-au cheltuit 5,44 g AgNO3. Calculaţi masa molară a

echivalentului sării.

4.7. Determinarea masei atomice relative a elementului

4.7.1. Metoda Canizzaro

Se determină experimental masele moleculare relative

ale unui număr cît mai mare de substanţe ale acestui element.

Apoi se determină partea de masă a elementului dat în fiecare

substanţă. Cea mai mică masă, care revine carbonului în aceste

substanţe, este masa atomică relativă.

Exemplu. Calculaţi masa atomică relativă a carbonului

110

după următoarele date:

Substanţa Mr w(C), %

Dioxidul de

carbon

44

27,4

Alcoolul etilic 46 52,2

Metanul 16 75,0

Benzenul 78 92,5

Acetona 58 62,0

Cloroformul 119,5 10,1

Rezolvare: 1) Calculăm masa carbonului în toţi

compuşii după formula:

%100

)()(

%;100)tan(

)()(

MrcwcArn

teisubsMr

cArncw

1) Dioxidul de carbon:m(c) = (27,4 44) / 100 = 12;

2) Alcoolul etilic: n Ar(c) = (46 52,2) / 100 = 24;

3) Metanul: n Ar(c) = (16 75) / 100 = 12;

4) Benzenul: n Ar(c) = (78 92,5) / 100 = 72;

5) Acetona: n Ar(c) = (58 62) / 100 = 36;

6) Cloroformul: n Ar(c) = (119,5 10,1) / 100 = 12.

Cea mai mică cifră n Ar(c) =12, care probabil

corespunde unui atom n = 1. Deci, masa atomică relativă a

carbonului este 12. Astfel a fost pentru prima dată determinată

masa atomică a carbonului încă în veacul trecut.

4.7.2. Metoda lui Dulong şi Petit

Căldura specifică (c) este cantitatea de căldură

necesară pentru a încălzi cu un grad o substanţă cu masa de 1 g

gradg

J .

Căldura specifică (C) a substanţei simple se numeşte

cantitatea de căldură necesară pentru a încălzi cu un grad 1 mo l

%100

)()(

%;100)tan(

)()(

MrcwcArn

teisubsMr

cArncw

111

de substanţă simplă.

Astfel: gradg

JcMC . Conform regulii lui Dulong

şi Petit, căldura specifică molară (atomică) a majorităţii

substanţelor simple solide (X) este aproximativ egală cu 25

gradg

J.

Deci, Kmol

J

gradmol

JCXM sau25)(

De unde masa molară aproximativă a substanţei simple

este M(X)apr = 25/C.

Pentru a găsi valoarea precisă M(X), se găseşte masa

molară a echivalentului MZ

X1

*,, apoi valenţa elementului

(Z*) din formula

MZ

XM X

Z

ZM X

MZ

X

apr

apr

1

1

*

( )

*,

*( )

*

M

ZX

M X

Z

ZM X

MZ

X

apr

apr

1

1

*

( )

*,

*( )

*

Ştiind Z* şi valoarea precisă a masei molare a

echivalentului, putem găsi masa molară precisă a substanţei

simple: XZ

MZXM pr*

1*)( .

Masa atomică relativă Ar(X) este egală cu valoarea

numerică a masei molare Ar(X) = {M(X)}.

Exemplu. Căldura specifică a metalului e

0,218)( gradmol

J, iar masa moleculară a echivalentului –

29,65 g/mol. Calculaţi masa atomică relativă a metalului.

112

Se dă: Rezolvare:

c = 0,218 )( gradmol

J ; 1) Calculăm valoarea

C = 25 aproximativă a masei molare

a metalului:

25 (J/mol grad) = M(X)apr. · C Ar(X)–

mol

g114,7

gradg

J0,218

gradmol

J25

M(X) apr

2) Calculăm valenţa metalului (Z*):

3,86

mol

g29,65

mol

g114,7

XZ

1M

M(X)Z

*

apr*~4,

deoarece valenţa este un număr întreg.

3) Calculăm valoarea precisă a masei molare a

metalului:

mol

g118,64

mol

g29,65Z*X

*Z

1MM(X) ,

Ar(X) = 118, 6, iar elementul dat este Sn.

Exerciţii propuse

1. Masa molară relativă a anhidridei fosforice e 284, a

fosfinei – 34, a acidului pirosforic –178, a anhidridei

fosforoase 220, iar partea de masă a fosforului în ele e 43,66%;

91,18%; 34,83%; 56,36% respectiv. Determinaţi masa atomică

relativă a fosforului din aceste date.

2. Determinaţi masa atomică relativă a sulfului din

următoarele date:

)( gradmol

J

113

Denumirea substanţei Densitatea

faţă de

hidrogen

Partea de masă

a sulfului, %

Sulfura de hidrogen 17 94,1

Anhidrida sulfuroasă 32 50,0

Sulfura de carbon 38 84,2

Monoclorura de sulf 67,5 47,4

Sulfoxidul de carbon 30 53,5

3. Calculaţi masa atomică relativă a siliciului din

următoarele date:

Denumirea

substanţei

Densitatea faţă

de hidrogen

Partea de masă a

siliciului, %

Silan 16 87,5

Disilan 31 90,3

Trisilan 46 91,3

Florura de siliciu 52 26,9

4. Masa molară a echivalentului metalului e

23,24 g/mol, căldura specifică de 0,37 J/g grad. Determinaţi

masa molară precisă şi masa atomică relativă a metalului.

Denumiţi-l.

5. Partea de masă a nichelului în oxidul său este

70,97%. Căldura specifică a nichelului e 0,105 cal / g × grad.

Determinaţi masa atomică relativă a nichelului. Determinaţi

eroarea relativă.

6. Partea de masă a clorului în clorura unui metal e

44,76%. Căldura specifică a metalului e 0,311 gradg

J.

Determinaţi masa atomică relativă a metalului. Denumiţi-l.

7. La dizolvarea metalului cu masa 0,4 g în acid sulfuric

se formează sulfat cu masa 0,902 g. Căldura specifică a

metalului e 0,24 Kg

J. Determinaţi valenţa şi masa atomică

relativă precisă a metalului.

114

4.8. Deducerea formulelor chimice

4.8.1. Deducerea formulelor moleculare

Deducerea formulelor moleculare după părţile de masă

ale elementelor şi a masei molare sau a masei moleculare

relative a substanţei.

Exemplu. Densitatea gazului după hidrogen este 46.

Părţile de masă ale azotului şi oxigenului în el sunt respectiv

egale cu 30,43% şi 69,57%.

Determinaţi formula moleculară a substanţei.

Se dă: Rezolvare:

w(N) = 30,43% 1) Determinăm masa moleculară

relativă a substanţei:

w(O) = 69,57% Mr(NxOy) = 2D(H2),

)( 2HD (NxOy)=46 Mr(NxOy) = 46 2=92

2) Determinăm valorile indicilor

x – ? y – ? în formula NxOy:

Răspuns: formula substanţei este N2O4.

4.8.2. Deducerea formulelor cele mai simple

În caz că nu sunt date pentru a determina masa molară

sau masa moleculară relativă, se găseşte formula elementară,

care nu dă valorile precise ale indicilor, ci numai raportul lor.

%100)(

)()(

%100)(

)(

%100)(

)()(

yxr

r

r

r

yxr

r

ONM

OyAOw

NA

MNwX

ONM

NxANw

%100)(

)()(

%100)(

)(

%100)(

)()(

yxr

r

r

r

yxr

r

ONM

OyAOw

NA

MNwX

ONM

NxANw

%100)(

)()(

%100)(

)(

%100)(

)()(

yxr

r

r

r

yxr

r

ONM

OyAOw

NA

MNwX

ONM

NxANw

410016

9257,69;2

10014

9243,30

%100)(

)(

yx

OA

MOwy

r

r

%100)(

)(

OA

MOwy

r

r

115

Să rezolvăm exemplul 4.8.1 fără valoarea Mr.

Rezolvare: 1) Calculăm raportul indicilor în formula

NxOy (raportul părţilor drepte şi stângi ale ecuaţiilor 1 şi 2:

%100)(

)(:

%100)(

)(:

OA

MOw

NA

MNwyx

r

r

r

r ;

)(

)(:

)(

)(:

OA

Ow

NA

Nwyx

rr

;

2:135,4:175,216

57,69:

14

43,30: yx

Deci formula cea mai simplă a substanţei este NO2.

Formula moleculară a substanţei se poate de determinat

din cea elementară. Ştiind că Mr(NxOy) = 93, o putem compara

cu Mr(NO) = 46, adică

246

92

)(

)(

2NOM

ONM

r

yxr. Reese că formula moleculară

adevărată este cea mai simplă formulă dublată: (NO2)2 sau

N2O4 .

Exerciţii propuse

1. Părţile de masă ale sodiului, siliciului şi oxigenului

într-o substanţă sunt egale respectiv cu 37,7%; 22,95%;

39,34%. Determinaţi formula elementară a substanţei.

2. Creta, marmora şi calcarul sunt minerale ale aceleiaşi

substanţe, în care partea de masă a calciului e 40%, a

carbonului – 12% şi oxigenului – 48%. Determinaţi formula

elementară a acestei substanţe.

3. Partea de masă a apei în substanţuă e 36,06%, a

cuprului 25,48%, a sulfului – 12,82%, a oxigenului – 25,64%.

Găsiţi formula elementară a substanţei.

4. Părţile de masă a elementelor în substanţe sunt

116

următoarele: a sulfului – 23,72%, oxigenului – 23,7%,

clorului – 52%. Densitatea vaporilor acestei substanţe faţă de

hidrogen este 67,5. Determinaţi formula moleculară a acestei

substanţe.

5. Densitatea vaporilor unei substanţe faţă de hidrogen e

142. Partea de masă a fosforului în ea este 43,66% şi a

oxigenului 56,34%. Determinaţi formula moleculară a

substanţei prin două metode.

117

Capitolul V

STRUCTURA ATOMULUI. LEGEA PERIODICITĂŢII

ŞI SISTEMUL PERIODIC AL LUI D.I.MENDELEEV

5.1. Structura atomului

5.1.1. Energia electronului pe un anumit nivel energetic

Energia totală a unui electron la mişcarea sa pe orbită

permisă este:

2

22

026,13

1

n

ZZK

nEt ,

unde:

Z – sarcina nucleului atomic,

n – numărul nivelului energetic.

Confom legilor mecanicii cuantice, mişcarea

electronului în jurul nucleului atomic este complexă. Electronul

manifestă proprietăţi de particulă (are masă) şi, totodată,

proprietăţi ondulatorii. De Broglié a propus următoarea relaţie

dintre viteza de mişcare a electronului şi lungimea de undă :

unde:

h – constanta lui Planck, h = 6,6262 10-33

J s;

m – masa electronului egală cu 9,108 10-31

kg.

Exemplu: Calculaţi energia electronului pe orbitala 3 în

atomul de hidrogen.

Rezolvare: 2

2

60,13n

ZE , 51,1

3

160,13

2

E eV.

mv

h

118

5.1.2. Lungimea de undă a electronului

Exemplu: Determinaţi lungimea de undă a electronului

ce se mişcă cu viteza 2 108 m/s.

Rezolvare:

mv

h,

m

s

mkg

Js 12

831

34

106,3

10210108,9

106262,6.

5.1.3. Masa fotonului

Exemplu: Este cunoscută lungimea de undă a liniei

spectrale în seria Balmer =6,563 10-13

m. Determinaţi masa

fotonului, dacă viteza luminii este 3 108 m/s.

Rezolvare:

kg

s

mm

Js

c

hm 36

813

34

103,3

10310563,6

106262,6.

Exerciţii propuse

1. Determinaţi energia (eV) electronului pe al doilea nivel

energetic în atomul de hidrogen.

Răspuns: 3,40 eV.

2. Care este energia cuantului de lumină cu lungimea de

undă 5,7 10-7

m?

Răspuns: 3,44 10-3

J.

3. Ce cantitate de energie conţine un cuant de lumină cu

lungimea de undă 7,5 10-7

m ?

Răspuns: 2,65 10-9

J.

4. Dacă în modelul atomic, după Bohr, raza orbitalului

119

este 2,116 10-10

m, aflaţi viteza electronului pe această

orbitală.

Răspuns: 1,09 106 m/s.

5. Calculaţi lungimea de undă a electronului ce are viteza

de rotaţie 2,2 103 m/s.

Răspuns: 0,33 10-6

m.

6. Masa fotonului este egală cu masa electronului

(9,108 10-31

kg). Calculaţi lungimea de undă (De

Broglié).

Răspuns: 0,24 10-11

m.

7. Masa neutronului este 1,675 10-27

kg, iar viteza de

mişcare a lui este 4 102 m/s. Calculaţi lungimea de

undă.

Răspuns: 0,99 10-9

m.

8. Ce energie (eV) este necesară a fi comunicată atomului

de hidrogen în starea fundamentală pentru ca el să

emită o radiaţie cu lungimea de undă =1,5 10-7

m ?

Răspuns: 8,27 eV.

9. Calculaţi energia (eV) de excitare a electronului în

atomul de radiu, dacă energia de absorbţie a fotonului

are lungimea de undă 4,34 10-7

m ?

Răspuns: 2,85 eV.

10. Determinaţi lungimea de undă (De Broglié) pentru

molecula de heliu şi de fluor, care se mişcă cu viteza

500 m/s.

Răspuns: 0,21 10-10

; 1,99 10-10

m.

11. Masa particulei este 6,644 10-27

kg. Cu ce viteză se

mişcă particula , dacă lungimea de undă a ei este de

2 10-12

m ?

Răspuns: 4,9 104 m/s.

12. Pentru atomul cu structură electronică 1s22s

22p

3, scrieţi

în tabel valorile a patru numere cuantice: n; l; ml; ms.

13. Scrieţi formulele electronice pentru atomii de sodiu,

120

crom, europiu, fier, argon.

14. Folosind regula lui Hund, distribuiţi electronii pe

orbitali pentru: mangan, azot, oxigen, siliciu, cobalt.

15. Pentru atomul de carbon se cunosc două stări:

fundamentală şi excitată. Scrieţi structura electronică

pentru aceste stări.

16. Atomii căror elemente au următoarea structură a

stratului exterior şi penultim:

a) 2s22p

63s

23p

1;

b) 3s23p

63d

34s

2;

c) 3s23p

63d

104s

24p

5;

d) 4s24p

65d

75s

1;

e) 4s24p

65d

105s

0;

17. Arătaţi configuraţia electronică a atomilor cu numărul

de ordine: 21, 35, 39, 73, 58.

18. Scrieţi formulele electronice ale elementelor 108 şi 113

şi arătaţi locul lor în sistemul periodic.

19. Arătaţi configuraţia electronică a clorului şi confirmaţi

câte perechi de electroni sunt şi ce orbitali ocupă ele.

Câţi electroni necuplaţi sunt în atomul de clor ?

20. Scrieţi toate numerele cuantice pentru electronii

atomilor:

a) litiu; beriliu; bor; carbon;

b) azot; oxigen; fluor; neon.

121

5.2. Legea periodicităţii şi sistemul periodic al lui

D.I.Mendeleev

5.2.1. Determinarea numărului de ordine al elementului

Savantul englez Mosley a găsit următoarea legitate:

rădăcina pătrată din frecvenţa liniei spectrale roentgen a

elementului dat este o funcţie de mărimea numărului de ordine

al elementului din sistemul periodic: 2)( aNRv ,

unde:

N – numărul de ordine al elementului;

R şi a sunt constante.

Seriile spectrale sunt semnate cu literele: K; L; M; N…

Pentru seria K constanta a = 1, iar liniile din această serie au

valorile mai mici pentru lungimea de undă. Liniile ce formează

această serie sunt notate cu: , , , … în ordinea micşorării

lungimii de undă. Pentru a găsi numărul de ordine al

elementului dat, trebuie să cunoaştem valoarea constantei R. Ea

se determină după frecvenţa liniei roentgen a cromului v

c

şi c

v .

2)( aNRc

, NCr = 24;

2

10

8

)124(1033,2

100,3R ;

15

210

8

1044,2231033,2

100,3R .

Exemplu: Care este numărul de ordine al elementului

cu m10108,2 , dacă mCr

101033,2 .

122

Rezolvare: 2)( aNRc

; 2)1(NRc

;

215

10

8

)1(1044,2108,2

100,3N ;

(N-1)2=440; N-1 = 21; N = 22. Numărul de ordine

fiind 22, avem elementul titan.

5.2.2. Energia de ionizare a elementului

Energia de ionizare a atomului este egală numeric cu

potenţialul de ionizare, exprimat în electroni-volţi. Astfel: 1eV

= 1,602 10-16

J.

Exemplu: Potenţialul de ionizare al sodiului (eV/atom)

I = 5,14 eV. Găsiţi energia de ionizare a sodiului (kJ/mol).

Rezolvare: I = 5,14 1,602 10-19

6,02 1023

=

=495 kJ/mol.

5.2.3. Calculul mărimii electronegativităţii elementului

Electronegativitatea (EN) elementului caracterizează

abilitatea atomului de a accepta electroni la formarea legăturii

chimice. Electronegativitatea este exprimată ca o sumă a

energiei de ionizare şi a afinităţii către electron:

)( AIEN

Exemplu: Energia de ionizare a bromului I =

=1140,8 kJ/mol. Afinitatea către electron A=3,54 eV/atom.

Determinaţi electronegativitatea relativă a bromului.

Rezolvare: afinitatea către electron a bromului este:

A = 3,54 1,602 10-19

6,02 1023

= 341,4 kJ/mol.

Electronegativitatea bromului este:

EN = (I+A) = (1140,8+341,4) kJ/mol = 1482,2 kJ/mol.

123

Exerciţii propuse

1. Determinaţi energia de ionizare a aluminiului (kJ/mol),

ce corespunde ruperii la al treilea electron, dacă

potenţialul de ionizare al aluminiului este 28,44 eV

(pentru electronul al treilea).

Raspuns: 2742,8 kJ/mol.

2. Găsiţi lungimea de undă a radiaţiei roentgen emisă de

anodul cobaltului, dacă frecvenţa oscilaţiilor radiatiei

roentgen emisă de anodul de vanadiu este 1,21 1016

Hz.

Raspuns: 1,77 10-10

m.

3. Lungimea de undă pentru radiaţia roentgen a

manganului este 2,13 10-10

m, calculaţi numărul de

ordine şi arătaţi elementul, la care lungimea de undă a

radiaţiei roentgen este 3,35 10-10

m.

Raspuns: 20.

4. Calculaţi frecvenţa oscilaţiilor roentgen pentru anodul

din nichel, dacă lungimea de undă a radiaţilor roentgen

pentru zinc este 1,43 10-10

m.

Raspuns: 1,82 1018

Hz.

5. Lungimea de undă a radiaţiei roentgen pentru cupru

este 1,541 10-10

m. Calculaţi numărul de ordine şi

arătaţi elementul la care lungimea de undă a radiaţiei

roentgen este 1,931 10-10

m.

Raspuns: 26.

6. Energia de ionizare a oxigenului este 1313,0 kJ/mol.

Calculaţi potenţialul de ionizare al oxigenului în eV.

Raspuns: 13,62 eV.

7. Electronegativitatea relativă a iodului este 7,5, iar

potenţialul de ionizare este 10,45V. Determinaţi

afinitatea iodului către electron (kJ/mol).

Raspuns: 332,2 kJ/mol.

124

8. Calculaţi electronegativitatea relativă a carbonului, dacă

primul potenţial de ionizare este 11,28 V, iar afinitatea

către electron a carbonului este 1,12 eV.

Raspuns: 2,22.

9. Pornind de la valorile potenţialelor de ionizare, arătaţi

care din elementele de mai jos: Li, Na, K, Rb, Cs este

un reducător mai puternic.

10. Cunoscând valorile electronegativităţii, arătaţi cum se

schimbă în şirul F, Cl, Br, I capacitatea acestora de a

accepta electroni.

11. Care din următoarele substanţe gazoase este mai stabilă

şi care mai puţin stabilă:

NH3, PH3, AsH3, SbH3, RbH3 ?

12. Cum se schimbă stabilitatea termică şi tăria acizilor în

şirul: H2S; H2Se; H2Te ?

13. Având ca exemplu combinaţiile manganului, arătaţi

cum variază caracterul oxizilor şi hidroxizilor odată cu

creşterea gradului de oxidare al elementelor.

14. Cum variază proprietăţile redox şi tăria acizilor în şirul:

HClO; HClO2; HClO3; HClO4 ?

15. Care din doi acizi prezenţi este mai puternic:

a) H2SO3 şi H2SO4;

b) H3PO4 şi H3VO4;

c) H2SO3 şi H2SeO3 ?

16. Care din elementele perioadei V, molibdenul sau

telurul, are proprietăţi metalice mai pronunţate?

17. Cum variază tăria acizilor în şirul:

H2SO4 H2SeO4 H2TeO4 ?

18. Ce compuşi hidrogenaţi formează elementele -p din

perioada a treia? Cum variază proprietăţile acide şi

stabilitatea în perioadă de la stânga la dreapta?

19. Care din elementele subgrupei II A este un reducător

mai puternic faţă de clor?

125

20. Care este structura nivelelor electronice la elementele

din subgrupa scandiului cu gradul de oxidare +3? Cum

variază proprietăţile acido-bazice ale oxizilor şi

hidroxizilor în subgrupă?

126

Capitolul VI

LEGĂTURA CHIMICĂ ŞI STRUCTURA

MOLECULELOR

6.1. Parametrii de legătură chimică

6.1.1. Energia de legătură

Energia legăturii chimice caracterizează tăria legăturii

dintre atomi în moleculă. Procesul de formare a legăturii se

poate descrie în felul următor: mai întâi se rup legăturile dintre

atomii moleculelor iniţiale, iar apoi atomii formaţi

interacţionează între ei spre a forma o nouă moleculă.

Exemplu: Determinaţi energia de legătură oxigen–

hidrogen în molecula de apă, dacă energia de legătură

hidrogen–hidrogen (H2) şi oxigen–oxigen (O2) este egală

corespunzător cu: 435,9 şi 448,7 kJ/mol. La arderea a doi moli

de hidrogen se degajă 483,68 kJ. La formarea moleculei de apă

din 2 moli de hidrogen şi 1 mol de oxigen se rup legăturile

hidrogen–hidrogen (H2) şi oxigen–oxigen (O2), iar atomii de

oxigen şi hidrogen formează la combinare molecula de apă.

4H(g) = 2H2 (g) + 435,9 2,

2O(g) = O2 (g) + 498,7,

2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O(g) + 483,68,

4H(g) + 2O(g) = 2H2O(g) + 1854,18 kJ.

În două molecule de apă sunt patru legături oxigen–

hidrogen. Energia de legătură hidrogen–oxigen (medie) este

egală cu 1854,14 4 = 463,54 kJ.

6.1.2. Lungimea de legătură

Pentru a estima lungimea de legătură chimică

(covalentă) în moleculă se utilizează relaţia:

127

2

BBAABA

ddd ,

unde

BAd – lungimea de legătură în molecula AB;

AAd şi BBd – distanţa dintre nuclee în moleculele A2

şi B2.

Exemplu: Calculaţi lungimea de legătură în molecula

IBr, dacă distanţa dintre nuclee în moleculele I2 şi Br2 este

egală respectiv cu: 2,67 10-10

şi 2,28 10-10

m.

Lungimea de legătură I-Br este egală cu:

m.1047,2102

)67,228,2(

2

101022 IBr

IBr

ddd

6.1.3. Raza efectivă a ionului

Distanţa dintre centrele a două particule structurale

vecine în reţeaua cristalină este numită constanta reţelei. Dacă

presupunem că particulele structurale ale cristalului, care se

unesc între ele, sunt sferice, atunci constanta de reţea este suma

razelor acestor particule. Razele ionilor sau atomilor, găsite

astfel, se numesc raze efective.

Exemplu: Calculaţi raza efectivă a ionului de K+, dacă

raza ionului de Cl- este 1,811 10

-10 m şi constanta reţelei

cristaline pentru KCl este de 3,16 10-10

m.

Exerciţii propuse

1. Lungimea legăturii C–C este 1,54 10-10

m. Ce

valoare are lungimea legăturii H–S în H2S; C–H în CH4, dacă

distanţa dintre atomii de hidrogen în H2 este de 0,741 10-10

m ?

mrrClK

10101010 10349,110811,11016,31016,3

128

Răspuns: 1,33 10-10

şi 1,14 10-10

m.

2. Raza covalentă la atomul de brom este 1,14 10-10

m.

Calculaţi distanţa dintre nucleele atomilor de brom în

moleculele Br2 şi HBr, dacă raza covalentă a atomului de

hidrogen este 0,30 10-10

m.

Răspuns: 2,28 10-10

şi 1,44 10-10

m.

3. Calculaţi lungimea legăturilor H–O în H2O; H–N în

NH3, dacă distanţele dintre nuclee în moleculele H2; O2 şi N2

sunt egale respectiv cu: 0,74 10-10

m; 1,20 10-10

m şi 1,09

10-9

m.

Răspuns: 0,97 10-10

m; 0,91 10-10

m.

4. Calculaţi energia de legătură covalentă (s–p) în

molecula H–Cl, dacă energia standard de formare a HCl(g) este

92,3 kJ/mol, iar energia legăturii H–H şi Cl–Cl este respectiv

egală cu: -436,9 şi -242,3 kJ/mol.


5. Calculaţi energia legăturii H–Se; H–Te, dacă energia

de formare standard a lui H2S şi H2Te este respectiv egală cu

85,77 şi 154,39 kJ/mol. Energia de disociere a moleculei H2

este 435,9 kJ/mol.

Răspuns: -140,8 şi -175, 1 kJ/mol.

6. Energia de disociere HI este 298,4 kJ/mol. Poate fi

descompusă molecula de HI cu o radiaţie în ultraviolet ( =

2 10-7

m). Câtă energie trebuie folosită pentru a descompune

5 10-3

g de HI ?

Răspuns: 11,6 10-3

kJ.

7. Calculaţi energia legăturii N–H în molecula de

amoniac, dacă

3222

3

2

1NHHN 46,19 kJ/mol, iar energia de

disociere a N2 şi H2 este respectiv egală cu: 946,6 şi 438,9

kJ/mol.

8. Calculaţi energia legăturii în C–C, dacă

129

căldura standard de formare a C2H6 din cărbune (gaz) şi

hidrogen (gaz) este -285,0 kJ/mol, iar energia legăturii C–H

este -411,3 kJ/mol.


6.2. Legătura covalentă şi legătura ionică

6.2.1. Determinarea covalenţei elementului

Exemplu: Ce covalenţe are atomul de clor în combina-

ţiile sale?

Rezolvare: În atomul de clor avem următoarea

distribuţie a electronilor de valenţă pe orbitalii atomici:

3s2 3p

5 3d

0

Covalenţa clorului este determinată după metoda

legăturilor de valenţă (LV) prin numărul de electroni necuplaţi

şi este egală cu 1. Însă clorul poate avea covalenţă mai mare, şi

anume: 3; 5 şi 7 în starea excitată. La atomul de clor sunt

orbitali vacanţi 3d, unde pot fi plasaţi electronii de pe orbitalii

3p:

6.2.2. Determinarea caracterului legăturii după

diferenţa de electronegativitate a atomilor în moleculă

Exemplu: care dintre legături este mai polară: N–H;

S–H; Te–H; Li–H ? Către care atom este deplasat norul

electronic în fiecare caz?

Rezolvare: Pentru a determina caracterul legăturii, este

necesar a găsi diferenţa electronegativităţii lor ( EN) pentru

atomii respectivi:

a) ENH-N = 3,0-2,1 = 0,9;

b) ENH-Te = 2,1-2,1 = 0;

c) ENH-S = 2,5-2,1 = 0,4;

d) ENH-Li = 2,1-1,0 = 1,1.

130

Cu cât este mai mare diferenţa electronegativităţilor

dintre atomii legaţi, cu atât este mai mare polaritatea. Prin

urmare, cea mai mare polaritate este la LiH. Norul electronic

este deplasat spre atomul mai electronegativ, adică spre azot în

cazul NH; spre sulf în cazul SH, spre hidrogen în cazul LiH. În

T-He norul este situat echidistant între H şi Te.

6.2.3. Calculul lungimii dipolului în moleculă

Exemplu: Momentul electric al dipolului în SO2 este

5,4 10-30

C m. Determinaţi lungimea dipolului S–O.

Rezolvare: Polaritatea legăturii este caracterizată prin

momentul electric dipolar P = Q l,

unde: Q – este sarcina electronului (1,602 10-19

C);

l – lungimea dipolului, m.

m1037,310602,1

m104,5 11

19

30

C

C

Q

Pl .

6.2.4. Sarcina efectivă a atomului în moleculă

Sarcina efectivă pentru atomii din moleculă este o

mărime relativă. Ea poate fi privită ca măsura de polarizare a

legăturii covalente. Pentru atomii ce formează legături

covalente nepolare = 0. Pentru combinaţiile, la care legătura

este aproape de cea ionică, sarcina efectivă este egală

aproximativ cu sarcina ionilor. Sarcinile efective ale ionilor în

substanţele cu legătură covalentă polară sunt de mărimi

intermediare.

Sarcina efectivă poate fi calculată pentru acest caz ca

fiind parţială din sarcina electronului după relaţia:

ionP

Pexp, unde:

– sarcina efectivă a atomului;

131

Pexp – momentul dipol determinat din experiment;

Pion – este valoarea momentului electric al dipolului,

calculat din considerenţă că molecula este alcătuită din ioni, iar

sarcina ionilor este egală cu sarcina electronului.

Exemplu: Calculaţi sarcinile efective pentru atomii de

hidrogen şi iod în molecula HI, dacă momentul electric al

dipolului (Pexp) este 1,3 10-30

c m, iar lungimea legăturii H–I

este 1,61 10-10

m.

Rezolvare: Calculăm

m106,210602,11061,1 291910 CQlPion

05,0106,2

103,129

30exp

ionP

P

Răspuns: 05,0H

; 05,0I

.

Exerciţii propuse

1. Determinaţi covalenţa azotului în HNO3; HNO2; N2 şi

NH3.

2. De ce atomul de carbon în majoritatea cazurilor este

patruvalent ?

3. Explicaţi de ce covalenţa maximă a fosforului este

cinci, iar la azot astfel de covalenţă lipseşte.

4. Care dintre legături Ca–H, C–S, I–Cl este mai polară?

Către care atom este deplasat norul electronic?

5. În baza diferenţei de electronegativitate explicaţi cum

variază gradul de ionicitate în compuşii: HF, HCl, HBr,

HI.

6. La care din combinaţiile LiF, BeF2, BF3, CF4 legătura

E–F este mai mult covalentă?

7. Determinaţi polaritatea moleculei HBr, dacă lungimea

dipolului moleculei este 0,18 10-10

m.

Răspuns: 0,29 10-29

C m.

132

8. Momentul electric dipolar la H2S este 0,31 10-29

, la

H2Se – 0,08 10-29

C m. Determinaţi cum se raportă

lungimile de dipol la aceste molecule.

Răspuns: 31 : 8

9. Calculaţi momentul dipolar la molecula AsH3, dacă

lungimea dipolului este 0,03 10-10

m.

Răspuns: 0,05 10-29

C m.

10. Calculaţi sarcinile efective ale atomilor de hidrogen şi

clor în HCl, dacă Pexp = 3,4 10-30

C m, iar lungimea

legăturii H-Cl este 1,27 10-10

m.

Răspuns: 17,0 .

6.3. Legătura chimică. Explicaţii cuantomecanice

6.3.1. Hibridizarea norilor electronici şi structura

spaţială a moleculelor

Exemplu: Care este tipul de hibridizare şi structura

spaţială a moleculei de SiCl4?

Rezolvare: În starea excitată ca şi la atomul de carbon

structura electronică a nivelului exterior pentru siliciu este

următoarea:

La formarea legăturilor chimice în atomii de siliciu

participă electronii orbitalilor 3s şi 3p: un electron s şi trei

electroni p şi, prin urmare, rezultă patru legături hibride

(hibridizarea sp3). În spaţiu această moleculă reprezintă un

tetraedru.

6.3.2. Variaţia unghilui de valenţă în combinaţiile

elementelor grupei VI A cu hidrogenul

În şirul O–S–Se–Te cresc proprietăţile metalice ale

elementelor. Odată cu creşterea razei atomice, scade polaritatea

şi tăria legăturii E–H. Prin urmare, participarea electronilor de

pe orbitele în procesul de hibridizare cu electronii de pe

orbitele p devine mai puţin caracteristică. Astfel la molecula

133

H2O legătura O–H este formată de electronii orbitalilor hibrizi

sp3. La H2Te hibridizarea sp

3 nu mai este practic specifică.

Acest fapt este confirmat prin scăderea valorii unghului HEH

de la 104,50 la H2O până la 90

0 la H2Te.

6.3.3. Descrierea moleculelor biatomice prin metoda

orbitalilor moleculari (OM)

În metoda OM, molecula este tratată ca un sistem

integru ce cuprinde nucleele şi electronii. La formarea

moleculei sunt două tipuri de orbitali: de legătură şi de afânare.

Dacă la formarea moleculei electronii trec pe orbitalii

moleculari cu energie mai joasă, atunci astfel de orbital este de

legătură; dacă trecerea este pe orbitalii moleculari cu energie

mai mare, astfel de orbitali sunt numiţi de afânare

(antilegătură).

Electronii sunt distribuiţi în moleculă pe orbitali

moleculari , sau . Orbitalii moleculari sunt combinaţi din

orbitali atomici s, sp, pxpx. La interacţiunea orbitalilor pzpz sau

pypy se formează orbitalii moleculari y şi z.

În ordinea creşterii energiei orbitalii moleculari se

aranjează astfel:

leg

s1 <

a

s1 < leg

s2 < a

s2 <

leg

px2 <

<

leg

p y2 =

leg

pz2 <

a

p y2 =

a

pz2 <

a

px2 .

Ordinea de amplasare a electronilor pe orbitalii

moleculari este următoarea: mai întâi se completează orbitalii

cu energie mică. Completarea se face conform principiului lui

Pauli şi regulii lui Hund.

Exemplu: Distribuiţi electronii pe orbitalii moleculari

pentru molecula de oxigen. Ce proprietăţi magnetice are

această moleculă şi care este gradul de legătură?

134

Rezolvare: Molecula de oxigen conţine doi atomi. În ea

sunt 16 electroni repartizaţi pe orbitalii moleculari astfel:

Pentru molecula O2, electronii primului nivel K nu

participă la formarea legăturii chimice. Prin urmare, mai corect

este de a arăta distribuţia electronilor de valenţă 2p4.

Gradul de legătură ( ) 2

... afanareelectrlegelectr nn. Pentru

O2, 24

26, gradul de legătură este egal cu doi. Pe

orbitalii moleculari de antilegătură yp2 şi zp2 se află

doi electroni. Conform principiului lui Pauli şi regulii lui Hund,

aceşti electroni sunt necuplaţi. Prin urmare molecula de oxigen

va fi paramagnetică.

Exerciţii propuse

1. Ce este hibridizarea sp, sp2, sp

3 şi ce formă geometrică

au moleculele cu acest tip de hibridizare?

2. Ce este hibridizarea sp3d

1, sp

3d

2, sp

3E

1, sp

3E

2. Modelul

Gillespse. Ce configuraţie geometrică au moleculele cu

asest tip de hibridizări?

3. De ce moleculele BCl3 şi NH3 au structura spaţială

diferită?

4. Ce tip de hibridizare este la molecula de H2O şi NH3?

5. Descrieţi prin metoda OM molecula de H2, ionii 2H ,

2He .

6. Distribuiţi electronii pe orbitalii moleculari la

1

2

1

2

2

2

2

2

2

2

2

2

2

2

2

1

2

12

422 )()()()()()()()()(2212 a

p

a

p

leg

p

leg

p

leg

p

a

s

leg

s

a

s

leg

s xyzyxOpssO

1

2

1

2

2

2

2

2

2

2

2

2

2

2

2

1

2

12

422 )()()()()()()()()(2212 a

p

a

p

leg

p

leg

p

leg

p

a

s

leg

s

a

s

leg

s xyzyxOpssO

135

moleculele de N2 şi CO.

7. Argumentaţi tipul de hibridizare şi structura spaţială la:

H2S, SO2, SO42-

, SF6, SO3.


BF3; BF4-, PF3, PF5, SCl4, SF6.


CO2, SO2, SO3, SO42-

, SF6.


CO32-

, SO32-

, SO42-

, PO43 -

, NF5.

11. Conform teoriei OM aranjaţi în ordinea creşterii

stabilităţii substanţele: O2+, O2, O2

2+, O2; O2

2-.


stabilităţii substanţele: CO, CO+, CO

2+, SO, S2.


stabilităţii substanţele: S2+; S2; S2

2+; S2

-; S2

2-.


stabilităţii substanţele: CN; CN-, NO

+; NO

--; SN.

