Apa - dizolvant universal

Icircn natură apa se află sub cele trei stări de agregare solidă lichidă şi gazoasă

icircn stare gazoasă sub formă de vapori apa se găseşte icircn atmosferă icircn concentraţie variabilă icircn funcţie de temperatură şi presiune

icircn stare lichidă apa formează hidrosfera (71 din suprafaţa globului pămacircntesc)

icircn stare solidă apa se găseşte icircn gheţari volumul lor din regiunea arctică şi antarctică fiind de 29 107 km3

Circuitul apei icircn naturăAproape 98 din cantitatea de apă este cea existentă icircn mări şi

oceane necorespunzătoare pentru băut şi pentru multe scopuri industrialeO cantitate mare din apa de ploaie cade icircn mări sau icircn zone inaccesibile

Ceva mai puţin de 2 din apă este icircngheţată icircn zonele polare lăsacircnd mai puţin de 1 (cca 3 1017 litri) disponibilă ca apă proaspătă

Icircn mişcarea ei peste şi prin suprafaţa solului apa dizolvă mineralele (compuşi ionici) şi materiile rezultate din descompunerea plantelor şi animalelor Principalii ioni pozitivi (cationi) din apa naturală sunt Na+ K+ Ca2+ Mg2+ şi uneori fier (Fe2+ sau Fe3+) Ionii negativi (anionii) mai des icircntacirclniţi sunt sulfat (SO4

2-) dicarbonat (HCO3-) şi clorură (Cl-)

Circuitul apei icircn natură

Diferitele proprietăţi fizice ale apei servesc la definirea unor mărimi fizice fundamentale Astfel

temperaturile de topire şi de fierbere ale apei la presiunea de 760 torr (mm Hg) definesc unitatea de temperatură icircn scara Celsius şi Kelvin (scara temperaturilor absolute TK= t0C+27315)

unitatea de măsură pentru căldură (caloria) este egală cu capacitatea calorică a unui gram de apă la 150C

unitatea de masă (kilogramul) este aproximativ egală cu masa unui decimetru cub (litru) de apă pură la temperatura densităţii maxime (40C) Cu creşterea temperaturii valoarea densităţii scade La 00C gheaţa are o densitate de 091 gcm3 La icircngheţare are loc o scădere bruscă a densităţii respectiv o creştere a volumului cu aproximativ 10

Apa cu temperatura de 40C avacircnd o densitate mai mare decacirct apa mai caldă sau mai rece se adună pe fundul mărilor şi oceanelor la adacircncimi sub 1000 m Datorită acestui fenomen apele adacircnci nu icircngheaţă pacircnă la fund făcacircnd posibilă viaţa subacvatică

Anomaliile apei se datorează asocierii moleculelor de apă prin punţi de hidrogen

Apa dizolvă compuşi ionici (săruri oxizi hidroxizi) compuşi covalenţi (acizi baze) unele substanţe organice Apa dispersează şi moleculele amfiprotice (săpunuri proteine) cu formare de micele icircnconjurate cu un strat protector de molecule de apă ceea ce le conferă o stabilitate deosebită

Definiţie Cantitatea de substanţă dizolvată icircntr-un anumit volum de soluţie sau solvent reprezintă concentraţia soluţiei

Definiţie Concentraţia procentuală exprimată icircn unităţi de masă reprezintă gramele de substanţă dizolvate icircn 100 grame de soluţie

Concentraţia soluţiilor

Concentraţia reprezintă raportul dintre solut şi solvent După concentraţia lor se deosebesc soluţii diluate care conţin cantităţi mici de substanţă dizolvată şi soluţii concentrate care conţin cantităţi mari de dizolvat

1Concentraţia procentuală ()

Poate fi exprimată icircn unităţi de masă sau unităţi de volum

Exemplu - o soluţie de NaCl 5 conţine 5 g de NaCl dizolvate icircn 100 g soluţie Se prepară prin dizolvarea a 5 g NaCl icircn 95 g apă

Problemă Calculaţi gramele de NaCl dizolvate icircn 300 g soluţie NaCl de concentraţie 10

100 g soluţie 10 g NaCl300 g soluţie x g NaCl x = 300 middot 10 100 = 30 g NaCl

Concentraţia procentuală poate fi exprimată şi icircn unităţi de volum atunci cacircnd este folosită pentru prepararea soluţiilor de lichide

Exemplu - prin alcool 80 se icircnţelege un amestec format din 80 volume alcool şi 20 volume apă

Problemă Care este volumul de alcool necesar pentru a prepara 5 litri de soluţie 20

100 ml soluţie 20 ml alcool5000 ml soluţie x ml alcool x = 5000 middot 20 100 = 1000 ml alcool

Definiţie Se exprimă icircn număr de moli de substanţă dizolvată icircn 1000 ml soluţie (un litru)

Definiţie Molul este masa molară a unei substanţe exprimată icircn grame

2 Concentraţia molară (m M)

Exemplu 1 mol de NaCl = 585 g 1 mol de apă = 18 g etc

O soluţie molară conţine un mol de substanţă dizolvată icircntr-un litru Există soluţii dublu molare (2 m) semimolare (05 m) decimolare (01 m) centimolare (001 m) etc

Numărul de moli dintr-o cantitate dată de substanţă se calculează astfel nr moli = grame substanţă masa molară

Masa molară a substanţei se calculează din masele atomice ale elementelor componente

Exemplu Calculaţi numărul de moli de acid sulfuric din 196 g

M H2SO4 = 2middotAH + AS + 4middotAO = 2middot1 + 32 + 4middot16 = 98

nr moli acid sulfuric = 196 g 98 = 2 moli

Problemă Calculaţi cantitatea icircn grame de KMnO4 dizolvată icircn 200 ml soluţie de concentraţie 15 m M KMnO4 = 158

1000 ml soluţie 15 middot 158 g KMnO4

200 ml soluţie x g KMnO4

x = 200 middot 15 middot 158 1000 = 474 g KMnO4

Problemă Calculaţi concentraţia molară a unei soluţii care conţine 8 g NaOH dizolvat icircn 500 ml soluţie M NaOH = 40

500 ml soluţie 8 g NaOH1000 ml soluţie x g NaOH x = 1000 middot 8 500 = 16 g NaOH

concentraţia molară m = 16 g 40 = 04 m (moli NaOHlitru)

Concentraţia molară nu trebuie confundată cu cea molală care este exprimată icircn număr de moli de substanţă dizolvată icircn 1000 g solvent

Definiţie Reprezintă numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată icircntr-un litru de soluţie (1000 ml)

Definiţie Echivalentul chimic al unei substanţe reprezintă cantitatea din acea substanţă care poate reacţiona cu 1 g de hidrogen sau cu 8 g de oxigen

valenţa

A

cedatiHnr

M acid

acceptatiHnr

M bază

3 Concentraţia normală (nN)

Numărul de echivalenţi gram pe care icirci conţine o cantitate dată de substanţă se calculează astfel

nr e = grame substanţă echivalent chimic

Echivalentul chimic E se calculează icircn funcţie de reacţia chimică la care participă substanţa şi de categoria din care face parte

