Investeşteîn oameni ! FONDULSOCIAL EUROPEAN ProgramulOperaţionalSectorialpentru DezvoltareaResurselorUmane 2007 – 2013 Axa prioritarănr. 1 „Educaţiaşi formarea profesionalăîn sprijinul creşterii economice şi dezvoltării societăţii bazatepe cunoaştere” Domeniulmajor de intervenţie 1.2 „ Calitateîn învăţământul superior ” Numărul de identificareal contractului: POSDRU/156/1.2/G/138821 Beneficiar:UniversitateaPOLITEHNICA din Bucureşti Titlul proiectului : Calitate,inovare,comunicare- instrumenteeficienteutilizatepentru creştereaaccesului şi promovabilităţii în învăţământul superiortehnic Activitatea A5. Introducerea unor module specifice de pregătire a studenţilor în vederea asigur ării de şanse egale MODUL DE INSTRUIRE: CHIMIE Curs: 10 Grupele: C2, C3, C5, C6, C7, C8, C9, C10, C11, C12 Formatori: Stefan Theodor Tomas, Ovidiu Cristian Oprea, Daniel Florin Sava, Ionela Andreea Neacsu 1 POSDRU/156/1.2/G/138821
Transcript
Investeşte în oameni ! FONDUL SOCIAL EUROPEAN Programul Operaţional Sectorial pentru Dezvoltarea Resurselor Umane 2007 – 2013 Axa prioritară nr. 1 „Educaţia şi formarea profesională în sprijinul creşterii economice şi dezvoltării societăţii bazate pe cunoaştere” Domeniul major de intervenţie 1.2 „Calitate în învăţământul superior” Numărul de identificare al contractului: POSDRU/156/1.2/G/138821 Beneficiar: Universitatea POLITEHNICA din Bucureşti Titlul proiectului: Calitate, inovare, comunicare - instrumente eficiente utilizate pentru creşterea accesului şi promovabilităţii în învăţământul superior tehnic
Activitatea A5. Introducerea unor module specifice de pregătire a studenţilor în vederea asigurării de şanse egale
Formatori: Stefan Theodor Tomas, Ovidiu Cristian Oprea, Daniel Florin Sava, Ionela Andreea Neacsu
1
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
2
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
Reacţii de ȋnlocuire
• Metalele sunt aşezate după potenţialele lor standard de
oxidare ȋn seria potenţialelor electrochimice. Fiecare
metal dislocuieşte din combinaţii, ionii metalelor care ȋl
urmează ȋn serie, transformându-se el însuşi ȋn ion şi este
dislocuit din compuşi de metalele care sunt ȋnaintea lui în
serie.
• Pentru ca un metal să-şi manifeste caracterul său
electropozitiv (oxidându-se), trebuie să reacţioneze cu o
specie chimică capabilă să accepte electronii cedaţi
(reducându-se).
3
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
Reacţia de oxido-reducere va decurge cu atât mai uşor cu
cât metalul (reducător) are un caracter mai electropozitiv,
iar reactantul (oxidant) are un caracter mai electronegativ.
Metalele cu cele mai importante aplicaţii practice sunt
aranjate în următoarea ordine, conform seriei de activitate a
metalelor (Seria Beketov-Volta) expresie calitativă a
activităţii metalelor faţă de hidrogen
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
4
E0 este potenţialul redox standard la 25 0C şi 1 atm al
electrodului de hidrogen.
Metalele sunt aşezate în serie, în ordine descrescătoare a
capacităţii lor de a dislocui alte elemente din combinaţii, în
ordinea scăderii oxidabilităţii şi a caracterului reducător.
Mg + ZnCl2 → MgCl2 + Zn↓
Zn + FeSO4 → ZnSO4 + Fe↓
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓
Cu + 2AgNO3 Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Cu + HgCl2 CuCl2 + Hg↓
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
5
Interacţii intermoleculare
• Pe lângă legăturile clasice care există ȋntre atomi sau ioni, moleculele pot participa la formarea unor legături intermoleculare, existenţa acestora fiind responsabilă pentru existenţa diverselor proprietăţi fizice precum punct de topire, punct de fierbere, viscozitate etc.
• Interacţiile de tip van der Waals sunt interacţii intermoleculare, de tip electrostatic, care apar ȋntre specii chimice (ioni, molecule) independente. Formarea fazelor condensate (lichidă sau solidă) ale speciilor neutre, abaterile gazelor de la o comportare ideală, efectul Joule-Thomson (răcirea gazelor ȋn momentul destinderii) se datorează acestui tip de interacţii.
Interacţiile de tip van der Waals sunt mult mai slabe faţă de covalenţele normale. Chiar si legăturile de hidrogen au doar ~10% din energia unei legături covalente. Forţele van der Waals variază invers proporţional cu (distanţa)7 acţionând pe distanţe foarte mici şi sunt aditive - se aseamănă cu legătura ionică şi nu pot fi saturate precum o covalenţă, manifestându-se uniform ȋn jurul moleculelor.
Forţe de dispersie London
Sunt interacţii care apar ȋn toate tipurile de substanţe (polare sau nepolare), fiind totodată singurul tip de interacţii care apare ȋntre moleculele nepolare. Aceste interacţii apar datorită unor fluctuaţii temporare ale densităţii electronice dintr-o moleculă, care duc la apariţia unor momente de dipol. Acestea provoacă la rândul lor apariţia unor momente de dipol indus ȋn moleculele vecine, etc. Rezultatul va fi apariţia unor interacţii de atracţie, ȋntre dipolii temporari
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
6
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
7
Figura 7.
a) molecule nepolare (stare
iniţială)
b) apariţia unui moment de dipol
temporar
c) prin inducţie apare un moment
de dipol şi ȋn moleculele vecine.