136

Capitolul VII

VITEZA DE REACŢIE ŞI ECHILIBRUL CHIMIC

7.1. Viteza de reacţie

Cinetica chimică se ocupă cu studiul şi măsurarea vitezei

de reacţie sub influenţa diferiţilor factori, precum şi cu studiul

mecanismelor de reacţie.

Prin viteza de reacţie se înţelege cantitatea de substanţă

raportată la unitate de timp. Cantitatea de substanţă ce se

exprimă prin numărul de moli pe unitatea de volum se numeşte

concentraţie. Viteza de reacţie este redată prin descreşterea

concentraţiei reactanţilor într-o unitate de timp, iar matematic

se reprezintă prin derivata concentraţiei unuia din reactanţi în

raport cu timpul sau prin derivata concentraţiei crescânde a

unuia din produsele de reacţie (X) raportată la timp:

dt

dx

dt

dc

t

c

Derivata se ia cu semnul “-“, dacă C – concentraţia

substanţei iniţiale (C – descreşte), şi cu semnul “+” , dacă C –

concentraţia rezultatului reacţiei (C – creşte).

Factorii principali, care influenţează asupra vitezei de

reacţie, sunt concentraţiile substanţelor care reacţionează,

temperatura, prezenţa catalizatorului etc. O reacţie chimică se

produce numai dacă între moleculele reactante au loc ciocniri

eficace. Cu cât moleculele active se ciocnesc mai frecvent, cu

atât reacţia decurge mai repede. Dacă există mai multe

molecule pe o unitate de volum, atunci ciocnirile eficace sunt

mai frecvente. Numărul de molecule (de particule reactante) pe

o unitate de volum reprezintă concentraţia şi prin creşterea

concentraţiei, creşte viteza de reacţie.

Experimental, s-a stabilit că viteza de reacţie care

decurge într-un mediu omogen este proporţională cu

137

produsul concentraţiilor substanţelor reactante la puterea

coeficienţilor lor stoichiometrici.

Această formulare este legea fundamentală a cineticii

chimice sau legea acţiunii maselor.

Pentru reacţia scrisă în forma generală: aA+bB = C, viteza

de reacţie poate fi exprimată prin ecuaţia: v = k CA CB =

k [A]a

[B]b, unde v este viteza de reacţie; CA sau [A] şi CB sau

[B] – concentraţiile substanţelor A şi B care reacţionează; a şi

b - coeficienţii din formulele ecuaţiei reacţiei; k – coeficientul

de proporţionalitate. În cinetica chimică, k se numeşte

constanta vitezei de reacţie. Ea este numeric egală cu viteza

de reacţie atunci când concentraţiile substanţelor reactante sunt

egale cu 1 mol/l sau când produsul acestor concentraţii este

egal cu o unitate. Legea acţiunii maselor se aplică numai pentru

substanţele gazoase sau solubile. Dacă la reacţie participă şi

substanţe solide, viteza de reacţie se modifică în funcţie de

concentraţia substanţelor gazoase sau solubile. În cazul

reacţiei: C(s) + O2 (g) = CO2 (g), viteza de reacţie este v =

k [O2]; concentraţia corpului solid nu intră în expresia vitezei

de reacţie.

Dacă reacţia decurge în mai multe etape, atunci legea

acţiunii maselor este valabilă pentru fiecare dintre ele, iar

viteza proceselor chimice complicate este determinată de viteza

proceselor intermediare, care decurg mai lent.

Exemplul 1. Să se scrie expresia legii acţiunii maselor

pentru reacţiile:

a) 2NO(g) + Cl2(g) = 2NOCl(g);

b) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g);

Rezolvare: a) v = k [NO]2

[Cl2];

b) deoarece carbonatul de calciu este substanţă solidă

concentraţia căruia nu se schimbă pe parcursul reacţiei,

expresia iniţială va fi următoarea: v = k, adică în cazul de faţă

viteza reacţiei la temperatura dată este constantă.

Exemplul 2. Cum se va schimba viteza reacţiei: 2NO(g) +

138

O2(g) = 2NO2(g) dacă se va micşora volumul vasului în care

decurge reacţia de 3 ori?

Rezolvare: Până la schimbarea volumului viteza reacţiei

era descrisă de expresia: v = k [NO]2

[O2].

În urma micşorării volumului, concentraţia fiecărei

substanţe reactante va creşte de 3 ori. Rezultă că acum v' = k

(3[NO])2

(3[O2]) = 27 k [NO]2

[O2].

Comparând expresiile şi 1, se vede că viteza reacţiei va

creşte de 27 ori.

Exemplul 3. Cum se va schimba viteza reacţiei: 4HCl(g) +

O2(g) = 2Cl2(g) + 2H2O(g) ce decurge în faza gazoasă, dacă vom

mări de 3 ori: 1) concentraţia oxigenului; 2) concentraţia

clorurii de hidrogen; 3) presiunea.

Rezolvare: Dacă vom nota concentraţia HCl şi O2

corespunzător prin a şi b, atunci expresia pentru viteza reacţiei

va lua forma: v = k [HCl]4

[O2] = ka4b.

După mărirea concentraţiei de 3 ori, ele vor fi egale cu 3a

pentru HCl şi 3b pentru O2, de aceea: 1) v1 = ka43b = 3ka

4b.

Mărirea vitezei reacţiei în raport cu cea iniţială se

determină din expresia:

1 = bka

bka4

43 = 3;

2) = k (3a)4

b = 81 k a4

b şi 2 = 81.

3) Odată cu mărirea presiunii de câteva ori, se va mări

concentraţia substanţelor gazoase reactante, de aceea: 3 = k

(3a)4

3b = 243 k 3a4

b şi 3 = 243.

Experimantal, s-a constatat că viteza de reacţie creşte cu

ridicarea temperaturii reactanţilor. Prin ridicarea temperaturii

sistemului, creşte energia cinetică a moleculelor şi

probabilitatea ciocnirilor între ele este mai mare. La ridicarea

temperaturii cu 100C, viteza de reacţie creşte de 2-4 ori

139

(regula lui Van’t Hoff). Această regulă poate fi exprimată în

felul următor:

t

t

t

t

k

k 1010 , unde vt şi kt sunt respectiv viteza şi

constanta vitezei de reacţie la temperatura t;

t+10 şi kt+10 – respectiv viteza şi constanta vitezei de

reacţie la temperatura t + 10;

– coeficientul de temperatură al reacţiei. În caz general,

dacă temperatura se schimbă cu t0C, ultima ecuaţie ia forma:

10/t

t

tt

t

tt

k

k.

Exemplul 4. Cu câte grade trebuie ridicată temperatura

pentru ca viteza reacţiei să crească de 30 ori ? Coeficientul de

temperatură este egal cu 3.

Rezolvare: 10/)( 21

2

1 tt

t

t.

Conform condiţiilor problemei: 30

2

1

t

t; = 3.

Trebuie găsită diferenţa temperaturilor t2 – t1.

Rezultă că temperatura trebuie ridicată cu 30,960C.

Exemplul 5. Coeficientul de temperatură al vitezei reacţiei

este egal cu 2,8. De câte ori se va mări viteza reacţiei la

ridicarea temperaturii de la 20 până la 750C?

Rezolvare: Deoarece t = 550C, atunci, notând viteza

reacţiei la temperatura de 20 şi 750C respectiv prin şi

1,

putem scrie: 5,510/55

1

8,28,2 .

lg 458,2447,05,58,2lg5,51

.

140

De aici 2871

.

Viteza reacţiei va creşte de 287 ori.

S-a observat că pentru diferite reacţii ce au loc la aceeaşi

temperatură şi aceeaşi concentraţie molară şi la care există

acelaşi număr de ciocniri, vitezele de reacţie sunt diferite. Se

trage concluzia că frecvenţa ciocnirilor moleculare nu este

factorul determinant al vitezei de reacţie. Pentru a explica

această neconcordanţă, în 1889 S.Arrhenius a presupus că

pentru a avea loc reacţia, trebuie ca în momentul ciocnirii

moleculele să posede o cantitate de energie mai mare decât

energia medie a moleculelor, numită energie de activare.

Energia de activare reprezintă diferenţa dintre energia

medie a moleculelor de până la reacţie şi energia necesară

pentru iniţierea reacţiei. Moleculele obţin energia de activare prin încălzire, iradiere

cu lumină, transformarea energiei de ciocnire etc. Arrhenius a

arătat că între constanta de viteză k, energia de activare Ea şi

temperatura T există relaţia: RTEaeAk

/, unde A este o

constantă numită factor preexponenţial sau factor de

frecvenţă, care nu depinde de concentraţie şi este aproape

independent de temperatură; R este constanta universală a

gazelor (8,14 J/mol K), e – este baza logaritmului zecimal.

La luarea logaritmului ecuaţiei de mai sus, obţinem:

RT

EAk a

303,2lglg .

Dacă se depune lgk pe axa ordonatelor şi valoarea inversă

a temperaturii 1/T pe axa absciselor, atunci se obţine o linie la

care tangenta unghului de înclinare este egală cu Ea/2,303RT,

după care se poate calcula energia de activare.

Exemplul 6. Reacţia la temperatura de 500C decurge de

8 ori mai repede decât la 200C. Să se calculeze energia de

activare.

141

Rezolvare: Ecuaţia lui Arrhenius este: RT

Eak alnln .

Scriem această expresie pentru constanta de viteză la două

temperaturi:

1

1 lnlnRT

EAk a ;

2

2 lnlnRT

EAk a .

La scăderea primei ecuaţii din ecuaţia a doua obţinem:

211

2lnRT

E

RT

E

k

k aa ; ln1

2

k

k =

21

12 )(

TRT

TTEa

Din condiţiile problemei 1

2

k

k = 8.

Ea = 30

293323314,88lg303,2 =

k

kKmolJ 2)/( =

= 54 560 J/mol,

Ea = 54,56 kJ/mol.

Exemplul 7. Sunt oare posibile reacţiile cu energia de

activare egală cu 0, sau numai este aproape de 0 energia de

activare a următoarelor reacţii:

1. Ba2+

(solv) + SO2-

4 (solv) = BaSO4 (s);

2. 2H(g) + O (g) = H2O (g);

3. H+

(solv) + OH-(solv) = H2O (l);

4. H. (g) + OH

. (g) = H2O (g).

Răspuns: La interacţiunea substanţelor în stare atomară şi,

de asemenea, la interacţiunea radicalilor liberi sau ionilor cu

semn opus în faza gazoasă, energia de activare este egală cu

zero (reacţiile 2 şi 4). La interacţiunea în soluţie a ionilor cu

semne opuse, energia de activare este aproape de zero (este

necesară restructurarea învelişurilor hidrate).

Exemplul 8. Energia de activare a unei reacţii constituie

20 kcal/mol, la a doua – 40 kcal/mol. Pentru care reacţie şi de

ce este caracteristic un coeficient mai înalt de temperatură al

vitezei de reacţie?

142

Răspuns: Pentru a doua reacţie: cu cât este mai înaltă

valoarea energiei de activare, cu atât este mai înaltă valoarea

coeficientului de temperatură al reacţiei.

O metodă foarte răspândită de schimbare a vitezei de

reacţie este cataliza. Acest proces se realizează cu ajutorul

catalizatorilor, care sunt nişte substanţe ce au însuşirea de a

schimba brusc viteza de reacţie, fără a se consuma în urma

acestor reacţii. Catalizatorii pot participa la formarea produşilor

intermediari ai reacţiei, însă spre sfârşitul interacţiunii ei se

regenerează. Există şi substanţe care au rolul de a micşora

viteza de reacţie. Aşa substanţe se numesc inhibitori.

Catalizatorii accelerează numai reacţiile termodinamic posibile,

adică reacţiile care decurg cu descreşterea energiei libere. Rolul

catalizatorilor în reacţiile catalitice se lămureşte prin aceea că

ei micşorează energia lor de activare.

Exemplul 9. Energia de activare a anumitei reacţii, în lipsa

catalizatorului este egală cu 75,24 kJ/mol, iar în prezenţa

catalizatorului – 50,14 kJ/mol. De câte ori va creşte viteza

reacţiei în prezenţa catalizatorului, dacă ea decurge la

temperatura de 250C?

Rezolvare: Notăm energia reacţiei fără catalizator prin Ea,

iar cu catalizator 1

aE ; constantele vitezelor de reacţie le notăm

corespunzător k şi k1. Folosind ecuaţia lui Arrhenius,

determinăm: RTEE

RTE

RTE

aa

a

a

ee

e

k

k /)(

/

/11

1

De unde rezultă: RT

EE

k

k

k

k aa111

lg3,2ln ;

RT

EE

k

k aa

3,2lg

11

.

Înlocuind în ultima ecuaţie datele problemei, exprimând

energia de activare în Joule şi având în vedere că: T = 298K,

obţinem:

143

4,4298314,83,2

101,25

298314,83,2

10)14,5024,75(ln

331

k

k

În final determinăm: 4

1

105,2lnk

k.

În aşa fel, micşorarea energiei de activare cu 25,1 kJ a dus

la mărirea vitezei reacţiei de 25 mii ori.


1. Ce studiază cinetica chimică? Care este scopul ei

practic? Aproximativ în ce interval se află valoarea vitezelor

posibile ale reacţiilor chimice?

2. Daţi definiţia şi aduceţi exemple de reacţii omogene şi

heterogene. Cum se pot găsi vitezele lor?

3. De ce factori depinde viteza reacţiilor chimice? Definiţi

legea acţiunii maselor.

4. Ce este constanta vitezei? Care este sensul fizic al

acestei mărimi? Depinde constanta vitezei de temperatură, de

natura substanţelor reactive, de concentraţia lor, presiune,

catalizator? E posibilă variaţia constantei vitezei în timpul

reacţiei?

5. Scrieţi expresiile matematice pentru viteza reacţiilor ce

decurg după schemele de mai jos:

1) A(g) + 2B(g) = C(g);

2) A(l) + 2B(g) = C(s); 3) A(l) + 2B(l) = C(l). 6. Scrieţi expresiile pentru viteza reacţiei: 2A(g) + B(g) =

= C(g) + D(g) exprimând viteza prin presiunea parţială a

reacţiilor.

7. Scrieţi expresiile vitezei reacţiei chimice ce decurge

într-un sistem omogen conform ecuaţiei: A + 2B = AB2 şi

determinaţi: de câte ori se va mări viteza acestei reacţii, dacă:

a) concentraţia A va creşte de două ori;

144

b) concentraţia B va creşte de două ori;

c) concentraţia ambelor substanţe va creşte de două ori.

Răspuns: a) de două ori; b) de patru ori; c) de opt ori.

8. De câte ori trebuie de mărit concentraţia oxidului de

carbon(II) în sistemul:

2CO = CO2 + C ca viteza reacţiei să crească de patru ori?

Răspuns: de două ori.

9. Scrieţi ecuaţia vitezei reacţiei: C +O2 = CO2 şi

determinaţi de câte ori va creşte viteza reacţiei, dacă se va mări

concentraţia oxigenului de trei ori.

Răspuns: de trei ori.

10. Viteza reacţiei chimice: 2NO(g) + O2 = 2NO2 (g) la

concentraţia substanţelor reactante [NO] = 0,3 mol/l şi [O2] =

= 0,15 era de 1,2 10-3

mol/l s. Să se determine valoarea

constantei vitezei reacţiei. Valorile constantelor sunt aceleaşi

pentru diferite reacţii.

Răspuns: 8,9 10-2

g/mol s.

11. La amestecarea substanţelor gazoase A şi B are loc

reacţia chimică:

2A + B = 2C + D.

Se ştie că peste câtva timp după începerea reacţiei,

concentraţia substanţelor constituie: [A] = 2mol/l; [B] =

=1 mol/l; [C] = 1,6 mol/l. Să se determine concentraţia iniţială

a substanţelor A şi B.

Răspuns: 3,6 şi 1,8 mol/l

12. Să se determine valoarea constantei vitezei reacţiei

dacă la concentraţia A şi B, care este respectiv 0,05 şi

0,01 mol/l, viteza reacţiei este 5 10-5

mol/l min.

Răspuns: 0,1 l/mol min.

13. La un anumit timp după începerea reacţiei: 3A + B

2C + D, concentraţia substanţelor constituia: [A] =

0,03 mol/l; [B] = 0,01 mol/l; [C] = 0,008 mol/l. Care sunt

concentraţiile iniţiale ale substanţelor A şi B ?

Răspuns: [A]0 = 0,042 mol/l; [B]0 = 0,014 mol/l.

145

14. În sistemul: CO + Cl2 = COCl2 concentraţia CO a fost

mărită de la 0,03 până la 0,12 mol/l, iar concentraţia clorului –

de la 0,02 până la 0,06 mol/l. De câte ori s-a mărit viteza

reacţiei?

Răspuns: de 12 ori.

15. Reacţia dintre substanţele A şi B se exprimă prin

ecuaţia: A +2B = C . Concentraţia iniţială constituie [A]0 =

=0,03mol/l; [B]0 = 0,05mol/l. Constanta vitezei reacţiei este de

0,4. Să se determine viteza iniţială a reacţiei şi viteza reacţiei

după oarecare timp, când concentraţia substanţei A va scădea

cu 0,01 mol/l ?

Răspuns: 1=3 10-5

; 2=7,2 10-6

.

16. Cum se va schimba viteza reacţiei: 2NO(g) + O2 (g) =

=2NO2 (g), dacă:

a) se va mări presiunea în sistem de 2 ori;

b) se va micşora volumul sistemului de 3 ori;

c) se va mări concentraţia lui NO de 3 ori ?

Răspuns: a) va creşte de 8 ori; b) va creşte de 27 ori; c) va

creşte de 9 ori.

17. Reacţia decurge conform ecuaţiei: H2 (g) + I2 (g) = 2HI(g).

La 5080C constanta vitezei acestei reacţii este de 0,16.

Concentraţiile iniţiale ale substanţelor reactante sunt: [H2] =

=0,04 mol/l; [I2] = 0,05 mol/l. Determinaţi viteza iniţială a

reacţiei şi viteza ei în momentul, când concentraţia

hidrogenului s-a micşorat de 2 ori.

Răspuns: 1=3,2 10-4

; 2=9,6 10-5

.

18. Reacţia decurge conform ecuaţiei: 2NO (g) + Cl2 (g) =

=2NOCl(g) . Concentraţiile substanţelor iniţiale până la

începerea reacţiei erau: [NO] = 0,4 mol/l; [Cl2] = 0,3 mol/l. De

câte ori se va schimba viteza reacţiei, comparativ cu cea

iniţială, în momentul când a reacţionat jumătate de cantitate de

oxid de azot(II) ?

Răspuns: de 6 ori.

19. Cum se va schimba viteza reacţiei: H2 (g) + I2 (g) =

146

=2HI(g),

dacă se va mări de 2 ori:

a) presiunea în sistem;

b) volumul sistemului ( fără schimbarea concentraţiei

substanţelor);

c) concentraţia iodului în sistem ?

Răspuns: a) viteza va creşte de 4 ori; b) viteza se va

micşora de 4 ori; c) viteza va creşte de 2 ori;

20. De câte ori trebuie de mărit presiunea amestecului, ca

viteza reacţiei:

2NO(g) + O2 (g) = 2NO2 (g) să crească de 1000 ori ?

Răspuns: de 10 ori.

21. De câte ori trebuie de mărit concentraţia substanţei A

pentru ca la micşorarea de 4 ori a concentraţiei substanţei B

viteza reacţiei: 2A(g) + B (g) = C (g) să nu se schimbe ?

Răspuns: de 2 ori.

22. Cum trebuie schimbată presiunea pentru ca viteza

reacţiilor:

CO(g) + H2O (g) = CO2 (g) + H2 (g)

MnO2 (s) + 4HCl (g) = MnCl2 (s) + Cl2 (g) + 2H2O (g)

să crească corespunzător de 36 şi 16 ori ?

Răspuns: de mărit de 6 şi 2 ori.

23. Cum se schimbă viteza reacţiei la mărirea de 2 ori a

presiunii:

a) Zn(s) + H2O (g) = ZnO (s) + H2 (g);

b) 4NO2 (g) + O2 (g) + 2H2O (g) = 4HNO3 (l);

c) 8NH3 (g) + 3Br2 (l) =6NH 4Br(s) + N2 (g)?

Răspuns: a) creşte de 2 ori; b) de 128 ori; c) de 256 ori.

24. Prin ce formulă se exprimă regula lui Van, t Hoff, ce

determină dependenţa reacţiei de temperatură?

25. Ce este coeficientul de temperatură al reacţiei? Ce

valori poate lua el?

26. De ce la ridicarea temperaturii creşte viteza reacţiei?

Care molecule se numesc active?

147

27. Coeficientul de temperatură al unei reacţii este egal

cu 3. Cum se va schimba viteza reacţiei la ridicarea

temperaturii de la 80 până la 1300C?

Răspuns: va creşte de 243 ori.

28. Cu câte grade trebuie să ridicăm temperatura

sistemului, ca viteza reacţiei ce are loc în acest sistem să

crească de 50 ori? Coeficientul de temperatură al reacţiei este

1,8.

Răspuns: cu 670C.

29. Să se determine coeficientul de temperatură al reacţiei,

dacă constanta vitezei ei la 1000C constituie 6 10

-4, iar la

1500C – 7,2 10

-2.

Răspuns: 2,6.

30. Coeficientul de temperatură al unei reacţii este egal cu

3, iar la acea de-a doua – 4. La o anumită temperatură,

constanta vitezei de reacţie a celei de a doua reacţii este de 3

ori mai mare decât constanta vitezei primei reacţii. Cu cât

trebuie de ridicat temperatura, pentru ca constanta vitezei

reacţiei a doua să fie de 5 ori mai mare decât la prima?

Răspuns: cu 180C.

31. La temperatura de 1000C, viteza unei reacţii este de 2

ori mai mare decât la a II-a. Coeficientul de temperatură al

primei reacţii este egal cu 2, iar la cea de-a doua – 4. La ce

temperatură viteza ambelor reacţii va fi aceeaşi?

Răspuns: la 1000C.

32. Două reacţii decurg la temperatura de 250C cu aceeaşi

viteză. Coeficientul de temperatură este egal cu 2,0 la prima

reacţie şi 2,5 la cea de-a doua. Să se determine raportul

vitezelor acestor reacţii la temperatura de 950C.

Răspuns: 4,77.

33. La ridicarea temperaturii cu 200C, viteza reacţiei a

crescut de 9 ori. Cu ce este egal coeficientul temperaturii

acestei reacţii şi de câte ori s-a mărit viteza ei la ridicarea

temperaturii cu 30 şi 1000C ?

148

Răspuns: = 3; de 27 şi 59 049 ori.

34. Cu ce este egal coeficientul de temperatură, dacă la

ridicarea temperaturii cu 300C viteza reacţiei creşte de 15,6 ori?

Răspuns: 2,5.

35. Coeficientul de temperatură al unei reacţii chimice este

egal cu 2,3. De câte ori va creşte viteza reacţiei, dacă se va

ridica temperatura cu 250C?

Răspuns: de 8 ori.

36. La temperatura de 1500C o reacţie va decurge timp de

16 min. Dacă luăm coeficientul de temperatură egal cu 2,5, să

se calculeze peste cât timp se va termina reacţia dacă ea va

decurge la: a) 2000C; b) 80

0C.

Răspuns: a) 9,8 s; b) 162 ore 46 min.

37. Cu câte grade trebuie ridicată temperatura sistemului,

ca viteza reacţiei, ce are loc în sistem, să crească de 30 ori ( =

=2,5)?

Răspuns: cu 370C.

38. La ridicarea temperaturii cu 500C, viteza reacţiei a

crescut de 1 200 ori. Să se determine coeficientul de

temperatură al reacţiei.

Răspuns: 4,13.

39. Să se calculeze coeficientul de temperatură al reacţiei,

dacă constanta vitezei la 1200C constituie 5,88 10

-4, iar la

1700C – 6,6 10

-2.

Răspuns: 2,58.

40. Depinde oare coeficientul de temperatură al reacţiei de

valoarea energiei de activare? Argumentaţi răspunsul.

41. Reacţia: 2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O(g) decurge cu eliminarea

căldurii. Cum se explică faptul că pentru începerea reacţiei

amestecul iniţial trebuie încălzit?

42. Depinde oare efectul termic al reacţiei de energia de

activare a ei? Argumentaţi răspunsul.

43. De câte ori va creşte viteza reacţiei ce decurge la

temperatura de 2980 K, dacă se va micşora cu 4 kJ/mol energia

149

de activare?

Răspuns: de 5 ori.

44. Cu ce este egală energia de activare a reacţiei, dacă la

ridicarea temperaturii de la 290 până la 3000K, viteza ei creşte

de 2 ori?


45. Care este valoarea energiei de activare a reacţiei, viteza

căruia la 3000K este de 10 ori mai mare decât la temperatura de

2800K ?


46. Energia de activare a reacţiei: O3 (g) + NO (g) = NO2 (g) +

+O2 (g) este de 10 kJ/mol. Cum se va schimba viteza reacţiei la

creşterea temperaturii de la 27 până la 370C?

Răspuns: va creşte de 1,14 ori.

7.2.Echilibrul chimic

Starea dinamică, ce se stabileşte între două reacţii care

decurg simultan în sensuri opuse cu viteze egale, se numeşte

echilibru chimic.

În calitate de caracteristică cantitativă a echilibrului chimic

poate servi constanta de echilibru chimic. Pentru reacţia : aA +

+ bB = cC +dD, constanta de echilibru ( k ) este egală:

ba

dc

BA

DCk

][][

][][.

Constanta de echilibru chimic nu depinde de concentraţiile

substanţelor reactante; ea depinde numai de temperatură. Cu

cât este mai mare valoarea k , cu atât este mai mare

concentraţia produselor reacţiei în momentul echilibrului. Ea

mai arată de câte ori viteza reacţiei directe este mai mare decât

viteza reacţiei inverse la temperatura constantă, dacă

concentraţiile substanţelor sunt egale cu o unitate. Sensul

constantei de echilibru chimic poate fi exprimat astfel: Pentru

una şi aceeaşi temperatură, raportul dintre produsul

150

concentraţiilor substanţelor aflate în echilibru în partea

dreaptă a ecuaţiilor şi produsul concentraţiilor substanţelor

din partea stângă a reacţiei (ridicate la puterea coeficienţilor

lor stoichiometrici) reprezintă o mărime constantă. Aceasta

este cea de a doua formulare a legii acţiunii maselor. Legea

expusă permite să se facă un şir de calcule importante.

Exemplul 1. Să se calculeze concentraţiile de echilibru ale

hidrogenului şi iodului, dacă se cunoaşte că concentraţiile lor

iniţiale constituie 0,02 mol/l, iar concentraţia de echilibru al HI

– 0,03 mol/l. Să se calculeze constanta de echilibru.

Rezolvare: Din ecuaţia reacţiei H2 + I2 2HI se observă

că la formarea a 0,03 mol HI se consumă 0,015 mol de

hidrogen şi în aceeaşi cantitate de iod. Rezultă că concentraţiile

de echilibru ale lor sunt egale şi constituie: 0,02 – 0,015 mol/l,

iar constanta de echilibru: 36005,0005,0

03,0k .

Exemplul 2. O reacţie reversibilă este exprimată prin

ecuaţia: A(g) + 2B(g) = C(g) . La stabilirea echilibrului,

concentraţiile substanţelor care iau parte la reacţie au fost:

[A] = 0,6 mol/l, [B] = 1,2 mol/l, [C] = 2,16 mol/l. Să se

calculeze constanta de echilibru şi concentraţiile iniţiale ale

substanţelor A şi B.

Rezolvare: Pentru reacţia dată, constanta de echilibru se

exprimă prin ecuaţia:

2][][

][

BA

Ck Inlocuind în această ecuaţie concentraţiile cu

valorile lor date în condiţiile problemei, obţinem:

5,22,16,0

16,2k .

Pentru a determina concentraţiile iniţiale ale

substanţelor A şi B, trebuie să se ia în vedere că în

conformitate cu ecuaţia reacţiei dintr-un mol A şi doi moli B se

formează un mol C. De aici rezultă că la formarea fiecăror

151

2,16 moli C, sunt necesari 2,16 moli A şi 2 2,16 = 4,32 moli

B. Astfel, concentraţiile iniţiale ale substenţelor A şi B (adică

numărul molilor A şi B la fiecare litru de amestec până la

începerea reacţiei au fost: [A]0 = 0,6 + 2,16 = 2,76 mol/l [B]0

= 1,2 + 4,32 = 5,54 mol/l.

Exemplul 3. Constanta de echilibru a reacţiei: CO2 +

+ H2 CO + H2O la 8500C este egală cu o unitate.

Concentraţiile iniţiale ale oxidului de carbon (IV) şi ale

hidrogenului sunt: [CO2]0 = 0,2 mol/l şi [H2]0 = 0,8 mol/l. Să se

calculeze la ce concentraţii ale celor patru substanţe se

stabileşte echilibrul.

Rezolvare. Se notează prin x numărul molilor de CO2

din fiecare litru de amestec care au reacţionat până la

momentul stabilirii echilibrului. Din ecuaţia reacţiei se vede că

în acelaşi timp, trebuie să reacţioneze şi x mol H2. Acelaşi

număr de mol de CO şi H2O trebuie să se formeze ca rezultat al

reacţiei. De aceea, concentraţiile tuturor celor patru substanţe la

stabilirea echilibrului se pot exprimă astfel:

[CO] = [H2O] = x; [CO2] = 0,2 - x; [H2] = 0,8 – x.

Înlocuind aceste valori în formula constantei de

echilibru a reacţiei date, se obţine: 1)8,0()2,0(

2

xx

x.

Rezolvând aceasta ecuaţie, găsim că x = 0,16 mol/l. Prin

urmare, echilibrul se stabileşte la: [CO] = [H2O] = 0,16 mol/l;

[CO2] = 0,2 - 0,16 = 0,04 mol/l; [H2] = 0,8 - 0,16 = 0,64 mol/l.

Exemplul 4. Se amestecă 8 moli SO2 cu 4 moli O2.

Reacţia decurge într-un vas închis, la temperatură constantă. În

momentul când se ajunge la echilibru, în amestec rămân 20%

din cantitatea iniţială de SO2. Să se determine presiunea

amestecului gazos la echilibru, dacă presiunea iniţială este

300 kPa.

Rezolvare: Reacţia, care are loc, se exprimă prin

ecuaţia: 2SO2 + O2 2SO3 . Din datele problemei, rezultă că

în momentul stabilirii echilibrului rămân 20% SO2, adică

152

1,6 mol; prin urmare, numărul molilor SO2 care au reacţionat

este egal cu 6,4. Deoarece, conform ecuaţiei reacţiei, la fiecare

2 mol SO2 se consumă un mol O2, numărul molilor de O2, care

au reacţionat, trebuie să fie egal cu 3,2, iar al celor rămaşi –

0,8. Numărul molilor de SO3 formaţi în urma reacţiei este egal

cu numărul molilor de SO2 care au reacţionat, adică 6,4. Astfel,

numărul total de moli al celor trei substanţe în condiţii de

echilibru va fi: 1,6 + 0,8 + 6,4 = 8,8 mol. Într-un vas închis, la

temperatură constantă, presiunea gazului este direct

proporţională cu numărul molilor care se găsesc în vas.

Presiunea iniţială a amestecului gazos a fost 300 kPa, iar

numărul molilor – 12. Presiunea de echilibru (P) se determină

din raportul:

12 / 8,8 = 300 / P , kPa22012

3008,8P .

Exemplul 5. Constanta de echilibru a sistemului: H2 +

+ I2 2HI la o anumită temperatură este egală cu 40. Să se

determine părţile de volum de hidrogen şi de iod, care vor trece

în HI, dacă concentraţiile iniţiale ale acestor substanţe sunt

aceleaşi şi constituie 0,01 mol/l.

Rezolvare: Exprimăm concentraţiile de echilibru ale

acestor substanţe prin concentraţiile iniţiale. Pentru aceasta,

notăm micşorarea concentraţiilor hidrogenului şi iodului până

la momentul de echilibru prin x. Rezultă că concentraţiile de

echilibru sunt egale:

[I2] = ( 0,01 – x ) mol/l;

[H2] = ( 0,01 – x ) mol/l;

[HI] = 2x mol/l.

Pentru a determina x, inlocuim valorile numerice ale

concentraţiilor de echilibru în expresia constantei de echilibru:

40)01,0)(01,0(

)2(

]][[

][ 2

22

2

xx

x

IH

HIk .

Ecuaţia are două rădăcini: x = 0,0146 şi x = 0,0076. Din

două valori ale x, trebuie aleasă acea valoare, care corespunde

153

condiţiilor problemei. Concentraţiile iniţiale ale hidrogenului şi

iodului sunt egale cu 0,01 mol/l. Rezulta că x nu poate avea

valoare mai mare ca 0,01 şi ecuaţia are o singură soluţie –

0,0076 mol/l. În aşa fel, din 0,01 mol de hidrogen şi 0,01 mol

de iod au reacţionat câte 0,0076 mol, ce constituie:

%7601,0

1000076,0.

Exemplul 6. Constanta de echilibru a reacţiei: CO +

+ H2O CO2 + H2 la temperaturile de 727 şi, respectiv,

9270C sunt egale cu 1,4 şi 0,74. Cum se poate află G şi

direcţia ei la temperaturile date?

Rezolvare: G se află din ecuaţia: G = - RT lnk =

= -19,1 T lgk. Temperaturile 727 şi respectiv 9270C sunt egale

cu 1000 şi 1200 K. Atunci:

a) G1 = 19,1 10001g 1,4 = - 2789 J/mol =

= - 2,8 kJ/mol;

b) G2 = 19,1 12001g 0,74 = + 2502 J/mol =

= + 2,5 kJ/mol.

În aşa fel în intervalul de temperaturi 727–9270C

(aproape la 8000C) valoarea lui G trece prin 0 şi direcţia

reacţiei se schimbă din directă în inversă, de aceea reacţia

trebuie să fie efectuată la temperaturi mai mici de 8000C. Cu

ridicarea temperaturii randamentul creşte, dar timpul de

atingere a echilibrului se va mări.

Exemplul 7. Pentru reacţia: 2CO2 2CO + O2 la

20000C componenţa amestecului în echilibru se exprimă prin

părţile de volum: 85,25% CO2; 9,9% CO şi 4,9% O2, iar

presiunea totală în sistem constituie 1,013 105 Pa. Cu ce este

egală constanta de echilibru a reacţiei la temperatura dată,

exprimată prin: a) presiunile parţiale ale substanţelor reactante

kp; b) concentraţiile lor molare kc.

Rezolvare: Presiunea parţială a gazului este egală cu

presiunea totală, înmulţită cu partea de volum a gazului în

amestec, de aceea:

154

P(CO2) = 1,013 105 0,852 = 1,863 10

5 Pa;

P(CO) = 1,013 105 1,099 = 0,100 10

5 Pa;

P(O2) = 1,013 105 0,049 = 1,050 10

5 Pa;

PaCOP

OPCOPk p 1,67

)10863,0(

1005,0)1001,0(

)]([

)]([)([25

52

2

2

2

2

Legătura dintre kp şi kc se determină pe baza ecuaţiei lui

Clapeyrone–Mendeleev pentru gazele ideale şi se exprimă prin

formula: kp = kc (RT)n, unde n – este diferenţa dintre numărul

de mol al produselor gazoase ale recţiei şi substanţelor gazoase

iniţiale. Pentru reacţia data n = 3 – 2 = 1.

Atunci mol/m106,3227331,8

1,67 3

RT

kk

p

c


1. Care reacţii se numesc: a) ireversibile, b) reversibile,

c) directe şi inverse? Aduceţi exemple corespunzătoare şi

explicaţi, dacă este posibil, ca la schimbarea unor condiţii,

reacţia ireversibilă să devină reversibilă.

2. Sunt egale sau diferite valorile constantelor vitezei

pentru reacţia directă şi inversă?

3. Cum se schimbă vitezele reacţiilor directe şi inverse?

De ce este condiţionat acest fapt şi în ce stare este adus

sistemul?

4. Ce este echilibrul chimic? De ce el este dinamic?

Care concentraţii ale substanţelor reactante se numesc

concentraţii de echilibru?

5. Ce se numeşte constanta echilibrului chimic?

Depinde această mărime de natura substanţelor reactante, de

concentraţia lor, temperatură, presiune?

6. Explicaţi de ce valorile numerice ale constantei

echilibrului chimic determină gradul transformării substanţelor

155

iniţiale în produse ale reacţiei.