1 Eelement = - raportul dintre masa atomică şi valenţa ionului

format

2 Eacid = - raportul dintre masa molară şi numărul de protoni

cedaţi icircn reacţie

3 Ebază = - raportul dintre masa molară şi numărul de protoni

acceptaţi icircn reacţie (numărul grupărilor OH)

schimbatienr

Msubst

ionicmmmc

M sare

4Esare = - raportul dintre masa molară şi cel mai mic multiplu

comun al sarcinilor ionilor componenţi (valenţa comună a ionilor sării)

5 Esubst =

redox - raportul dintre masa molară şi numărul de electroni

cedaţi sau acceptaţi de substanta icircn reacţie

După numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată care se găsesc icircn soluţie deosebim soluţii normale (n) dublu normale (2 n) seminormale (05 n) decinormale (01 n) centinormale (001 n) etc

Exemplu Calculaţi echivalentul chimic al următoarelor substanţe

H2C2O4 ( Macid oxalic = 126) NaOH (Mhidroxid de sodiu = 40)

KMnO4 (Mpermanganat de potasiu= 158)

Eacid oxalic= 126 2 = 63 Ehidroxid de sodiu = 40 1 = 40

Epermanganat de potasiu = 158 5 = 31606

(ştiind că icircn reacţia redox icircn mediu acid acceptă 5 electroni)

Problemă Calculaţi volumul de soluţie de acid clorhidric de concentraţie 30 ( =119 gml) necesar pentru prepararea a 500 ml soluţie 02 n

MHCl = 365 EHCl = 365

1000 ml soluţie 02 middot 365 g 500 ml soluţie x g

x = 500 middot 02 middot 365 1000 = 1825 g HCl

100 g soluţie 30 g HCl y g soluţie 1825 g HCl

y = 1825 middot 100 30 = 6083 g soluţie HCl 30

ρ = m V (g soluţie volum soluţie) Vsoluţie HCl = 6083119 = 5112 ml

Problemă Calculaţi normalitatea unei soluţii care conţine dizolvate 63 g acid oxalic icircn 250 ml soluţie

Macid oxalic= 126 E = 63

250 ml soluţie 63 g H2C2O4

1000 ml soluţie x g H2C2O4

x = 1000 middot 63 250 = 252 g

concentraţia normală n = g substanţă E = 252 63 = 04 n

Definiţie Reprezintă concentraţia exprimată icircn grame de substanţă dizolvate la 1 ml soluţie sau la 1000 ml soluţie

4 Titrul (T)

Titrul poate fi teoretic (ideal) atunci cacircnd este calculat din date neverificate practic sau ideale Tt sau poate fi real (practic) atunci cacircnd se

calculează din date obţinute icircn urma unei reacţii efectuate practic Tr

Relaţia dintre titru concentraţia normală şi echivalentul chimic este

T = E middot N (Tt = E middot Nt Tr = E middot Nr)

Relaţia dintre titru concentraţia molară şi masa molară este

T = M middot m (Tt = M middot mt Tr = M middot mr)

Problemă Calculaţi titrul real al unei soluţii de acid sulfuric care are o concentraţie normală de 0075 n Macid sulfuric= 98 E = 98 2 = 49

Tr = E middot Nr Tr = 49 middot 0075 = 36 g H2SO4 l

sau Tr = 36 1000 = 00036 g H2SO4 ml

Definiţie Reprezintă raportul dintre titrul practic şi cel teoretic

5 Factorul de corecţie volumetrică (F f)

Este un număr (nu are unitate de măsură) care ne arată abaterea concentraţiei reale a unei soluţii de la concentraţia ideală dorită

F = Tr Tt

Dacă factorul de corecţie volumetrică este subunitar soluţia este mai diluată decacirct concentraţia dorită iar dacă factorul este supraunitar soluţia este mai concentrată Valorile tolerate ale factorului de corecţie volumetrică se situează icircn intervalul 08 12

Problemă Calculaţi factorul de corecţie volumetrică pentru o soluţie de NaOH care are normalitatea reală de 0495 n

MNaOH= 40 E = 40

Tr = E middot Nr = 40 middot 0495 = 198 g NaOH l

Deoarece Nr = 0495 n Nt = 05 n (se aproximează valoarea normalităţii

reale prin lipsă sau prin adaos)

Tt = E middot Nt = 40 middot 05 = 20 g NaOH l

F = Tr Tt = 198 20 = 099

Solubilitatea

O soluţie se numeşte saturată atunci cacircnd conţine cantitatea maximă de substanţă dizolvată la o anumită temperatură dată uneori şi la o presiune dată

Definiţie Prin solubilitate sau grad de solubilitate se icircnţelege cantitatea maximă de substanţă care la o anumită temperatură se poate dizolva icircntr-o anumită cantitate de dizolvant

Exemplu O soluţie de NaCl care la 200C conţine 358 g NaCl icircn 100 g apă are solubilitatea de 358 g NaCl100 g apă O soluţie care conţine o cantitate mai mică de substanţă la aceeaşi temperatură se numeşte nesaturată

Solubilitatea variază icircn funcţie de natura substanţelor dizolvate Substanţele au solubilităţi diferite Se consideră ca solubile substanţele care la 200C au solubilitatea mai mare de 1 g 100 g solvent şi insolubile cele cu solubilitatea mai mică de 01 g 100 g solvent Substanţele cu solubilităţi cuprinse icircntre aceste limite sunt considerate greu solubile

Solubilitatea substanţelor solide variază cu temperatura la unele substanţe icircn limite largi la altele nesemnificativ

Reguli de solubilitate

Sărurile metalelor alcaline şi sărurile de amoniu sunt icircn general

solubile Excepţie fac unii percloraţi mai puţin solubili (KClO4 - greu solubil

icircn apă rece) şi unele combinaţii complexe (K2[PtCl6] (NH4)2[PtCl6] )

Toţi nitraţii (NO3-) cloraţii (ClO3

-) şi acetaţii (CH3COO-) sunt solubili

Clorurile (Cl-) sunt solubile exceptacircnd CuCl AgCl Hg2Cl2 TiCl2 şi

PbCl2 Aceeaşi regulă este valabilă şi pentru ioduri (I-) şi bromuri (Br-) dar

HgBr2 HgI2 şi BiI3 sunt insolubile

Toate fluorurile (F-) sunt solubile cu excepţia celor ale elementelor din

grupele IIa IIb şi FeF3 PbF2

Toţi sulfaţii (SO42-) sunt solubili cu excepţia celor ai metalelor grupei

IIa ca şi sulfaţii de Hg2+ Pb2+ Ag+ şi Hg+

Toţi carbonaţii (CO32-) sunt insolubili icircn afara celor ai metalelor

alcaline şi amoniului care sunt solubili Aceeaşi regulă se aplică fosfaţilor

(PO43-) dar Li3PO4 este insolubil Mulţi dicarbonaţi (ex Ca(HCO3)2 ) sau fosfaţi

acizi (Ca(H2PO4)2 ) sunt solubili

Toţi oxalaţii (C2O42-) şi cianurile (CN-) sunt insolubile Excepţie fac

compuşii metalelor alcaline şi ai amoniului

Hidroxizii (OH-) sunt insolubili Excepţie fac cei ai metalelor alcaline

Hidroxizii de Ca2+ Sr2+ Ba2+ icircn această ordine sunt din ce icircn ce mai solubili