Intre molecule apar interacţii
dipol-dipol
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
8
Interacţiile de orientare de tip Debye
Sunt interacţii de tip dipol-dipol permanent şi apar doar
ȋntre molecule polare. Dipolii tind să se orienteze datorită
forţelor de atracţie şi de repulsie existente, orientarea fiind
perturbată permanent de agitaţia termică. In timp, se
realizează un echilibru descris printr-o distribuţie statistică
a momentelor de dipol (figura 8).
Orientarea moleculelor prin interacţii dipol-dipol (Debye)
Forţe de inducţie de tip Kesson
• Aceste interacţii apar ȋntre molecule polare şi moleculele nepolare şi se pot suprapune peste forţele de orientare de tip Debye.
• Moleculele nepolare pot dobândi un moment de dipol indus, sub acţiunea câmpului electric al moleculelor polare.
• Forţele de inducţie sunt independente de temperatură şi variază direct proporţional cu polaritatea.
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
9
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
10
Spre exemplu ȋn grupa gazelor rare punctele de topire cresc
de la Ne spre Xe, ȋn aceeaşi direcţie ȋn care creşte şi masa
moleculară (sunt numai forţe de dispersie London).
In general, cu cât greutatea moleculară a unei substanţe este
mai mică, cu atât volatilitatea acesteia este mai mare şi
temperaturile de fierbere şi de topire sunt mai mici.
Intre moleculele mici şi foarte polare sunt dominante forţele
de orientare Debye, iar ȋntre cele cu volume mari sau cele
care sunt uşor polarizabile sunt dominante forţele de
dispersie London.
Gaz rar Ne Ar Kr Xe
p.t. (oC) -248,6 -189,4 -156,6 -111,5
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
11
Structura stratificată a grafitului
• Unele proprietăţi ale substanţelor lichide sau solide se
explică prin existenţa interacţiilor van der Waals. In cazul
grafitului, clivajul şi aspectul unsuros al acestuia se explică
prin distrugerea uşoară a legăturilor van der Waals dintre
straturi şi alunecarea acestora paralel unul faţă de celălalt.
• Pe fiecare plan generat de atomii de carbon apare un orbital
de tip π extins, generat de orbitalii p nehibridizaţi ai fiecărui
atom de carbon. Legăturile dintre planuri se realizează prin
intermediul interacţiilor slabe de tip van der Waals, iar la
clivaj, planurile succesive se pot deplasa uşor unul faţă de
altul. Această structură explică conductibilitatea electrică şi
termică, culoarea şi clivajul grafitului.
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
12
13
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
Legătura de hidrogen
• Legătura de hidrogen se poate defini ca fiind legătura care
apare ȋntre un atom de hidrogen care este legat de un atom
puternic electronegativ (F, O, N) şi atomul puternic
electronegativ al altei molecule din imediata apropiere a
acestuia. Intrucât atomul de hidrogen este legat de un atom
puternic electronegativ, legătur va avea o polaritate crescută,
şi avem o separare de sarcină mare. Centrul pozitiv care
apare pe atomul de hidrogen va putea forma o legătură cu un
centru negativ al altei molecule prin intermediul electronilor
neparticipanţi. Conform acestei definiţii, ȋn această categorie
sunt incluse legăturile N–H---N, şi O–H---O, F–H---F, dar
sunt excluse legături precum Cl-H---Cl sau HS-H---SH2 –
legături care intră ȋn sfera interacţiilor dipol-dipol.
14
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
• Legăturile de hidrogen deşi sunt mult mai slabe decât
legăturile covalente, au totuşi o influenţă puternică asupra
proprietăţilor moleculelor respective. Se poate observa ȋn
figura 10 variaţia punctelor de fierbere pentru hidrurile din
grupele 16 şi 17. Pentru elementele din perioadele 3-5
variaţia este normala, punctele de fierbere crescând cu
creşterea masei moleculare. Pentru elementele din perioada a
doua se observă o variaţie anormală a punctelor de fierbere,
ȋn sensul că sunt mai mari decât ar fi fost normale. Acest fapt
se datorează existenţei legăturilor de hidrogen ȋn aceste
substanţe, legături ce necesită un consum sporit de energie
pentru a fi rupte, deci o temperatură de fierbere mai mare.
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
15
Variaţia punctelor de fierbere pentru hidrurile elementelor
din grupele 16 şi 17
Pentru a putea explica această anomalie trebuie să ne
reamintim faptul că fluorul are trei perechi de electroni
neparticipanţi ȋn molecula de HF, ȋn timp ce oxigenul are
două perechi de electroni neparticipanţi ȋn molecula de
H2O. Este evident că şi numărul de atomi de hidrogen este
diferit ȋntre cele două molecule. Variaţia anormală
observată ȋn cazul apei se poate explica uşor dacă luăm ȋn
considerare numărul de legături de hidrogen care pot sa se
formeze. Astfel ȋn timp ce ȋn cazul HF se poate forma doar
o legătură de hidrogen / moleculă, ȋn cazul H2O se pot
forma două legături de hidrogen / moleculă. In consecinţă
numărul mai mare de legături de hidrogen conduce la un
punct de fierbere mai ridicat.
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
16
PO
SDR
U/1
56
/1.2
/G/1
38
82
1
17
Legăturile de hidrogen pot să apară şi ȋn interiorul aceleiaşi molecule (legături
intramoleculare), caz ȋn care proprietăţile fizice ale substanţei se modifică ȋn mod