7. De ce în expresia vitezei reacţiei chimice sau

constantei de echilibru nu iau parte concentraţiile substanţelor

solide?

8. Scrieţi expresiile pentru constantele de echilibru ale

următoarelor reacţii reversibile:

1) H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g);

2) 2H2O(g) 2H2(g) + O2(g);

3) N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g);

4) CO(g) + Cl2(g) COCl2(g);

5) SO3(g) + C(g) SO2(g) + CO2(g);

6) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g);

7) 2H2S(g) + O2(g) SO2(g) + 2H2O(g);

8) Fe2O3(s) + CO(g) 2FeO(s) + CO2(g);

9) CaO(s) + C(s) CaC2(s) + CO(g);

10) H2(g) + I2(g) 2HI(g) (t din camera);

11) 2HCl(g) + O2(g) 2Cl2(g) + 2H2O(l).

9. La temperatura de 509°C constanta vitezei reacţiei

directe H2(g) + I2(g) 2HI(g) este egală cu 0,16, iar a celei

inverse cu 0,0047. Calculaţi constanta de echilibru.

Răspuns: 34.

10. În sistemul CO(g) + Cl2(g) COCl2(g) concentraţiile

iniţiale CO şi Cl2 sunt egale cu 0,28 şi, respectiv, 0,09 mol/l;

concentraţia de echilibru a lui CO este 0,20 mol/l. Determinaţi

constanta de echilibru.

Răspuns: 40.

11. Determinaţi valoarea constantei de echilibru pentru

reacţia A + B C + D, dacă concentraţiile iniţiale ale

substanţelor A şi B sunt egale cu 0,8 mol/l, iar concentraţia de

echilibru era egală cu 0,6 mol/l.

Răspuns: 9.

12. La temperatura de 4500C concentraţia de echilibru a

reacţiei H2 + I2 2HI este egală cu 50,0. Cu ce este egală

156

constanta de echilibru a reacţiei de disociere HI la aceeaşi

temperatură?

Răspuns: 0,02.

13. În sistemul: 2NO2 2NO + O2 concentaţiile de

echilibru ale substanţelor reactante constituie [NO2] = 0,06;

[NO] = 0,24 şi [O2] = 0,12 mol/l. Determinaţi constanta de

echilibru şi concentraţia iniţială a lui NO2.

Răspuns: 1,92 şi 0,3 mol/l.

14. La anumită temperatură concentraţiile de echilibru

în sistemul: 2SO2 + O2 2SO3 sunt egale respectiv cu [SO2] =

= 0,04 mol/l; [O2] = 0,06 mol/l, [SO3] = 0,02 mol/l.

Determinaţi constanta de echilibru şi concentraţiile iniţiale ale

oxidului de sulf (IV) şi oxigenului.

Răspuns: 4,17; 0,06 mol/l, 0,07 mol/l.

15. Concentraţiile iniţiale ale oxidului de azot (II) şi

clorului în sistemul: 2NO + Cl2 2NOCl constituie 0,5 mol/l

şi, respectiv, 0,2 mol/l. Determinaţi constanta de echilibru,

dacă până la momentul de echilibru au reacţionat 20% de oxid

de azot (II).

Răspuns: 0,415.

16. Calculaţi constanta de echilibru a sistemului: N2 +

+ 3H2 2NH3, dacă în momentul echilibrului concentraţia

amoniacului constituie 0,4 mol/l, azotului – 0,03 mol/l,

oxigenului – 0,1 mol/l.

Răspuns: 5 300.

17. Determinaţi partea de masă a clorului molecular

descompus în atomi, dacă constanta de echilibru constituie

4,2 10-4

, iar concentraţia iniţială a clorului este 0,04 mol/l.

Răspuns: 5%.

18. Determinaţi concentraţia de echilibru a hidrogenului

în sistemul: 2HI H2 + I2, dacă concentraţia iniţială a lui HI

constituie 0,05 mol/l, iar constanta de echilibru k = 0,02.

Răspuns: 5,5 10-3

mol/l.

19. Constanta de echilibru a sistemului: CO + H2O

157

CO2 + H2 la o anumită temperatura este egală cu 1. Calculaţi

componenţa procentuală a amestecului la momentul de

echilibru, dacă concentraţiile iniţiale ale lui CO şi H2 constituie

câte 1 mol/l.

Răspuns: Câte 25% CO, H2O, CO2 şi H2.

20. Determinaţi constanta de echilibru a sistemului:

a) C + O2 CO2 b) C + CO2 2CO în care presiunile

parţiale de CO2 la momentul de echilibru constituie 0,2 din

presiunea totală a compuşilor gazoşi.

Răspuns: 0,25; 3,2.

21. Aflaţi constanta de echilibru a reacţiei: N2O4

2NO2, dacă concentraţia iniţială N2O4 constituie 0,08 mol/l,

iar la momentul stabilirii echilibrului a disociat 50% N2O4.

Răspuns: 0,16.

22. Ce valoare au constantele de echilibru kp şi kc ale

reacţiei: 2HI H2 + I2 la temperatura de 4480C, dacă

presiunile parţiale de echilibru ale gazelor la această

temperatură constituie P(HI)= 4,05 104 Pa; P(H2) = 7,52

104 Pa; P(I2) = 4,36 10

4 Pa ?

Răspuns: kp = kc = 0,02.

23. În sistemul: PCl5 PCl3 + Cl2 echilibrul la

temperatura 5000K s-a stabilit, când concentraţia iniţială PCl5,

egală cu 1 mol/l, s-a micşorat până la 0,46 mol/l. Determinaţi

valorile kp şi kc ale acestei reacţii la temperatura dată.

Răspuns: kc = 0,63 mol/l; kp = 2,63 MPa.

24. Cu ce este egală constanta de echilibru a reacţiei la

temperatura de 250C pentru care valoarea G298 este egală cu:

a) 5,714 kJ/mol, b) – 5,714 kJ/mol ?

Răspuns: a) 0,1; b) 10.

25. Pentru reacţia: FeO(s) + CO(g) Fe(s) + CO2(g), constanta de echilibru la temperatura de 1000

0C este 0,5.

Concentraţiile iniţiale CO şi CO2 sunt egale corespunzător cu

0,05 şi 0,01 mol/l. Determinaţi concentraţiile lor de echilibru.

Răspuns: 0,04 şi 0,02 mol/l.

158

7.3. Deplasarea echilibrului chimic

Echilibrul chimic al unei reacţii se menţine în anumite

condiţii; dacă se schimbă condiţiile reacţiei reversibile, se

schimbă şi echilibrul chimic şi odată cu el se modifică şi

constanta de echilibru. Factorii care influenţează echilibrul

chimic sunt: concentraţia substanţelor care reacţionează,

temperatura şi presiunea, în cazul când la reacţie iau parte gaze

sau vapori. La schimbarea a cel puţin uneia din mărimile

indicate, se distruge echilibrul, şi concentraţiile tuturor

substanţelor care iau parte la reacţie încep să se schimbe.

Variaţia concentraţiilor continuă până când produsul

concentraţiilor substanţelor formate, raportat la produsul

concentraţiilor substanţelor care intră în reacţie, devine egal cu

constanta de echilibru a reacţiei date la temperatura dată. În

acest moment, se stabileşte din nou echilibrul, dar de această

dată, pentru alte concentraţii. Procesul de schimbare a

concentraţiilor, provocat de distrugerea echilibrului, se numeşte

deplasarea echilibrului. În general, influenţa diferiţilor factori

asupra echilibrului chimic este dată de principiul lui Le

Chatelier–Braun, şi anume: dacă se modifică unul din factorii

care determină echilibrul chimic al unui sistem, echilibrul

se deplasează în sensul acelei reacţii, care se opune

schimbării produse.

În cazul reacţiei generale, la echilibru A + B C + D

creşterea concentraţiei reactantului A, se deplasează echilibrul

spre dreapta, în sensul în care se consumă mai mult din acest

reactant. Dacă însă creşte temperatura sistemului, echilibrul se

deplasează în sensul creşterii concentraţiei substanţelor pentru

a căror formare se consumă căldură. În cazul măririi presiunii,

echilibrul reacţiei se deplasează în sensul formării substanţelor

cu volum mai mic. Apare în mod convingător generalizarea:

când asupra unui sistem aflat în echilibru se exercită o

restricţie, echilibrul se deplasează astfel încât să se opună

159

restricţiei, diminuind-o.

Dacă la schimbarea concentraţiei, temperaturii sau

presiunii, vitezele reacţiei directe şi a celei inverse variază în

mod egal, nu are loc deplasarea echilibrului. Dacă însă viteza

reacţiei directe se măreşte sau scade de un număr mai mare de

ori decât viteza reacţiei inverse, echilibrul nu se poate păstra, ci

începe să se deplaseze în sensul reacţiei a cărei viteză a ajuns

să fie mai mare. Deplasarea echilibrului continuă până când

viteza ambelor reacţii se egalează.

Din cele de sus, rezultă că problemele deplasării

echilibrului şi a sensului în care acesta se va deplasă, poate fi

rezolvată în multe cazuri pe baza calculului schimbării

vitezelor reacţiei directe şi inverse.

Exemplul 1. La încălzirea într-un vas închis a unui

amestec format din oxid de carbon (II) şi clor se stabileşte

echilibrul: CO + Cl2 COCl2 . Cum va varia viteza reacţiei

directe şi inverse, dacă la temperatura constantă, la micşorarea

volumului amestecului gazos, se măreşte presiunea de două

ori? Să se arate dacă se schimbă viteza de deplasare a

echilibrului.

Rezolvare. Fie concentraţiile CO, Cl2 şi COCl2 până la

micşorarea volumului (adică la stabilirea echilibrului): [CO] =

a, [Cl2] = b, [COCl2] = c.

În aceste condiţii, viteza reacţiei directe 1 este 1 = k1

ab, iar viteza reacţiei inverse 2: 2 = k2 C. După

micşorarea volumului amestecului găzos de două ori, se măresc

şi concentraţiile celor trei gaze tot de atâtea ori, iar vitezele

ambelor reacţii vor deveni:

1 = k1 2a 2b = k1 4ab ; 2 = k2 C.

Împărţind 1 la 2 se află de câte ori se măreşte viteză reacţiei

directe:

160

44

1

1

1

1

1

abk

abk,

tot astfel se află şi creşterea vitezei reacţiei inverse:

22

2

2

2

1

2

Ck

Ck.

Astfel, viteza reacţiei directe se măreşte de patru ori, iar

a celei inverse numai de două ori. Deoarece echilibrul poate

exista numai la egalarea vitezelor ambelor reacţii, este clar că

în cazul analizat, echilibrul se distruge şi începe să se deplaseze

în sensul reacţiei, care decurge acum cu o viteză mai mare,

adică în direcţia formării COCl2.

Dacă la rezolvarea acestei probleme se foloseţte

principiul lui Le Chatelier–Braun, se ajunge la aceeaşi

concluzie.

Exemplul 2. Prin ce metode în sistemul: 2SO2 + O2

2SO3 – H poate fi deplasat echilibrul în direcţia creşterii

randamentului SO3?

Rezolvare: Conform principiului Le Chatelier–Braun

aceast efect se atinge în urma:

a) măririi concentraţiei O2 ;

b) micşorării concentraţiei SO3 (eliminarea din rază

reacţiei);

c) creşterii presiunii;

d) micşorării temperaturii până la aşa valoare, la care

viteza reacţiei să fie suficientă pentru atingerea relativă a

echilibrului.


1. Reacţia inversă decurge în fază gazoasă şi în ecuaţia

reacţiei directe suma coeficienţilor stoichiometrici este mai

mare decât în ecuaţia inversă sau egală. Cum va influenţa

asupră echilibrului în acest sistem schimbarea presiunii?

161

2. Cum se va schimbă viteză reacţiei directe şi înverse

în sistemele:

a) CO + Cl2 COCl2;

b) 2SO2 + O2 2SO3;

c) N2 + 3H2 2NH3;

d) H2 + Cl2 2HCl.

dacă volumul fiecărui compus gazos se va micşora de trei ori.

Cum va influenţa aceasta asupra fiecărui sistem ?

3. Va influenţa oare asupra concentraţiei de echilibru a

lui CO2 în sistemul: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) introducerea

aceleiaşi cantităţi de CO2 şi CaCO3 la aceeaşi temperatură?

Răspuns: da şi nu

4. În ce direcţie se va schimba echilibrul la ridicarea

temperaturii în sistemele:

a) N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g); H298 = - 92,4 kJ;

b) 2CO2(g) 2CO(g) + O2(g); H298 = 566 kJ;

c) 4HCl(g) + O2(g) 2Cl2(g) + 2H2O(l); H298 = - 202,4 kJ.

Răspuns: a) în stânga; b) în dreapta; c) în stânga.

5. Care condiţii vor fi mai eficiente pentru un

randament mai mare al lui SO3 al reacţiei: SO2 + ½ O2 SO3;

H298 = - 98,8 kJ/mol ? Ce masă a lui SO2 va fi folosită la

formarea lui SO2 cu masa de 10g?

Răspuns: creşterea C(O2) sau C(SO2); eliminarea SO3

din sfera reacţiei; micşorarea lui T; creşterea lui P; 8 g.

6. Metanolul se obţine în urmă reacţiei: CO(g) +

+2H2(g) CH3OH(l). În ce direcţie se va deplasa echilibrul la

mărirea: a) temperaturii; b) presiunii?

7. Cum va influenţa asupra randamentului clorului în

sistem:

4HCl(g) + O2(g) 2Cl2(g) + 2H2O(l); H298 = - 202,4 kJ:

a) ridicarea temperaturii amestecului în volumul

reactant,

b) micşorarea volumului general al amastecului,

c) micşorarea concentraţiei oxigenului,

162

d) mărirea volumului reactorului,

e) introducerea catalizatorului?

Răspuns: a), c), d) – micşorează; b) – mareşte;

e) – nu va influenţa.

8. În ce condiţii echilibrul reacţiei: 4Fe(s) + 3O2(g)

2Fe2O3(s) se va deplasa în direcţia descompunerii oxidului?

Răspuns: la micşorarea lui C(O2) şi P; la creşterea lui T.

9. La o oarecare temperatură, concentraţiile de echilibru

în sistemul: N2O4 2NO2 sunt egale cu [N2O4] = 0,02 şi

[NO2] = 0,03 mol/l. Determinaţi concentraţiile de echilibru

după ce are loc deplasarea echilibrului în urma măririi presiunii

de trei ori.

Răspuns: [N2O4] = 0,0758 şi [NO2] = 0,0584.

10. La temparatura dată a sistemului A + B C + D

constanta echilibrului este egală cu 1. În reacţie la 2 moli de

substanţa A sau luat a) 2 şi b) 10 moli de substanţa B. Ce parte

din substanţa A a fost supusă transformării în fiecare caz

aparte?

Răspuns: a) 50,0%; b) 83,3%.

11. Constanta de echilibru a sistemului H2 + I2 2HI

la oarecare temperatură este egală cu 50. Ce cantitate de

substanţa H2 trebuie luată la 1 mol de I2, pentru ca 90% a celui

din urmă să treacă în HI?

Răspuns: 1,548 moli.

12. Cum se vor schimba vitezele reacţiilor directe şi

inverse în sistemul: 2SO2 + O2 2SO3, dacă se va micşora

volumul reactorului de 2 ori? Va influenţa oare acest factor

asupra echilibrului în sistem?

Răspuns: se va mări de 8 şi 4 ori; se va deplasa la

dreapta.

13. Constanta de echilibru a sistemului 2NO + O2

2NO2 la o anumită temperatura are valoarea 2,22, iar

concentraţia iniţială NO este egală cu 4 mol/l. Ce cantitate de

O2 trebuie introdusă la 1l în sistem, pentru ca partea molară a

163

lui NO oxidat să constituie 40% ?

Răspuns: 2,45 mol/l.

14. La temperatura T = const şi concentraţia fiecărei

substanţe gazoase egală cu 0,55 mol/l s-a stabilit starea de

echilibru a reacţiei: CuO(s) + H2(g) Cu(s) + H2O(g). Apoi se

măresc concentraţiile cu 2 mol/l H2 şi cu 0,5 mol/l H2O, care

duc la deplasarea echilibrului. Să se determine valorile noi ale

concentraţiilor substanţelor gazoase.

Răspuns: [H2]’ = [H2O]’ = 1,8 mol/l.

15. În ce direcţie se va deplasa echilibrul reacţiei

A2(g) +B2(g) AB(g), dacă se va mări presiunea de 2 ori şi în

acelaţi timp, temperatura cu 200C? Coeficienţii de temperatură

ai vitezei reacţiilor directe şi inverse sunt egali corespunzător

cu 2 şi 3. Ce semn are H în această reacţie?

Răspuns: în stânga; H < O.

164

Capitolul VIII

CONCENTRAŢIA SOLUŢIILOR. PROPRIETĂŢILE

SOLUŢIILOR

8.1. Metodele de exprimare a compoziţiei soluţiilor

Compoziţia calitativă a soluţiei este:

– solut sau substanţă dizolvată (se măsoară: masa – md,

cantitatea de substanţă – d );

– solvent (se măsoară: masa – msolvent).

Masa soluţiei se notează prin msol, volumul soluţiei – Vsol,

densitatea soluţiei –

Există diverse modalităţi de exprimare a compoziţiei

cantitative a soluţiilor:

a) Partea de masă a substanţei dizolvate în soluţie este

egală cu raportul masei solutului la masa soluţiei. Se exprimă

în procente (10%) sau părţi de unitate (0,1):

%100sol

d

m

m sau %100

sol

d

V

m, unde – densitatea

soluţiei.

b) Concentraţia molară este egală cu raportul cantităţii

de substanţă a solutului la volumul soluţiei. Unitatea de

măsură – mol/l:

sol

d

MV

C şi d

d

dM

m, unde d – cantitatea de substanţă a

solutului, solV – volumul soluţiei, dm – masa solutului, dM –

masa molară a solutului.

Concentraţia molară era numită anterior molaritatea.

c) Concentraţia molară a echivalentului substanţei

dizolvate în soluţie este egală cu raportul cantităţii de substanţă

165

a echivalentului (Z

1X) al substanţei dizolvate la volumul

soluţiei. Unitatea de măsură – mol/l:

sol

d

V

XzX

zC

)1

(

)1

( şi

)1

(

)1

(

Xz

M

mX

zd

d

d .

Anterior concentraţia molară a echivalentului era numită

concentraţia normală.

d) Titrul – este masa solutului pe care o conţine 1 ml de

soluţie (g / ml): V

mT d .

e) Molalitatea – indică cantitatea de substanţă de solut

( d) ce revine la 1 kg de solvent (mol/kg):

)(

1000

solventmCm d (mol/kg) sau

)(

1000

solventmM

mCm

d

d , unde

masa solventului este exprimată în g.

f) Fracţia molară – este raportul dintre cantitatea de

substanţă a solutului (sau a solventului) şi cantitatea de

substanţă a tuturor substanţelor din soluţie: sd

d

1 ,

sd

s

2 , unde s – cantitatea de substanţă a solventului.

Exemplul 1. Determinaţi masa de NaNO3 ce o conţine

o soluţie cu volumul 4 l şi concentraţia molară a NaNO3 egală

cu 0,5 mol/l.

Rezolvare: Deoarecesold

d

MVM

mC , atunci

soldMd VMCm = 0,5 mol/l 85 g/mol 4 l =170 g.

Exemplul 2. Care este concentraţia molară a

echivalentului unei soluţii ce conţine 16 g de hidroxid de bariu

166

în 900 ml de soluţie?

Rezolvare: Ştiind că

sold

d

VXz

M

mX

zC

)1

(

)1

( , putem

afla că:

l

echivmol

lmol

g

gOHBaC

)(21,0

9,02

1171

16))(

2

1( 2

Exemplul 3. Determinaţi titrul soluţiei de clorură de

sodiu cu CM= 0,1 mol/l.

Rezolvare: Un litru de soluţie de NaCl de 0,1 M conţine

5,85 g de NaCl, deci ml

g

ml

gT 31085,5

1000

85,5.

Exemplul 4. Determinaţi partea de masă a azotatului de

argint într-o soluţie ce conţine 256,8 g de AgNO3 în 3 l de

soluţie cu densitatea egală cu 1070 kg/m3.

Rezolvare: Conform definiţiei: %100%sol

d

V

m,

deci

%8%100

003,01070

2568,0%

3

3m

m

kg

kg

Exemplul 5. O soluţie apoasă cu volumul de 2 l conţine

300 g de HCl. Densitatea soluţiei este de 1160 kg/m3. Care este

molalitatea acestei soluţii?

Rezolvare: avem masa soluţiei: msol= V=2 10-3

m3

1160 kg/m3 =2,320 kg.

Ştiind că ea conţine 300 g HCl, aflăm masa apei:

g = 2320 – 300 = 2020 g, calculăm:

kg

mol

gM

mC

d

d

m 07,420205,36

30010001000

Exemplul 6. Care sunt fracţiile molare ale anilinei şi a

167

eterului într-o soluţie cu partea de masă a anilinei egală cu

30%.

Rezolvare: Ştim că 21

11 ;

21

22 aflăm

1(eter)= 1= mol

molg

g

eterM

g95,0

74

70

)(

70, iar

1(anilinei)= 2= mol

molg

g

anilineiM

g32,0

93

30

)(

30.

75,032,095,0

95,01 25,0

32,095,0

32,02 şi 1 +

+ 2=0,75+0,25=1.

Exemplul 7. La dizolvarea în apă a cristalohidratului

de CoCl2 · 6H2O cu masa 476g s-a obţinut soluţie cu partea de

masă a clorurii de cobalt (II) 13,15%. Determinaţi volumul

apei luat pentru dizolvarea cristalohidratului.

Rezolvare: Avem m(CoCl2 · 6H2O) = 476g , deci

ν(CoCl2 · 6H2O) = 2 mol. Ştiind că ν(CoCl2 · 6H2O) = ν(CoCl2)

= 2 mol, aflăm m(CoCl2) = ν · M = 2 mol · 130 g/mol = 260 g.

O soluţie cu masa 100 g conţine 13,15 g CoCl2,

x g ---------------260 g CoCl2,

15,13

100260x = 1976 g – masa soluţiei, iar masa apei

necesară pentru dizolvarea cristalohidratului:

m(H2O) = 1976 – 476 (masa cristalohidratului) = 1500 g şi

V(H2O) m

= mlg

g

/1

1500= 1500 ml.

Exemplul 8. Calculaţi masa soluţiei de KOH de 20%

care este necesară de adăugat la 250 g soluţie KOH de 90%

pentru a prepara o soluţie cu ω(KOH) = 50%.

Rezolvare: Problema se poate rezolva aplicând regula

dreptunghiului: părţile de masă ale soluţiilor iniţiale se scriu

168

una sub alta, în vârfurile din stânga ale unui dreptunghi

improvizat; mai la dreapta, în centrul dreptungiului – partea de

masă a soluţiei ce urmează să fie preparată. Scăzând pe

diagonale din valoarea mai mare valoarea mai mică, obţinem în

ce raport de mase trebuie luate soluţiile cu ω1(KOH) = 20% şi

ω2(KOH) = 90%:

20 40

\ 50 /

90 / \ 30 Astfel 250

.)sol(m1

30

40; calculăm m1(sol. de

20%) = g3,3333

40250.


1. Care este partea de masă a unei soluţii ce

conţine 50g zahăr în 350g apă?

2. Care este masa de BaCl2 necesară pentru a

prepara o soluţie cu volumul 5 litri şi partea de masă 10%

( =1034 kg/m3 )?

3. Calculaţi ce cantitate de KOH este necesară

pentru a prepara o soluţie cu volumul 500 ml şi partea de masă

30% ( =1,33 g/cm3).

4. Calculaţi densitatea soluţiei, ştiind că în 10 ml

soluţie cu partea de masă 38% sunt dizolvate 0,158 g solut.

5. Prin încălzire s-au evaporat 150 ml apă dintr-o

soluţie cu volumul iniţial 450 ml şi partea de masă 25%

( =1231 kg/m3). Care este partea de masă a solutului în soluţie

după evaporare?

6. Avem o soluţie cu volumul 800 ml şi partea de

masă a KOH de 35% ( = 1060 kg/m3). Ce volum de apă

trebuie de adăugat la ea pentru a coborî partea de masă a KOH

pînă la 6%?

7. Dintr-o soluţie cu masa 600 g şi partea de masă

169

a solutului 70% la răcire s-au cristalizat 38 g de solut. Care este

partea de masă a solutului în soluţia rămasă?

8. Se adaugă 200 ml apă la o soluţie HCl cu

volumul 300 ml şi partea de masă 24% ( = 1120 kg/m3). Care

este partea de masă a soluţiei obţinute?

9. S-au amestecat 25 g soluţie NaCl cu partea de

masă NaCl 30% cu 75 g soluţie KNO3 cu partea de masă 17%.

Calculaţi partea de masă a fiecărei sări în soluţia preparată.

10. Determinaţi partea de masă a soluţiei, obţinute la

amestecarea soluţiei H2SO4 cu volumul 3 l şi partea de masă

60% ( = 1500 kg/m3) cu o altă soluţie H2SO4 cu volumul 2,6 l

şi partea de masă H2SO4 19% ( = 1135 kg/m3).

11. Care sunt volumele soluţiilor de KOH cu părţile

de masă de KOH 10% ( =1083 kg/m3) şi 40% ( =1424 kg/m

3)

necesare de amestecat pentru a obţine o soluţie KOH cu

volumul 12 l şi partea de masă 25% ( =1270 kg/m3).

12. Calculaţi volumul soluţiei de H2SO4 cu partea de

masă 17% ( = 1120kg/m3) necesar pentru neutralizarea a 20g

NaOH?

13. În 300 g apă s-au dizolvat 17 g de cristalohidrat

CuSO4 5H2O. Calculaţi părţile de masă ale cristalohidratului şi

ale sării anhidre CuSO4 în soluţie.

14. O soluţie cu volumul 1 l conţine 224 g HNO3

( = 1120 kg/m3). Aflaţi partea de masă a HNO3 în soluţie.

15. Câte grame SO3 trebuie dizolvate în 500g H2O

pentru a prepara o soluţie de acid sulfuric cu partea de masă

20% ?

16. În ce masă de apă trebuie dizolvate 89,6 l HCl

(c.n.) pentru a obţine o soluţie HCl cu partea de masă 10% ?

17. În 2 kg apă au fost dizolvate 400g NaOH.

Calculaţi fracţiile molare ale bazei şi apei în soluţie.

18. Au fost amestecate 0,3 l benzen C6H6 ( =

= 867 kg/m3) şi 0,8 l toluen C6H5CH3 ( = 867 kg/m

3). Aflaţi

fracţiile molare ale fiecărui component al soluţiei.

170

19. O soluţie cu volumul 0,5 l conţine 2,75 g K2SO4.

Care este concentraţia molară a soluţiei ?

20. Ce cantitate de H3PO4 este necesară pentru a

prepara o soluţie cu volumul 3 l şi concentraţia molară 2M ?

21. De ce volumul de acid sulfuric cu partea de

masă 10% ( = 1066 kg/m3) este nevoie pentru a prepara 1 l

soluţie cu concentraţia molară 1M ?

22. La o soluţie cu masa 300 g şi partea de masă 2%

de clorură de potasiu s-au adăugat 50g de aceeaşi sare. Care

este partea de masă a sării în soluţia obţinută?

23. Ce volum de apă trebuie evaporat din 3 kg

soluţie cu partea de masă 5% a clorurii de sodiu pentru a obţine

o soluţie cu partea de masă a NaCl 20%?

24. Câte grame de MgSO4 7H2O sunt necesare

pentru prepararea unei soluţii cu volumul 0,5 l şi concentraţia

molară 2M de sulfat de magneziu?

25. Care este masa soluţiei de acid acetic cu partea

de masă 70% necesară pentru a prepara 1 l soluţie de oţet cu

partea de masă 4%?

26. Determinaţi concentraţia molară şi molală a

echivalentului soluţiei acidului sulfuric cu partea de masă 20%

( = 1139kg/m3).

27. 40g hidroxid de sodiu au fost dizolvate în 360 g

apă. Determinaţi partea de masă, concentraţia molară şi molală

a echivalentului solutului în soluţie.

28. La o soluţie de acid sulfuric cu volumul de 5 l şi

C(2

1H2SO4) = 0,5mol/l s-a adăugat 1 l de apă. Determinaţi

concentraţia molară a echivalentului acidului sulfuric în soluţia

obţinută.

29. Pentru neutralizarea a 50 ml soluţie de acid

clorhidric, au fost necesare 8 ml soluţie hidroxid de potasiu cu

concentraţia molară a echivalentului 0,5N. Care este

concentraţia molară a echivalentului acidului clorhidric?

171

30. Care va fi mediul de reacţie al soluţiei, obţinute

în urma amestecării a 50g soluţie cu partea de masă 20% KOH

şi 50 ml soluţie de acid azotic cu concentraţia molară a

echivalentului 2N?

31. Care va fi concentraţia molară a soluţiei de

clorură de magneziu cu ω(MgCl2)= 17%?

32. În ce cantitate de apă trebuie de dizolvat 2,5 g

CuSO4 pentru a obţine o soluţie cu concentraţia molală de

0,5 mol/kg?

33. Au fost amestecate 500 ml soluţie cu

concentraţia molară 3M de acid clorhidric cu =1050 kg/m3 cu

300 g soluţie de acid clorhidric cu partea de masă 10%. Care

este partea de masă şi concentraţia molară a acidului în această

soluţie?

34. S-au amestecat 250 cm3 soluţie de sulfat de zinc

cu concentraţia molară 2M cu 750 ml soluţie sulfat de zinc cu

concentraţia molară a echivalentului 4N. Ce concentraţie

molară are soluţia obţinută?

35. În ce volum de apă trebuie de dizolvat clorura de

hidrogen, formată la încălzirea amestecului de 200 g de clorură

de sodiu cu acid sulfuric concentrat pentru a obţine o soluţie de

acid clorhidric cu partea de masă 25%?

36. Gazul obţinut la arderea hidrogenului sulfurat în

exces de oxigen a interacţionat cu 100 ml soluţie de hidroxid

de sodiu ( =1,28 g/cm3) cu partea de masă 25%. Calculaţi ce

volum de hidrogen sulfurat s-a ars?

37. În 3 l de apă s-au dizolvat 134,l de oxid de sulf

ce conţinea 50% de sulf. Calculaţi volumul soluţiei de hidroxid

de sodiu ( =1,28 g/cm3) cu partea de masă 25%, necesar

pentru a interacţiona cu soluţia acidului pentru a forma o sare

neutră.

38. Pentru precipitarea completă a plumbului din

300 ml soluţie de nitrat de plumb cu partea de masă 15%, s-a

folosit gazul obţinut la interacţiunea a 17,6g sulfură de fier cu

172

exces de acid clorhidric. Calculaţi densitatea soluţiei de nitrat

de plumb cu partea de masă 15%.

39. S-a supus electolizei o soluţie de sulfat de cupru

cu partea de masă 10% şi volumul 1454,6 ml( =1,19g/cm3).

După un timp oarecare s-a întrerupt curentul electric şi în

soluţie s-a borbotat gazul A. Astfel s-a obţinut un precipitat

negru cu masa 48g. La arderea gazului A în exces de oxigen se

formează apă şi gazul B, care decolorează apa de brom.

Calculaţi volumul gazului degajat la anod şi volumul acidului

azotic ( =1,37g/cm3) cu partea de masă 60% necesar pentru a

dizolva cuprul, depus pe catod. Determinaţi gazul A şi gazul B.

40. La oxidarea fosforului cu acid azotic

( =1,37g/cm3) cu partea de masă 60% s-a obţinut acidul

ortofosforic, care a fost neutralizat pînă la dehidrogenofosfat de

sodiu cu 25 ml de soluţie de hidroxid de sodiu ( =1,28g/cm3)

cu partea de masă 25%. Calculaţi volumul acidului azotic

necesar pentru oxidarea fosforului.

41. Determinaţi compoziţia şi masa sării formate la

dizolvarea în 40 ml de soluţie de hidroxid de sodiu

( =1,25g/cm3) cu partea de masă 24%, a gazului obţinut la

arderea a 6,72 l de gaz, densitatea relativă a căruia faţă de

hidrogen e 8 şi constă din 75% carbon şi 25% hidrogen.

42. Amestecul de gaze, unul dintre care a fost

obţinut la interacţiunea a 50 g de carbonat de calciu cu acid

clorhidric, iar celălalt la interacţiunea a 43,5 g de oxid de

mangan (IV) cu acid clorhidric concentrat, a fost barbotat prin

3018,2 ml de soluţie de iodură de potasiu cu partea de masă

10% ( =1,19g/cm3). Deteminaţi părţile de volum al gazelor

după reacţia cu KI. Solubilitatea gazelor în apă se neglijează.

43. Un aliaj al aluminiului şi al unui metal divalent a

fost dizolvat în soluţie concentrată de acid azotic şi s-au degajat

4,48 l de gaz. La prelucrarea aceleiaşi probe de aliaj cu soluţie

alcalină s-a degajat 6,72 l de gaz. Determinaţi compoziţia

aliajului, dacă se ştie că la dizolvarea în acidul sulfuric

173

concentrat a 12,8 g de metal divalent ce intră în compoziţia

aliajului s-au degajat 4,48 l de oxid de sulf (IV). Calculaţi

volumul soluţiei folosite de NaOH cu partea de masă 40%

( =1,44g/cm3).

44. La prăjirea a 124,8 g de pirită s-au obţinut 44,8 l

de oxid de sulf (IV), care a fost eliberat de impurităţi şi apoi

barbotat prin 500 ml soluţie de sodiu ( =1,25g/cm3) cu partea

de masă 25%. Ce masă de K2Cr2O7 se poate de redus în mediu

acid cu sarea obţinută? Calculaţi partea de masă a impurităţilor

din pirită.

45. La răcirea a 400 ml soluţie de sulfat de cupru

( =1,2g/cm3) cu partea de masă 25% s-au depus 50 g de

cristale de sulfat de cupru. Precipitatul a fost filtrat. Ce masă de

precipitat se formează la barbotarea prin filtrat a 11,2 l de

hidrogen sulfurat? Ce masă de CuSO4 e în exces?

46. Ce volum de soluţie de hidroxid de sodiu

( =1,35g/cm3) cu partea de masă 32% e necesar pentru a

dizolva siliciul, obţinut la calcinarea a 12 g de magneziu cu

12 g dioxid de siliciu?

47. La 1200 g de soluţie de hidroxid de sodiu s-au

adăugat 490 g soluţie de acid sulfuric cu partea de masă 40%.

Pentru neutralizarea soluţiei obţinute s-au folosit 143 g de sodă

Na2CO3 10H2O. Care e partea de masă a soluţiei iniţiale de

NaOH?

Răspuns:10%

48. La oxidarea substanţei simple A cu acid azotic

s-au degajat 11,2 l de oxid de azot (II) şi s-a format o soluţie

pentru neutralizarea căreia s-a folosit soluţia de hidroxid de

sodiu (ρ = 1,28g/cm3) cu partea de masă de 25%, obţinându-se

astfel fosfat de sodiu. Determinaţi care e substanţa A şi

volumul de soluţie NaOH necesar pentru formarea fosfatului.

Răspuns:112,5 ml

49. În 102 ml de apă s-a dizolvat amestecul de

sulfaţi de sodiu şi potasiu. La soluţia de săruri s-au adăugat

174

1664 g de soluţie de clorură de bariu cu partea de masă 10%.

Precipitatul depus a fost filtrat, spălat, uscat şi cântărit. Masa

lui e de 139,8g. La adăugarea în filtrat a acidului sulfuric s-au

depus 46,6 g de precipitat. Determinaţi părţile de masă ale

Na2SO4 şi K2SO4 în amestecul iniţial.

Răspuns:34,8% K2SO4; 14,2% Na2SO4

50. Oxidul de fosfor (V), obţinut la arderea

fosforului în oxigen, s-a dizolvat în 500 ml soluţie de acid

ortofosforic ( =1,7g/cm3) cu partea de masă 85%. Astfel

partea de masă a H3PO4 a crescut cu 7,6%. Calculaţi masa

fosforului ars.

Răspuns: 62 g P.

51. Determinaţi masa dicromatului de potasiu şi

volumul soluţiei de acid clorhidric ( =1,28g/cm3) cu partea

de masă 37% necesari pentru a obţine clorul, capabil a substitui

tot bromul din 266,4 ml soluţie de bromură de potasiu

(ρ = 1,34g/cm3) cu partea se masă 40%.

Răspuns: 58,8 K2Cr2O7 236 ml soluţie HCl

52. Determinaţi masa oleumului cu partea de masă a

oxidului de sulf (VI) 10% şi masa soluţiei de acid sulfuric de

60% necesare pentru prepararea soluţiei de acid cu masa 480 g

şi partea de masă 90%.