Toate sulfurile sunt insolubile icircn afara celor ale ionilor cu

structură de gaz inert Na+ Mg2+ Al3+ icircn special cele din primele trei grupe

principale şi ale amoniului

Toţi oxizii sunt insolubili cu excepţia oxizilor metalelor alcaline şi

alcalino-pămacircntoase care sunt solubili ca urmare a unor reacţii cu apa

Solubilitatea substanţelor lichide

Apa dizolvă nu numai substanţe solide ci şi lichide De exemplu alcoolul se dizolvă icircn apă dar şi apa se dizolvă bine icircn alcool Cele două lichide pot funcţiona şi ca dizolvat şi ca solvent

După solubilitatea reciprocă se deosebesc mai multe sisteme lichid-lichid lichide nemiscibile (exemplu apa şi mercurul) lichide parţial miscibile (exemplu apa şi eterul) lichide complet miscibile (exemplu apa şi alcoolul)

Solubilitatea substanţelor gazoase

Solubilitatea unui gaz icircn lichid este proporţională cu presiunea sa parţială conform legii lui Henry

xa = A middot pa

unde xa = fracţia molară a gazului pa = presiunea parţială a gazului deasupra soluţiei şi A = constanta lui Henry

O altă mărime care exprimă solubilitatea gazelor icircn lichide este coeficientul de absorbţie (sau de solubilitate) ce reprezintă cantitatea de gaz (la 00C şi 1 atm) care se dizolvă icircn condiţii date icircntr-un litru de lichid

Dintre componentele aerului oxigenul se dizolvă icircn cantitatea cea mai mare icircn apă Drept rezultat apa conţine mai mult oxigen decacirct aerul (3281 faţă de 2096 ) fapt care are o mare importanţă biologică pentru viaţa animalelor marine

CAPITOL 6ELEMENTE ŞI COMBINAŢII

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Circuitul apei icircn natură

Diferitele proprietăţi fizice ale apei servesc la definirea unor mărimi fizice fundamentale Astfel

temperaturile de topire şi de fierbere ale apei la presiunea de 760 torr (mm Hg) definesc unitatea de temperatură icircn scara Celsius şi Kelvin (scara temperaturilor absolute TK= t0C+27315)

unitatea de măsură pentru căldură (caloria) este egală cu capacitatea calorică a unui gram de apă la 150C

unitatea de masă (kilogramul) este aproximativ egală cu masa unui decimetru cub (litru) de apă pură la temperatura densităţii maxime (40C) Cu creşterea temperaturii valoarea densităţii scade La 00C gheaţa are o densitate de 091 gcm3 La icircngheţare are loc o scădere bruscă a densităţii respectiv o creştere a volumului cu aproximativ 10

Apa cu temperatura de 40C avacircnd o densitate mai mare decacirct apa mai caldă sau mai rece se adună pe fundul mărilor şi oceanelor la adacircncimi sub 1000 m Datorită acestui fenomen apele adacircnci nu icircngheaţă pacircnă la fund făcacircnd posibilă viaţa subacvatică

Anomaliile apei se datorează asocierii moleculelor de apă prin punţi de hidrogen

Apa dizolvă compuşi ionici (săruri oxizi hidroxizi) compuşi covalenţi (acizi baze) unele substanţe organice Apa dispersează şi moleculele amfiprotice (săpunuri proteine) cu formare de micele icircnconjurate cu un strat protector de molecule de apă ceea ce le conferă o stabilitate deosebită

Definiţie Cantitatea de substanţă dizolvată icircntr-un anumit volum de soluţie sau solvent reprezintă concentraţia soluţiei

Definiţie Concentraţia procentuală exprimată icircn unităţi de masă reprezintă gramele de substanţă dizolvate icircn 100 grame de soluţie

Concentraţia soluţiilor

Concentraţia reprezintă raportul dintre solut şi solvent După concentraţia lor se deosebesc soluţii diluate care conţin cantităţi mici de substanţă dizolvată şi soluţii concentrate care conţin cantităţi mari de dizolvat

1Concentraţia procentuală ()

Poate fi exprimată icircn unităţi de masă sau unităţi de volum

Exemplu - o soluţie de NaCl 5 conţine 5 g de NaCl dizolvate icircn 100 g soluţie Se prepară prin dizolvarea a 5 g NaCl icircn 95 g apă

Problemă Calculaţi gramele de NaCl dizolvate icircn 300 g soluţie NaCl de concentraţie 10

100 g soluţie 10 g NaCl300 g soluţie x g NaCl x = 300 middot 10 100 = 30 g NaCl

Concentraţia procentuală poate fi exprimată şi icircn unităţi de volum atunci cacircnd este folosită pentru prepararea soluţiilor de lichide

Exemplu - prin alcool 80 se icircnţelege un amestec format din 80 volume alcool şi 20 volume apă

Problemă Care este volumul de alcool necesar pentru a prepara 5 litri de soluţie 20

100 ml soluţie 20 ml alcool5000 ml soluţie x ml alcool x = 5000 middot 20 100 = 1000 ml alcool

Definiţie Se exprimă icircn număr de moli de substanţă dizolvată icircn 1000 ml soluţie (un litru)

Definiţie Molul este masa molară a unei substanţe exprimată icircn grame

2 Concentraţia molară (m M)

Exemplu 1 mol de NaCl = 585 g 1 mol de apă = 18 g etc

O soluţie molară conţine un mol de substanţă dizolvată icircntr-un litru Există soluţii dublu molare (2 m) semimolare (05 m) decimolare (01 m) centimolare (001 m) etc

Numărul de moli dintr-o cantitate dată de substanţă se calculează astfel nr moli = grame substanţă masa molară

Masa molară a substanţei se calculează din masele atomice ale elementelor componente

Exemplu Calculaţi numărul de moli de acid sulfuric din 196 g

M H2SO4 = 2middotAH + AS + 4middotAO = 2middot1 + 32 + 4middot16 = 98

nr moli acid sulfuric = 196 g 98 = 2 moli

Problemă Calculaţi cantitatea icircn grame de KMnO4 dizolvată icircn 200 ml soluţie de concentraţie 15 m M KMnO4 = 158

1000 ml soluţie 15 middot 158 g KMnO4

200 ml soluţie x g KMnO4

x = 200 middot 15 middot 158 1000 = 474 g KMnO4

Problemă Calculaţi concentraţia molară a unei soluţii care conţine 8 g NaOH dizolvat icircn 500 ml soluţie M NaOH = 40

500 ml soluţie 8 g NaOH1000 ml soluţie x g NaOH x = 1000 middot 8 500 = 16 g NaOH

concentraţia molară m = 16 g 40 = 04 m (moli NaOHlitru)

Concentraţia molară nu trebuie confundată cu cea molală care este exprimată icircn număr de moli de substanţă dizolvată icircn 1000 g solvent

Definiţie Reprezintă numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată icircntr-un litru de soluţie (1000 ml)

Definiţie Echivalentul chimic al unei substanţe reprezintă cantitatea din acea substanţă care poate reacţiona cu 1 g de hidrogen sau cu 8 g de oxigen

valenţa

A

cedatiHnr

M acid

acceptatiHnr

M bază

3 Concentraţia normală (nN)

Numărul de echivalenţi gram pe care icirci conţine o cantitate dată de substanţă se calculează astfel

nr e = grame substanţă echivalent chimic

Echivalentul chimic E se calculează icircn funcţie de reacţia chimică la care participă substanţa şi de categoria din care face parte

1 Eelement = - raportul dintre masa atomică şi valenţa ionului

format

2 Eacid = - raportul dintre masa molară şi numărul de protoni

cedaţi icircn reacţie

3 Ebază = - raportul dintre masa molară şi numărul de protoni

acceptaţi icircn reacţie (numărul grupărilor OH)

schimbatienr

Msubst

ionicmmmc

M sare

4Esare = - raportul dintre masa molară şi cel mai mic multiplu

comun al sarcinilor ionilor componenţi (valenţa comună a ionilor sării)

5 Esubst =

redox - raportul dintre masa molară şi numărul de electroni

cedaţi sau acceptaţi de substanta icircn reacţie

După numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată care se găsesc icircn soluţie deosebim soluţii normale (n) dublu normale (2 n) seminormale (05 n) decinormale (01 n) centinormale (001 n) etc

Exemplu Calculaţi echivalentul chimic al următoarelor substanţe

H2C2O4 ( Macid oxalic = 126) NaOH (Mhidroxid de sodiu = 40)

KMnO4 (Mpermanganat de potasiu= 158)

Eacid oxalic= 126 2 = 63 Ehidroxid de sodiu = 40 1 = 40

Epermanganat de potasiu = 158 5 = 31606

(ştiind că icircn reacţia redox icircn mediu acid acceptă 5 electroni)

Problemă Calculaţi volumul de soluţie de acid clorhidric de concentraţie 30 ( =119 gml) necesar pentru prepararea a 500 ml soluţie 02 n

MHCl = 365 EHCl = 365

1000 ml soluţie 02 middot 365 g 500 ml soluţie x g

x = 500 middot 02 middot 365 1000 = 1825 g HCl

100 g soluţie 30 g HCl y g soluţie 1825 g HCl

y = 1825 middot 100 30 = 6083 g soluţie HCl 30

ρ = m V (g soluţie volum soluţie) Vsoluţie HCl = 6083119 = 5112 ml

Problemă Calculaţi normalitatea unei soluţii care conţine dizolvate 63 g acid oxalic icircn 250 ml soluţie

Macid oxalic= 126 E = 63

250 ml soluţie 63 g H2C2O4

1000 ml soluţie x g H2C2O4

x = 1000 middot 63 250 = 252 g

concentraţia normală n = g substanţă E = 252 63 = 04 n

Definiţie Reprezintă concentraţia exprimată icircn grame de substanţă dizolvate la 1 ml soluţie sau la 1000 ml soluţie

4 Titrul (T)

Titrul poate fi teoretic (ideal) atunci cacircnd este calculat din date neverificate practic sau ideale Tt sau poate fi real (practic) atunci cacircnd se

calculează din date obţinute icircn urma unei reacţii efectuate practic Tr

Relaţia dintre titru concentraţia normală şi echivalentul chimic este

T = E middot N (Tt = E middot Nt Tr = E middot Nr)

Relaţia dintre titru concentraţia molară şi masa molară este

T = M middot m (Tt = M middot mt Tr = M middot mr)

Problemă Calculaţi titrul real al unei soluţii de acid sulfuric care are o concentraţie normală de 0075 n Macid sulfuric= 98 E = 98 2 = 49

Tr = E middot Nr Tr = 49 middot 0075 = 36 g H2SO4 l

sau Tr = 36 1000 = 00036 g H2SO4 ml

Definiţie Reprezintă raportul dintre titrul practic şi cel teoretic

5 Factorul de corecţie volumetrică (F f)

Este un număr (nu are unitate de măsură) care ne arată abaterea concentraţiei reale a unei soluţii de la concentraţia ideală dorită

F = Tr Tt

Dacă factorul de corecţie volumetrică este subunitar soluţia este mai diluată decacirct concentraţia dorită iar dacă factorul este supraunitar soluţia este mai concentrată Valorile tolerate ale factorului de corecţie volumetrică se situează icircn intervalul 08 12

Problemă Calculaţi factorul de corecţie volumetrică pentru o soluţie de NaOH care are normalitatea reală de 0495 n

MNaOH= 40 E = 40

Tr = E middot Nr = 40 middot 0495 = 198 g NaOH l

Deoarece Nr = 0495 n Nt = 05 n (se aproximează valoarea normalităţii

reale prin lipsă sau prin adaos)

Tt = E middot Nt = 40 middot 05 = 20 g NaOH l

F = Tr Tt = 198 20 = 099

Solubilitatea

O soluţie se numeşte saturată atunci cacircnd conţine cantitatea maximă de substanţă dizolvată la o anumită temperatură dată uneori şi la o presiune dată

Definiţie Prin solubilitate sau grad de solubilitate se icircnţelege cantitatea maximă de substanţă care la o anumită temperatură se poate dizolva icircntr-o anumită cantitate de dizolvant

Exemplu O soluţie de NaCl care la 200C conţine 358 g NaCl icircn 100 g apă are solubilitatea de 358 g NaCl100 g apă O soluţie care conţine o cantitate mai mică de substanţă la aceeaşi temperatură se numeşte nesaturată

Solubilitatea variază icircn funcţie de natura substanţelor dizolvate Substanţele au solubilităţi diferite Se consideră ca solubile substanţele care la 200C au solubilitatea mai mare de 1 g 100 g solvent şi insolubile cele cu solubilitatea mai mică de 01 g 100 g solvent Substanţele cu solubilităţi cuprinse icircntre aceste limite sunt considerate greu solubile

Solubilitatea substanţelor solide variază cu temperatura la unele substanţe icircn limite largi la altele nesemnificativ

Reguli de solubilitate

Sărurile metalelor alcaline şi sărurile de amoniu sunt icircn general

solubile Excepţie fac unii percloraţi mai puţin solubili (KClO4 - greu solubil

icircn apă rece) şi unele combinaţii complexe (K2[PtCl6] (NH4)2[PtCl6] )

Toţi nitraţii (NO3-) cloraţii (ClO3

-) şi acetaţii (CH3COO-) sunt solubili

Clorurile (Cl-) sunt solubile exceptacircnd CuCl AgCl Hg2Cl2 TiCl2 şi

PbCl2 Aceeaşi regulă este valabilă şi pentru ioduri (I-) şi bromuri (Br-) dar

HgBr2 HgI2 şi BiI3 sunt insolubile

Toate fluorurile (F-) sunt solubile cu excepţia celor ale elementelor din

grupele IIa IIb şi FeF3 PbF2

Toţi sulfaţii (SO42-) sunt solubili cu excepţia celor ai metalelor grupei

IIa ca şi sulfaţii de Hg2+ Pb2+ Ag+ şi Hg+

Toţi carbonaţii (CO32-) sunt insolubili icircn afara celor ai metalelor

alcaline şi amoniului care sunt solubili Aceeaşi regulă se aplică fosfaţilor

(PO43-) dar Li3PO4 este insolubil Mulţi dicarbonaţi (ex Ca(HCO3)2 ) sau fosfaţi

acizi (Ca(H2PO4)2 ) sunt solubili

Toţi oxalaţii (C2O42-) şi cianurile (CN-) sunt insolubile Excepţie fac

compuşii metalelor alcaline şi ai amoniului

Hidroxizii (OH-) sunt insolubili Excepţie fac cei ai metalelor alcaline

Hidroxizii de Ca2+ Sr2+ Ba2+ icircn această ordine sunt din ce icircn ce mai solubili