Răspuns: m(oleum.) = 340,8; m(sol. de 60%) = 139,2 g.

8.2. Solubilitatea

Exemplul 1. Determinaţi coeficientul de solubilitate al

clorurii de cobalt, dacă în 500 g de soluţie saturată la 210C sunt

dizolvate 171 g de sare.

Rezolvare: Coeficientul de solubilitate indică ce masă

de substanţă se dizolvă în 100 g de solvent la temperatura dată.

Masa solventului este egală cu:

gmm dsol 329171500

175

Coeficientul de solubilitate îl aflăm din proporţia:

H2O 329 g – conţine –171 g CoCl2;

H2O 100 g conţine – X g;

gX 52329

171100.

Răspuns: Coeficientul de solubilitate al clorurii de

cobalt la 210C este de 52 g.

Exemplul 2. Coeficientul de solubilitate al clorurii de

amoniu la temperatura de 15ºC este egal cu 35 g. Calculaţi

partea de masă a sării în soluţia saturată la această temperatură.

Rezolvare: Pentru calcule vom folosi soluţia saturată

care conţine 100 g de apă. Aşa o soluţie conţine 35 g de

substanţă dizolvată.

Calculăm masa soluţiei:

m(sol.) = 100 + 35 = 135 g

Respectiv, partea de masă a clorurii de amoniu în

soluţia saturată la 15ºC va fi egală:

%9,25%100135

35)( 4 g

gClNH

Răspuns: Partea de masă a clorurii de amoniu în soluţia

saturată la 15ºC este egală cu 25,9%.

Exemplul 3. În 100 g apă la temperatura de 20ºC se

dizolvă 108,7 g de hidroxid de sodiu. Ce masă de NaOH şi ce

volum de apă sunt necesare pentru prepararea a 40 g de soluţie

saturată de hidroxid de sodiu la această temperatură?

Rezolvare: Dacă coeficientul de solubilitate al

hidroxidului de sodiu (t = 20ºC) este egal cu 108,7 g, masa

soluţiei va fi egală: m(sol.) = 100 + 108,7 = 208,7 g.

Masa NaOH, care conţine 40 g de soluţie saturată (t =

20ºC) se află din proporţia:

208,7 g soluţie conţine 108,7 g NaOH;

40 g soluţie conţine X g NaOH;

176

gg

ggXm NaOH 8,20

7,208

7,10840.

Calculăm masa apei: m(apei) = 40 g – 20,8 g = 19,2 g.

Volumul apei va fi egal:

ml

mlg

gmV

apei

apei

apei 2,19

1

2,19)(

Răspuns: m(NaOH) = 20,8 g; V(apei) = 19,2 ml.

Exemplul 4. Ce volum de apă trebuie evaporat din 50 l

soluţie de nitrat de potasiu cu partea de masă a sării de 9%

( = 1,056 g/ml) pentru ca soluţia la 20ºC să devină saturată

(coeficientul de solubilitate a KNO3 la această temperatură este

egal cu 29,9 g)?

Rezolvare: Calculăm concentraţia soluţiei saturate de

KNO3 (la 20ºC):

%1,24%1009,129

9,29)( 3 g

gKNO .

Respectiv, după evaporare concentraţia soluţiei trebuie

să crească de la 9% până la 24,1%.

Calculăm masa soluţiei iniţiale:

kg52,8g52800mlg1,056ml50001solm .

Masa sării în această soluţie este egală:

kg4,75100%

9%kg52,8)( 3KNOm .

Masa soluţiei de 24,1% ce conţine această masă de sare

este: kg19,724,1%

100%kg4,7522solm .

Calculăm masa apei evaporate:

kg1,337,198,5221 solsolapei mmm , l1,33apeiV .

Răspuns: Este necesar de evaporat 33,1 l de apă.

177

Exemplul 5. Prin evaporarea până la sec a 200 g soluţie

saturată (la temperatura de 20ºC) de NaCl, s-au obţinut 52,6 g

sare. Exprimaţi solubilitatea clorurii de sodiu la temperatura de

20ºC în g/l şi mol/l.

Rezolvare: Solubilitatea exprimată în g/l indică masă

sării ce conţine 1 l de soluţie.

m(apei) = 200 – 52,6 = 147,4 g, V(apei) = 147,4 ml =

= 0,1474 l.

Solubilitatea clorurii de sodiu (t = 20ºC) exprimată în

g/l se află din formula:

lg356,85l0,1474

g52,6

)(

20

lapei

NaClC

NaClV

mS .

Pentru a calcula solubilitatea NaCl exprimată în mol/l,

poate fi aplicată formula:

lmol6,1l0,1474

mol0,9

)(

20

lapei

NaClC

NaClV

S

Răspuns: lg356,8520 C

NaClS ; lmol6,120 C

NaClS .

Exemplul 6. Pentru a dizolva 84 g SrCl2 6H2O se

consumă 100 ml apă. Calculaţi solubilitatea clorurii de stronţiu

în g/l şi mol/l.

Rezolvare: Solubilitatea (mol/l) se calculează după

formula:

)(lapei

sare

lmol

VS . (1)

Solubilitatea (g/l) se calculează după formula:

)(lapei

sare

lg

V

mS . (2)

Calculăm masa sării anhidre, ce o conţine 84 g de

cristalohidrat SrCl2 6H2O. La încălzirea cristalohidratului

(t 100 - 110ºC) are loc procesul de deshidratare, exprimat de

ecuaţia:

178

SrCl2 6H2O SrCl2 + 6H2O

Se observă, că )6()( 222 OHSrClSrCl

mol460,31molg267

g84O)6H(SrCl 22

Respectiv, mol0,3146)(SrCl2

g50molg159mol0,31)(SrCl2m

g13450)(84100O)(H2m

l0,134ml134O)(H2V

Substituind datele obţinute în formula (1), calculăm

solubilitatea SrCl2 în mol/l:

lmol2,35l0,134

mol0,3146S .

Folosind formula (2) calculăm solubilitatea SrCl2 în g/l:

lg373l0,134

g50S .

Răspuns: Solubilitatea clorurii de stronţiu alcătuieşte

2,35 mol/l şi 373 în g/l.

Exemplul 7. Solubilitatea NaNO3 la 10ºC este 805 g/l.

Câte grame de sare se dizolvă în 250 ml apă la această

temperatură?

Rezolvare: Masa sării dizolvate în 250 ml apă poate fi

calculată din formula )(lapei

sare

V

mS , din care rezultă că

g201,25l0,25lg805VS3NaNOm .

Pentru calcul poate fi aplicată şi proporţia:

1 l apă .........805 g sare

0,25 l ...........X g sare

g201,25l1

g805l0,253

XmNaNO .

Răspuns: În 250 ml apă la temperatura de 10ºC se

179

dizolvă 202,25 g de nitrat de sodiu.

Exemplul 8. Ce masă de clorură de hidrogen se va

dizolva în 100 l apă la temperatura de 40ºC şi presiunea de

98625 Pa, dacă solubilitatea HCl la această temperatură şi

presiunea de 1,0133 105 Pa alcătuieşte 386 m

3 în 1 m

3 de apă?

Rezolvare: Calculăm volumul HCl ce-l conţine 100l apă

la 40ºC şi 1,0133 105 Pa din proporţia:

1000 l H2O .......... 386 m3 HCl

100 l H2O .......... X m3 HCl

33

m38,6l1000

m386l100XVHCl

Masa clorurii de hidrogen se calculează din ecuaţia

Mendeleev-Clapeyron:

Răspuns: m(HCl) = 53,4 kg.

Exemplul 9. În 100 g apă se dizolvă 50,5 l de clorură

de hidrogen (c.n.). La 50ºC solubilitatea este de 59,6 g. Soluţia

saturată la 0ºC cu masa de 40 g s-a încălzit până la 50ºC.

Calculaţi masa gazului eliminat în urma încălzirii şi masa

soluţiei obţinute.

Rezolvare: Calculăm masa clorurii de hidrogen, care se

dizolvă în 100 g apă la 0 C:

g82,3molg36,5moll22,4

l50,5M

V

VMm

m

HCl .

Masa soluţiei saturate la 0 C este egală cu 182,3 g.

Masa HCl în 40 g soluţie saturată o calculăm din

proporţia:

82,3 g HCl .......... 182,3 g soluţie

X g HCl .......... 40 g soluţie

kg53,4K313

KmolJ8,31

molkg1036,5m38,6Pa98625 33

RT

PVMm

180

g18,06g182,3

g40g82,3)0( CHClm

La 50ºC masa soluţiei saturate este egală cu 159,6 g.

Pentru a calcula masa HCl în 40 g soluţie saturată la

50º, alcătuim proporţia:

59,6 g HCl .......... 159,6 g soluţie

X g HCl .......... 40 g soluţie

g14,93g159,6

g40g59,6)50( CHClm

Deci, la încălzirea a 40 g soluţie saturată la 0ºC până la

50ºC se elimină 18,06 – 14,93 = 3,12 g de HCl.

Masa soluţiei finale va fi:

g36,88g3,12g402solm

Răspuns: Masa gazului eliminat în urma încălzirii

soluţiei saturate la 0ºC cu masa de 40 g până la 50ºC este egală

cu 3,12 g, masa soluţiei finale este egală cu 36,88 g.

Exemplul 10. Solubilitatea la 200C este de 74,5 g, iar la

00C 37,3 g. Ce masă de sare se va depune dacă 360 g de soluţie

CoCl2 saturată la 200C a fost răcită până la 0

0C.

Rezolvare: Masa soluţiei de CaCl2 este egală cu:

la 200C: m1(sol) = 100 + 74,5 = 174,5 g.

la 00C: m2(sol) = 100 + 37,3 = 137,3 g.

Diferenţa m1(sol) - m2(sol) va alcătui masa sării depuse în

urma răcirii soluţiei saturate la 20ºC cu masa de 174,5 g până la

0ºC:

msării depuse = 174,5 - 137,3= 36,2 g.

Pentru calculul masei sării sedimentate din 360 g de

soluţie se alcătuieşte proporţia:

174,5 g sol……..36,2 g CaCl2

360,0 g sol……..X

de unde g7,745,174

2,36360X

Răspuns: Dacă 360 g de soluţie CoCl2 saturată la 200C

181

se răceşte până la 00C se sedimentează 74,7 g de sare.

Exemplul 11. Soluţia de nitrat de argint cu partea de

masă 82% este saturată la temperatura de 60ºC. La răcirea a

140 g până la 10ºC se sedimentează 71,2 g sare. Determinaţi

solubilitatea AgNO3 la 10ºC.

Rezolvare: Calculăm masa sării în 140 g soluţie saturată

la 60ºC:

g114,8100%

82%g140

%100

3

3 )60(

AgNOsol

CAgNO

mm

Masa apei în această soluţie va fi:

g2,258,1141402OHm

Masa sării în soluţia saturată la 10ºC se află din

diferenţa: g6,432,718,114)10(3 CAgNOm

Pentru a calcula solubilitatea AgNO3 la 10ºC, alcătuim

proporţia:

25,2 g H2O ..........43,6 g AgNO3

100 g H2O ...........X g AgNO3

g173g25,2

g43,6g10010

3

C

AgNOS

Răspuns: Solubilitatea AgNO3 la 10ºC alcătuieşte 173 g

sare în 100 g apă.

Exerciţii propuse

1. Pentru a prepara soluţii saturate la 200C au fost luate

următoarele substanţe:

a) 18g NaCl şi 50g H2O

b) 28g KOH şi 25g H2O

c) 15g H3BO3 şi 300g H2O

Calculaţi solubilitatea substanţelor la 200C şi partea de

masă a lor în soluţiile saturate.

2. Calculaţi solubilitatea următoarelor substanţe la 200C,

reeşind din soluţiile saturate:

182

a) soluţia NH4Cl cu partea de masă 25%;

b) soluţia K2SO4 cu CM 0,7M ( =1210 kg/m3);

c) soluţia KBr cu C(z1 KBr) 5,7N ( =1678 kg/m

3).

3. Solubilitatea CuSO4 la 200C şi 100

0C este respectiv

egală cu 20,2 şi 77 g. Care va fi masa sulfatului de

cupru precipitat, dacă răcim 600 g soluţie de la 100 pînă

la 200C?

4. Coeficientul de solubilitate a CaCl2 în apă la 1000C este

de 158 g în 100 g H2O. Ce masă de CaCl2 se găsesc în

2,25 kg soluţie?

5. Solubilitatea NaCl la 20o C de 35,9 g. Care este partea

de masă a soluţiei saturate la această temperatură?

6. Solubilitatea sulfurii de hidrogen la 20ºC şi 1,0133 105

Pa alcătuieşte 2,91 l în 1 l apă. Calculaţi partea de masă

a H2S în soluţia obţinută.

7. Calculaţi masa oxidului de carbon(IV) ce o conţine

25 ml apă la temperatura de 0ºC şi presiunea de

0,745 105 Pa, dacă solubilitatea CO2 la 0ºC şi

1,0133 105 Pa alcătuieşte 1,713 m

3 în 1 m

3 apă.

8. În ce volum de apă se vor dizolva 250 g de clor la 10ºC

şi presiunea de 1,5 105 Pa, dacă solubilitatea Cl2 la 10ºC

şi 1,0133 105 Pa alcătuieşte 3,148 m

3 în 1 m

3 apă.

9. Din 12,8 g soluţie de clorură de bariu saturată la 15ºC

prin evaporarea apei s-au obţinut 4,1 g BaCl2 2H2O. Să

se determine solubilitatea clorurii de bariu în g/l la

această temperatură.

10. Care este masa minimă de apă în care la 45ºC se pot

dizolva 7,5 g sulfat de potasiu, dacă solubilitatea K2SO4

la acestă temperatură este de 150 g/l?

11. Câte grame de nitrat de plumb conţine 277 g soluţie

saturată la 50ºC, dacă solubilitatea la această

temperatură este de 850 g/l?

12. Va fi oare saturată o soluţie de 33,3% de clorură de

bariu la a) 65ºC şi b) 85ºC, dacă solubilitatea

183

lgS C

BaCl 50065

2, iar lgS C

BaCl 55085

2?

13. Într-un vas cu masa de 11,7 g s-a turnat soluţie saturată

de KNO3 la temperatura de 15ºC. Masa vasului s-a

mărit până la 106 g. După evaporare până la sec masa

lui a devenit egală cu 30,5 g. Determinaţi coeficientul

de solubilitate şi solubilitatea (g/l şi mol/l) nitratului de

potasiu la această temperatură.

14. Câte grame de NaBr conţine 785 g soluţie saturată la

18ºC, dacă solubilitatea la această temperatură este de

887,6 g/l?

15. Câte grame de KCl se vor cristaliza din 600 g de soluţie

saturată la 60oC, dacă o răcim până la 20

oC.

Solubilitatea KCl este de 45,8 g la 60oC şi 34,4 la 20

oC.

16. Sunt date trei săruri. Prima (A) – colorează flacăra în

violet, iar a doua (B) – în galben. Soluţia sării a treia

(C) – formează un precipitat alb cu soluţia sării A,

precipitat galben cu soluţia sării B şi precipitat alb

brânzos cu soluţia de azotat de argint. La răcirea

soluţiei concentrate A de la 60o până la 0

oC, se

cristalizează 108,5 g de sare. Ce masă de apă şi sare A

s-au luat pentru recristalizare, dacă solubilitatea ei la

60o C este de 18,2 g, iar la 0

o – 7,35 g. Care sunt sărurile

A, B şi C? Răspunsul confirmaţi-l prin ecuaţiile

reacţiilor.

17. La care temperatură solubilitatea nitratului de plumb şi

a nitratului de potasiu sunt egale?

18. Câte grame de nitrat de bariu se vor depune din soluţia

saturată la 1000C, dacă ea se răceşte pînă la 0

0C? Se ştie

că soluţia iniţială conţinea 500 g de apă, iar solubilitatea

Ba(NO3)2 la 00C - 5,0 g, iar la 100

0C - 34,2 g.

19. Ce masă de Na2SO4 10H2O se cristalizează la răcirea

1026,4 g soluţie saturată de sulfat de sodiu de la 80ºC

până la 10ºC, dacă lg28380 CS , iar lg9010 CS ?

20. La 30ºC în 100 g apă se dizolvă 81,8 g NH4Br. La

184

răcirea a 300 g soluţie saturată la 30ºC până la 0ºC se

cristalizează 36,8 g sare. Ce masă de NH4Br se dizolvă

în 100 g apă la 0ºC?

8.3. Proprietăţile soluţiilor de neelectroliţi

8.3.1. Presiunea de vapori a soluţiilor diluate de

neelectroliţi

În 1887 F.M.Raoult a demonstrat că scăderea relativă a

presiunii de vapori a unei soluţii diluate este direct

proporţională cu fracţia molară a solutului din soluţie. Expresia

legii lui Raoult este:

2

2

1

1

1

1

0

0

M

m

M

m

M

m

P

PP , unde P0 este

presiunea de vapori a solventului pur, P este presiunea de

vapori a soluţiei la aceeaşi temperatură m1 – masa solutului,

M1 – masa moleculară a solutului; m2 – masa solventului,

M2 – masa moleculară a solventului.

Exemplul 1. Care este presiunea vaporilor deasupra

soluţiei ce conţine 35 g zahăr în 50 g apă la 700C, dacă

presiunea vaporilor de apă la această temperatură este de

31157 Pa?

Rezolvare: Conform legii lui Raoult, avem:

21

12

0

0

P

PP;

1 = 35 : 342 = 0,10 mol şi 2 = 50 : 18 = 2,78 mol

Presiunea vaporilor de asupra soluţiei este:

Pa30075)10,078,2

1,01(3115731157

21

100 PPP

Exemplul 2. Presiunea de vapori a soluţiei, ce conţine

185

5,2 g de neelectrolit în 117g H2O este de 3,07 105 Pa la 70

0C.

Presiunea vaporilor de apă la această temperatură este de

3,12 105 Pa. Determinaţi masa molară a substanţei.

Rezolvare: Ştiind că scăderea relativă a presiunii de

vapori a soluţiei se exprimă ca:

21

12

0

0

P

PP,aflăm

016,0312000

307000312000

0

0

P

PP şi 2 = 117 : 18 = 6,5, iar

1 = 5,2 : M2, deci

1

1

2,55,6

2,5

016,0

M

M. Aflăm M1 = 5,116 :

: 0,104 = 49,2; M1 = 49,2 g/mol.

Exerciţii propuse

1. Calculaţi scăderea relativă a presiunii de vapori a

soluţiei ce conţine 50 g etilenglicol C2H4(OH)2 în 800 g apă.

2. Presiunea vaporilor de apă la 300C este de 4210 Pa.

Care este presiunea de vapori a soluţiei ce conţine 62 g fenol

C6H5OH în 540 g apă?

3. Care este presiunea de vapori la 150C a unei soluţii

apoase a anilinei C6H5NH2 cu partea de masă 6%, ştiind că

presiunea de vapori a apei la această temperatură este de

1680 Pa?

4. Determinaţi presiunea de vapori a unei soluţii, ce

conţine 1,212 1023

molecule de neelectrolit în 180 g apă la

200C. Presiunea vaporilor de apă la această temperatură este

2330 Pa.

5. Presiunea de vapori a tetraclorurii de carbon CCl4

este de 12 132 Pa. Presiunea de vapori a unei soluţii ce conţine

186

4,7 g fenol C6H5OH în 100g CCl4 este de 11199 Pa la aceeaşi

temperatură. Care este masa molară a fenolului?

6. Calculaţi presiunea de vapori a unei soluţii apoase cu

partea de masă a zahărului C12H22O11 de 2% la 1000C, ştiind că

presiunea vaporilor apei la această temperatură este de

1,0133·105 Pa.

7. Calculaţi masa unei substanţe nevolatile, dacă ştim că

la dizolvarea a 5 g de această substanţă în 100 g apă se obţine o

soluţie cu presiunea de vapori de 3121,34 Pa. Presiunea de

vapori a apei la această temperatură este de 3167,21 Pa.

8. Presiunea de vapori a unei soluţii ce conţine 3,09 g

anilină în 370 g eter (C2H5)2O este egală cu 85 806,28 Pa.

Presiunea de vapori a eterului la aceeaşi temperatură este de 86

379,56 Pa. Determinaţi masa molară a anilinei.

9. Soluţia ce conţine 1,5 g glicocol în 100g apă are

aceeaşi presiune de vapori ca şi soluţia apoasă de glucoză

C6H12O6 cu partea de masă 6,35%. Care este masa molară a

glicocolului?

10. Determinaţi fracţia molară a substanţei în soluţie,

ştiind că soluţia de 5,2 g de această substanţă în 117 g apă are o

presiune de vapori de 3,07 105 Pa. Presiunea vaporilor de apă

la această temperatură e de 3,12 105 Pa.

8.3.2. Creşterea temperaturii de fierbere

(Ebulioscopia)

Ca urmare a scăderii presiunii de vapori saturaţi

deasupra soluţiilor, în comparaţie cu solventul pur, soluţiile

fierb la temperaturi mai înalte. În 1887 savantul francez Raoult

a studiat cantitativ acest fenomen şi a dedus următoarea lege:

Ridicarea punctului de fiebere al soluţiei este direct

proporţională cu concentraţia sa molală şi independentă de

natura sa: t = t0 - t1 = Ke Cm, unde Cm – concentraţia molală a

187

solutului; Ke – constanta ebulioscopică a solventului.

Dacă avem o soluţie ce conţine m g de solut cu M masa

molară în g grame de solvent, atunci:

g

M

m

Cm

1000

, deci g

M

m

Kt e

1000

, iar

gt

mKM e 1000

.

Astfel putem calcula masa molară a solutului după

ridicarea punctului de fierbere a soluţiei acestui solut. Această

metodă se numeşte ebulioscopie.

Exemplul 1. Stabiliţi temperatura de fierbere a unei

soluţii apoase ce conţine 40 g glicerină C2H5(OH)3 în 880 g

apă. Constanta ebulioscopică a apei e egală cu 0,5.

Rezolvare: Conform legii a doua a lui Raoult:

g

M

m

Kt ef

1000

, deci 3,0880

100080

40

52,0ft0C.

Iar temperatura de fierbere a soluţiei va fi: t = tf + t0 = 1000C +

+0,30C = 100,3

0C.

Exemplul 2. Stabiliţi din câţi atomi constă molecula de

sulf, dacă temperatura de fierbere a soluţiei, ce conţine 4,455 g

S în 50 g benzen, este cu 0,8910C mai mare ca temperarura de

fierbere a benzenului Ke=2,57.

Rezolvare: Masa molară a sulfului o determinăm din

ecuaţia:

gt

mKM

e 1000,deci

mol

g257

508891,0

1000455,457,2sulfM ; deoarece Arsulf = 32,

Numărul atomilor de sulf este: Msulf : Asulf, deci 257 : 32 =

= 8 (at).

188

Molecula e formată din 8 atomi de sulf.

Exemplul 3. Temperatura de fierbere a soluţiei apoase

de zahăr este de 100,130C. Care este partea de masă a zahărului

în această soluţie?

Rezolvare: Calculăm ridicarea punctului de fiebere

∆t = 100,130C - 100

0C = 0,13

0C.

Notăm m(zah.) = x, iar m(H2O)= 100 - x. Conform legii lui

Raoult: g

M

m

Kt ef

1000

, deci x

x

100

100034252,013,0

x = 7,88;

Răspuns: ω (zah.) = 7,88%.

Exerciţii propuse

1. Care va fi temperatura de fierbere a soluţiei

apoase de zahăr cu partea de masă a zahărului 20%?

2. Determinaţi cu câte grade va creşte punctul de

fierbere a soluţiei, ce conţine 26 g de camfor în 600 g eter.

Masa molară a camforului este 155, iar constanta ebulioscopică

a eterului e 2,16.

3. Câte grame de zahăr trebuie dizolvate în 1000 g

apă pentru a ridica temperatura de fierbere a soluţie cu 0,50C?

4. O soluţie ce conţine 8 g naftalină C10H8 în 100 g

eter dietilic are o creştere a punctului de fierbere egală cu

1,330C. Determinaţi constanta ebulioscopică a eterului.

5. Care va fi punctul de fierbere a unei soluţii ce

conţine 20 g iod în 750 g benzen C6H6? Ke(C6H6) = 2,57.

Benzenul fierbe la 80,20C.

6. Punctul de fierbere a unei soluţii, ce conţine

0,2014 g difenilamină (C6H5)2-NH în 20,1 g benzen, este egală

cu 80,3550C. Temperatura de fierbere a benzenului este 80,2

0C.

Care este constanta ebulioscopică a benzenului?

189

7. Creşterea punctului de fierbere a unei soluţii, ce

conţine 0,12 g fosfor roşu în 20 g sulfură de carbon CS2 faţă de

solventul pur, constituie 0,120C. Ke(CS2) = 2,4. Din câţi atomi

este formată molecula fosforului roşu în soluţie?

8. 1,6 g de substanţă cu compoziţia 94% C şi 6% H

se dizolvă în 50% g eter. Această soluţie are o creştere a

punctului de fierbere de 0,540C. Ke(eter) = 2,11. Care este

formula hidrocarburii?

9. Care este masa moleculară a acidului benzoic

ştiind că o soluţie eterică cu partea de masă a acidului benzioc

de 10% are o ridicare a punctului de fierbere de 1,930C?

10. Temperatura de fierbere a soluţiei apoase de

zahăr este de 101,80C. Care este concentraţia molară şi partea

de masă a zahărului în soluţie?

8.3.3. Scăderea punctului de solidificare al soluţiilor

(Crioscopia)

A doua lege a lui F.M.Raoult (1882) referitoare la

scăderea punctului de solidificare a soluţiilor sună în felul

următor: Coborârea punctului de îngheţ al soluţiei este direct

proporţională cu concentraţia sa molală şi independentă de

natura sa: t = t0 - t1 = Kc Cm, unde Cm – concentraţia molală a

solutului; Kc – constanta crioscopică a solventului.

Prin analogie cu cazul ebulioscopiei, pentru substanţa

cu masa molară M dizolvată în cantitate de mg în g grame

solvent, putem scrie: 1000gM

mKt

c.

Deci, putem determina masa molară a solutului după scăderea

punctului de solidificare.

Exemplul 1. La ce temperatură congelează o soluţie ce

conţine 6g zahăr C12H22O11 (M=342) în 100g apă. Constanta

crioscopică a apei e agală cu 1,86.

Rezolvare: Conform legii a doua a lui Raoult putem

190

scrie cu ce este egală scăderea temperaturii de solidificare a

soluţiei: t = t0 – t 1000gM

mKc ,

deci 32,01000100342

686,1t

0C.

De unde temperatura de solidificare a soluţiei este: t = t0 - t =

= 0 - 0,32 = -0,320C

Exemplul 2. O probă de neelectroliţi cu masa de 1,5 g a

fost dizolvată în 25 ml H2O. Scăderea temperaturii de

solidificare a soluţiei constituie 1,310C. Determinaţi masa

molară a neelectrolitului.

Rezolvare: Ştiind relaţia pentru scăderea temperaturii de

solidificare a soluţiilor 1000gM

mKt

c, putem exprima

masa molară M a neelectrolitului:

mol

g

gt

mkM

c85

2531,1

10005,186,11000.

Exerciţii propuse

1.Determinaţi temperatura de îngheţ a soluţiei ce

conţine 6,84g zahăr C12H22O6 în 100ml apă. KC = 1,86.

2.Care va fi scăderea temperaturii de solidificare a

soluţiei formate din 23g glicerină C3H5(OH)3 în 400g apă.

3.Stabiliţi temperatura de îngheţare a soluţiei apoase cu

partea de masă a alcoolului etilic C2H5OH de 40%.

4.La ce temperarură congelează o soluţie de 12,8 g

naftalină în 500 g benzen? KC = 5,12.

5.Câte grame glucoză C6H12O6 trebuie dizolvate în

500 g apă ca temperatura de îngheţ să coboare cu 10C?

6.Determinaţi constanta crioscopică a apei, ştiind că o

soluţie apoasă de neelectrolit cu concentraţia molală de

191

0,008kg

mol va îngheţa la t = -0,00186

0C.

7.Temperatura de congelare a unei soluţii formată din

0,345 g acetanilidă C6H5ONHC2H5 şi 25 g fenol C6H5OH este

de 40,240C. Determinaţi constanta crioscopică a fenolului,

ştiind că temperatura de solidficare a fenolului este de 410C.

8.Punctul de îngheţ al unei soluţii apoase de glucoză

C6H12O6 este egal cu -0,90C. Calculaţi partea de masă a

glucozei în soluţie.

9.Compoziţia unei substanţe este următoarea:

50,69% - C, 45,08% - O şi 4,23% - H. Soluţia formată din 7,92

g de această substanţă în 78 g benzen îngheaţă la 4,160C.

Temperatura de solidificare a benzenului este de 5,450C

(Kc=5,12). La ce temperatură îngheaţă această soluţie?

10.Arătaţi în ce stare se află iodul în soluţia de

nitrobenzen C6H5NO2, dacă soluţia de 0,148 g iod în 22,405 g

nitrobenzen congelează la 5,350C. Nitrobenzenul pur se

solidifică la 5,820C, Kc a nitrobenzenului este egală cu 8,1.

11.Soluţia apoasă de glicerină se solidifică la -2,79oC.

Determinaţi presiunea vaporilor saturaţi deasupra soluţiei la

20 oC, dacă presiunea vaporilor apei la această temperatură este

de 2,34 kPa.

8.3.4. Presiunea osmotică a soluţiilor diluate

În 1877 J.H.Van't Hoff a stabilit legile presiunii

osmotice:

1) Presiunile osmotice ale soluţiilor sunt proporţionale

cu concentraţiile lor: 2

1

2

1

C

C

P

P.

ştiind că: 2

1

2

1

V

V

P

P, deci 2211 VPVP

2) Presiunea osmotică este proporţională cu

192

concentraţia molară şi cu temperatura absolută:

RTCP M , sau V

RTP , unde – cantitatea de substanţă,

mol; V – volumul soluţiei, m3; R – constanta universală a

gazelor, egală cu 8,3144 J/mol·K; T – temperatura absolută, K.

Exemplul 1. Să se determine presiunea osmotică a unei

soluţii apoase, ce conţine 30 g glucoză în 2 litri soluţie.

Rezolvare: Conform legii lui Van't Hoff: P = ( /V)RT.

Calculăm :

0,17mol

mol

g180

30g

M

m. Ştiind că R = 8,3144 J/(mol K)

şi T = 273 + 20 = 293K, calculăm P: P = (0,17mol

8,3144J/(mol K) 293K)/(2 10-3

m3) = 2,07 10

5J/m

3=

=2,07 105(N m)/m

3 = 2,07 10

5N/m

2 = 2,07 10

5Pa.

Exemplul 2. Care este masa moleculară a zahărului,

dacă un litru de soluţie ce conţine 10 g zahăr la 00C are

presiunea osmotică de 0,664 105 Pa.

Rezolvare: Folosind expresia ν=m/M, scriem MV

mRTP

şi aflăm masa molară a zahărului:

PV

mRTM ,

mol

g342

m101Pa100,664

273KKmol

J8,314410g

335M .

Exerciţii propuse

1. Arătaţi, dacă sunt egale presiunile osmotice ale

soluţiilor care conţin un număr egal de mol de substanţe la

volume şi temperaturi egale.

2. Calculaţi presiunea osmotică a soluţiei ce conţine

8,55 g zahăr C12H22O11 în 100 ml soluţie la 300C.

3. Care este concentraţia molară a zahărului în soluţie,

193

care la temperatura de 270C are presiunea osmotică de

1,56 105 Pa?

4. Câţi moli de neelectrolit trebuie să conţină un litru de

soluţie, pentru ca presiunea osmotică la 00C să fie

101,325 kPa?

5. Determinaţi masa moleculară a substanţei dizolvate,

ştiind că soluţia ce conţine 24 g neelectrolit la 2 litri soluţie are

la 100C presiunea osmotică egală cu 9,32 10

5 Pa.

6. Care este masa molară a manitei C6H14O6, ştiind că

5,463 g manită dizolvată în 100 ml soluţie exercită o presiune

osmotică de 7,032 105 Pa la 10

0C?

7. Calculaţi presiunea osmotică a soluţiei, ce conţine

3,01 1023

molecule de neelectrolit la 1 litru soluţie la 200 şi

1000C.

8. Un litru de soluţie apoasă conţine 90g glucoză

C6H12O6. La ce temperatură presiunea osmotică a soluţiei va fi

egală cu 5,07 105 Pa?

9. 100 ml de soluţie apoasă conţin 3,2 g de

hemoglobină. Presiunea osmotică a soluţiei este egală cu 32,8

mm a coloanei de mercur la 170C. Determinaţi masa molară a

hemoglobinei.

10. Stabiliţi formula chimică a substanţei, ştiind că 1

litru de soluţie, ce conţine 4,054 g de această substanţă, are

presiunea osmotică de 3,067 105 Pa la 0

0C. Compoziţia

substanţei este următoarea: 40,0% - C; 6,7% - H şi 53,3% - O.

11. Presiunea de vapori a unei soluţii de neelectrolit la

320C este egală cu 4721 Pa, iar presiunea vaporilor apei la

această temperatură este de 4753 Pa. Determinaţi presiunea

osmotică a soluţiei la aceeaşi temperatură, considerînd

densitatea soluţiei 1g/cm3.

194

8.4. Proprietăţile soluţiilor de electroliţi

Soluţiile de electroliţi slabi. Constanta şi gradul de disociere

Exemplul 1. Presiunea osmotică a soluţiei de sulfat de

zinc cu concentraţia 0,1N la 0ºC este egală cu 1,59 105 Pa.

Calculaţi coeficientul izotonic al acestei soluţii.

Rezolvare: Luând în consideraţie disocierea

electroliţilor, însoţită de creşterea numărului de particule în

soluţie, presiunea osmotică a soluţiilor de electroliţi se

calculează conform formulei:

V

RTi , din care rezultă că

RT

Vi .

Dacă concentraţia normală a soluţiei este egală cu 0,1N,

rezultă, că 1 l de soluţie conţine 0,1 mol echiv de sare.

mol05,01,02

1echivf

Atunci 1,4K273

KmolJ8,31mol0,05

m0,001Pa101,59 35

i

Răspuns: i = 1,4.

Exemplul 2. Presiunea vaporilor asupra soluţiei, ce

conţine 24,8 g KCl în 100 g apă, la 100ºC este egală cu

9,14 104 Pa. Calculaţi coeficientul izotonic al acestei soluţii,

dacă presiunea vaporilor de apă la această temperatură este de

1,0133 105 Pa.

Rezolvare: Legea lui Raoult pentru soluţiile de

electroliţi este exprimată de expresia:

solventdizs

ni

p

pp

..0

0 ;

mol5,55molg18

g100mol;0,33

molg74,5

g24,82OHKCl ;

75,1100133,133,0

)55,533,0)(10914,0100133,1())((5

45

0

0 2

p

ppi

KCl

OHKCl

195

Răspuns: i = 1,75.

Exemplul 3. Soluţia ce conţine 8 g NaOH în 200 g apă

îngheaţă la –3,460C. Care este gradul de disociere aparent al

hidroxidului în apă?

Rezolvare: Calculăm scăderea temperaturii de

cristalizare fără a ţine cont de disociaţia electrolitului:

86,1100020040

886,11000

12

2

)(mM

mKt c

calcs .

Cunoscând scăderea temperaturii de îngheţ, determinată

practic t = t0 - t1 = 0º -3,46

º = -3,36

ºC, putem afla coeficientul

izotonic: 86,186,1

46,3

)(calcc

c

t

ti .

Deci 86,012

186,1

1

1

n

i sau 86%.

Răspuns: %86 .

Exemplul 4. Calculaţi gradul de disociere aparent al

LiCl în soluţia cu concentraţia 0,1N, dacă această soluţie este

izotonică cu soluţia de zahăr de 0,19M la 0ºC.

Rezolvare: Calculăm presiunea osmotică a soluţiei de

zahăr:

Pa104,31K273Kmol

J8,31lmol0,1900101000 5CRT

Presiunea osmotică a soluţiei de LiCl este la fel egală cu

4,31 105 Pa.

Gradul de disociere aparent al acestei soluţii va fi:

%)90sau(9,012

19,1

1

1

n

i.

Răspuns: %90 .

Exemplul 5. Constanta de disociere a acidului azotos

într-o soluţie cu concentraţia molară 0,01 M este de 5,1 10-4

.

Care este gradul de disociere al acestui acid?

Rezolvare: Conform legii diluţiei

196

226,001,0

101,5 4

M

d

C

K%.

Răspuns: %226,0 .

Exemplul 6. Determinaţi concentraţia ionilor de

hidrogen într-o soluţie de acid formic cu concentraţia molară

0,01M (Kd = 1,772 10-14

).

Rezolvare: Pentru a afla concentraţia ionilor [H+] putem

folosi expresia:

Răspuns: lmol10331,1 8H .

Exemplul 7. Calculaţi concentraţia ionilor de Mg2+

şi

Cl- într-o soluţie de clorură de magneziu de 0,1 M (gradul de

disociere egal cu 35%).

Rezolvare: În soluţie sarea disociază conform ecuaţiei:

MgCl2 Mg2+

+2Cl-.

Folosind formula [I] = CM n calculăm concentraţia

ionilor respectivi:

[Mg2+

] = 0,35 0,1 1 = 0,035 mol/l;

[Cl-] = 0,35 0,1 2 = 0,070 mol/l.

Răspuns: [Mg2+

] = 0,035 mol/l; [Cl-] = 0,070 mol/l.

Exemplul 8. Cum se va schimba concentraţia ionilor

H+ în soluţia acidului cianhidric de 0,1M, dacă la 1 l de această

soluţie se adaugă 0,1 mol de NaCN, gradul de disociere aparent

al căreia este 85%? Constanta de disociere a HCN este egală cu

4,9 10-10

.

Rezolvare: Calculăm gradul de disociere al HCN:

510 1071,0109,4Md CK .

Concentraţia iniţială a ionilor de hidrogen în soluţia de

acid cianhidric este egală cu:

lmol10711071,0 65H .

lmol10331,101,010772,1 814

MdM

M

dM CKC

C

KCH

197

În urma adăugării NaCN la soluţia de acid cianhidric

echilibrul reacţiei de disociere a acidului se va deplasa ca

rezultat al măririi concentraţiei ionilor H+. Vom nota

concentraţia nouă a ionilor de hidrogen prin xmol/l.

Concentraţia moleculelor nedisociate HCN practic nu se va

schimba şi este egală cu 0,1 mol/l. Din contul adăugării 0,1 mol

de NaCN concentraţia ionilor CN- devine egală cu 0,1 0,85 =

=0,085 mol/l. Concentraţia sumară a ionilor CN- devine

(x + 0,085) mol/l. Substituind aceste valori în expresia

constantei de disociere, obţinem:

1,0

)085,0(xx

C

CCK

HCN

CNHHCN

;

xxxx

085,0109,4;1,0

)085,0(109,4 21110

.

Datorită adăugării NaCN, concentraţia ionilor de

hidrogen se micşorează esenţial şi valoarea x2 poate fi neglijată.

Atunci 10112 1076,5,109,4085,0 xx .

Răspuns: Concentraţia ionilor de hidrogen după

adăugarea NaCN devine egală cu 5,76 10-10

mol/l, adică s-a

micşorat de 1200 ori )1076,5107,0( 105.

Exerciţii propuse

1. Calculaţi concentraţiile ionilor NH+ şi OH

- în soluţia

formată la dizolvarea 0,17g amoniac într-un litru de apă

)1077,1( 5

4OHNHK .

2. Determinaţi gradul de disociere al acidului cianhidric în

soluţie 0,1 M. Constanta de disociere a acidului cianhidric

este 4,9 10-10

.

3. Calculaţi concentraţia ionilor în soluţia de sulfat de cupru

CuSO4 cu concentraţia 0,025 M şi gradul aparent de

disociere de 45%.

198

4. Gradul de disociere al acidului acetic în soluţiile de 1; 0,1 şi

0,01N este egal cu 0,42; 1,34 şi 4,25% respectiv. Calculând

valoarea Kd a CH3COOH în aceste soluţii, demonstraţi că

constanta de disociere nu depinde de concentraţia soluţiei.

5. Care va fi gradul de disociere al acidului fluorhidric într-o

soluţie de 0,1N, dacă constanta sa de disociere are valoarea

6,6 10-4

?

6. Presiunea osmotică a soluţiei de carbonat de potasiu de

0,1N la 00C este egală cu 2,73 10

5 Pa. Care este gradul de

disociere al K2CO3 în această soluţie?

7. Calculaţi gradul de disociere aparent al clorurii de sodiu în

soluţia de 0,25 N, dacă această soluţie este izotonică cu

soluţia de 0,44 M de glucoză la 18ºC.

8. Determinaţi presiunea de vapori asupra soluţiei de hidroxid

de potasiu ( = 0,5%) la 50ºC. Presiunea vaporilor de apă

la această temperatură este egală cu 12 334 Pa. Gradul de

disociere aparent al KOH în această soluţie este egal cu

87%.

9. La ce concentraţie (mol/l) a soluţiei de NaNO3 presiunea de

vapori asupra soluţiei este egală cu presiunea vaporilor

asupra soluţiei de 1,5% de glicerină?

10. La ce temperatură îngheaţă o soluţie ce conţine 2 mol

clorură de potasiu în 1000 g apă. Gradul aparent de

disociere al KCl în această soluţie este de 75%.

11. Se dau două soluţii: una de acid acetic şi alta de acid

clorhidric, ambele cu CM = 0,1M. Comparaţi temperaturile

lor de solidificare.

12. O soluţie apoasă îngheaţă la -1,50C. Care este concentraţia

clorurii de sodiu în această soluţie?

13. O soluţie apoasă de perclorat de sodiu cu CM = 0,025 M

îngheaţă la -0,090C. Determinaţi scăderea temperaturii de

îngheţ al soluţiei şi gradul de disociere al sării?

14. Gradul de disociere aparent al KNO3 într-o soluţie, formată

de 5 g KNO3 şi 50 g H2O este 70%. De câte ori creşterea

199

temperaturii de fierbere a acestei soluţii este mai mare ca

creşterea temperaturii de fierbere a unei soluţii echimolare

de neelectrolit?

15. Soluţia ce conţine 14,62 g NaCl în 500 g apă îngheaţă la

-1,67ºC. Determinaţi gradul de disociere aparent al NaCl în

această soluţie şi temperatura ei de fierbere.

8.4.1. Produsul ionic al apei. Indicele de hidrogen

Exemplul 1. Care este concentraţia ionilor de hidroxid

în soluţia cu pH=12?

Rezolvare: Din relaţia pH + pOH = 14 găsim:

pOH = 14 - pH = 14 - 12 = 2.

Deci -lg[OH] = 2, de unde [OH-] = 10

-2 mol/l.

Răspuns: [OH-] = 10

-2 mol/l.

Exemplul 2. Care este pH şi pOH al soluţiei de HNO3

cu CM = 0,05 mol/l?

Rezolvare: Conform ecuaţiei reacţiei de disociere HNO3

H+ + NO3

-, din 1 mol de acid reiese 1 mol de ioni H

+, deci

3HNOCH ;

pH = -lg[H+] = -lg 0,05 = 1,3;

pOH = 14- pH = 14-1,30 = 12,7;

Răspuns: pH = 1,3; pOH = 12,7.

Exemplul 3. Determinaţi pH-ul soluţiei cu concentraţia

ionului de hidrogen 0,015M.

Rezolvare: pH = -lg[H+] = -lg0,015 = -lg(1,5 10

-2) =

= -lg1,5 - lg(10-2

) = -0,18 + 2 = 1,82.

Răspuns: pH = 1,82.

Exemplul 4. Care este concentraţia ionilor de hidrogen

în soluţia cu pH egal cu 9,45.

Rezolvare: Relaţia pH = -lg[H+] = -9,45 se înmulţeşte

200

cu (-1) şi numărul -9,45 se descompune în diferenţa 0,55-10

(deoarece mantisele trebuie să fie pozitive):

lg[H+]=10,55.

Din tabelul logaritmilor [H+] = 3,55 10

-10 mol/l.

Răspuns: [H+] = 3,55 10

-10 mol/l.

Exemplul 5. Determinaţi concentraţia ionilor de

hidrogen în soluţia cu pH=3,80.

Rezolvare: pH = -lg[H+] = 3,80; lg[H

+] = -3,80;

[H+] = 10

-3,8 = 1,6 10

-4 M.

Răspuns: [H+]= 1,6 10

-4 M.

Exemplul 6. Care este pH-ul soluţiei de Ba(OH)2 cu

concentraţia 0,01 M?

Rezolvare: Ba(OH)2 este o bază tare, deci disociază

complet în ioni conform ecuaţiei: Ba(OH)2 Ba2+

+ 2OH-. Se

observă, că din 1 mol de Ba(OH)2 se formează 2 mol ioni OH-.

Deci, ,02,02][2)( MCOH OHBa

iar 13

1414

10502,0

10

][

10][

OHH .

Atunci, pH = -lg(5,0 10-13

) = 12,3.


Exemplul 7. Determinaţi pH-ul soluţiei 0,1 M de

CH3COOH, dacă Kd=1,8 10-5

.

Rezolvare: Scriem ecuaţia de disociere CH3COOH

H+ + CH3COO

-

CH3COOH H+

CH3COO-

Concentraţia

iniţială

0,1 M 0 M 0 M

Concentraţiile

la echilibru

(0,1-x)M x M x M

201

Deoarece acidul acetic este slab, reacţia de disociere a

lui este reversibilă, iar constanta de echilibru va reprezenta

constanta de disociere a acidului:

5

3

3 108,11,0][

]][[

x

xx

COOHCH

COOCHHKd

şi x 0,1 putem

scrie, că 0,1-x 0,1.

Deci 5108,1

1,0

xxKd şi x

2=0,1 1,8 10

-5;

X = ][103,1108,1 36 HM ;

pH = -lg1,3 - lg(10-3

) = -0,26 + 3 = 2,74;

pH=2,74.


Exerciţii propuse

1. Concentraţia H+ în soluţie este mai mică ca 10

-7 mol/l. Se

va schimba culoarea soluţiei la adăugarea fenolftalinei?

2. Să se calculeze pH-ul soluţiei, care are concentraţia ionilor

de hidrogen egală cu 4,7 10-7

mol/l.

3. Să se calculeze pH-ul soluţiei pentru care concentraţia

ionilor de hidroxid este egală cu 5 10-5

mol/l.

4. Determinaţi pH-ul soluţiei ce conţine într-un litru 0,01 g

KOH.

5. Care este [H+] şi [OH

-] în soluţia cu pH = 3,6?

6. Care este pH-ul soluţiei de acid clorhidric, dacă în 500 ml

soluţie se conţin 0,73g HCl ( 1)?

7. Care este pH-ul soluţiei de NaOH cu partea de masă 0,5%

dacă 1 şi mlg1 ?

8. La 100 ml soluţie de HNO3 cu CM = 0,1 M s-au adăugat

3 ml soluţie de NaOH cu partea de masă 6% şi

= 1,07 g/ml. Determinaţi pH-ul soluţiei obţinute.

202

9. Într-un litru de apă s-au dizolvat 0,01 mol de NaOH.

Determinaţi pH-ul soluţiei.

10. Constanta de disociere a NH4OH este egală cu 1,8 10-5

.

Care este pH-ul soluţiei de NH4OH cu CM = 0,1 M?

11. Cum se va schimba pH-ul soluţiei de CH3COOH cu

CM = 0,01 M, dacă la ea se adaugă un volum egal de soluţie

de acetat de natriu 100% ?

12. Soluţia de HCl are pH =3,5. Ce masă de HCl conţine 5 l de

aşa soluţie 100% ?

13. Ce volum de apă trebuie de adăugat la 0,2 l soluţie de acid

formic ( = 5%, = 1012 kg/m3) pentru a obţine o soluţie

cu pH = 2,5, dacă 41077,1HCOOHK ?

8.4.2. Produsul solubilităţii

Exemplul 1. Solubilitatea As2S3 în apă este egală cu

8,13 10-7

lmol . Găsiţi valoarea32SAsPS .

Rezolvare: As2S3 2As3+

+3S2-

Notăm solubilitatea As2S3 prin s. Atunci, [As3+

] = 2s,

iar [S2-

] = 3s

PS = [As3+

]2

[S2-

]3 sau PS = (2s)

2(3s)

3 = 108s

5 =

= 108(8,13 10-7

)5 = 3,84 10

-29.

Răspuns: 32SAsPS =3,84 10

-29.

Exempul 2. Produsul solubilităţii a BaSO4 este egal cu

1,1 10-10

. Care este solubilitatea sării la temperatura dată ?

Rezolvare: În soluţia saturată se stabileşte echilibrul:

BaSO4 Ba2+

+ SO42-

.

PS = [Ba2+

][SO42-

] = s s = s2, de unde

lmol10101,1 510

4BaSOPSs .

Răspuns: lmol10 5s

203

Exemplul 3. Ştiind că 42CrOAgPS 1,1 10

-12, aflaţi

solubilitatea sării în mol/l şi g/l.

Rezolvare: Ag2CrO4 2Ag++CrO4

2- .

Dacă notăm prin s solubilitatea Ag2CrO4, atunci,

conform ecuaţiei [Ag+] = 2s, iar [CrO4

2-] = s.

][][2

4

2

42CrOAgPS CrOAg (2s)

2 s = 4s

3.

Deci

lmol1065,01028,04

101,1

4

43 123

12

3 42CrOAgPSs

Deoarece masa molară a Ag2CrO4 este egală cu

332 g/mol, atunci solubilitatea Ag2CrO4 exprimată în g/l va fi:

332 0,65 10-4

= 2,15 10-2

g/l.

Răspuns: Solubilitatea Ag2CrO4 este egală cu 0,65 10-4

mol/l şi 2,15 g/l.

Exemplul 4. Produsul solubilităţii PbSO4 este egal cu

1,8 10-8

. Care va fi solubiltatea acestei săruri într-o soluţie de

sulfat de sodiu cu concentraţia molară 0,1 M ?

Rezolvare: În soluţia sulfatului de plumb avem

echilibrul: PbSO4 Pb2+

+SO42-

. 822

4

2 108,1]][[4

sSOPbPSPbSO ,

iar 8108,1s 1,34 10-4

.

Sulfatul de sodiu, prezent în soluţie, în urma disocierii

formează o cantitate suplimentară de ioni SO42-

: Na2SO4

2Na++SO4

2-, deci concentraţia ionului [SO4

2-] va fi s1 = (s +

0,1) mol/l, iar produsul de solubilitate al sulfatului de plumb

este:

4PbSOPS s (s+0,1) = 1,8 10-8

; de unde s2 + 0,1s = 1,8 10

-8.

Valoarea s2 este mică şi o putem neglija, astfel:

lmol108,11,0

108,1 78

s .

204

Răspuns: lmol108,1 7s .

Exemplul 5. La ce valoare a concentraţiei ionului OH-

va începe sedimentarea Ni(OH)2 din soluţia de Ni(NO3)2 de

0,01 M? ( 14

)( 106,12OHNiPS )

Rezolvare: Sedimentarea începe în momentul când

valoarea produsului ionic devine egală cu valoarea produsului

de solubilitate: PI = PS.

PI = [Ni2+

] [OH-]

2 = 1,6 10

-14.

Ştiind că [Ni2+

]=0,01 M, notăm [OH-]=x şi obţinem:

0,01 (x)2 = 1,6 10

-14;

x2 =

1214

106,101,0

1016,1;

x = M612 103,1106,1 .

Ca să cadă precipitatul Ni(OH)2 este necesar ca [OH-]

să depăşească 1,3 10-6

M, adică la pH = 14 – pOH = 14 - 5,89 =

= 8,11.

Răspuns: Pentru sedimentarea hidroxidului de nichel,

este necesar ca concentraţia OH- să fie mai mare ca 1,3 10

-6.

Exemplul 6. Calculaţi concentraţia bromurii de sodiu

necesară pentru transformarea iodurii de argint în bromură de

argint. ).103,6;105,1( 1316

AgBrAgI PSPS

Rezolvare: Transformarea AgI în AgBr: AgI + NaBr

AgBr + NaI are loc dacă AgBrPSBrAg ][][ . În raport cu

AgI soluţia va fi saturată şi concentraţia ionului de argint se

calculează din expresia produsului de solubilitate a iodurii de

argint:

lmol1023,1105,1][ 816

AgIPSAg

Din expresia ][][ BrAgPSAgBr aflăm concentraţia

ionului Br-:

205

lmol1012,51023,1

103,6][ 5

8

13

Br

Răspuns: Dacă concentraţia NaBr va fi egală cu

5,12 10-5

mol/l, iodura de argint va începe să se transforme în

bromura de argint.

Exerciţii propuse

1. Solubilitaea CaCO3 este egală cu 1,3 10-4

mol/l. Calculaţi

3CaCOPS .

2. În ce direcţie sunt deplasate echilibrele:

a) AgBr+NaCl AgCl+NaBr;

b) AgI+NaBr AgBr+NaI.

3. Solubilitatea Ca(OH)2 este de 8,21 10-2

g în 100 g de apă.

Calculaţi 2)(OHCaPS .

4. Cu ajutorul produsului solubilităţii explicaţi formarea şi

dizolvarea carbonatului de calciu:

Ca2+

(s) + CO2(g) + 2OH-(s) = CaCO3(cr) + H2O(l);

CaCO3(cr) + CO2(g) + H2O(l) = Ca2+

(s) + 2HCO3-(s).

5. Produsul solubilităţii Ag3PO4 este egal cu 1,8 10-18

. Care

va fi solubilitatea Ag3PO4 într-o soluţie de 0,01 M AgNO3?

6. Care va fi solubilitatea şi pH-ul soluţiei Mg(OH)2, dacă

2)(OHMgPS =5,5 10-12

?

7. La ce concentraţie a NaOH este posibilă transformarea

MgS în Mg(OH)2?

8. Concentraţia ionilor de Cd2+

este egală cu 0,1mol/l. La ce

concentraţie a ionului de Zn2+

carbonaţii ambelor metale

încep să se depună concomitent?

9. Se va depune oare precipitatul Ag2S dacă vom amesteca

0,1 l de AgNO3 cu CM=10-4

M cu 0,01 l de Na2S cu

concentraţia molară a echivalentului egală cu 10-5

mol/l echiv.?

206

10. De câte ori solubilitatea PbS în apă este mai mare decât

solubilitatea sa în soluţia de 0,01 M de Pb(NO3)2?

8.5. Electroliţi tari. Activitatea ionilor

Exemplul 1. Care va fi forţa ionică a soluţiei ce conţine

0,02 mol de K2SO4 în 1000g apă?

Rezolvare: Forţa ionică a soluţiei de electrolit depinde

de concentraţia şi sarcina tuturor ionilor prezenţi în soluţie:

);( 2

33

2

22

2

1121 zczczcI

Răspuns: Forţa ionică a soluţiei de K2SO4 este egală cu

0,06.

Exemplul 2. Calculaţi activitatea ionilor în soluţia ce

conţine 0,925 g clorură de calciu în 500 g apă.

Rezolvare. În soluţiile de electroliţi tari, concentraţia

componentelor soluţiei se înlocuieşte prin concentraţia efectivă

a ionilor sau activitatea lor, care sunt legate prin relaţia:

Cfa , unde f este coeficientul de activitate (se află din

tabelul dependenţei lui de forţa ionică a soluţiei), iar C este

concentraţia molală (mol/1000g H2O).

Calculăm concentraţia molală a sării în soluţie:

kgmolkgmolg

g

mM

m

mC

OHCaCl

CaCl

kgOH

CaCl

m 017,05,0111

925,0

22

2

2

2

)(

Forţa ionică a soluţiei va fi egală:

051,02

034,0068,0)12017,02017,0( 22

21I

Coeficienţii de activitate a ionilor la această valoare a I

sunt: 85,0;57,02 ClCaff , iar activitatea ionilor Ca

2+ şi Cl

-

este:

06,02

08,004,0)202,01202,0()( 22

2122

21

24

2442 SOSOKKSOK zczcI

207

0289,0034,085,0

0097,0017,057,0222

ClClCl

CaCaCa

Cfa

Cfa

Răspuns: 0289,0;0097,02 ClCaaa

Exerciţii propuse

1. Calculaţi forţa ionică a soluţiei ce conţine 1,62g

Ca(HCO3)2 în 250 g apă.

2. Calculaţi forţa ionică a soluţiei ce conţine 2,08 g BaCl2 şi

5,85 g NaCl în 500 g apă.

3. Coeficienţii de activitate a ionilor Al3+

şi SO42-

în soluţia

sulfatului de aluminiu cu concentraţia 0,005 mol/kg sunt

egali cu 0,285 şi 0,495 respectiv. Calculaţi forţa ionică şi

activitatea ionilor.

4. Care este activitatea ionilor în soluţia ce conţine 0,02 mol

Fe(NO3)2 şi 0,02 mol Ca(NO3)2 în 1000 g apă?

5. Soluţia conţine Pb(NO3)2, HCl, CH3COONa în cantităţile

0,005; 0,001 şi 0,0005 mol respectiv în 500 g apă. Calculaţi

activitatea ionilor în această soluţie.

208

Capitolul IX

REACŢII DE OXIDO-REDUCERE.

STABILIREA COEFICIENŢILOR REACŢIILOR

REDOX

La scrierea ecuaţiilor reacţiilor redox trebuie să se

stabilească, în primul rând, rolul fiecărui participant la reacţie;

respectiv se va stabili care sunt oxidantul, reducătorul şi mediul

de reacţie. Apoi, în funcţie de potenţialul de electrod al

speciilor electroactive şi de natura şi concentraţia mediului de

reacţie, se stabilesc produşii de reacţie. Ţinând cont de stările

de oxidare ale speciilor redox implicate în reacţie, se scriu cele

două semireacţii: reacţia de reducere şi reacţia de oxidare, sub

forma reacţiilor electrodice, utilizând una dintre metodele

ionoelectronică, electronică sau algoritmică.

Pe baza celor două semireacţii se stabilesc coeficienţii

oxidantului şi reducătorului – coeficienţii de bază sau

coeficienţii principali. Acest lucru se realizează aplicând

schema bilanţului de electroni, care se bazează pe faptul că

numărul de electroni cedaţi de reducător trebuie să fie egal cu

numărul de electroni primiţi de oxidant – legea conservării

sarcinilor electrice sau electroneutralizarea.

În cele din urmă, se vor stabili coeficienţii celorlalte

substanţe implicate în reacţie – coeficienţii secundari, respectiv

pentru substanţele care participă prin procese de schimb ionic

fără schimb electronic de tip redox. La stabilirea coeficienţilor

secundari, coeficienţii de bază se pot modifica, dar raportul

dintre ei trebuie să rămână constant.

Se menţionează faptul că în reacţiile redox care au loc în

soluţia apoasă uneori se consumă şi o parte din apă, lucru care

reiese în urma bilanţului de materiale efectuat după stabilirea

coeficienţilor partenerilor de reacţie şi ai produşilor. În mod

asemănător, se întâmplă şi în cazul reacţiilor redox care au loc

209

în fază topită, în prezenţa oxoanionilor, ca de exemplu: HO-,

CO etc., când rezultă produşi în fază gazoasă ce părăsesc

sistemul: H2O(v), CO2(g) etc.

Metoda ionoelectronică se poate aplica la toate reacţiile

redox, atât în soluţie, cât şi în faza topită, excepţie făcând

reacţiile de descompunere termică (în fazele solidă, lichidă sau

gazoasă) şi reacţiile intramoleculare (ca, de exemplu,

amestecurile pirotehnice).

Pentru stabilirea coeficienţilor de reacţie prin metoda

ionoelectronică schimbul electronic se va face între speciile

ionice sau moleculare electroactive existente în sistemul de

reacţie. Deci, schimbul electronic se va reprezenta prin două

procese iono- sau molecularoelectronice:

– procesul de reducere a speciei oxidante,

– procesul de oxidare a speciei reducătoare, cu indicarea

transformărilor iono- sau molecularoelectronice care au loc.

Apoi, pe baza celui mai mic multiplu comun al

electronilor cedaţi şi, respectiv, acceptaţi se vor stabili

coeficienţii principali şi cei secundari.

Metoda prezintă avantajul determinării cu o precizie

ridicată a tuturor coeficienţilor principali şi a celor secundari.

Mai mult, metoda se poate aplica chiar şi atunci când nu există

o experienţă suficientă privind stabilirea coeficienţilor

reacţiilor redox.

În continuare, se prezintă câteva exemple de analiză a

unor reacţii redox şi punerea lor în ecuaţie prin metoda

ionoelectronică.

Exemplul 1. KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 ?

Pe baza s.o. se atribuie rolul speciei ionice: MnO4- –

oxidantul (manganul având s.o. + VII), SO32-

– reducătorul

(sulful având s.o. + IV), H+ – mediul acid de reacţie, iar K

+,

Na+ şi SO4

2- – ionii compensatori.

Se ştie, în mediul acid oxoanionii metalici îşi pierd sfera

de oxigeni adiacenţi, reducându-se la cationul cu s. o. minimă

210

stabilă, deoarece, în prezenţa protonilor, atomii de oxigen

adiacenţi trec ca molecule de apă.

Deci, reacţia de reducere a MnO4- se va scrie astfel:

MnO4- + 8H

+ + 5e

- Mn

2+ + 4H2O.

În schimb, atât oxoanionii, cât şi oxizii metalici sau

nemetalici reducători (susceptibili la oxidare), în prezenţa unui

oxidant în sistem apos acid, bazic sau neutru, îşi vor mări sfera

de oxigeni adiacenţi rezultînd un oxioanion cu s.o. superioară

stabilă.

Deci, ionul SO32-

se va oxida la SO42-

, conform reacţiei:

SO32-

+ H2O SO42-

+ 2H+ + 2e

-

În acest caz, schema bilanţului de electroni va fi:

MnVII

O4- + 8H

+ + 5e

- Mn

2+ +4H2O 2

SIV

O32-

+ H2O SO42-

+ 2H+ + 2e

- 5

Ecuaţia globală a reacţiei redox va fi:

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 +

+ K2SO4 + 3H2O.

Din sistemul reacţiilor electronice, se pot stabili uşor

coeficienţii secundari pentru H2SO4 şi H2O:

– în reacţia de oxidare se consumă (2 • 8) H+, dar rezultă

(5 • 2) H+ în reacţia de reducere; deci, coeficientul pentru

H2SO4 va fi trei, corespunzător celor 6H+ consumaţi (2 • 8 - 5 •

2 = 6);

– din reacţia de oxidare rezultă (2 • 4) H2O, dar se

consumă (5 • 1) în reacţia de reducere; deci, coeficientul pentru

H2O va fi tot trei, corespunzător diferenţei 2 • 4 - 5 • 1 = 3.

Exemplul 2. KMnO4 + H2O2 + H2O ?

În acest exemplu avem: MnO4- – oxidantul, H2O2 –

reducătorul, H2O – mediul neutru de reacţie, iar K+ – ionul

compensator.

Oxoanionii metalici îşi reduc sfera de oxigeni adiacenţi la

jumătate, trecând într-un oxid sau oxoanion amfoter – acid slab

cu o s. o. inferioară stabilă.

Deci, reacţia de reducere a ionului MnO4- în mediu

211

neutru va fi:

MnO4- + H2O + 3e

- = MnO2 + 4HO

-;

iar ionul peroxid O22-

se va oxida la O0:

2H2O2 = O2 + 2H2O + 2e-.

Deci, bilanţul electronic al reacţiei globale este: VII IV

MnO-4 + 2H2O + 3e

- = MnO2 + 4HO

- 2

2H2O2 = O2 + 2H2O + 2e- 3

conform căruia se scrie reacţia:

2KMnO4 + 6H2O2 = 2MnO2 + 3O2 + 2KOH + 2H2O

Întrucât în reacţia de reducere rezultă 3 • 2 = 6 molecule

de H2O, iar în reacţia de oxidare se consumă 2 • 2 = 4, în

reacţia generală apa apare ca produs de reacţie, având

coeficientul doi: 3 • 2 - 2 • 2 = 2 .

Exemplul 3. KMnO4 + CH2 = CH2 + KOH ?

În această reacţie avem: MnO4- – oxidantul, H2C = CH2 –

reducătorul, HO- – mediul alcalin de reacţie, iar K

+ – ionul de

compensare.

În mediu alcalin, oxoanionii metalici nu-şi modifică sfera

oxigenilor adiacenţi. Aşadar, ionul MnO4- se reduce la MnO4

2-,

comportându-se ca oxidant slab (reactivul Bayer), conform

reacţiei: +VII [HO

-] + VI

MnO4- + 1e

- MnO4

2- ,

iar etilena se oxidează la etilenglicol (este afectată numai

legătura din dubla legătură) , bilanţul electronic fiind:

H2C CH2 + 2HO- H2C CH2 + 2e

-

OH OH

MnO4- + 1 e

- MnO4

2-

2

1

În acest caz, reacţia globală se scrie:

2KMnO4 + H2C = CH2 + 2KOH = 2K2MnO4 + H2C(OH) -

-CH2(OH).

212

Exemplul 4. K2Cr2O7 + C6H5CH3 + H2SO4 ?

În acest sistem de reacţie avem: Cr2O72-

– oxidantul,

C6H5CH3 – reducătorul, H+ – mediul acid de reacţie, iar K

+ şi

SO42-

– ionii compensatori.

În mediul acid anionul Cr2O72-

(dicromat) se reduce la

ionul Cr3+

. Fiind un oxidant puternic, el poate oxida toluenul

(sau etilbenzenul) prin gruparea -CH3 (respectiv -CH2-CH3) la

acid benzoic conform reacţiilor electrodice de bilanţ: +VI

Cr2O72-

+ 14H+ + 6e = 2Cr

3+ + 7H2O 1

C6H5 - CH3 + 2H2O = C6H5 - COOH + 6H+ + 6e

- 1

Reacţia globală se scrie:

K2Cr2O7 + C6H5CH3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + C6H5COOH +

+H2SO4 + 5H2O

Exemplul 5. KClO3 + MnO2 + KOH

În fază topită şi în prezenţa mediului alcalin ionul ClO3-

va oxida MnO2 la ionul MnO42-

, prezentând următorul bilanţ

electronic:

MnO2 + 4HO- = MnO4

2- + 2H2O + 2e

- 3

ClO3- + 3H2O + 6e

- = Cl

- + 6HO

- 1

Deci, reacţia globală este:

KClO3(1) + 3MnO2(s) + 6KOH(1) → 3K2MnO4(1) + 3H2O(v)

+ KCl(l).

Exemplul 6. KNO3 + Cr2O3 + K2CO3

În mod asemănător, ionul NO3- în faza topită în prezenţa

ionului CO32-

(drept mediu de reacţie) va oxida Cr2O3 la

anionul CrO42-

, conform reacţiilor electronice: +III +VI

Cr2O3 + 5CO32-

= 2CrO42-

+ 5CO2 + 6e- 1

+V +III

NO3- + CO2 + 2e

- = NO2

- + CO3

2-, 3

când se obţine:

3KNO3(1) + Cr2O3(s) + 2K2CO3(1) = 3KNO2(1) +

+2K2CrO4(1) + 2CO2(g)

213

Exemplul 7. KClO3 + MnSO4 + KOH

Dacă în sistem apos (mediu alcalin) ionul Mn2+

este

oxidat la MnO2, în fază topită este oxidat la anionul MnO42-

,

conform reacţiilor:

Mn2+

+ 2HO- = MnO4

2- + 4H2O + 4e

- 3

ClO3- + 3H2O + 6e

- = Cl

- + 6HO

- 2

Conform bilanţului electronic, în reacţie intră şase

molecule de H2O şi rezultă douăsprezece, respectiv intră 24

anioni de HO- şi rezultă 12HO

-, deci global avem:

2KClO3(1) + 3MnSO4(1) + 12KOH(1) = 2KCl(1) + 3K2MnO4(1) +

+3K2SO4(1) + 6H2O(v)

Exemplul 8. K2MnO4 + CH3COOH

În reacţiile de autooxido-reducere, numite şi reacţii de

disproporţionare sau dismutare, oxoanionii metalici în mediu

acid prin reacţia de reducere îşi reduc sfera oxigenilor adiacenţi

la jumătate, conform bilanţului electronic: +VI +IV

MnO42-

+ 4H- + 2e

- = MnO2 + 2H2O 1

+VI +VII

MnO42-

= MnO4- + le

- 2

Reacţia globală este:

3K2MnO4 + 4CH3COOH = 2KMnO4 + MnO2 +

+4CH3COOK + 2H2O

Exemplul 9. H2SO4 + S

În sistem apos, acidul sulfuric se reduce la SO2, iar sulful

este oxidat, de asemenea, la SO2, conform reacţiilor: VI IV

SO42-

+ 4H+ + 2e

- = SO2 + 2H2O 2

S0 + 2H2O = SO2

0 + 4H+ + 4e

- 1

Deci, reacţia globală este: 2H2SO4 + S = 3SO2 + 2H2O

Exemplul 10. HNO3 + Zn

Oxoanionii nemetalelor, în prezenţa unui reducător activ,

îşi reduc sfera oxigenilor adiacenţi în mod diferit, în funcţie de

mediul de reacţie:

a. în sistem apos:

214

+V +IV

HC > 50% : NO3

- + 2H

+ + le

- NO2 +

+3H2O(H

C 50-58%);

+V + III

HC 40-50% : 2NO3

- + 6H

+ + 4e

- N2O3 + 3H2O;

+V +II

HC 20-30% : NO3

- + 4H

+ + 3e

- NO + 6H2O;

+V +III

HC 5-15% : 2NO3

- + 10H

+ + 4e

- N2O3 + 5H2O;

+V

HC 1-2% : 2NO3

- + 12H

+ + 10e

- N2

0 + 6H2O;

+V -III

HC < 0,1% : NO3

- + 10H

+ + 3e

- NH4

+ + 6H2O.

În cazul nostru, în sistem apos vom avea una din primele

şase reacţii de reducere cuplată cu oxidarea zincului la Zn2+,

când se obţin reacţiile globale:

4HNO3 + Zn = 2NO2 + Zn(NO3)2 + 2H2O;

6HNO3 + 2Zn = 1N2O3 + 2Zn(NO3)2 + 3H2O;

8HNO3 + 3Zn = 2NO + 2 Zn(NO3)2 + 4H2O;

10HNO3 + Zn = N2O + 4Zn(NO3)2 + 5H2O;

12HNO3 + 5Zn = N2 + 5Zn(NO3)2 + 6H2O;

10HNO3 + 4Zn = NH4NO3 + 2Zn(NO3)2 + 5H2O.

Metoda electronică sau algoritmică. Metoda

electronică se poate aplica la orice tip de reacţie redox, dar

prezintă dezavantajul că nu permite decât stabilirea

coeficienţilor principali, fără a da alte informaţii asupra

sistemului de reacţie. După cum s-a mai spus, metoda

electronică este indicată la stabilirea coeficienţilor reacţiilor

redox de descompunere în fază solidă sau a reacţiilor

intramoleculare:

Exemplul 11. KClO3 KCl + O2

Electronic, bilanţul se scrie:

215

+V

Cl + 6e- = Cl-1

1

OII-

= O0 + 2e

3

sau algoritmic:

+6e- 1

KClO3 = KCl + 3/2 O2

-2e- 3

cînd se obţine:

KClO3 = KCl + 3/2 O2

t0

C

Exemplul 12. (NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + H2O + N2

+3e-

2

(NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N20 + H2O

-3e-

2

Deci, reacţia se mai scrie:

(NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O

Exemplul 13. Se consideră următoarele reacţii:

I : K2Cr2O7 + HCl e + g + h + CrCl3;

II : a + HCl e + g + h + f;

III : b + HCl e + g + h;

IV : c + HCl f + g + h;

V : d + HCl g + h.

Să se identifice substanţele notate cu literele a, b, c, d, e, f,

g şi h, scriind ecuaţiile reacţiilor cuprinse în schemă.

Rezolvare: K2Cr2O7 + HCl KCl + Cl2 + H2O+ CrCl3 (I)

216

Din reacţia substanţei a cu HCl se obţine substanţă f şi, de

asemenea KCl, Cl2 şi H2O. a este deci un oxidant care trebuie

să conţină în moleculă atomi de K şi O, iar în urma reacţiei cu

HCl să formeze 4 produşi, a = KMnO4:

KMnO4 + HCl KCl + H2O + Cl2 + MnCl2 (II)

Substanţa b este un oxidant ce conţine K şi O, eventual şi Cl.

B = KClO3:

KClO3 + HCl KCl + Cl2 + H2O (III),

ce conţine Mn şi O : MnO2

MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O (IV).

Din compararea reacţiei (II) cu reacţia (IV) rezultă că e este

KCl, iar g şi h, Cl2 şi H2O. d nu poate să fie decât oxigenul:

O2 + HCl Cl2 + H2O (V).