Toate sulfurile sunt insolubile icircn afara celor ale ionilor cu

structură de gaz inert Na+ Mg2+ Al3+ icircn special cele din primele trei grupe

principale şi ale amoniului

Toţi oxizii sunt insolubili cu excepţia oxizilor metalelor alcaline şi

alcalino-pămacircntoase care sunt solubili ca urmare a unor reacţii cu apa

Solubilitatea substanţelor lichide

Apa dizolvă nu numai substanţe solide ci şi lichide De exemplu alcoolul se dizolvă icircn apă dar şi apa se dizolvă bine icircn alcool Cele două lichide pot funcţiona şi ca dizolvat şi ca solvent

După solubilitatea reciprocă se deosebesc mai multe sisteme lichid-lichid lichide nemiscibile (exemplu apa şi mercurul) lichide parţial miscibile (exemplu apa şi eterul) lichide complet miscibile (exemplu apa şi alcoolul)

Solubilitatea substanţelor gazoase

Solubilitatea unui gaz icircn lichid este proporţională cu presiunea sa parţială conform legii lui Henry

xa = A middot pa

unde xa = fracţia molară a gazului pa = presiunea parţială a gazului deasupra soluţiei şi A = constanta lui Henry

O altă mărime care exprimă solubilitatea gazelor icircn lichide este coeficientul de absorbţie (sau de solubilitate) ce reprezintă cantitatea de gaz (la 00C şi 1 atm) care se dizolvă icircn condiţii date icircntr-un litru de lichid

Dintre componentele aerului oxigenul se dizolvă icircn cantitatea cea mai mare icircn apă Drept rezultat apa conţine mai mult oxigen decacirct aerul (3281 faţă de 2096 ) fapt care are o mare importanţă biologică pentru viaţa animalelor marine

CAPITOL 6ELEMENTE ŞI COMBINAŢII

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Diferitele proprietăţi fizice ale apei servesc la definirea unor mărimi fizice fundamentale Astfel

temperaturile de topire şi de fierbere ale apei la presiunea de 760 torr (mm Hg) definesc unitatea de temperatură icircn scara Celsius şi Kelvin (scara temperaturilor absolute TK= t0C+27315)

unitatea de măsură pentru căldură (caloria) este egală cu capacitatea calorică a unui gram de apă la 150C

unitatea de masă (kilogramul) este aproximativ egală cu masa unui decimetru cub (litru) de apă pură la temperatura densităţii maxime (40C) Cu creşterea temperaturii valoarea densităţii scade La 00C gheaţa are o densitate de 091 gcm3 La icircngheţare are loc o scădere bruscă a densităţii respectiv o creştere a volumului cu aproximativ 10

Apa cu temperatura de 40C avacircnd o densitate mai mare decacirct apa mai caldă sau mai rece se adună pe fundul mărilor şi oceanelor la adacircncimi sub 1000 m Datorită acestui fenomen apele adacircnci nu icircngheaţă pacircnă la fund făcacircnd posibilă viaţa subacvatică

Anomaliile apei se datorează asocierii moleculelor de apă prin punţi de hidrogen

Apa dizolvă compuşi ionici (săruri oxizi hidroxizi) compuşi covalenţi (acizi baze) unele substanţe organice Apa dispersează şi moleculele amfiprotice (săpunuri proteine) cu formare de micele icircnconjurate cu un strat protector de molecule de apă ceea ce le conferă o stabilitate deosebită

Definiţie Cantitatea de substanţă dizolvată icircntr-un anumit volum de soluţie sau solvent reprezintă concentraţia soluţiei

Definiţie Concentraţia procentuală exprimată icircn unităţi de masă reprezintă gramele de substanţă dizolvate icircn 100 grame de soluţie

Concentraţia soluţiilor

Concentraţia reprezintă raportul dintre solut şi solvent După concentraţia lor se deosebesc soluţii diluate care conţin cantităţi mici de substanţă dizolvată şi soluţii concentrate care conţin cantităţi mari de dizolvat

1Concentraţia procentuală ()

Poate fi exprimată icircn unităţi de masă sau unităţi de volum

Exemplu - o soluţie de NaCl 5 conţine 5 g de NaCl dizolvate icircn 100 g soluţie Se prepară prin dizolvarea a 5 g NaCl icircn 95 g apă

Problemă Calculaţi gramele de NaCl dizolvate icircn 300 g soluţie NaCl de concentraţie 10

100 g soluţie 10 g NaCl300 g soluţie x g NaCl x = 300 middot 10 100 = 30 g NaCl

Concentraţia procentuală poate fi exprimată şi icircn unităţi de volum atunci cacircnd este folosită pentru prepararea soluţiilor de lichide

Exemplu - prin alcool 80 se icircnţelege un amestec format din 80 volume alcool şi 20 volume apă

Problemă Care este volumul de alcool necesar pentru a prepara 5 litri de soluţie 20

100 ml soluţie 20 ml alcool5000 ml soluţie x ml alcool x = 5000 middot 20 100 = 1000 ml alcool

Definiţie Se exprimă icircn număr de moli de substanţă dizolvată icircn 1000 ml soluţie (un litru)

Definiţie Molul este masa molară a unei substanţe exprimată icircn grame

2 Concentraţia molară (m M)

Exemplu 1 mol de NaCl = 585 g 1 mol de apă = 18 g etc

O soluţie molară conţine un mol de substanţă dizolvată icircntr-un litru Există soluţii dublu molare (2 m) semimolare (05 m) decimolare (01 m) centimolare (001 m) etc

Numărul de moli dintr-o cantitate dată de substanţă se calculează astfel nr moli = grame substanţă masa molară

Masa molară a substanţei se calculează din masele atomice ale elementelor componente

Exemplu Calculaţi numărul de moli de acid sulfuric din 196 g

M H2SO4 = 2middotAH + AS + 4middotAO = 2middot1 + 32 + 4middot16 = 98

nr moli acid sulfuric = 196 g 98 = 2 moli

Problemă Calculaţi cantitatea icircn grame de KMnO4 dizolvată icircn 200 ml soluţie de concentraţie 15 m M KMnO4 = 158

1000 ml soluţie 15 middot 158 g KMnO4

200 ml soluţie x g KMnO4

x = 200 middot 15 middot 158 1000 = 474 g KMnO4

Problemă Calculaţi concentraţia molară a unei soluţii care conţine 8 g NaOH dizolvat icircn 500 ml soluţie M NaOH = 40

500 ml soluţie 8 g NaOH1000 ml soluţie x g NaOH x = 1000 middot 8 500 = 16 g NaOH

concentraţia molară m = 16 g 40 = 04 m (moli NaOHlitru)

Concentraţia molară nu trebuie confundată cu cea molală care este exprimată icircn număr de moli de substanţă dizolvată icircn 1000 g solvent