Exemplul 14. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor ce corespund

schemei următoare (fiecare săgeată corespunde unei reacţii):

Exemplul 1.14.1

Rezolvare:

1) 6 Cl2 + 6 Ba(OH)2 (to C) =

=5 BaCl2 + Ba(ClO3)2 + 6 H2O;

2) Ba(ClO3)2 + H2SO4 =

1

2

3

4

5

6

7

8

910

1112

Cl2 Ba(ClO3)2

HClO3

BaCl2Ba(OCl)2

KClO3

KCl HCl

217

=BaSO4↓ + 2 HClO3;

3) HClO3 + KOH = KClO3 + H2O;

4) KClO3(s) + 6 HCl(conc) =

=3 Cl2 + KCl + 3 H2O;

5) Ba(OCl)2 + 4 HCl = 2 Cl2 + BaCl2 + 2 H2O;

6) 2 HCl + Ba(OH)2 = BaCl2 + 2 H2O;

7) 2 KCl(s) + H2SO4(conc) (toC) = 2HCl + K2SO4;

8) 3Ba(OCl)2 + 4K3[Cr(OH)6]= 3BaCrO4↓ + K2CrO4 +

+ 10H2O + 6 KCl + 4 KOH;

9) 2 Cl2 + 2 Ba(OH)2 = BaCl2 + Ba(OCl)2 + 2 H2O;

10) Ba(ClO3)2 (to C, MnO2) = BaCl2 + 3 O2;

11) HClO3 + 3 SO2 + 3 H2O = 3 H2SO4 + HCl;

12) 4 KClO3 (t 500oC) = 3 KClO4 + KCl;

Exemplul 1.14.2

Rezolvare:

1) 2 H2S + O2 =

=2 S + 2 H2O;

2) S + 2 Na (to) =

= Na2S;

3) FeCl2 + Na2S =

= FeS↓ + 2 NaCl;

4) FeS + 2 HCl =

=FeCl2 +H2S↑;

5) Na2SO3 +

+S (to) = Na2S2O3;

6) Na2S + H2SO4(dil.) = Na2SO4 + H2S↑;

7) 2 FeS + 10 H2SO4(conc.) = Fe2(SO4)3 + 9 SO2↑+ 10 H2O;

8) 2 H2S + 3 O2 = 2 H2O + 2 SO2;

S

N a 2S F e S

H 2 S

N a 2S O 4

N a 2S 2O 3 S O 2

F e 2 (S O 4 )3

1

2

3

45

6

7

8

9

1 0

1 11 2

218

9) Na2S2O3 + H2SO4(dil.) = Na2SO4 + H2S2O3 (→ S + SO2↑ +

+H2O);

10) Na2S2O3 + 4 Cl2 + 5 H2O = Na2SO4 + H2SO4 + 8 HCl;

11) Fe2(SO4)3 + 6 NaOH = 2 Fe(OH)3↓ + 3 Na2SO4;

12) Fe2(SO4)3 (to) → Fe2O3 + 3 SO3 (→ 3 SO2 + 3/2 O2).

Exemplul 1.14.3

Rezolvare:

1) 2 NO2 + 2 KOH =

= KNO2 + KNO3 + H2O;

2) KNO2 + HCl = HNO2 + KCl;

3) 5 HNO2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 =

=2 MnSO4 + 5 HNO3 + K2SO4 + 3H2O;

4) 4 NO2 + O2 + 2 H2O = 4 HNO3;

5) 4 NH3 + 3 O2 = 2 N2 + 6 H2O;

6) N2O + H2 = N2 + H2O;

7) NH4NO3 (t = 170oC) = N2O + 2 H2O;

8) NH3 + HNO3 = NH4NO3;

9) 4 NH3 + 7 O2 (t = 700oC, Pt) = 4 NO2 + 6 H2O;

10) KNO2 + NH4Cl (to C) = KCl + N2 + 2 H2O;

11) 2 HNO2 + 2 SnCl2 + 4 HCl = N2O + 2 SnCl4 +

+ 3 H2O;

12) HNO3 + NH3 = NH4NO3.

1

2

3

4

5

6

7

8

9 10

1112

HNO3

NO2

HNO2

KNO2

N2

N2O

NH3

NH4NO3

219

Exemplul 1.14.4

Rezolvare:

1) 2 KNO3 (to) → 2 KNO2 + O2 ;

2) KNO2(sol. satur) + NH4Cl(sol. satur) (to) = N2 +

+ 2 H2O + KCl;

3) N2 + O2 (t 1500oC) 2 NO;

4) NO + 3 KMnO4 + 4KOH = KNO3 + 3 K2MnO4 +

+ 2 H2O;

5) KNO2 + 3 Zn + 5 KOH + 5 H2O = NH3 +

+ 3 K2[Zn(OH)4];

Sau KNO2 + 2 Al + 5 KOH + 5 H2O = NH3 +

+ 2 K3[Al(OH)6];

6) N2 + 3 H2 (P = 300-1000 atm, t 500oC,

Catalizator) 2 NH3;

7) 4 NH3 + 5 O2 (Catalizator Pt-Rh, 700oC) = 4 NO +

+6 H2O;

8) NH3 + 8 KMnO4 + 9 KOH = KNO3 + 8 K2MnO4 +

+6 H2O.

NH3

KNO3

KNO2 N2

NO

1

2

3

4

5 6

78

220

Exemplul 1.14.5

Rezolvare:

1) 2 Al2O3(electroliza topiturii)→ 4Al + 3O2;

2) 4 Al + 3 C = Al4C3;

3) 2Al+6KOH+6H2O = 2K3[Al(OH)6] +3H2 ;

4) Al2O3 + 6 KOH + 3 H2O = 2 K3[Al(OH)6];

5) 2 Al2O3 + 9 C (to C) = Al4C3 + 6 CO ;

6) Al4C3 + 12 KOH + 12 H2O = 4 K3[Al(OH)6] + 3 CH4 .

Exemplul 1.14.6

Al2O3

Al

K3[Al(OH)6]

Al4C3

12

3

4

5 6

Fe3O4

K3[Fe(OH)6]

1K2FeO4

2

Fe(OH)3

3 4

5

Fe

221

Rezolvare:

1) Fe3O4 + 5 Cl2 + 16 KOH =

=3 K2FeO4 + 10 KCl;

2) 2 K2FeO4 + 2 NH3 + 2 H2O = 2 Fe(OH)3 + N2 + 4 KOH

3) Fe(OH)3 + 3 KOH = K3[Fe(OH)6];

4) 2 K3[Fe(OH)6] + Zn =

= 3 K2[Zn(OH)4] + Fe;

5) 3 Fe + 2 O2 = Fe3O4.

Exemplul 15 de reacţie în care şase elemente schimbă stările

de oxidare. Egalaţi reacţia de oxido-reducere (autor Roland

Stautz, SUA):

[Cr((NH2)2CO)6]4[Cr(CN)6]3 + KMnO4 + H2SO4 →

→K2Cr2O7+CO2 + KNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

+III +IV -III +II +II -III

[Cr((NH2)2CO)6]4[Cr(CN)6]3 + KMnO4 + H2SO4 +VII

K2Cr2O7 + CO2 + KNO3 + MnSO4 + H2O +VI +IV +V +II

- 588e-

5

588

4 Cr+III

-12e- 4 Cr

+VI

48 N –III

– 384e- 48 N

+V

3 Cr+II

– 12e- 3 Cr

+VI

18 C+II

– 36e- 18 C

+IV

18 N-III

– 144e-

18 N+V

Mn+VII

+ 5e- Mn

+II

10 [Cr((NH2)2CO)6]4[Cr(CN)6]3 + 1176 KMnO4 + 1399 H2SO4

→ 35 K2Cr2O7 + 420CO2 + 660 KNO3 + 1176 MnSO4 +

+ 223 K2SO4 + 1879 H2O

Această ecuaţie poartă denumirea de monstru chimic.

222

Exerciţii propuse

1. Alcătuiţi schemele iono-electronice ale reacţiilor de

oxido-reducere:

a) P + HNO3+ H2O H3PO4 + NO;

b) H2S + HNO3 S + NO2 + H2O;

c) Hg + H2SO4 HgSO4 + SO2 + H2O;

d) FeCl3 + HI FeCl2 + HCl + I2;

e) H2S + SO2 S + H2O.

2. Echilibraţi următoarele reacţii de disproporţionare

(autooxidare-autoreducere):

a) HClO3 ClO2+HClO4+H2O;

b) H2MnO4 HMnO4+MnO2+H2O;

c) P+H2O H3PO3+PH3;

d) KbrO KBrO3+KBr;

e) I2+Ba(OH)2 Ba(IO3)2+BaI2+H2O.

3. Alcătuiţi ecuaţiile semireacţilor de oxido-

reducere şi găsiţi coeficienţii stoichiometrici la următoarele

reacţii:

a) I2+H2O2 HIO3+H2O;

b) HIO3+H2O2 I2+O2+H2O;

c) HOCl+H2O2 HCl+O2+H2O;

d) PbS+H2O2 PbSO4+H2O;

e) KI+H2O2 I2+KOH.

4. Echilibraţi următoarele ecuaţii ale reacţiilor de

oxido-reducere intramoleculare:

a) KClO3 O2+KCl;

b) AgNO3 Ag+NO2+O2;

c) NH4NO3 N2O+H2O;

d) HgO Hg+O2;

e) Pb(NO3)2 PbO+NO2+O2.

5. Folosind metoda iono-electronică, echilibraţi

următoarele ecuaţii redox:

223

a) NaBr+MnO2+H2SO4 MnSO4+Na2SO4+Br2+H2O;

b) HCl+MnO2 MnCl2+Cl2+H2O;

c) H2SO4+Cl2+H2O H2SO4+HCl;

d) KNO2+KI+H2SO4 NO2+K2SO4+I2+H2O;

e) Na2SO3+K2Cr2O7+H2SO4

Cr2(SO4)3+Na2SO4+K2SO4+H2O.

6. Completaţi ecuaţiile redox cu produsele finale şi

găsiţi coeficienţii stoichiometrici prin metoda iono-electronică:

a) S+HNO3(d) H2SO4+…;

b) Fe+HNO3(c) Fe(NO3)3+…;

c) As2S3+HNO3(d) H3AsO3+H2SO4+…;

d) Pb+HNO3(d) Pb(NO3)2+…;

e) Au+HNO3(c)+HCl H[AuCl4]+…

7. Influenţa mediului de reacţie asupra reacţiilor

redox cu participarea KMnO4: în mediu acid reducere la

Mn(II), în mediu neutru – la Mn(IV) şi în mediu alcalin – la

Mn(VI). Completaţi produşii de reacţie în ecuaţiile respective

şi alcătuiţi schemele iono-electronice:

a) KNO2+KMnO4+H2O2 KNO3+…;

b) H3PO3+KMnO4+H2SO4 H3PO4+…;

c) PH3+KMnO4+HCl H3PO4+…;

d) Na3AsO3+KMnO4+KOH Na3AsO4+…;

e) H2S+KMnO4+HCl S+…

8. Arătaţi produşii de reacţie şi alcătuiţi schemele

iono-electronice de balanţă electronică în reacţiile redox:

a) Al+HNO3 NH4NO3+…;

b) HgS+HNO3+HCl S+NO+…;

c) H2S+HOCl S+HCl+…;

d) KBr+MnO2+H2SO4 Br2+MnSO4+…;

e) FeS+HNO3 Fe(NO3)3+H2SO4+NO2+….

9. Găsiţi coeficienţii stoichiometrici prin metoda

de semireacţii pentru următoarele ecuaţii ale reacţiilor redox:

224

a) H2SO4+Cu CuSO4+SO2+H2O;

b) FeSO4+HNO3+H2SO4 Fe2(SO4)3 +NO+H2O;

c) Zn+KOH+H2O K2[Zn(OH)4]+H2;

d) HCl+KMnO4 Cl2+MnCl2+KCl+H2O;

e) HBr+H2SO4 SO2+Br2+H2O.

10. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor dintre:

a) carbon şi acid nitric;

b) iodură de hidrogen şi permanganat de potasiu în

mediu acid;

c) iodură de potasiu şi dicromatul de potasiu în

mediu acid;

d) sulfură de cadmiu şi acid nitric;

e) argint şi acid nitric diluat.

Arătaţi schemele iono-electronice şi găsiţi coeficienţii

stoichiometrici.

CHIMIA ELEMENTELOR

11. Stabiliţi coeficienţii în schemele reacţiilor de oxido-

reducere:

Subgrupa IA

1) Na2O2 + KI + H2SO4 → Na2SO4 + K2SO4 + I2 + H2O;

2) Na2O2 + Fe(OH)2 + H2O → NaOH + Fe(OH)3;

3) Na2O2 + KMnO4 + H2SO4 → O2 + Na2SO4 + K2SO4 +

+MnSO4 + H2O;

4) KO2 + H2SO4 → …?;

5) KO2 + CO2 → …?;

6) KO2 + Na2SO3 + H2SO4 → K2SO4 + Na2SO4 + O2 +

+H2O;

7) RbO2 + KI + H2SO4 → Rb2SO4 + K2SO4 + I2 + H2O;

8) KO2 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + O2 +K2SO4 +

+H2O;

9) KO3 + H2O → …?;

225

10) KO3 + KI + H2SO4 → K2SO4 + O2 + I2 + H2O.

Subgrupa IIA

1) Mg + H2S2O7 → S + MgSO4 + H2O;

2) Mg(NO3)2 + Na2CO3 + H2O → CO2 + NaNO3 +

+Mg2(OH)2CO3;

3) Mg2(OH)2CO3 + CO2 + H2O → Mg(HCO3)2;

4) CaH2 + H2O → …?;

5) CaH2 + O2 → …?.

Subgrupa IIIA

1) Al + KNO3 + KOH + H2O → NH3 + K3[Al(OH)6];

2) AlN + KOH + H2O → NH3 + K3[Al(OH)6];

3) Al4C3 + KOH + H2O → K3[Al(OH)6] + CH4;

4) Al + Cr2O72-

+ H+ → Al

3+ + Cr

3+ + H2O;

5) Al + MnO4- + H

+ → Al

3+ + Mn

2+ + H2O;

6) Al + OH- + H2O → [Al(OH)6]

3- + H2 ;

7) Al + NO2 + OH- + H2O → NH3 + [Al(OH)6]

3-;

8) Al + KClO4 + H2SO4 → KCl + Al2(SO4)3 + H2O;

9) B + KOH + H2O2 → ;

10) B + HNO3 + H2O → H3BO3 + NO;

11) B2H6 + Cl2 → BCl3 + HCl;

12) B2H6 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + H3BO3 + K2SO4

+ H2O;

13) B4H10 + KMnO4 → MnO2 + KBO2 + KOH + H2O;

14) Na[BH4] + H2SO4 + H2O → NaHSO4 + H3BO3 + H2;

15) B2Cl3 + HClO + H2O → H3BO3 + HCl;

16) BF3 + Na2CO3 → Na2B4O7 + Na[BF4] + H2O;

17) TlCl3 + H2S → Tl2S + S + HCl;

18) Tl2(SO4)3 + KMnO4 + H2SO4 → Tl2(SO4)3 + K2SO4 +

+MnSO4 + H2O;

19) Tl + HNO3(dil) → TlNO3 + … ?;

226

20) Tl + HNO3(conc) → Tl(NO3)3 + … ?.

Subgrupa IVA

1) C2H5OH + KMnO4 → CH3COOK + MnO2 + H2O + KOH;

2) C6H12O6 + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + CO2 +

+H2O;

3) C3H7OH + KMnO4 + H2SO4 → CO2 + K2SO4 + MnSO4 +

+H2O;

4) H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + CO2 + H2O +

+K2SO4;

5) H2C2O4 + KMnO4 → MnO2 + CO2 + H2O + K2CO3;

6) C3H7OH + K2Cr2O7 + H2SO4 → CO2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4

+ H2O;

6) CH3OH + K2Cr2O7 + H2SO4 → HCOOH + Cr2 (SO4)3 +

+K2SO4 + H2O;

7) HCOONa + KMnO4 → MnO2 + Na2CO3 + NaHCO3 +

+K2CO3 + H2O;

8) C + AlPO4 → CO + Al2O3 + P;

9) Ge + HNO3 + HCl → …?;

10) Sn + HNO3 + HCl → …?,

11) GeH4 + AgNO3 + H2O → Ag + HNO3 + H2GeO3

(GeO2 . nH2O);

12) Pb(NO3)2 + NaClO + NaOH → PbO2 + … ?;

13) Na2[Pb(OH)4] + Na2O2 → PbO2 + NaOH;

14) Na2[Pb(OH)6] + CO2 → PbO2 + Na2CO3 + H2O;

15) Pb3O4 + Mn2+

+ SO42-

+ H+ → PbSO4 + MnO4

- + H2O;

16) Na2PbO2 + HCl(conc) → Na2[PbCl4] + …?;

17) Na2SnO2 + Bi(OH)3 + H2O → Bi + Na2[Sn(OH)6];

18) SnCl2 + KClO3 + KOH + H2O→ K2[Sn(OH)6] + KCl;

19) SnCl2 + NaBiO3 + HCl → H2[SnCl6] + BiCl3 + NaCl +

+H2O;

20) SnCl2 + NH2OH . H2O + NaOH → Na2[Sn(OH)6] + NH3 +

+NaCl.

227

Subgrupa VA

1) Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + N2O + H2O;

2) Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + N2 + H2O;

3) Ca + HNO3 → Ca(NO3)2 + NH4NO3 + H2O;

4) CuFeS2 + HNO3 → Cu(NO3)2 + Fe(NO3)3 + H2SO4 + NO +

+H2O;

5) NH3 + KMnO4 + KOH → KNO3 + K2MnO4 + H2O;

6) NH2OH + KMnO4 + H2SO4 → N2 + MnSO4 + K2SO4 +

+ H2O;

7) NH2OH HCl + K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + N2 + KCl +

+H2O;

8) N2H4 · H2SO4 + K2S2O8 + KOH → N2 +K2SO4 + H2O;

9) N2H4 · HCl + K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + N2 +KCl + H2O;

10) N2H4 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + N2 +K2SO4 +

+H2O;

11) HN3 + Mg → Mg(N3)2 + N2 + NH3 ;

12) HN3 + KMnO4 + H2SO4 → N2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

13) NO + CrCl2 + HCl → N2 + CrCl3 + H2O;

14) HNO3 + Cu2S → CuSO4 + Cu(NO3)2 + NO + H2O;

15) KNO3 + C + S → N2 + CO2 + K2S;

16) KNO2 + Zn + KOH + H2O → NH3 + K2[Zn(OH)4];

17) NH2OH + Br2 → N2 + Br – + H

+ + H2O;

18) N2H5+ + ClO3

- → N2 + Cl

– + H

+ + H2O;

19) HN3 + Zn + H+ → N2 + Zn

2+ + NH4

+;

20) P + NaOH + H2O → NaH2PO2 + PH3;

21) P + NaOH + H2O → NaH2PO2 + P2H4;

22) P + NH4ClO4 → H3PO4 + N2 + Cl2 + H2O;

23) P + H2O2 + NaOH → Na2H2P2O6 + H2O;

24) PH3 + KMnO4 + H2SO4 → Mn3(PO4)2 + K2SO4 +

+ MnSO4 + H2O;

25) P2H4 + KMnO4 + H2SO4 → Mn3(PO4)2 + K2SO4 + MnSO4

+ H2O;

26) PH3 + CuSO4 + H2O → H3PO4 + Cu + HNO3;

228

27) PH4I + HClO3 → H3PO4 + HIO3 + HCl;

28) Ca3(PO4)3 + Cl2 + C → POCl3 + CO + CaCl2;

29) As2S3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO;

30) As2S3 + H2O2 + NH3 → (NH4)2SO4 + (NH4)3AsO4 +H2O;

31) H2PO2- + Cu

2+ +OH

- → PO4

3- + Cu + H2O;

32) P + IO3- + OH

- → PO4

3- + I

- + H2O;

33) HPO32-

+ Hg2+

+ H2O → HPO42-

+ Hg + H+;

34) PCl3 + ClO3- + H2O → PO4

3- + Cl

- + H

+;

35) AsH3 + HClO3 → H3AsO4 + HCl;

36) FeAsS + NO3-

+ H+ → Fe

3+ + AsO4

3- + SO4

2- + NO2 +

+H2O.

Subgrupa VIA

1) H2S + SO2 → S + H2O;

2) S + KOH → K2S + K2SO3 + H2O;

3) S + KClO3 + H2SO4 → Cl2 + K2SO4 + H2O;

4) H2S + MnO4- + H

+ → Mn

2+ + S + H2O;

5) H2S + Cr2O72-

+ H+ → Cr

3+ + S + H2O;

6) S2-

+ MnO4- + H

+ → S + Mn

2+ + H2O;

7) (NH4)2S2 + H2SO4(conc) → SO2 + (NH4)2SO4 + H2O;

8) Na2S3 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + S + Na2SO4 + K2SO4

+ H2O;

9) Na2S3 + NaClO3 + H2O → Na2SO4 + NaCl + H2SO4;

10) (NH4)2S5 + HNO3 → (NH4)2SO4 + H2SO4 + NO + H2O;

11) Na2S5 + Cl2 + H2O → NaHSO4 + HCl + H2SO4;

12) Zn + H2S2O7 → H2S + ZnSO4 + H2O;

13) Mg + H2S2O7 → S + Mg|SO4 + H2O;

14) K2S2O8 + K2S2 + H2O → KHSO4; 15) Na2SO3 + KIO3 + H2SO4 → I2 + Na2SO4 + H2O;

16) Na2SO3 → Na2S + Na2SO4;

17) Na2S4O6 + KMnO4 + HNO3 → Na2SO4 + H2SO4 +

+Mn(NO3)2 + KNO3 + H2O;

18) KNCS + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + SO2 + NO2 +

CO2 + K2SO4 + H2O;

229

19) KMnO4 + SO2Cl2 + H2O → K2SO4 + MnSO4 + Cl2 +

+H2SO4;

20) S2O82-

+ Mn2+

+ H2O → MnO4- + SO4

2- + H

+;

21) S2O82-

+ Cr3+

+ H2O → Cr2O72-

+ SO42-

+ H+;

22) HSO5- + S

2- → SO4

2- + H

+;

23) HSO5- + S2O4

2- + H2O → SO4

2- + H

+;

24) S2O32-

+ MnO4- + H

+ → Mn

2+ + SO4

2- + H2O;

25) S2O32-

+ ClO- + OH

-→ SO4

2- + Cl

- + H2O;

26) S2O32-

+ S2O82-

+ H2O → SO42-

+ H+;

27) S4O62-

+ MnO4- + H

+ → Mn

2+ + SO4

2- + H2O;

28) S4O62-

+ Zn + H+ → H2S + Zn

2+ + H2O;

29) S3O62-

+ Cl2 + OH-→ SO4

2- + Cl

- + H2O;

30) S2O42-

+ ClO- + H2O → SO4

2- + Cl

- + H

+;

31) Se + Cl2 +H2O → H2SeO4 + HCl.

Subgrupa VIIA

1) Cl2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O;

2) Br2 + F2 + H2O → HBrO3 + HF;

3) Cl2 + KOH (to) → KCl + KClO3 + H2O;

4) Cl2 + I2 + Ba(OH)2 → BaCl2 + Ba(IO3)2 + H2O;

5) I2 + H2O2 → HIO3 + H2O;

6) Cl2 + FeCl3 + NaOH → Na2FeO4 + NaCl + H2O;

7) Br2 + KCrO2 + KOH → KBr + K2CrO4 + H2O;

8) KBr + KMnO4 + H2SO4 → Br2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O;

9) NaI + K2Cr2O7 + HCl → I2 CrCl3 + NaCl + KCl + H2O;

10) KClO3 + H2C2O4 → ClO2 + K2CO3 + CO2 + H2O;

11) KClO3 → KClO4 + KCl;

12) HClO3 + Ag → AgClO3 + AgCl + H2O;

13) HClO3 + Fe → Fe(ClO3)3 + FeCl3 + H2O;

14) I2 + HNO3 → HIO3 + NO2 + H2O;

15) HI + H2SO4 → I2 + H2S + H2O;

16) HCl + HNO3 → Cl2 + NO + H2O;

17) H2O2 + MnO4- + H

+ → Mn

2+ + O2 + H2O;

230

18) H2O2 + I- + H

+ → I2 + H2O;

19) H2O2 + HIO3 → I2 + O2 + H2O;

20) H2O2 + H2S → H2SO4 + H2O;

21) H2O2 + [Cr(OH)6]3-

→ CrO42-

+ HO-;

22) H2O2 + Ag2O → …?;

23) H2O2 + HClO → HCl + ... ?;

24) H2O2 + Cr2O72-

+ H+ → CrO5 + H2O.

Subgrupa IB

1) Cu + O2 + CO2 + H2O → Cu(OH)2 CuCO3;

2) Cu + O2 + NaOH + H2O → Na2[Cu(OH)4];

3) Cu2S + HNO3 → Cu(NO3)2 + CuSO4 + NO2 + H2O;

4) Cu2S + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO2 + H2O;

5) Cu2S + O2 + CaCO3 → CuO + CaSO3 + CO2;

6) Cu2+

+ SO2 + H2O → Cu+ + SO4

2- + H

+;

7) Cu2+

+ NH2OH + OH- → Cu2O + N2 + H2O;

8) Cu2S + H+ + NO3

- → Cu

2+ + SO4

2- + NO + H2O;

9) AgNO3 + HCHO + NH3 + H2O → Ag + NH4NO3 + CO2;

10) Ag+ + SO3

2- + OH

- → Ag + SO4

2- + H2O;

11) Ag + AsH3 + H2O → Ag + H3AsO3 + H+;

12) Au + HCl + HNO3 → H[AuCl4] + NO + H2O;

13) Cu2+

+ NH2OH + OH- → Cu2O + N2 + H2O;

14) Ag+ + Mn

2+ + OH

- → MnO2 + Ag + H2O;

15) Ag+ + Sn

2+ + OH

- → Ag + [Sn(OH)6]

2-.

Subgrupa IIB

1) Zn + NH3 + H2O → [Zn(OH)4](OH)2 + H2;

2) Zn + NH4Cl (+H2O) → ZnCl2 + H2 + NH3;

3) Zn + MnCl2 + KCN → K2[Zn(CN)4] + K5[Mn(CN)6];

4) Cd + Hg2(NO3)2 → …?;

5) K2[HgI4] + KOH + NH4Cl → H2O + KCl + KI +

+ [NH2Hg2O]I;

6) Zn + NO3- +H

+ → Zn

2+ + NH2OH + H2O.

231

Subgrupa IIIB

1) Ce(OH)3 + O2 + H2O → …?;

2) Sm(SO4)3 + NH2OH . H2SO4 → SmSO4 + H2SO4 +

+H2O;

3) SmCl2 + KMnO4 + H2SO4 → SmCl3 + Sm2(SO4)3 +

+KCl + MnSO4 + H2O;

4) EuSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Eu2(SO4)3 + K2SO4 +

+Cr2(SO4)3 + H2O;

5) YbCl2 + KClO + H2SO4→ Yb2(SO4)3 + KCl + HCl +

+H2O;

6) Ce(OH)4 + KI + H2SO4→ Ce2(SO4)3 + O2 + H2O;

7) Ce(SO4)2 + H2O2 → … ?;

8) Ce3+

+ Ag+ + OH

- → …?;

9) CeO2 + SO32-

+ H+ → …?;

10) UO2Cl2 + CrCl2 + HCl → UCl4 + CrCl3 + H2O;

11) K2NpO4 + O3 + KOH → O2 + K3NpO5 + H2O;

12) Ba3(NpO5)2 + HCl → MpO2Cl2 + Cl2 + BaCl2 + H2O;

13) NpO2Cl2 + SnCl2 → NpO2Cl + …?;

14) PuO2Cl2 + H2O2 + H2SO4 → Pu(SO4)2 +HCl + O2 +

+H2O.

Subgrupa IVB

1) CaH2 + TiO2 → TiH2 + H2 + CaO;

2) Na + K2[ZrF6] → Zr + NaF + KF;

3) TiO2 + C + Cl2 → …?

Subgrupa VB

1) VOSO4 + KMnO4 + H2O → HVO3 (V2O2 . nH2O) +

+MnSO4 + KHSO4 + H2SO4;

2) VOSO4 + KMnO4 + KOH → KVO3 + K2MnO4 +

+K2SO4 + H2O;

3) VOSO4 + HNO3 + H2O → VO2NO3 + NO + H2SO4;

4) NH4VO3 + (NH4)2S → (NH4)3VS4 + NH3 + H2O;

5) NaVO3 + Zn + HCl → VCl3 + ZnCl2 + NaCl + H2O;

232

6) NaVO3 + KI + H2SO4 → V2(SO4)3 + I2 + K2SO4 +

+Na2SO4 + H2O;

7) NaVO3 + FeSO4 + H2SO4 → VOSO4 + Fe2(SO4)3 +

+Na2SO4 + H2O.

Subgrupa VIB

1) Cr + KNO3 + KOH → K2CrO4 + KNO2 + H2O;

2) Cr + NaNO3 + Na2CO3 → K2CrO4 + NaNO2 + CO2;

3) Cr(NO3)3 + K2S2O8 + H2O → H2Cr2O7 + KHSO4 + HNO3;

4) CrCl3 + H2O2 + KOH → K2CrO4 + KCl + H2O;

5) Fe(CrO2)2 + K2CO3 + O2 → Fe2O3 + K2CrO4 + + CO2 ;

6) Na2CrO4 + NaBr + HCl → CrCl3 + Br2 + NaCl + H2O;

7) K2Cr2O7 + H2C2O4 + K2C2O4 → K3[Cr(C2O4)3] + CO2 +

+H2O;

8) K2Cr2O7 +C2H5OH + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 +

+CH3CHO + H2O;

9) K2Cr2O7 + C12H22O11 + H2SO4 → CO2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4

+ H2O;

10) Cr3+

+ ClO- + OH

- → CrO4

2- + Cl

- + H2O;

11) Cr(OH)3 + Br2 + OH- → CrO4

2- + Br

- + H2O;

12) Cr3+

+ S2O82-

+ H2O → Cr2O72-

+ SO42-

+ H+;

13) CrO2- + ClO3

- + OH

- → CrO4

2- + Cl

- + H2O;

14) [Cr(OH)6]3-

+ Cl2 + OH- → CrO4

2- + Cl

- + H2O;

15) Cr2O72-

+ S2-

+ H2O → Cr(OH)3 + S + OH-;

16) CrO42-

+ H2S + H+ → Cr

3+ + S + H2O;

17) Cr2O72-

+ N2H5+ + H

+ → Cr

3+ + N2 + H2O;

18) CrO42-

+ Zn + H+ → Cr

2+ + Zn

2+ + H2O;

19) MoO3 + HCl → …?;

20) W + HNO3 + HF → H2[WF8] + … ?;

21) MoS2 + HNO3(conc) → H2SO4 + H2MoO4 + NO2 + H2O;

22) K2WO4 + H2S → K2WS4 + H2O.

Subgrupa VIIB

1) MnO2 + KClO3 + NaOH → Na2MnO4 + KCl + H2O;

233

2) Zn + MnCl2 + KCN → K2[Zn(CN)4] + K5[Mn(CN)6] +KCl;

3) MnSO4 + K2S2O8 + H2O → HMnO4 + KHSO4 + H2SO4;

4) MnSO4 + Br2 + NaOH → Na2MnO4 + NaBr + Na2SO4 +

+H2O;

5) Mn3O4 + KNO3 + K2CO3 → K2MnO4 + KNO2 + CO2;

6) K2MnO4 + H2SO4 → KMnO4 + MnO2 + K2SO4 + H2O;

7) K2MnO4 + CO2 → KMnO4 + MnO2 + K2CO3;

8) Ba(MnO4)2 + H2SO4 → BaSO4 + MnSO4 + H2SO4 + H2O +

+O2;

9) KMnO4 + C3H5(OH)3 + H2SO4 → MnSO4 + CO2 + K2SO4 +

+H2O;

10) KMnO4 + C2H5OH + H2SO4 → CH3CHO + MnSO4 +

+K2SO4 + H2O;

11) KMnO4 + C2H5OH → CH3CHO + MnO2 + KOH + H2O;

12) Mn2+

+ BiO3- + H

+ → MnO4

- + Bi

3+ + H2O;

13) MnO4- + Cr

3+ + H2O → MnO2 + Cr2O7

2- + H

+;

14) Mn2+

+ ClO- + OH

- → MnO4

2- + Cl

- + H2O;

15) Mn2+

+ BrO3- + H2O → MnO2 + Br2 + H

+;

16) MnO4- + S2O3

2- + OH

- → MnO4

2- + SO4

2- + H2O;

17) Re + H2O2 + NH3 → (NH4)2ReO4 + H2O;

18) NaReO4 + C2H5OH → ReO2 + CH3CHO + H2O + NaOH.

Subgrupa VIIIB

1) FeS2 + HNO3 → Fe2(SO4)3 + H2SO4 + NO + H2O;

2) FeCl3 + (NH3OH)2SO4 → FeCl2 + N2O + HCl + H2O +

+H2SO4;

3) Fe2(SO4)3 + NH2OH → FeSO4 + H2SO4 + N2O + H2O;

4) Fe(OH)3 + Cl2 + KOH → K2FeO4 + KCl + H2O;

5) K2FeO4 + HCl → FeCl3 + Cl2 + KCl + H2O;

6) K2FeO4 + NH3 + H2O → Fe(OH)3 + N2 + KOH;

7) Fe2+

+ BrO3- + H

+→ Fe

3+ + Br

- + H2O;

8) [Fe(CN)6]4-

+ MnO4- + H

+ → [Fe(CN)6]

3- + Mn

2+ + H2O;

9) Fe + KNO3 → Fe2O3 + N2 + K2O;

10) FeCuS2 + NO3- + H

+ → Fe

3+ + Cu

2+ + NO + H2O + SO4

2-;

234

11) Ru + KNO3 + KOH → K2RuO4 + KNO2 + H2O;

12) OsO4 + HCl + KCl → K2[OsO2Cl4] + Cl2 + H2O.

12. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor ce corespund schemelor (fiecare

săgeaţă corespunde unei reacţii:

1) 2)

3) 4)

1

2

3

4

5

6

7

8

910

1112

Cl2 Ba(ClO3)2

HClO3

BaCl2Ba(OCl)2

KClO3

KCl HCl

1

2

3

4

5

6

7

8

9 10

1112

S H2S

FeS

Fe2(SO4)3

SO2Na2S2O3

Na2SO4

Na2S

1

2

3

4

5

6

7

8

9 10

1112

HNO3

NO2

HNO2

KNO2

N2

N2O

NH3

NH4NO3

1

2

3

4

5

6

7

8

9 10

1112

P2O5

Ca3(PO4)2 K3PO4

P

H3PO4

KH2PO2

PH3Mg3N2

235

5)

6)

7) 8)

Ag

AgCl Ag2O

AgNO3

[Ag(NH3)2]OH

C3H3AgAg2SO4

[Ag(NH3)2]2SO4

1

2

3

4

5

6

7

8

9 10

1112

1

2

3

4

5

6

7

8

9 10

1112

CuCl2 CuCl

[Cu(NH3)2]ClCuO

Cu(NO3)2

C3H3CuCuSO4

Cu

1

2

3

4

5

6

7

8

9 10

1112

MnCl2 Mn(OH)2

K2MnO4Mn(NO3)2

MnO2 KMnO4

MnSO4Mn

1

2

3

4

5

6

7

8

910

1112

KCrO2 K2CrO4

K2Cr2O7

Cr(OH)3Cr2O3

K3[Cr(OH)6]

CrCl3 Cr2(SO4)3

236

Capitolul X

COMPUŞI COORDINATIVI

Exemplul 1. Determinaţi gradul de oxidare al

generatorului de complex în [Cr(H2O)5Cl]2+

.

Rezolvare: Fie X – gradul de oxidare al cromului în

complex. Sarcina apei este egală cu zero, sarcina ionului de

clor este egală cu -1, sarcina ionului complex este +2.

Alcătuim ecuaţia algebrică:

X + 5(0) + (-1) = +2

X = +3

Exemplul 2. Nomenclatura compuşilor coordinativi:

K4[Fe(CN)6] – hexacianoferat(II) de potasiu

[Pt(NH3)3Cl]Cl – clorură de clorotriamminplatină(II)

[Co(NH3)3(NO2)3 – trinitrotriammincobalt.

Na[BH4] – tetrahidroborat de sodiu

nitrat de carbonatotetraammincobalt(III)

clorura de tetraamminzinc(II)

237

bis(dimetilglioximato)nichel

di-( -hidroxo)-bis(oxolatocobaltat(III)) de amoniu

Exemplul 3. Scrieţi formula coordinativă a compusului

platinei cu următoarea compoziţie: PtCl4 2NH3.