Definiţie Reprezintă numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată icircntr-un litru de soluţie (1000 ml)

Definiţie Echivalentul chimic al unei substanţe reprezintă cantitatea din acea substanţă care poate reacţiona cu 1 g de hidrogen sau cu 8 g de oxigen

valenţa

A

cedatiHnr

M acid

acceptatiHnr

M bază

3 Concentraţia normală (nN)

Numărul de echivalenţi gram pe care icirci conţine o cantitate dată de substanţă se calculează astfel

nr e = grame substanţă echivalent chimic

Echivalentul chimic E se calculează icircn funcţie de reacţia chimică la care participă substanţa şi de categoria din care face parte

1 Eelement = - raportul dintre masa atomică şi valenţa ionului

format

2 Eacid = - raportul dintre masa molară şi numărul de protoni

cedaţi icircn reacţie

3 Ebază = - raportul dintre masa molară şi numărul de protoni

acceptaţi icircn reacţie (numărul grupărilor OH)

schimbatienr

Msubst

ionicmmmc

M sare

4Esare = - raportul dintre masa molară şi cel mai mic multiplu

comun al sarcinilor ionilor componenţi (valenţa comună a ionilor sării)

5 Esubst =

redox - raportul dintre masa molară şi numărul de electroni

cedaţi sau acceptaţi de substanta icircn reacţie

După numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată care se găsesc icircn soluţie deosebim soluţii normale (n) dublu normale (2 n) seminormale (05 n) decinormale (01 n) centinormale (001 n) etc

Exemplu Calculaţi echivalentul chimic al următoarelor substanţe

H2C2O4 ( Macid oxalic = 126) NaOH (Mhidroxid de sodiu = 40)

KMnO4 (Mpermanganat de potasiu= 158)

Eacid oxalic= 126 2 = 63 Ehidroxid de sodiu = 40 1 = 40

Epermanganat de potasiu = 158 5 = 31606

(ştiind că icircn reacţia redox icircn mediu acid acceptă 5 electroni)

Problemă Calculaţi volumul de soluţie de acid clorhidric de concentraţie 30 ( =119 gml) necesar pentru prepararea a 500 ml soluţie 02 n

MHCl = 365 EHCl = 365

1000 ml soluţie 02 middot 365 g 500 ml soluţie x g

x = 500 middot 02 middot 365 1000 = 1825 g HCl

100 g soluţie 30 g HCl y g soluţie 1825 g HCl

y = 1825 middot 100 30 = 6083 g soluţie HCl 30

ρ = m V (g soluţie volum soluţie) Vsoluţie HCl = 6083119 = 5112 ml

Problemă Calculaţi normalitatea unei soluţii care conţine dizolvate 63 g acid oxalic icircn 250 ml soluţie

Macid oxalic= 126 E = 63

250 ml soluţie 63 g H2C2O4

1000 ml soluţie x g H2C2O4

x = 1000 middot 63 250 = 252 g

concentraţia normală n = g substanţă E = 252 63 = 04 n

Definiţie Reprezintă concentraţia exprimată icircn grame de substanţă dizolvate la 1 ml soluţie sau la 1000 ml soluţie

4 Titrul (T)

Titrul poate fi teoretic (ideal) atunci cacircnd este calculat din date neverificate practic sau ideale Tt sau poate fi real (practic) atunci cacircnd se

calculează din date obţinute icircn urma unei reacţii efectuate practic Tr

Relaţia dintre titru concentraţia normală şi echivalentul chimic este

T = E middot N (Tt = E middot Nt Tr = E middot Nr)

Relaţia dintre titru concentraţia molară şi masa molară este

T = M middot m (Tt = M middot mt Tr = M middot mr)

Problemă Calculaţi titrul real al unei soluţii de acid sulfuric care are o concentraţie normală de 0075 n Macid sulfuric= 98 E = 98 2 = 49

Tr = E middot Nr Tr = 49 middot 0075 = 36 g H2SO4 l

sau Tr = 36 1000 = 00036 g H2SO4 ml

Definiţie Reprezintă raportul dintre titrul practic şi cel teoretic

5 Factorul de corecţie volumetrică (F f)

Este un număr (nu are unitate de măsură) care ne arată abaterea concentraţiei reale a unei soluţii de la concentraţia ideală dorită

F = Tr Tt

Dacă factorul de corecţie volumetrică este subunitar soluţia este mai diluată decacirct concentraţia dorită iar dacă factorul este supraunitar soluţia este mai concentrată Valorile tolerate ale factorului de corecţie volumetrică se situează icircn intervalul 08 12

Problemă Calculaţi factorul de corecţie volumetrică pentru o soluţie de NaOH care are normalitatea reală de 0495 n

MNaOH= 40 E = 40

Tr = E middot Nr = 40 middot 0495 = 198 g NaOH l

Deoarece Nr = 0495 n Nt = 05 n (se aproximează valoarea normalităţii

reale prin lipsă sau prin adaos)

Tt = E middot Nt = 40 middot 05 = 20 g NaOH l

F = Tr Tt = 198 20 = 099

Solubilitatea

O soluţie se numeşte saturată atunci cacircnd conţine cantitatea maximă de substanţă dizolvată la o anumită temperatură dată uneori şi la o presiune dată

Definiţie Prin solubilitate sau grad de solubilitate se icircnţelege cantitatea maximă de substanţă care la o anumită temperatură se poate dizolva icircntr-o anumită cantitate de dizolvant

Exemplu O soluţie de NaCl care la 200C conţine 358 g NaCl icircn 100 g apă are solubilitatea de 358 g NaCl100 g apă O soluţie care conţine o cantitate mai mică de substanţă la aceeaşi temperatură se numeşte nesaturată

Solubilitatea variază icircn funcţie de natura substanţelor dizolvate Substanţele au solubilităţi diferite Se consideră ca solubile substanţele care la 200C au solubilitatea mai mare de 1 g 100 g solvent şi insolubile cele cu solubilitatea mai mică de 01 g 100 g solvent Substanţele cu solubilităţi cuprinse icircntre aceste limite sunt considerate greu solubile

Solubilitatea substanţelor solide variază cu temperatura la unele substanţe icircn limite largi la altele nesemnificativ

Reguli de solubilitate

Sărurile metalelor alcaline şi sărurile de amoniu sunt icircn general

solubile Excepţie fac unii percloraţi mai puţin solubili (KClO4 - greu solubil

icircn apă rece) şi unele combinaţii complexe (K2[PtCl6] (NH4)2[PtCl6] )

Toţi nitraţii (NO3-) cloraţii (ClO3

-) şi acetaţii (CH3COO-) sunt solubili

Clorurile (Cl-) sunt solubile exceptacircnd CuCl AgCl Hg2Cl2 TiCl2 şi

PbCl2 Aceeaşi regulă este valabilă şi pentru ioduri (I-) şi bromuri (Br-) dar

HgBr2 HgI2 şi BiI3 sunt insolubile

Toate fluorurile (F-) sunt solubile cu excepţia celor ale elementelor din

grupele IIa IIb şi FeF3 PbF2

Toţi sulfaţii (SO42-) sunt solubili cu excepţia celor ai metalelor grupei

IIa ca şi sulfaţii de Hg2+ Pb2+ Ag+ şi Hg+

Toţi carbonaţii (CO32-) sunt insolubili icircn afara celor ai metalelor

alcaline şi amoniului care sunt solubili Aceeaşi regulă se aplică fosfaţilor

(PO43-) dar Li3PO4 este insolubil Mulţi dicarbonaţi (ex Ca(HCO3)2 ) sau fosfaţi

acizi (Ca(H2PO4)2 ) sunt solubili

Toţi oxalaţii (C2O42-) şi cianurile (CN-) sunt insolubile Excepţie fac

compuşii metalelor alcaline şi ai amoniului

Hidroxizii (OH-) sunt insolubili Excepţie fac cei ai metalelor alcaline

Hidroxizii de Ca2+ Sr2+ Ba2+ icircn această ordine sunt din ce icircn ce mai solubili

Toate sulfurile sunt insolubile icircn afara celor ale ionilor cu

structură de gaz inert Na+ Mg2+ Al3+ icircn special cele din primele trei grupe

principale şi ale amoniului

Toţi oxizii sunt insolubili cu excepţia oxizilor metalelor alcaline şi

alcalino-pămacircntoase care sunt solubili ca urmare a unor reacţii cu apa

Solubilitatea substanţelor lichide

Apa dizolvă nu numai substanţe solide ci şi lichide De exemplu alcoolul se dizolvă icircn apă dar şi apa se dizolvă bine icircn alcool Cele două lichide pot funcţiona şi ca dizolvat şi ca solvent

După solubilitatea reciprocă se deosebesc mai multe sisteme lichid-lichid lichide nemiscibile (exemplu apa şi mercurul) lichide parţial miscibile (exemplu apa şi eterul) lichide complet miscibile (exemplu apa şi alcoolul)

Solubilitatea substanţelor gazoase

Solubilitatea unui gaz icircn lichid este proporţională cu presiunea sa parţială conform legii lui Henry

xa = A middot pa

unde xa = fracţia molară a gazului pa = presiunea parţială a gazului deasupra soluţiei şi A = constanta lui Henry

O altă mărime care exprimă solubilitatea gazelor icircn lichide este coeficientul de absorbţie (sau de solubilitate) ce reprezintă cantitatea de gaz (la 00C şi 1 atm) care se dizolvă icircn condiţii date icircntr-un litru de lichid

Dintre componentele aerului oxigenul se dizolvă icircn cantitatea cea mai mare icircn apă Drept rezultat apa conţine mai mult oxigen decacirct aerul (3281 faţă de 2096 ) fapt care are o mare importanţă biologică pentru viaţa animalelor marine

CAPITOL 6ELEMENTE ŞI COMBINAŢII

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Definiţie Cantitatea de substanţă dizolvată icircntr-un anumit volum de soluţie sau solvent reprezintă concentraţia soluţiei

Definiţie Concentraţia procentuală exprimată icircn unităţi de masă reprezintă gramele de substanţă dizolvate icircn 100 grame de soluţie

Concentraţia soluţiilor

Concentraţia reprezintă raportul dintre solut şi solvent După concentraţia lor se deosebesc soluţii diluate care conţin cantităţi mici de substanţă dizolvată şi soluţii concentrate care conţin cantităţi mari de dizolvat

1Concentraţia procentuală ()

Poate fi exprimată icircn unităţi de masă sau unităţi de volum

Exemplu - o soluţie de NaCl 5 conţine 5 g de NaCl dizolvate icircn 100 g soluţie Se prepară prin dizolvarea a 5 g NaCl icircn 95 g apă

Problemă Calculaţi gramele de NaCl dizolvate icircn 300 g soluţie NaCl de concentraţie 10

100 g soluţie 10 g NaCl300 g soluţie x g NaCl x = 300 middot 10 100 = 30 g NaCl

Concentraţia procentuală poate fi exprimată şi icircn unităţi de volum atunci cacircnd este folosită pentru prepararea soluţiilor de lichide

Exemplu - prin alcool 80 se icircnţelege un amestec format din 80 volume alcool şi 20 volume apă

Problemă Care este volumul de alcool necesar pentru a prepara 5 litri de soluţie 20

100 ml soluţie 20 ml alcool5000 ml soluţie x ml alcool x = 5000 middot 20 100 = 1000 ml alcool

Definiţie Se exprimă icircn număr de moli de substanţă dizolvată icircn 1000 ml soluţie (un litru)

Definiţie Molul este masa molară a unei substanţe exprimată icircn grame

2 Concentraţia molară (m M)

Exemplu 1 mol de NaCl = 585 g 1 mol de apă = 18 g etc

O soluţie molară conţine un mol de substanţă dizolvată icircntr-un litru Există soluţii dublu molare (2 m) semimolare (05 m) decimolare (01 m) centimolare (001 m) etc

Numărul de moli dintr-o cantitate dată de substanţă se calculează astfel nr moli = grame substanţă masa molară

Masa molară a substanţei se calculează din masele atomice ale elementelor componente

Exemplu Calculaţi numărul de moli de acid sulfuric din 196 g

M H2SO4 = 2middotAH + AS + 4middotAO = 2middot1 + 32 + 4middot16 = 98

nr moli acid sulfuric = 196 g 98 = 2 moli

Problemă Calculaţi cantitatea icircn grame de KMnO4 dizolvată icircn 200 ml soluţie de concentraţie 15 m M KMnO4 = 158

1000 ml soluţie 15 middot 158 g KMnO4

200 ml soluţie x g KMnO4

x = 200 middot 15 middot 158 1000 = 474 g KMnO4

Problemă Calculaţi concentraţia molară a unei soluţii care conţine 8 g NaOH dizolvat icircn 500 ml soluţie M NaOH = 40

500 ml soluţie 8 g NaOH1000 ml soluţie x g NaOH x = 1000 middot 8 500 = 16 g NaOH

concentraţia molară m = 16 g 40 = 04 m (moli NaOHlitru)

Concentraţia molară nu trebuie confundată cu cea molală care este exprimată icircn număr de moli de substanţă dizolvată icircn 1000 g solvent

Definiţie Reprezintă numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată icircntr-un litru de soluţie (1000 ml)

Definiţie Echivalentul chimic al unei substanţe reprezintă cantitatea din acea substanţă care poate reacţiona cu 1 g de hidrogen sau cu 8 g de oxigen

valenţa

A

cedatiHnr

M acid

acceptatiHnr

M bază

3 Concentraţia normală (nN)

Numărul de echivalenţi gram pe care icirci conţine o cantitate dată de substanţă se calculează astfel

nr e = grame substanţă echivalent chimic

Echivalentul chimic E se calculează icircn funcţie de reacţia chimică la care participă substanţa şi de categoria din care face parte

1 Eelement = - raportul dintre masa atomică şi valenţa ionului

format

2 Eacid = - raportul dintre masa molară şi numărul de protoni

cedaţi icircn reacţie

3 Ebază = - raportul dintre masa molară şi numărul de protoni

acceptaţi icircn reacţie (numărul grupărilor OH)

schimbatienr

Msubst

ionicmmmc

M sare

4Esare = - raportul dintre masa molară şi cel mai mic multiplu

comun al sarcinilor ionilor componenţi (valenţa comună a ionilor sării)