Rezolvare: Deoarece avem sarea PtCl4, deci generatorul

de complex este ionul Pt+4

, iar numărul de coordinaţie al Pt(IV)

este egal cu 6. Înseamnă, că ionii de clor şi două molecule de

amoniac joacă rolul liganzilor. Formula coordinativă va fi

următoarea: [Pt(NH3)2Cl4].

Exemplul 4. Pentru dizolvarea a 2g de clorură de argint

sunt necesari 20 ml soluţie de amoniac. Aflaţi concentraţia

molară a soluţiei de amoniac.

Rezolvare: Clorura de argint reacţionează cu amoniacul

conform reacţiei:

AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl.

2g de AgCl reprezintă 0,013 mol. Cantitatea de

substanţă de NH3 trebuie să fie, conform ecuaţiei reacţiei, de

238

două ori mai mare decât cantitatea de AgCl, adică 0,026 mol.

Deci:

l

mol1,3

0,02l

0,026molMC .

Metoda legăturilor de valenţă ( MLV)

MLV – este o teorie care descrie formarea legăturilor

chimice în compuşii coordinativi. Această metodă aplicată de

Pauling la combinaţiile complexe, admite că perechea de

electroni donată de ligand atomului central intră în orbitalii

neocupaţi ai acestuia. Pentru realizarea acestui proces trebuie

ca atomul sau ionul metalic să aibă liberi un număr de orbitali

egal cu numărul liganzilor. Formarea ionului [FeF6]4–

poate fi

reprezentată astfel: Ionul liber Fe2+

are configuraţia electronică

d6 şi următoarea repartizare a electronilor pe orbitali:

Şase ioni F– deplasează câte un cuplu de electroni pe

orbitalii vacanţi hibridizaţi sp3d

2-ai ionului Fe

2+. Patru

electroni necuplaţi ai ionului Fe2+

se menţin şi determină spinul

maxim ai ionului [FeF6]4–

:

Deoarece numărul electronilor necuplaţi în complex şi

în ionul liber Fe2+

coincide, complexul [FeF6]4–

se numeşte

complex cu spin maxim.

Ionii CN- sunt liganzi care creează câmp puternic, sub

hibridizarea sp3d2

239

influenţa căruia are loc cuplarea electronilor d ai ionului Fe2+

şi

formarea complexului cu spin minim [Fe(CN)6]4–

, în care se

realizează hibridizarea d2sp

3 a orbitalilor generatorului de

complex.

În cazul unor ioni cu configuraţie electronică d8 cum

sunt Ni2+

, Pd2+

şi Pt2+

, care formează combinaţii complexe cu

numărul de coordinaţie 4, există două posibilităţi de formare a

orbitalilor hibridizaţi. Primul caz (hibridizare dsp2) apare la toţi

complecşii paladiului (II) şi platinei (II) care posedă geometrie

plan-pătrată. Combinaţiile nichelului (II) cu liganzi care

generează câmp puternic sunt diamagnetice şi posedă

geometrie plan-pătratică (hibridizare dsp2), dar se cunosc şi

combinaţii cu geometrie tetraedrică (hibridizarea sp3), ca şi în

cazul ionului [Co(CNS)]2-

, care sunt paramagnetice:

hibridizarea d2sp

3

hibridizarea dsp2

240

În mod analog, poate fi reprezentată şi formarea ionilor

complecşi liniari:

Metoda câmpului cristalin

Această metodă, dezvoltată de Bethe şi Van Vleck,

admite că interacţiunea dintre ionul central şi liganzi este de

natură pur electrostatică.

Liganzii sunt ionii negativi sau molecule polare

îndreptate cu capătul negativ al dipolului (electroni

neparticipanţi) înspre atomul metalic. Metoda câmpului

cristalin îşi propune drept scop să analizeze care este influenţa

liganzilor, consideraţi ca sarcini negative punctiforme, asupra

orbitalilor ionului central sau, cu alte cuvinte, să explice ce se

întâmplă din punct de vedere energetic cu orbitalii ionului

metalic, atunci când acesta este plasat într-un câmp cristalin cu

aceeaşi geometrie ca şi a câmpului creat de liganzi. Se remarcă

de la început că această teorie neglijează complet legătura

dintre metal şi liganzi.

hibridizarea sp3

hibridizarea sp

241

Sub influenţa unui câmp electrostatic cu simetrie

octaedrică, toţi orbitalii d sunt destabilizaţi prin interacţiunea

cu sarcinile negative, însă orbitalii 2zd şi 22 yx

d într-o măsură

mai mare decât orbitalii dxy, dyz şi dzz.

Rezultatul plasării ionului metalic într-un cîmp de

sarcini negative (liganzi) cu simetrie octaedrică este deci

ridicarea (suprimarea) degenerării orbitalilor d (scindarea

nivelurilor energetice).

Orbitalii d se grupează astfel în două categorii distincte

şi anume, orbitalii 2zd şi 22 yx

d (orbitali eg) mai bogaţi în

energie şi orbitalii dxy, dyz şi dzx.(orbitali t2g) mai stabili.

cîmp octaedric cîmp tetraedric

ion liber

0,4 t

0,6 t

to

0,6 o

0,4 o

Diagrama scindării subnivelelor 3d în câmpul

octaedric şi tetraedric al liganzilor

Diferenţa de energie între cele două grupe de orbitali

242

(t2g şi eg) în câmp octaedric a fost notată cu 0. Dacă energia

orbitalilor d în câmp sferic este luată drept referinţă, atunci

energia orbitalilor eg este +3/5 0, iar a orbitalilor t2g este

2/5 a.

Dacă într-un complex octaedric ML6 şi unul tetraedric

ML4, în care M şi L sunt aceiaşi, distanţa M-L se păstrează

neschimbată, se poate arăta că diferenţa de energie dintre

orbitalii eg şi t2g în cele două cazuri corespunde relaţiei:

t = 4/9 0.

Scindarea nivelelor de energie sub influenţa câmpului

de liganzi este în cazul unui complex tetraedric aproximativ

jumătate din valoarea corespunzătoare unui complex octaedric.

Valorile 0 depind de natura ligandului. Pentru

elemente 3-d, liganzii se pot aranja într-o serie spectrochimică

în ordinea creşterii tăriei câmpului liganzilor:

I-, Br

-, SCN

-, Cl

-, NO3

-, C2O4

2-, H2O, NCS

-, Py, NH3,

en, NC-, NO2

-, CN

-, CO.

Tipul de hibridizare depinde de numărul electronilor 3d

şi de tăria câmpului creat de liganzi:

Nr.

3d-e

lect

ro-

nil

or

Câm

pul Configuraţia

Tip

ul

de

hib

ridiz

are

Ato

mul

centr

al

4 slab

puternic 3d

33d

14s

04p

04d

0

3d4

3d0

4s04p

0

dsp3d

d2sp

3

CrII

MnIII

CrII

MnIII

5 slab

puternic 3d

33d

24s

04p

04d

0

3d5

3d0

4s04p

0

sp3d

2

d2sp

3

MnII

FeIII

V0 Mn

II

FeIII

CoIV

6 slab 3d4

3d2

4s04p

04d

0 sp3d

2 Fe

II Co

III

243

puternic 3d6

3d0

4s04p

0 d

2sp

3 Cr

0 Fe

II

CoIII

NiIV

7 slab

puternic 3d

53d

24s

04p

04d

0

3d6

3d1

4s04p

04d

0

sp3d

2

dsp3d

CoII

FeI

CoII

NiIII

8 slab

puternic 3d

63d

24s

04p

04d

0

3d6

3d2

4s04p

04d

0

sp3d

2

dsp3d

NiII

NiII

Metoda orbitalilor moleculari

[FeF6]4–

– spin maxim [Fe(CN)6]4–

– spin minim

244

Compararea МOМ, МLV şi ТCC în cazul complecşilor

octaedrici ai elementelor 3d

Izomeria combinaţiilor complexe

1. Izomeria de hidratare

Unii cristalohidraţi cu aceeaşi formulă pot să se

deosebească între ei după compoziţia sferei interne şi a celei

externe. De exemplu sarea CrCl3 6H2O există sub formă de

trei izomeri: [Cr(H2O)6]Cl3; [Cr(H2O)5Cl]Cl2 H2O;

[Cr(H2O)4Cl2]Cl 2H2O;

2. Izomeria de ionizare

Exemplul 5: Se cunosc doi izomeri cu formula

Co(SO4)Br 5NH3. Un izomer formează precipitat alb la

interacţiunea cu BaCl2 şi nu reacţionează cu AgNO3, iar

celălalt nu reacţionează cu BaCl2, dar formează precipitat de

culoare galbenă cu AgNO3. Scrieţi formulele coordinative ale

izomerilor.

Rezolvare:

Compuşii cu aceeaşi compoziţie formează în soluţie ioni

TCC

Chib

ridi

zar

ea

d2s

p3

C

MOM

MLV

Chib

ridiz

are

a

d2s

p3

C

245

diferiţi.

CoBrSO4(NH3)5 CoBrSO4(NH3)5

violet-închis roşu-violet

La adăugarea: BaCl2 AgNO3 AgNO3 BaCl2

Se depune BaSO4 AgBr

Deci, formulele coordinative ale celor doi izomeri sînt:

Co

NH3

NH3

H3N

H3N NH3

BrSO4

2-

Co

NH3

NH3

H3N

H3N NH3

Br-

SO4

[Co

III(NH3)5Br]SO4 – violet-închis

[CoIII

(NH3)5SO4]Br – roşu-violet

3. Izomeria de coordinare se întâlneşte la compuşii

în care atât cationul, cât şi anionul sunt complecşi. De

exemplu, se cunosc doi compuşi cu aceeaşi compoziţie

CoCr(NH3)6(CN)6, dar cu proprietăţi diferite:

[Co(NH3)6]Cl3+K3[Cr(CN)6]=[Co(NH3)6][Cr(CN)6]+

+3KCl;

[Cr(NH3)6]Cl3+K3[Co(CN)6]=[Cr(NH3)6][Co(CN)6]+

+3KCl.

4. Unii liganzi poliatomici, de exemplu NO2- şi

SCN-, se pot lega de atomul metalic în două moduri diferite

(liganzi ambidentaţi) dând naştere astfel unor izomeri de

legătură. Gruparea NO2- poate coordina fie prin azot

246

(nitrocomplecşi M-NO2), fie prin oxigen (nitrito-complecşi,

M-ONO), ca în cei doi izomeri de legătură formulaţi mai jos:

[Co(NH3)5NO2]Cl2 [Co(NH3)5ONO]Cl2

galben brun roşu

izomer nitro izomer nitrito

5. Izomeria geometrică a fost pusă în evidenţă

pentru prima dată de Werner, în compuşii de tipul [MA2B2] cu

geometrie plan-pătratică, care a izolat izomerii cis- şi trans- ai

complecşilor [Pt(NH3)2Cl2] şi [PtPy2Cl2]:

Pt

Cl

Cl NH3

NH3

Pt

Cl

Cl

NH3NH3

cis-[Pt(NH3)2Cl2] trans-[Pt(NH3)2Cl2]-

culoarea oranj culoare cafenie

Izomeria geometrică este caracteristică şi complecşii cu

geometrie octaedrică. Spre exemplu, complexul [Co(NH3)4Cl2],

un reprezentant al complecşilor de tip [MA4B2], există sub

forma a doi izomeri geometrici (cis- şi trans-) care au culori

diferite.

Exemplul 6. Reprezentaţi izomerii geometrici pentru ionii

complecşi [Co(NH3)4Cl2]+, [Co(en)2Cl2]

+ şi [Cr(C2O4)2(H2O)2]

-

Răspuns:

247

cis-[CoIII

(NH3)4Cl2]+ – verde trans-[Co

III(NH3)4Cl2]

+ – violet

cis- [Co(en)2Cl2]+ trans- [Co(en)2Cl2]

+

cis- [Cr(C2O4)2(H2O)2]- trans- [Cr(C2O4)2(H2O)2]

-

Exemplul 7. Reprezentaţi cei trei izomeri geometrici

posibili pentru [Pt(NH3)(H2O)(CN)(Cl)].

Răspuns:

Co

NH3

NH3

H3N

H3N Cl

Cl

Co

NH3

NH3

H3N

Cl NH3

+

Cl

+

248

6. Izomeria optică. Modelul octaedric la

complecşi cu numărul de coordinaţie 6 a permis să se prevadă

la anumite combinaţii complexe bine definite proprietatea de a

roti planul de polarizare a luminii manifestând, fenomenul de

activitate optică. Condiţia principală pentru apariţia activităţii

optice la un ion complex este asimetria lui structurală (lipsa

unui plan de simetrie). Combinaţia cis poate să scindeze în

antipozi optici, iar combinaţia trans – nu. Între cei doi antipozi

ai ionului cis trebuie să existe acelaşi raport, ca între obiect şi

imaginea sa din oglindă. Structura celor doi antipozi optici

pentru complexul [M(en)3]n+

(unde en = ) poate fi

reprezentată prin următoarele formule:

Unii compuşi complecşi de tipul:

oglindă

249

= C2O

42-

sunt predispuşi racemizării, adică formează un amestec

stoechiometric de izomeri dextrogiri (d) şi levogiri (l) conform

schemei de reacţie:

Stabilitatea combinaţiilor complexe

Sărurile complexe, de regulă, sunt electroliţi puternici.

În soluţiile apoase, ele practic disociază complet în ionul

complex şi ionul sferei externe. De exemplu:

[Ag(NH3)2]Cl = [Ag(NH3)2]+ + Cl

-.

Sfera interioară a ionului complex disociază mai mult sau

mai puţin în părţile ei componente – ionul central şi liganzi:

[Ag(NH3)2]+ =Ag

+ + 2NH3.

250

În soluţie se stabileşte un echilibru între particula

complexă şi produsele ei de disociere. Drept măsură a

stabilităţii complexului serveşte constanta de echilibru a

procesului de descompunere. Ea se numeşte constanta de

nestabilitate:

]])([[

]][[

23

2

3

NHAg

NHAgknest

.

Stabilitatea combinaţiilor complexe în soluţii, deseori,

se caracterizează cantitativ prin valoarea inversă a constantei

de nestabilitate. Această mărime se numeşte constantă de

stabilitate:

nest

stabk

k1

.

Există şi compuşi, care în stare cristalină conţin ioni

complecşi atât de nestabili, încât disociază complet în părţile

lor componente – atomul central şi liganzi. Aşa combinaţii se

întâlnesc mai ales la săruri şi poartă denumirea de săruri duble,

ca, de exemplu, alaunii:

KAl(SO4)2 ) = K+ + Al

3+ + 2SO4

2-

(cristal) (soluţie)

Exemplul 9. Calculaţi concentraţia ionilor de Ag+ în

soluţia 0,001N de Na3[Ag(S2O3)2], care mai conţine şi câte

0,01mol de Na2S2O3 la fiecare litru de soluţie.

Rezolvare:

Sarea Na3[Ag(S2O3)2] disociază ca un electrolit

puternic:

Na3[Ag(S2O3)2] = 3Na+ + [Ag(S2O3)2]

3-

Gradul de disociere este egal practic cu 1, deci

concentraţia [[Ag(S2O3)2]3-

] = [Na3[Ag(S2O3)2]] = 0,001mol/l,

iar

[Ag(S2O3)2]2-

] = Ag+ + 2(S2O3)

2- , de unde:

251

13

3

232

22

32 101,1])([[

]][[

OSAg

OSAgknest

.

Na2S2O3 disociază complet. Excesul mare al ionilor

S2O32-

deplasează echilibrul disocierii ionului complex spre

stînga. De unde rezultă că [S2O32-

] = 0,01mol/l,

12

2

13

22

32

3

232 101,1)01,0(

001,0101,1

][

]])([[][

OS

OSAgkAg nest .

Exemplul 10. Se va forma oare precipitatul Cu(OH)2,

dacă vom amesteca volume egale de soluţii KOH cu

concentraţia 1,0 M şi [Cu(NH3)2]Cl2 de 1,0 M, care mai

conţine 0,5 mol exces de amoniac? (PS (Cu(OH)2) =5,6 10-20

),

knest ([Cu(NH3)2]2+

) =9,33 10-13

).

Rezolvare:

O substanţă se va precipita, dacă PI PS.

La amestecarea volumelor egale a două soluţii,

concentraţia fiecărui component se va micşora de două ori şi va

deveni: C([Cu(NH3)2]Cl2) = 0,5 M, C (KOH)= 0,5 M şi

C(NH3) = 0,25 M.

În prezenţa excesului de amoniac, echilibrul reacţiei

de disociere a ionului

[Cu(NH3)2]2+

Cu2+

+ 4NH3

se va deplasa spre stânga. Concentraţia amoniacului, care se

obţine la disocierea acestui ion, poate fi neglijată, iar

concentraţia NH3 în soluţie poate fi considerată egală cu

0,25 mol/l.

Din expresia matematică pentru constanta de

nestabilitate a ionului complex [Cu(NH3)2]2+

rezultă:

1342

1033,95,0

25,0)(CuCknest ;

mol/l1017,1)25,0(

1033,95,0)( 10

4

132CuC .

Deoarece soluţia hidroxidului de potasiu este un

252

electrolit puternic, gradul de disociere poate fi considerat egal

cu 1, de unde rezultă că CK+ = COH- .

Atunci PI = C(Cu2+

) C2(OH

-) = 1,17 10

-10 (0,5) =

=2,9 10-11

, adică

C(Cu2+

) C2(OH

-) PS(Cu(OH)2).

Rezultă că se va precipita Cu(OH)2.

Exerciţii propuse

1. Determinaţi gradul de oxidare al generatorului de

complex:

a) [Co(CO3)(NO2)4]3-

; [Ir(C2O4)2Cl2]3-

; [Rh(en)2Cl2]+;

b) [Ni(H2O)4(CO3)2]2-

; [Co(en)3]3+

; [Cu(NH3)4]2+

;

c) [Al(OH)6]3-

; [Co(NH3)5Cl]2+

; [Ni(NH3)6]2+

;

d) [Cr(H2O)5Cl]2+

; [Pt(NH3)2Cl2]; [Co(en)2Cl2]+.

2. Determinaţi sarcina ionului complex în următorii

compuşii:

a) K3[Fe(CN)6]; [Cr(NH3)3Cl3]; [Co(NH3)3(NO2)3];

b) Na3[Co(NO2)6]; [Rh(NH3)5Cl]Cl2; [Cu(H2O)4]SO4;

c) Na3[AlF6]; [Co(en)(NH3)2Cl2]Cl; [Pt(NH3)4Cl2]Cl2;

d) [Cr(CO)6]; [Zn(en)4]SO4; [Co(NH3)4CO3]NO3.

3. Daţi denumirea compuşilor cu următoarea compoziţie:

a) K2[SiF6]; [Pt(NH3)2Cl4]; Na2[Ni(CN)4];

b) [Os(CO)5]; [Cr(H2O)4Cl2]Cl; [Sn(H2O)Cl2];

c) [Rh(NH3)3Cl3]; Na2[Be(CO3)2]; [Cd(NH3)4](ClO4)2;

d) [Co(NH3)5Cl]Cl2; [PtPy2(NH3)2Br2]Br2; K4[Fe(CN)6].

4. Daţi denumirea compuşilor cu următoarea compoziţie:

a) [Pt(NH3)5Br]Br2; [CoEn(H2O)(NO2)]Br2; H2[SiF6];

b)[Cr(H2O)6][SbCl6]3;[Cr(En)2Cl2]Cl;[Pt(NH3)5I]2(CO3)3;

c) [Co(NH3)5SO4]HSO4; [Ni(En)3][PtCl4]; K2[Hg(SO3)2].

5. Scrieţi formulele următoarelor combinaţii complexe:

triclorotripiridinrodiu; pentacianoamminferat(II) de

potasiu; dihidroxodioxalato-manganat(IV) de sodiu;

253

hexafloroaluminat(III) de sodiu; tetraiodomercurat(II) de

bariu.

6. Scrieţi formulele următoarelor combinaţii complexe:

sulfat de nitropentammincrom(III); nitrat de carbonato-

pentammincobalt(III); tetracianoaurat(III) de potasiu;

hexahidroxostanat(IV) de sodiu; trinitrotriammincobalt.

7. Scrieţi formulele coordinative ale compuşilor, care se pot

obţine prin combinarea CoIII

, x NH3, yNO2-, zK

+.

Numărul de coordinaţie pentru CoIII

este egal cu 6. Daţi

denumirea compuşilor alcătuiţi.

8. Scrieţi formulele coordinative ale următorilor compuşi ai

cromului şi platinei: CrCl3 6H2O; PtCl2 2NH3;

PtCl4 6H2O.

9. Scrieţi formulele coordinative ale compuşilor:

AlF3 3KF; Cu(NO3)2 2KNO3.

10. Scrieţi ionii complecşi în următoarele săruri:

CoCl3 6NH3; CoCl3 5NH3.

11. Cum se schimbă sarcina ionului complex la substituirea

treptată a moleculelor de NH3 cu ionii NO2- în sarea

[Cr(NH3)6]Cl3? Scrieţi formulele coordinative ale

sărurilor formate.

12. Clorura de argint reacţionează cu amoniacul şi tiosulfatul

de sodiu. Care substanţe se obţin? Scrieţi ecuaţiile

reacţiilor.

13. Cum reacţionează hidroxidul de cupru cu amoniacul?

Scrieţi ecuaţia reacţiei. Aflaţi sarcina ionului complex.

14. Pentru precipitarea ionilor de clor din soluţia

[Cr(H2O)4Cl2]Cl sunt necesare 20 ml de soluţie de

AgNO3 0,1N. Calculaţi cantitatea sării complexe ce se

conţinea în soluţie.

15. Câţi moli de NH3 sunt necesari pentru dizolvarea a

0,1 mol de AgBr?

16. Scrieţi formula coordinativă a compusului cobaltului cu

compoziţia Fe(CN)3 3KCN, dacă în soluţie nu s-au

254

descoperit ionii de fier(III) şi CN- (N.C.=6).

17. Arătaţi greşelile în următoarele formule:

[Co(NO2)4(NH3)2]-, [Co(NH3)3(NO2)3]

+,

[Co(en)2(NCS)2]2, [(NH3)4CoCl2]

+, [Co(H2O)3(NH3)2].

18. Cum disociază în soluţie următorii compuşi?

[Cu(NH3)4]SO4, K[Co(NH3)2(NO2)4],

[Co(NH3)3(NO2)3].

19. Alcătuiţi formulele compuşilor coordinativi pentru Cu2+

,

Ag2+

, Au3+

(N.C.=4) cu diferiţi liganzi: NH3, S2O32-

, H2O,

Cl-, CN

-, SCN

-.

20. Scrieţi formulele compuşilor coordinativi ai scandiului cu

ionii F-, SO4

2-, C2O4

2-.

21. Numărul de coordinaţie al Co(III) este egal cu 6.

Alcătuiţi formulele coordinative ale compuşilor cu

următoarea compoziţie:

a) CoBr3 4NH3 2H2O;

b) CoCl3 4NH3;

c) CoCl3 4NH3 H2O;

d) PtCl2 4NH3;

e) PtCl2 3NH3;

f) PtCl2 KCl NH3;

g) PdCl2 2NH3 H2O;

h) Pd(NO2)2 2NH3.

Scrieţi ecuaţiile reacţiilor de disociere ale complecşilor.

22. La acţiunea ionilor de Fe3+

asupra sării

Co(NO3)2 SCN 5NH3, nu se obţine Fe(SCN)3 de

culoare roşie. Lipsesc reacţiile caracteristice pentru ionul

de cobalt şi amoniac. Sarea disociază în trei ioni. Scrieţi

formula coordinativă a substanţei. Scrieţi ecuaţia de

disociere a sării complexe.

23. Presiunea osmotică a soluţiei de Fe(CN)2 4KCN 0,01M

la 00C este egală cu 11,2 kPa. Cum disociază această

sare? Scrieţi formula coordinativă a sării.

24. Dintre substanţele enumerate mai jos indicaţi

255

neelectroliţii şi scrieţi ecuaţiile reacţiilor de disociere ale

electroliţilor:

(NH4)2PtCl6;

Pt(NH3)2Cl2;

K2Cu(C2O4)2;

(NH2COO)2Cu;

KCr(SO4)2 12H2O;

Fe2(CO)9.

25. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor de substituţie completă a

liganzilor în soluţiile apoase ale următorilor complecşi:

K3[RhCl6] + K2C2O4 =

[Co(NH3)5Cl]Cl2 + en =

[Ni(H2O)6]2+

+ NH4OH =

[Cr(H2O)6]3+

+ OH-

=

[Ni(en)2]SO4 + KCN =

26. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor de obţinere a compuşilor care

conţin un singur tip de ligand în sfera interioară

(N.C.= 6):

CrCl3 + en =

NiCl2 + NH3 =

CoCl2 + H2O =

FeCl2 + KCN =

TiCl4 + HCl =

27. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor de obţinere a compuşilor cu doi

liganzi (cantităţi egale):

K2[PtCl4] + 2Py =

[Cr(H2O)6]3+

+ 3OH- =

[Cd(H2O)6]2+

+ 3NH3=

28. Scrieţi reacţiile protolitice pentru complecşi cu

proprietăţi acide:

[Co(H2O)(NH3)5]3+

; [Cr(H2O)5Cl]2+

; [Pt(H2O)2(NH3)4]4+

;

[Co(H2O)(NH3)4(NO2)]2+

.

29. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor protolitice pentru complecşi cu

proprietăţi bazice:

256

[Cr(Py)2(H2O)3(OH)-]

2+; [Co(NH3)5(OH)]

2+;

[Rh(NH3)5OH]2+

; [Pt(NH3)5(OH)]3+

.

30. De egalat ecuaţiile reacţiilor propuse mai jos:

[Fe(CO)5] + OH- = [ Fe(CO)4]

2 - + CO3

2 - + H2O;

[Pt(NH3)3(NO2)]+

+ H3O+

+ Zn + H2O = [Pt(NH3)4]2+

+

+ [Zn(H2O)4]2+

;

[Co(H2O)6]2+

+ NH4+

+ NH3 + NO2 -

+ O2 =

= [Co(NH3)3(NO2)3] + H2O.

31. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor formării amino-complecşilor de

Co(III) în soluţii apoase:

[Co(NH3)6]Cl2 + NH4Cl + O2 =

[Co(H2O)6]Cl2 + NH4Cl + NH3 + O2 =

[Co(H2O)6]Cl2 + NH4Cl + NH3 + PbO2 =

32. Cum disociază în ioni următorii compuşi:

Cr(NH3)5Cl3; Cr(NH3)4(H2O)Cl3; KCr(SO4)2 12H2O;

Cu(NH3)4SO4; CuSO4 5H2O; Co(NH3)5(NO2)3;

KCo(NH3)2(NO2)4?

33. Zirconiul şi stronţiul (IV) pot forma compuşi complecşi

cu ionul oxalat. Scrieţi formulele lor şi daţi denumirile.

34. Ce numere de coordinaţie pot avea ionii Cu+; Cu

2+; Co

2+;

Co3+

; Pt2+

; Pt3+

?

35. Daţi exemple de compuşi coordinativi, în componenţa

cărora generatorul de complex este un nemetal.

36. Au fost pregătite soluţiile diluate cu concentraţii egale de

K2Pt(NO2)4; Pt(NH3)3(NO2)2; Pt(NH3)4(NO2)2;

K3Co(CN)6; (NH4)Fe(SO4)2; Pt(NH3)2Cl2.

Scrieţi ecuaţiile reacţiilor de disociere şi indicaţi valorile

aproximative ale conductibilităţii electrice moleculare

pentru fiecare caz.

37. În ce se dizolvă AgCl, AgCN, PbCl2, Ni(OH)2?

38. Cum se obţine H[AuCl4] din aurul metalic? Scrieţi

ecuaţiile reacţiilor.

39. Cum se poate obţine hexacianoferatul(III) de potasiu din

FeCl2? Scrieţi ecuaţiile reacţiilor.

257

40. Cum disociază sarea dublă KFe(SO4)2?

41. Mineralul carnalita are formula KCl MgCl2 6H2O. Cum

disociază el în soluţie?

42. Ce cantitate de soluţie AgNO3 0,1 N este necesară pentru

precipitarea ionilor de Cl- din soluţia care conţine 0,1mol

de carnalită (KCl MgCl2 6H2O)?

43. Piatra vânătă are formula [Cu(H2O)4]SO4 H2O. Cum

disociază ea în soluţie? Ce volum de soluţie BaCl2 0,5N

este necesar pentru precipitarea ionilor SO42-

din soluţia

care conţine 1 mol de piatră vânătă?

44. Câte grame de apă intră în sfera interioară şi exterioară la

hidratarea a 159,5g de CuSO4?

45. Ce cantitate de NaOH e necesară pentru precipitarea

Al3+

din soluţia ce conţine 1 mol de sare dublă

KAl(SO4)2?

46. Hidroxidul de zinc se dizolvă în exces de NaOH cu

formarea Na2[Zn(OH)4]. Câte grame soluţie de 20% de

NaOH sunt necesare pentru dizolvarea a 99,4g Zn(OH)2?

47. Aplicaţi metoda legăturilor de valenţă pentru a explica

tipul de hibridizare ce se realizează în complecşii

cobaltului(III): [CoF6]3-

, [Co(CN)6]3-

. Ce proprietăţi

magnetice au aceşti ioni?

48. Determinaţi tipul de hibridizare a atomului central în

compuşii [Hg(CN)4]2-

şi [Ag(CN)2]-. Reprezentaţi forma

geometrică a acestor compuşi.

49. Care din substanţele enumerate mai jos sunt colorate:

Na2[Zn(OH)4]; [Cu(NH3)4](OH)2; [Co(NH3)6]Cl3;

H[CuCl2]; Na3[AlF6] ?

50. Alcătuiţi diagrama energetică a formării legăturilor în

complexul [Fe(C2O4)3]3-

(câmpul liganzilor este slab).

Determinaţi tipul hibridizării orbitalilor atomului central.


complexul [Fe(NO2)6]3-

(câmpul liganzilor este puternic).

Determinaţi tipul hibridizării orbitalilor atomului central.

258

52. Alcătuiţi diagrama energetică a formării legăturilor şi

arătaţi tipul de hibridizare în complecşii: [CoCl4]2-

,

[CuCl4]2-

, [Ni(CO4)].


compuşi octaedrici a elementelor 4d şi 5d: [Pd(NH3)6]4-

,

[PtF6]-, [RuBr6]

2-, [OsF6]

2-, [Rh(CO)Cl5]

2-.

54. Ce proprietăţi magnetice manifestă următorii compuşi:

[Fe(CN)6]3-

, [Co(H2O)6]3+

, [NiF6]2-

?

55. Aranjaţi următorii compuşi în ordinea descreşterii

stabilităţii:

a) [Hg(SCN)4]2-

knest=1,0 10-22

b) [HgBr4]2-

knest=2,2 10-22

c) [Fe(CN)6]3-

knest=5 10-44

d) [Cu(NH3)4]2+

knest=4,6 10-14

?

e) [AlF6]3-

knest=2 10-24

f) [Co(CN)4]2-

knest=8 10-20

g) [AgCl2]- knest=2,3 10

-6

h) [Zn(CN)4]2+

knest=1,06 10-26

?

56. Determinaţi concentraţia ionului Ag+ în soluţia 0,1M

de[Ag(NH3)2]NO3, care mai conţine 1mol exces de

amoniac. Constanta de nestabilitate a ionului

[Ag(NH3)2]+ este egală cu 5,7 10

-8.

57. Constanta de nestabilitate a ionului de [Cd(CN)4]2-

este

egală cu 7,8 10-18

. Determinaţi concentraţia ionilor de

cadmiu în soluţia 0,1M de K2[Cd(CN)4], care conţine

exces de KCN în cantitate de 0,1 mol/l.

58. Constanta de nestabilitate a ionului de [Cu(NH3)4]2+

este

egală cu 2,1 10-13

. Determinaţi conţinutul ionilor de

cupru în 0,5 l de soluţie 0,01M a sării [Cu(NH3)4]SO4.

59. La ce concentraţie a ionilor de clor se formează precipitat

de AgCl din soluţia de [Ag(NH3)2]NO3 0,1M care

conţine 1 mol de amoniac într-un litru de soluţie?

PSAgCl = 1,8 10-10

.

60. Se formează oare precipitatul de halogenură de argint la

259

adăugarea la 1 litru soluţie [Ag(NH3)2]NO3, ce conţine

1mol de amoniac:

a) 1 10-5

mol Br2; b) 1 10-5

mol I2 ?

PSAgBr = 5,3 10-13

; PSAgI = 8,3 10-17

.

61. La ce concentraţie a ionilor de S2-

se depune precipitatul

CdS din soluţia 0,05M K2[Cd(CN)4], care conţine

0,1 mol de KCN în 1 l de soluţie? PSCdS=7,9 10-27

.

Constanta de nestabilitate a ionului de [Cd(CN)4]2-

este

egală cu 7,8 10-18

.

62. Câţi moli de amoniac conţine 1 litru de soluţie

[Ag(NH3)2]NO3 0,1M, dacă la adăugarea a unui litru de

soluţie de 1,5 g KCl nu s-a format precipitat de AgCl?

PSAgCl = 1,8 10-10

.

63. Se va precipita oare sulfura de mercur la amestecarea

soluţiei de K2[HgI4] 0,01M cu volumul de 1 l, ce mai

conţine 0,05 mol KI, cu un volum egal de soluţie saturată

CdS? Constanta de nestabilitate a ionului de [HgI4]2-

este

egală cu 1,5 10-31

PSCdS = 7,9 10-27

, PSHgS = 1,6 10-52

.

64. Se formează oare precipitatul de iodură de argint, dacă la

1 l soluţie 0,01 M de K2[Ag(CN)2], ce conţine 0,02 mol

de KCN,a fost adăugat 1 10-3

mol KI ?Se formează oare

precipitat de Ag2S, dacă amestecăm volume egale de

soluţii 0,001M [Ag(CN)2]-, concentraţia CN

- este egală

cu 0,112 mol/l şi 3,5 10-3

M a soluţiei cu ionii de S2-

?

65. La adăugarea excesului de AgNO3 la soluţia apoasă de

0,5 mol OsCl3, în care sunt prezenţi în cantităţi

echimoleculare izomerii [Os(H2O)4Cl2]Cl şi

[Os(H2O)5Cl]Cl2, se formează un precipitat. Calculaţi

cantitatea lui.

66. Se cunosc doi izomeri cu formula Pt(SO4)(OH)2 4NH3.

pH al primului izomer este egal cu 7, iar pH pentru al

doilea -13,3. Scrieţi formulele coordinative ale

izomerilor.

67. Scrieţi toţi izomerii geometrici pentru compuşii:

260

a) [Co(NCS)3(NO2)3]3-

;

b) [Co(NH3)4(NO2)2]+;

c) [Co(en)2Br2]+;

d) [Pt(NH3)2(NCS)2].

68. Determinaţi tipul de izomerie în următorii compuşi

complecşi:

a)[Cr(H2O)6]Cl3; [Cr(H2O)5Cl]Cl2 H2O;

[Cr(H2O)4Cl2]Cl 2H2O;

b) [Pt(NH3)4][PtCl6]; [Pt(NH3)3Cl][Pt(NH3)Cl5];

[Pt(NH3)4Cl2][PtCl4];

c) [Co(NH3)6][Cr(C2O4)3];

[Co(NH3)4(C2O4)][Cr(NH3)2(C2O4)2].

69. Determinaţi tipul de izomerie pentru fiecare pereche de

compuşi coordinativi:

a) [Co(en)3][Cr(C2O4)3] şi [Cr(en)3][Co(C2O4)3];

b) [Pt(NH3)4Cl2]Br2 şi [Pt(NH3)4Br2]Cl2;

c) [Pt(NH3)4][PtCl4(OH)2] şi [Pt(NH3)4(OH)2] [PtCl4].

70. Ce fel de izomeri cis- sau trans- se obţin la tratarea

termică a [Pt(NH3)4]Cl2 ?

71. Pot avea izomeri cis- si trans- următoarele substanţe:

a) dinitrotetramincobalt(III);

b) dinitrodiaminplatină;

c) clorura de cloropentamincobalt(III) ?

261

CHESTIONAR

PROPRIETĂŢILE ELEMENTELOR

ŞI COMPUŞILOR LOR

Grupa I A

1. Care sunt argumentele ce justifică plasarea hidrogenului

atât în grupa I, cât şi în grupa VII?

2. Arătaţi metodele de obţinere şi de culegere a hidrogenului

în laborator. Cum se controlează puritatea hidrogenului?

3. Izotopii hidrogenului. Care sunt metodele de separare a

izotopilor?

4. Enumeraţi proprietăţile fizice ale hidrogenului. Unde se

utilizează hidrogenul?

5. Proprietăţile reducătoare ale hidrogenului. Daţi mai

multe exemple.

6. Proprietăţile oxidante ale hidrogenului. Hidrurile ionice,

covalente şi interstiţiale.

7. Cum se comportă în prezenţa apei hidrurile metalelor şi

ale nemetalelor?

8. Daţi exemple din care să se vadă diferenţa dintre

activitatea hidrogenului atomar şi a celui molecular.

9. Care este structura moleculei peroxidului de hidrogen?

10. Cum se obţine peroxidul de hidrogen în laborator şi

industrie?

11. În ce reacţii peroxidul de hidrogen manifestă proprietăţi

de acid? Daţi exemple.

12. Scrieţi câteva reacţii, din care să se vadă proprietăţile

oxidante şi reducătoare ale peroxidului de hidrogen.

13. Cum se poate stabiliza soluţia peroxidului de hidrogen?

În ce domenii se utilizează apa oxigenată?

14. Care reacţii se folosesc pentru identificarea peroxidului

de hidrogen?

262

15. Cum se acordă între ele valorile potenţialelor de

ionizare ale metalelor alcaline cu potenţialele lor

standard de electrod? Faceţi comparaţie şi explicaţi.

16. Ce produse se obţin la interacţiunea metalelor alcaline cu

oxigenul, apa, acizii şi hidrogenul? Scrieţi ecuaţiile

reacţiilor.

17. Cum pot fi obţinuţi oxizii de litiu, sodiu şi potasiu?

18. Care ioni se află în reţeaua cristalină a substanţelor:

Na2O2; KO2 şi KO3?

19. Ce asemănări există între litiu şi magneziu şi care este

cauza acestor asemănări?

20. Cum se schimbă solubilitatea şi tăria hidroxizilor de la

litiu spre cesiu?

21. Din ce material trebuie făcut creuzetul folosit la topirea

bazelor alcaline?

22. Ce reacţii de identificare a ionilor de sodiu şi potasiu

cunoaşteţi?

23. Cum se schimbă solubilitatea fluorurilor, carbonaţilor,

percloraţilor şi hexacloroplatinaţilor de la litiu spre cesiu?

Grupa II A

1. Prin ce se deosebesc beriliul şi compuşii lui de celelalte

elemente din grupa II A? Care proprietăţi ale beriliului

amintesc proprietăţile aluminiului?

2. Cum pot fi obţinuţi oxizii şi hidroxizii metalelor

alcalino-pămîntoase? Scrieţi ecuaţiile reacţiilor.

3. Cum se schimbă proprietăţile hidroxizilor în seria

Be(OH)2 → Ba(OH)2?

4. De ce magneziul aprins nu poate fi stins cu apă? Scrieţi

ecuaţiile reacţiilor respective.

5. Cum influenţează asupra solubilităţii hidroxidului de

magneziu clorura de amoniu? Daţi explicaţii.

6. Cum variază solubilitatea în apă a carbonaţilor, sulfaţilor,

cromaţilor şi oxalaţilor metalelor alcalino-pămîntoase?

263

7. Se va forma carbonat de bariu sau nu, dacă vom trece un

curent de CO2 prin soluţia de nitrat sau clorură de bariu?

8. Prezenţa căror ioni în soluţie cauzează duritatea apei? Ce

metode de dedurizare cunoaşteţi?

9. Care compuşi ai metalelor alcalino-pămîntoase posedă

proprietăţi de materiale aglutinante?

10. Dioxidul de carbon în laborator se obţine în urma reacţiei

dintre marmură şi acid clorhidric. Putem oare înlocui

acidul clorhidric cu acid sulfuric? Explicaţi.

11. Cum se colorează flacăra becului de gaz în prezenţa

sărurilor de calciu, stronţiu, bariu?

Grupa III A

1. Din care compuşi naturali se obţin borul şi aluminiul? Ce

procese chimice şi electrochimice se folosesc aici?

2. Cum se schimbă razele atomilor şi potenţialele de ionizare

ale elementelor din subgrupa III A?

3. Cum se explică schimbarea bruscă a proprietăţilor

aluminiului faţă de cele ale borului?

4. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor de interacţiune a acizilor şi

bazelor cu elementele din subgrupa III A.

5. Prin ce se aseamănă şi prin ce se deosebesc proprietăţile

borazinei de cele ale benzenului?

6. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor de obţinere a tetrahidruro-

boratului de sodiu, diboranului, oxidului de bor şi acizilor

borici. Explicaţi particularităţile structurii diboranului şi

acizilor borici.

7. Daţi exemple de reacţii, în care se manifestă tendinţa

atomilor de bor de a forma combinaţii complexe.

8. Care compuşi ai borului au structură polimerică? Daţi

exemple.

9. Cum se comportă oxidul de aluminiu calcinat faţă de apă,

baze şi acizi? Cu ajutorul căror reacţii oxidul de aluminiu

cristalin poate fi transformat într-o substanţă solubilă în

264

apă?

10. E posibilă oare deshidratarea în aer a AlC13 · 6H2O prin

încălzire? Daţi răspuns motivat.

11. Cum se obţine din Na3[Al(OH)6] sulfatul de aluminiu?

Scrieţi ecuaţiile reacţiilor în formă ionică şi moleculară.

12. Prin ce se deosebesc reacţiile dintre AlC13 şi BCl3 cu apa?

13. Care din oxizii Ga2O3, In203 şi Tl203 este oxidant mai

puternic?

14. Cum se schimbă tăria bazelor şi proprietăţile lor în seria

Ga(OH)3→In(OH)3→Tl(OH)3?

15. Ce proprietăţi manifestă compuşii taliului(I) şi

taliului(III) în soluţii? Ilustraţi răspunsul cu ecuaţii

chimice.

Grupa IV A

1. Enumeraţi factorii care influenţează asupra capacităţii

carbonului de a exista în patru forme alotropice. E

posibilă oare existenţa a mai multor modificări alotropice

la siliciu?

2. Explicaţi comportarea faţă de acizi şi baze a elementelor

din grupa IVA.

3. Ce reacţii chimice au loc în procedeele industriale de

obţinere a metalelor din subgrupa germaniului?

4. Cum se schimbă temperaturile de fierbere în seria metan-

hidrură de plumb?

5. Prin ce se explică faptul că siliciul nu este în stare să

formeze un număr mare de compuşi cu hidrogenul ca şi

carbonul?

6. Explicaţi proprietăţile oxidului de carbon (II), pornind

de la structura moleculei acestei substanţe pe baza

teoriilor LV şi OM.

7. Scrieţi ecuaţiile de obţinere a oxizilor de carbon în

laborator şi industrie.

8. Comparaţi proprietăţile şi structurile oxizilor de carbon

265

(IV) şi siliciu (IV).

9. La precipitarea carbonaţilor ce se hidrolizează uşor nu

se recomandă a folosi exces de soluţie a carbonatului

solubil. Explicaţi de ce.

10. Cum se explică existenţa unui mare număr de silicaţi şi

alumosilicaţi cu cele mai diferite proprietăţi?

11. Obţinerea şi proprietăţile hidroxizilor elementelor din

subgrupa germaniului. Care dintre ei au mai mult

caracter acid şi care au caracter bazic?

12. Cum se schimbă proprietăţile reducătoare în seria

Ge2+

→Pb2+

şi proprietăţile oxidante în seria Ge4+

→Pb4+

?

13. Care din compuşii staniului sunt folosiţi ca reducători şi

care din compuşii plumbului sunt folosiţi ca oxidanţi?

Daţi exemple în formă de ecuaţii chimice.

Grupa VA

1. Trasaţi diagrama orbitalilor moleculari pentru molecula de

azot, arătaţi numărul de legături dintre atomi şi explicaţi,

totodată, proprietăţile chimice ale azotului.

2. Din ce substanţe şi în ce condiţii se obţine azotul în

laborator şi în industrie?

3. Daţi exemple de nitruri ionice, interstiţiale şi covalente.

Cum se comportă aceste nitruri faţă de apă?

4. Ce compuşi formează azotul cu hidrogenul? Cum se

obţin aceşti compuşi? Caracterizaţi proprietăţile lor

reducătoare.

5. Explicaţi structura spaţială a moleculei de amoniac pe

baza teoriei legăturilor de valenţă. Care proprietăţi ale

amoniacului sunt explicate pe baza acestei structuri?

6. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor caracteristice pentru amoniac:

de substituţie, adiţie, oxidare şi formare a complecşilor.

7. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor de descompunere termică a

nitriţilor, nitraţilor, fosfaţilor şi carbonaţilor de amoniu.

8. Care este reacţia de identificare a ionului de amoniu în

266

soluţie?

9. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor de obţinere a oxizilor de azot în

laborator.

10. Explicaţi structura şi proprietăţile oxidului de azot (II) de

pe poziţiile metodei OM.

11. Care din oxizii azotului vor reacţiona cu bazele alcaline?

Scrieţi ecuaţiile reacţiilor respective.

12. Ce proprietăţi manifestă nitriţii în reacţiile redox? Daţi

exemple.

13. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor de obţinere a acidului azotic din

amoniac şi arătaţi condiţiile în care ele decurg.

14. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor dintre acidul azotic, diluat şi

concentrat, şi următoarele substanţe: Zn, Sn, Cu, S, SO2,

P, C.

15. Cum se transformă nitraţii metalelor la încălzire? Daţi

exemple.

16. Ce modificări alotropice are fosforul? Cum depinde

activitatea chimică a fosforului de modificarea lui

alotropică?

17. Prin ce se explică stabilitatea mai mare a sărurilor de

amoniu faţă de sărurile de fosfoniu?

18. Daţi mai multe exemple ale reacţiilor de dispropor-

ţionare în care participă fosforul şi compuşii săi.

19. Scrieţi formulele grafice şi coordinative ale următorilor

acizi: H3PO2, H3PO3 şi H3PO4.

20. Care dintre acizii fosforului: H3PO2, H3PO3, H4P2O6,

H3PO4, HPO3. H4P2O7 şi H4P2O8 posedă: a) proprietăţi

reducătoare, b) proprietăţi oxidante?

21. Scrieţi ecuaţiile tuturor reacţiilor în urma cărora se obţine

acid ortofosforic.

22. În ce condiţii fosfatul unui metal poate trece în polifosfat?

23. Cum se comportă As, Sb şi Bi în soluţiile diluate şi

concentrate ale acidului sulfuric şi celui azotic?

24. Cum se schimbă electronegativitatea atomilor de As, Sb,

267

Bi şi cum se schimbă în legătură cu aceasta stabilitatea şi

capacitatea de reducător în compuşii AsH3, SbH3, BiH3?

25. Comparaţi proprietăţile chimice ale oxizilor şi

hidroxizilor de As, Sb şi Bi cu gradul de oxidare +3.

26. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor de obţinere a oxizilor şi

hidroxizilor de As şi Sb cu gradul de oxidare +5. Cum se

obţin compuşii Bi(V)?

27. Ce proprietăţi oxido-reducătoare manifestă compuşii As,

Sb şi Bi cu gradele de oxidare +3 şi +5? Cum se schimbă

aceste proprietăţi de la As spre Bi? Scrieţi ecuaţiile

reacţiilor.

28. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor de obţinere a sulfurilor

elementelor din subgrupa arsenului. Cu ajutorul căror

reactivi se pot dizolva aceste substanţe?

Grupa VI A

1. Care sunt metodele de obţinere a oxigenului în

laborator şi industrie?

2. Explicaţi structura moleculei de oxigen şi

paramagnetismul ei folosind metoda orbitalilor

moleculari.

3. În ce ramuri ale industriei se utilizează oxigenul? Daţi

exemple.

4. Comparaţi proprietăţile fizice şi chimice ale oxigenului şi

ozonului.

5. Cum se clasifică şi ce proprietăţi chimice au oxizii

metalelor şi nemetalelor? Cum se schimbă proprietăţile

oxizilor elementelor care aparţin aceleiaşi perioade şi

aceleiaşi grupe?

6. Cu ajutorul căror reacţii se pot deosebi oxizii de

peroxizi? Daţi exemple.

7. Cum se obţine sulful în industrie?

8. Enumeraţi modificările alotropice ale sulfului. Care din

ele sunt mai stabile în condiţiile obişnuite?

268

9. La ce grad de oxidare sulful poate fi: a) numai reducător;

b) reducător şi oxidant; c) numai oxidant? Ilustraţi

răspunsul cu ecuaţii chimice.

10. Cum se obţin compuşii sulfului, seleniului si telurului cu

hidrogenul? Comparaţi stabilitatea termică şi proprietăţile

reducătoare ale acestor compuşi.

11. Cum se schimbă caracterul legăturii chimice în compuşii

Na2S, H2S, CS2?

12. Daţi exemple de compuşi ai sulfului, care în apă: a) nu se

hidrolizează; b) se hidrolizează parţial; c) se hidrolizează

complet.

13. În ce caz sulfurile metalelor nu pot fi precipitate din

soluţiile sărurilor respective cu ajutorul hidrogenului

sulfurat?

14. Scrieţi formulele grafice ale oxizilor de sulf (IV) şi

(VI). Arătaţi caracterul legăturilor chimice şi tipul de

hibridizare în aceşti compuşi.

15. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor de obţinere a oxizilor de sulf

(IV) şi (VI) în laborator şi industrie.

16. Comparaţi proprietăţile oxido-reducătoare ale acizilor

sulfuros şi selenos.

17. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor dintre tiosulfatul de sodiu cu

acidul clorhidric, apa de clor şi apa de iod.

18. Prin ce se deosebesc mecanismele reacţiilor de

interacţiune a metalelor cu acidul sulfuric diluat şi cel

concentrat?

19. Comparaţi proprietăţile oxidante ale acizilor sulfuric,

selenic şi teluric.

20. Scrieţi formulele grafice ale disulfatului şi

peroxodisulfatului de potasiu.

Grupa VII A

1. Starea naturală a halogenilor.

2. Metodele de obţinere a halogenilor în laborator şi

269

industrie.

3. Proprietăţile fizice şi chimice ale halogenilor.

4. Cum se schimbă potenţialul de ionizare, afinitatea pentru

electron şi electronegativitatea in seria F2→I2?

5. Combinaţiile halogenilor cu hidrogenul. Metodele de

obţinere şi proprietăţile lor.

6. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor de interacţiune a fluorurilor,

clorurilor, bromurilor şi iodurilor cu acidul sulfuric

concentrat.

7. Cum se schimbă stabilitatea termică şi proprietăţile

reducătoare ale hidracizilor în seria HF→HI?

8. Cum se explică că: a) fluorura de hidrogen are cea mai

înaltă temperatură de fierbere din compuşii HHal?

b) acidul fluorhidric disociază cel mai slab din toţi

hidracizii?

9. Care sunt reacţiile de identificare ale ionilor de halogen

în soluţie?

10. Compuşii interhalogenici şi proprietăţile lor.

11. Metodele de obţinere şi proprietăţile compuşilor

oxigenaţi ai clorului.

12. Cum se schimbă proprietăţile oxidante, tăria şi

stabilitatea acizilor in seria: ClO→HClO2→ HClO3→

→HClO4?

13. Utilizarea compuşilor oxigenaţi ai clorului.

14. Obţinerea şi proprietăţile compuşilor oxigenaţi ai

bromului şi iodului. Compararea acestor combinaţii cu

compuşii oxigenaţi ai clorului.

15. Scrieţi toate reacţiile consecutive ce vor avea loc la

acţiunea clorului asupra unei soluţii ce conţine KBr şi

KI.

16. Din care compuşi iodul poate substitui clorul?

17. Cum se schimbă proprietăţile oxidante şi tăria acizilor în

seria HIO→HIO3→H5IO6?

18. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor de transformări consecutive

270

după schema:

KClO→KClO3-→KClO4→ HClO4→Cl2O7

I2 →HIO3 →Na3H2IO6

Grupa VIII A

1. Cum se schimbă razele atomilor, potenţialele de ionizare

şi activitatea chimică a gazelor inerte?

2. Ce metode de separare a gazelor inerte sunt folosite în

practică?

3. Ce substanţe se numesc clatraţi? Daţi exemple.

4. Cum explică teoria OM posibilitatea existenţei

particulelor HeH, HeH*, HeF şi He+

2?

5. Atomii de cripton, xenon şi radon au în compuşii lor

numai grade de oxidare pare. Cum se explică acest

fenomen?

6. Din ce cauză criptonul, xenonul şi radonul formează, de

regulă, compuşi numai cu fluorul şi oxigenul?

7. Prin ce se explică proprietăţile oxidante foarte puternice

ale fluorurilor de xenon?

8. Ce utilizări au gazele inerte şi compuşii lor?

Grupa I B

1. Temperaturile de topire şi fierbere ale metalelor din

subgrupa cuprului sunt cu mult mai înalte decât cele ale

metalelor alcaline. Explicaţi aceste date.

2. De ce obiectele de argint se înnegresc în aer? Scrieţi

ecuaţia reacţiei corespunzătoare.

3. În ce acizi şi amestecuri de acizi se dizolvă elementele

din subgrupa cuprului? Scrieţi ecuaţiile reacţiilor cu

acizi de diferite concentraţii.

4. Ce grade de oxidare manifestă atomii de Cu, Ag şi Au

în compuşii lor. Daţi exemple şi explicaţi-le.

5. Explicaţi cauza dizolvării Cu, Ag şi Au în soluţiile

271

apoase ale cianurilor metalelor alcaline. Ce influenţă

are oxigenul din aer asupra procesului de dizolvare?

Care este rolul ionilor CN- în soluţie? Folosiţi pentru

explicare valorile potenţialelor standard de electrod şi

ecuaţia lui Nernst.

6. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor, după care din sulfat de cupru

(II) s-ar putea obţine în condiţii de laborator CuO şi

Cu2O.

7. Descrieţi proprietăţile hidroxizilor de cupru, argint şi

aur. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor respective.

8. Prin ce se explică că ionii complecşi ai cuprului (II) şi

aurului (III) cu numărul de coordinaţie 4 au structură

plan-pătratică?

9. Explicaţi cauza micşorării solubilităţii sărurilor de

argint în soluţie de amoniac în ordinea AgCl →

→AgBr→AgI.

Grupa II B

1. Cum se comportă zincul, cadmiul şi mercurul în

soluţiile acizilor diluaţi şi concentraţi? Scrieţi ecuaţiile

reacţiilor.

2. Cum se comportă zincul şi cadmiul în soluţiile bazelor

alcaline, amoniacului şi clorurii de amoniu? Scrieţi


3. Caracterizaţi proprietăţile hidroxizilor de zinc, cadmiu

şi mercur. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor respective.

4. Care reactivi precipită mai complet sulfura de zinc din

soluţiile sărurilor lui: H2S sau (NH4)2S? Motivaţi

răspunsul.

5. De ce conductibilitatea iodurii de cadmiu este mai mică

decât conductibilitatea iodurii de zinc de aceeaşi

concentraţie?

6. Care este cauza creşterii intensităţii culorii oxizilor şi

sulfurilor metalelor în seria zinc→mercur?

272

7. Care hidroxid posedă proprietăţi bazice mai puternice:

Zn(OH)2 sau [Zn(NH3)4] (OH)2?

8. Care sunt deosebirile dintre sărurile de mercur (I) şi

sărurile de mercur(II)? Motivaţi răspunsul cu ajutorul

ecuaţiilor reacţiilor chimice.

9. Ce reacţie va avea loc, dacă vom introduce zinc metalic

în soluţia ce conţine ionii [Cu(CN)4]3-

?

10. Ce efect vom observa, dacă în soluţia ce conţine ionul

[HgS2]2-

vom adăuga: a) acid clorhidric; b) acid azotic

concentrat? Scrieţi ecuaţiile reacţiilor.

Grupa III B

1. Cum se schimbă razele atomilor în seria lantanoidelor?

2. Prin ce se explică faptul că proprietăţile chimice ale

lantanoidelor se deosebesc între ele cu mult mai puţin

decât proprietăţile actinoidelor?

3. Ce metode de separare a lantanoidelor cunoaşteţi?

Caracterizaţi părţile lor pozitive şi negative.

4. Cu ajutorul căror reacţii se separă toriul de elementele

pământurilor rare?

5. Ce tipuri de oxizi, hidroxizi şi peroxizi sunt

caracteristice pentru lantanoide?

6. Cum se schimbă tăria bazelor în seria Ce(OH)3 →

→ Lu(OH)3?

7. Ce produse se formează în urma reacţiilor CeO2 · nH2O

cu acizii şi bazele?

8. Se ştie că la unele actinoide gradele de oxidare sunt mai

mari decât la lantanoide. Cum se explică aceste

deosebiri?

9. Pentru care actinoide este caracteristic gradul de

oxidare constant?

10. Ce metode de separare a izotopilor de uraniu

cunoaşteţi?

11. Cu care liganzi lantanoidele formează combinaţii

273

complexe? Daţi exemple şi arătaţi utilizarea lor în

practică.

12. Care sunt combinaţiile complexe mai importante ale

toriului? Ce aplicare au ele în practică?

13. Care sunt asemănările şi deosebirile combinaţiilor

uraniului cu compuşii elementelor din subgrupa

cromului?

14. Cum au fost obţinute elementele transuranice?

Grupa IV B

1. Valorile razelor atomice ale zirconiului şi hafniului practic

sunt identice. Cum explicaţi acest fapt?

2. Prin ce metode poate fi obţinut titanul în industrie?

Calculaţi dacă titanul poate fi obţinut prin metoda

aluminotermică.

3. Ce metode de separare a zirconiului şi hafniului din

minereuri cunoaşteţi? Scrieţi ecuaţiile reacţiilor

respective.

4. Zirconiul şi hafniul au valori relativ mici ale primelor

potenţiale de ionizare şi valori negative ale potenţialelor

standard de electrod. Totuşi, în condiţii obişnuite, aceste

metale sunt destul de inerte. Cum explicaţi acest

fenomen?

5. Explicaţi mecanismul interacţiunii amestecului de acizi

azotic şi fluorhidric asupra zirconiului şi hafniului.

6. Din ce cauză la titan, zirconiu şi hafniu ionii de tipul E4+

sunt puţin caracteristici? Pot oare exista în soluţii apoase

aşa ioni?

7. Cum se obţin tetrahalogenurile de titan, zirconiu şi

hafniu? Ce proprietăţi au aceste substanţe?

8. Din ce cauză tetraclorura de titan la temperatura camerei

este lichidă, iar tri- şi diclorura sunt solide? Ce se

întâmplă cu clorurile inferioare la încălzire?

9. Cum se schimbă caracterul acido-bazic, stabilitatea şi

274

proprietăţile oxido-reducătoare ale hidroxizilor titanului

în seria Ti(OH)2 →Ti(OH)3 →TiO2 · nH2O?

10. Prin ce proprietăţi se aseamănă şi prin ce proprietăţi se

deosebesc halogenurile din subgrupa titanului şi cele din

subgrupa germaniului?

11. Cum se explică tendinţa titanului, zirconiului şi hafniului de

a forma combinaţii interstiţiale cu compoziţie variabilă?

Grupa V B

1. Care reacţii chimice alcătuiesc baza metodelor industriale

de obţinere a vanadiului, niobiului şi tantalului? Scrieţi


2. În ce se dizolvă vanadiul, niobiul şi tantalul? Scrieţi


3. Scrieţi formulele oxizilor de vanadiu şi arătaţi cum se

schimbă proprietăţile lor chimice, începând de la gradul

de oxidare inferior până la cel maxim.

4. Arătaţi metodele de separare a niobiului şi tantalului din

minereuri.

5. De care factori depinde compoziţia ionilor de vanadaţi în

soluţie? Cum influenţează aceşti factori asupra

echilibrelor VO43-

V2O74-

V3O93-

V10O286-

?

6. Cum se obţine tiovanadatul de amoniu din vanadat? Cum

se obţine V2S5? Scrieţi ecuaţiile reacţiilor.

7. Cu ajutorul căror reacţii putem reduce compuşii V(5+)

până la V(4+) sau VO2+

? Scrieţi ecuaţiile reacţiilor

respective.

8. În ce stare de oxidare vanadiul poate forma în compuşi

legături ionice? Daţi exemple.

9. Explicaţi, din ce cauză la încălzirea vanadiului şi tantalului

cu halogenii se formează produse ce diferă după valenţa

lor? De exemplu, în cazul vanadiului se formează VF5,

VCl4, VBr3 şi VI3, iar în cazul tantalului TaF5, TaCl5,

275

TaBr5?

10. Care din halogenurile vanadiului, niobiului şi tantalului

aparţin la săruri? Care dintre ele sunt de tip cluster?

11. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor dintre vanadaţi şi peroxidul de

hidrogen.

Grupa VI B

1. În ce acizi se dizolvă cromul, molibdenul şi wolframul?

Cum se comportă aceste metale faţă de baze? Scrieţi


2. Din ce cauză creşte temperatura de topire şi de fierbere,

precum şi temperatura de sublimare în seria metalelor

crom, molibden şi wolfram? Daţi explicaţiile necesare.

3. Care din oxizii EO, E2O3, EO2, E2O5, EO3 sunt

caracteristici pentru crom, molibden şi wolfram? Scrieţi

formula de structură a peroxidului EO5.

4. Cum se schimbă stabilitatea, proprietăţile acido-bazice

şi oxido-reducătoare în seria hidroxizilor cromului:

Cr(OH)2 → Cr(OH)3 → H2CrO4?

5. Cum influenţează mediul şi concentraţia soluţiei asupra

compoziţiei ionilor de cromat, molibdat şi wolframat?

Daţi mai multe exemple.

6. Cum se schimbă proprietăţile oxidante ale compuşilor

elementelor din grupa VI B cu gradul de oxidare (+6) de

la crom spre wolfram? Argumentaţi răspunsul.

7. Dacă adăugăm soluţia clorurii de bariu la soluţiile de

cromat sau dicromat, se obţine acelaşi precipitat. Cum

explicaţi acest rezultat?

8. Ce reacţii sunt posibile, dacă asupra cromatului de potasiu

vom acţiona cu soluţiile acizilor clorhidric şi sulfuric?

Scrieţi ecuaţiile reacţiilor.

9. Cum vom obţine din oxidul de crom(III): a) cromit de

potasiu; b) cromat de potasiu? Scrieţi ecuaţiile reacţiilor.

10. Din ce cauză pentru molibden şi wolfram sunt mai

276

caracteristici compuşii de tip cluster decât la crom? Care

din halogenurile molibdenului şi wolframului aparţin la

clasa clusterilor?

Grupa VII B

1. În ce se dizolvă manganul, tehneţiul şi reniul? Scrieţi


2. Cum se schimbă proprietăţile oxizilor şi hidroxizilor

manganului în dependenţă de gradul lui de oxidare?

3. Cum se obţin tehneţiul şi reniul în industrie? Cu care

elemente se aseamănă mai mult aceste metale: cu cele din

aceeaşi grupă sau cu cele din acelaşi rând?

4. Din ce cauză gradul maxim de oxidare a elementelor din

subgrupa manganului în compuşii cu clorul este mai mic

decât în compuşii cu oxigenul?

5. Cei mai stabili oxizi ai reniului sunt: Re2O7, ReO3 şi

ReO2. Ce substanţe se obţin la topirea acestor oxizi cu

NaOH: a) în prezenţa aerului; b) în lipsă de oxidanţi?

6. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor în care MnO2 joacă rol de

oxidant sau rol de reducător.

7. Din ce cauză manganaţii în stare solidă sunt stabili, iar

în soluţie apoasă se descompun? Scrieţi ecuaţia reacţiei

de descompunere.

8. Ce produse se formează, dacă se acţionează în apă

separat asupra permanganatului de potasiu cu acizii

clorhidric şt sulfuric concentraţi? Scrieţi ecuaţiile

reacţiilor.

9. Folosind valorile potenţialelor standard de electrod, aflaţi

dacă permanganatul poate oxida Cr(3+) până la dicromat

în mediu acid.

10. Ce se va forma, dacă vom oxida sarea de mangan (II) cu

bismutat de sodiu în mediu acid? Scrieţi ecuaţia reacţiei.

11. Comparaţi proprietăţile oxidante ale permanganaţilor cu

cele ale perrenaţilor.

277

Grupa VIII B

1. Cum reacţionează fierul, cobaltul şi nichelul cu acizii

clorhidric, sulfuric şi azotic diluaţi şi concentraţi, la rece

şi la încălzire? Scrieţi ecuaţiile reacţiilor.

2. Cum pot fi obţinuţi oxizii şi hidroxizii de fier (II), cobalt

(II) şi nichel (II) fără impurităţi? Comparaţi comportarea

acestor hidroxizi în prezenţa aerului.

3. Indicaţi metodele de obţinere a oxizilor şi hidroxizilor

fierului, cobaltului şi nichelului cu gradele de oxidare +3.

Comparaţi proprietăţile chimice ale acestor hidroxizi.

4. Prin ce metode se poate obţine fierul pur? Scrieţi


5. În ce condiţii fierul este supus coroziunii? Cum

influenţează asupra acestui proces oxigenul şi oxidul de

carbon (IV) din aer?

6. Ce vom obţine, dacă vom acţiona cu amoniac asupra

soluţiilor sărurilor de fier (II), cobalt (II) şi nichel (II) în

prezenţa aerului? Scrieţi ecuaţiile reacţiilor.

7. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor cu ajutorul cărora se pot

identifica în soluţie ionii de fier (II) si fier (III).

8. Care din sărurile enumerate ale fierului hidrolizează mai

puternic în soluţie: FeCl2, FeCl3, NaFeO2, Na2FeO4?

Argumentaţi răspunsul.

9. Explicaţi schimbarea culorii ionilor hidrataţi de cobalt (II)

în prezenţa acidului clorhidric concentrat pe baza teoriei

câmpului cristalin.

10. Explicaţi stabilitatea termică diferită a complecşilor

[Ni(NH3)6]Cl2 şi K2[Ni(CN)4].

11. Ce asemănări există între metalele platinice? Daţi mai

multe exemple.

12. Care din metalele platinice se dizolvă în acid azotic?

13. Din ce cauză bazele alcaline nu pot fi topite în creuzete

de platină?

278

14. Scrieţi reacţiile de interacţiune a hidroxidului de Pt (IV)

cu: a) exces de hidroxid de potasiu; b) exces de acid

clorhidric.

15. Ce se va obţine la încălzirea ruteniului în prezenţa

nitratului şi hidroxidului de potasiu? Scrieţi ecuaţia

reacţiei.

16. Cu ajutorul căror reactivi poate fi dizolvat iridiul?

279

BIBLIOGRAFIE

1. Gulea A., Sandu I., Popov M. // Lucrări practice de

Chimie Anorganică. – Chişinău, Ed Ştiinţa, 1994, 400p.

2. Sandu I., Şova S., Gulea A. // Structura atomului. -

Chişinău, Ed.USM, 1994, 146p.

3. Sandu I., Gulea A. // Legătura chimică. Structura şi

proprietăţile moleculelor. – Chişinău, Ed.USM, 1996,

240p.

4. Романцева Л.М., Лещинская З.Л., Суханова В.А. //

Сборник задач и упражнений по химии. – Москва.

Изд.В.Ш., 1991, 288 С.

5. Peters E.I. // Chemical Skills. – Mcgaw-Hill Book

Company, New York, 1984, 450 P.

6. Holtzelaw H.F., Robinson W.P .// College Chemistry. –

DC. Health and Company, Lexington USA, 1988,

1016 P.

7. Robinson W.P. // Archive Test Item file of General

Chemistry. – DC. Health and Company, Lexington

USA, 1988, 600 P.

8. Atkins P.V., Trapp C.A .// Exerciţii şi probleme

rezolvate de Chimie Fizică. – Ed. Tehnica, Bucureşti,

1977.

9. Jordan A., Palamaru M., Cecal Al. // Introducere în

Chimia Compuşilor de Coordinaţie. – Ed.Tehnopress,

Iaşi, 1997, 271 P.

10. Negoiu D. // Structura electronică a Combinaţiilor

Complex. – Ed.Didactică şi pedagogică, Bucureşti,

1974, 390 P.

11. Day M.C., Selbin J. // Theoretical Inorganic Chemistry

– New York, Amsterdam, 1974.

12. Gulea A., Kudriţchi S. // Lucrări practice la chimia

anorganică – Chişinău, 1988.

13. Hocart R., Kern R. // Problemes de chimie generale et

280

de chrystallochimie – Paris, 1967.

14. Kudriţchi S. // Teoria atomo-moleculară. Legile de bază

ale chimiei – Chişinău, 1987.

15. Negoiu D. // Tratat de chimie anorganică Vol I, II. –

Bucureşti, Ed.Tehnică, 1972.

16. Niac G., Voiculescu V., Baldea I., Preda M. // Formule,

tabele, probleme de chimie fizică – Cluj-Napoca,

Ed.Dacia, 1984.

17. Popov M. // Noţiuni despre termodinamică şi cinetica

chimică – Chişinău, Ed.USM, 1985.

281

ANEXE

CUPRINS

INTRODUCERE 3

CAPITOLUL I

Măsurători şi tratarea matematică a datelor 5

1.1. Sistemul internaţional de unităţi (SI) în chimie 5

1.2. Erorile măsurătorilor 7

1.3.Calcularea rezultatelor măsurătorilor 9

CAPITOLUL II

Nomenclatura chimiei anorganice 11

2.1. Număr de oxidare 11

2.2. Denumiri de elemente chimice 11

2.3. Prefixe sau afixe folosite în nomenclatura

anorganică 12

2.4. Notaţia stock 18

2.5. Denumiri pentru cationi şi radicali 19

2.6. Denumirea combinaţiilor complexe 25

2.7. Denumirea acizilor 29

2.8. Săruri 36

CAPITOLUL III

Energetica reacţiilor chimice.

Elemente de termodinamică chimică 39

3.1.Termochimia 39

3.2. Termochimia si termodinamica 40

3.3. Legea întâi a termodinamicii. Legea lui Hess 46

3.4. Legea a doua a termodinamicii. Entropia 55

3.5. Energia liberă şi sensul în care evoluează

un proces chimic 65

CAPITOLUL IV

Noţiuni generale şi legile fundamentale ale chimiei 76

324

4.1. Masa atomică relativă şi masa moleculară relativă 76

4.2. Cantitatea de substanţă. Molul ca unitate a cantităţii

de substanţă 77

4.3. Masa molară 79

4.4. Legile gazelor 81

4.5. Determinarea maselor molare şi moleculare relative

ale substanţelor gazoase 86

4.6. Echivalentul. Legea echivalenţilor 96

4.7. Determinarea masei atomice relative a elementului 109

4.8. Deducerea formulelor chimice 114

CAPITOLUL V

Structura atomului. Legea periodicităţii şi sistemul

periodic a lui D.I.Mendeleev 117

5.1. Structura atomului 117

5.2. Legea periodicităţii şi sistemul periodic al

lui D.I.Mendeleev 121

CAPITOLUL VI

Legătura chimică şi structura moleculelor 126

6.1. Parametrii de legătură chimică 126

6.2. Legătura covalentă şi legătura ionică 129

6.3. Legătura chimică. Explicaţii cuanto-mecanice 132

CAPITOLUL VII

Viteza de reacţie şi echilibrul chimic 136

7.1. Viteza de reacţie 136

7.2. Echilibrul chimic 149

7.3. Deplasarea echilibrului chimic 158

CAPITOLUL VIII

Concentraţia soluţiilor. Proprietăţile soluţiilor 164

325

8.1. Metodele de exprimare a compoziţiei soluţiilor 164

8.2. Solubilitatea 174

8.3. Proprietăţile soluţiilor de neelectroliţi 184

8.4. Proprietăţile soluţiilor de electroliţi. Soluţiile de

electroliţi slabi. Concentraţia şi gradul de disocie 194

8.5. Electroliţii tari. Activitatea ionilor 206

CAPITOLUL IX

Reacţii de oxido-reducere.

Stabilirea coeficienţilor reacţiilor redox 208

CAPITOLUL X

Compuşi coordinativi 236

CHESTIONAR 261

BIBLIOGRAFIE 279

ANEXE 281

326

Aurelian GULEA, Maria BÎRCĂ, Mihail POPOV,

Svetlana KUDRIŢCAIA, Victor ŢAPCOV, Aliona

COTOVAIA, Lilia POPOVSCHI, Ion BULIMESTRU

PROBLEME ŞI EXERCIŢII

DE CHIMIE ANORGANICĂ

Machetare computerizată: Ludmila Cebotari

Redactor: Antonina Dembiţchi

Bun de tipar 17.11.2008

Formatul 60 × 841/16

Coli editoriale 17,0

Coli de tipar 20,4

Comanda 90

Tirajul 50

Centrul Editorial-Poligrafic al USM

str. Al. Mateevici, 60, Chişinău, MD 2009.

probleme Şi exerciŢii de chimie...

Documents