5 Esubst =

redox - raportul dintre masa molară şi numărul de electroni

cedaţi sau acceptaţi de substanta icircn reacţie

După numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată care se găsesc icircn soluţie deosebim soluţii normale (n) dublu normale (2 n) seminormale (05 n) decinormale (01 n) centinormale (001 n) etc

Exemplu Calculaţi echivalentul chimic al următoarelor substanţe

H2C2O4 ( Macid oxalic = 126) NaOH (Mhidroxid de sodiu = 40)

KMnO4 (Mpermanganat de potasiu= 158)

Eacid oxalic= 126 2 = 63 Ehidroxid de sodiu = 40 1 = 40

Epermanganat de potasiu = 158 5 = 31606

(ştiind că icircn reacţia redox icircn mediu acid acceptă 5 electroni)

Problemă Calculaţi volumul de soluţie de acid clorhidric de concentraţie 30 ( =119 gml) necesar pentru prepararea a 500 ml soluţie 02 n

MHCl = 365 EHCl = 365

1000 ml soluţie 02 middot 365 g 500 ml soluţie x g

x = 500 middot 02 middot 365 1000 = 1825 g HCl

100 g soluţie 30 g HCl y g soluţie 1825 g HCl

y = 1825 middot 100 30 = 6083 g soluţie HCl 30

ρ = m V (g soluţie volum soluţie) Vsoluţie HCl = 6083119 = 5112 ml

Problemă Calculaţi normalitatea unei soluţii care conţine dizolvate 63 g acid oxalic icircn 250 ml soluţie

Macid oxalic= 126 E = 63

250 ml soluţie 63 g H2C2O4

1000 ml soluţie x g H2C2O4

x = 1000 middot 63 250 = 252 g

concentraţia normală n = g substanţă E = 252 63 = 04 n

Definiţie Reprezintă concentraţia exprimată icircn grame de substanţă dizolvate la 1 ml soluţie sau la 1000 ml soluţie

4 Titrul (T)

Titrul poate fi teoretic (ideal) atunci cacircnd este calculat din date neverificate practic sau ideale Tt sau poate fi real (practic) atunci cacircnd se

calculează din date obţinute icircn urma unei reacţii efectuate practic Tr

Relaţia dintre titru concentraţia normală şi echivalentul chimic este

T = E middot N (Tt = E middot Nt Tr = E middot Nr)

Relaţia dintre titru concentraţia molară şi masa molară este

T = M middot m (Tt = M middot mt Tr = M middot mr)

Problemă Calculaţi titrul real al unei soluţii de acid sulfuric care are o concentraţie normală de 0075 n Macid sulfuric= 98 E = 98 2 = 49

Tr = E middot Nr Tr = 49 middot 0075 = 36 g H2SO4 l

sau Tr = 36 1000 = 00036 g H2SO4 ml

Definiţie Reprezintă raportul dintre titrul practic şi cel teoretic

5 Factorul de corecţie volumetrică (F f)

Este un număr (nu are unitate de măsură) care ne arată abaterea concentraţiei reale a unei soluţii de la concentraţia ideală dorită

F = Tr Tt

Dacă factorul de corecţie volumetrică este subunitar soluţia este mai diluată decacirct concentraţia dorită iar dacă factorul este supraunitar soluţia este mai concentrată Valorile tolerate ale factorului de corecţie volumetrică se situează icircn intervalul 08 12

Problemă Calculaţi factorul de corecţie volumetrică pentru o soluţie de NaOH care are normalitatea reală de 0495 n

MNaOH= 40 E = 40

Tr = E middot Nr = 40 middot 0495 = 198 g NaOH l

Deoarece Nr = 0495 n Nt = 05 n (se aproximează valoarea normalităţii

reale prin lipsă sau prin adaos)

Tt = E middot Nt = 40 middot 05 = 20 g NaOH l

F = Tr Tt = 198 20 = 099

Solubilitatea

O soluţie se numeşte saturată atunci cacircnd conţine cantitatea maximă de substanţă dizolvată la o anumită temperatură dată uneori şi la o presiune dată

Definiţie Prin solubilitate sau grad de solubilitate se icircnţelege cantitatea maximă de substanţă care la o anumită temperatură se poate dizolva icircntr-o anumită cantitate de dizolvant

Exemplu O soluţie de NaCl care la 200C conţine 358 g NaCl icircn 100 g apă are solubilitatea de 358 g NaCl100 g apă O soluţie care conţine o cantitate mai mică de substanţă la aceeaşi temperatură se numeşte nesaturată

Solubilitatea variază icircn funcţie de natura substanţelor dizolvate Substanţele au solubilităţi diferite Se consideră ca solubile substanţele care la 200C au solubilitatea mai mare de 1 g 100 g solvent şi insolubile cele cu solubilitatea mai mică de 01 g 100 g solvent Substanţele cu solubilităţi cuprinse icircntre aceste limite sunt considerate greu solubile

Solubilitatea substanţelor solide variază cu temperatura la unele substanţe icircn limite largi la altele nesemnificativ

Reguli de solubilitate

Sărurile metalelor alcaline şi sărurile de amoniu sunt icircn general

solubile Excepţie fac unii percloraţi mai puţin solubili (KClO4 - greu solubil

icircn apă rece) şi unele combinaţii complexe (K2[PtCl6] (NH4)2[PtCl6] )

Toţi nitraţii (NO3-) cloraţii (ClO3

-) şi acetaţii (CH3COO-) sunt solubili

Clorurile (Cl-) sunt solubile exceptacircnd CuCl AgCl Hg2Cl2 TiCl2 şi

PbCl2 Aceeaşi regulă este valabilă şi pentru ioduri (I-) şi bromuri (Br-) dar

HgBr2 HgI2 şi BiI3 sunt insolubile

Toate fluorurile (F-) sunt solubile cu excepţia celor ale elementelor din

grupele IIa IIb şi FeF3 PbF2

Toţi sulfaţii (SO42-) sunt solubili cu excepţia celor ai metalelor grupei

IIa ca şi sulfaţii de Hg2+ Pb2+ Ag+ şi Hg+

Toţi carbonaţii (CO32-) sunt insolubili icircn afara celor ai metalelor

alcaline şi amoniului care sunt solubili Aceeaşi regulă se aplică fosfaţilor

(PO43-) dar Li3PO4 este insolubil Mulţi dicarbonaţi (ex Ca(HCO3)2 ) sau fosfaţi

acizi (Ca(H2PO4)2 ) sunt solubili

Toţi oxalaţii (C2O42-) şi cianurile (CN-) sunt insolubile Excepţie fac

compuşii metalelor alcaline şi ai amoniului

Hidroxizii (OH-) sunt insolubili Excepţie fac cei ai metalelor alcaline

Hidroxizii de Ca2+ Sr2+ Ba2+ icircn această ordine sunt din ce icircn ce mai solubili

Toate sulfurile sunt insolubile icircn afara celor ale ionilor cu

structură de gaz inert Na+ Mg2+ Al3+ icircn special cele din primele trei grupe

principale şi ale amoniului

Toţi oxizii sunt insolubili cu excepţia oxizilor metalelor alcaline şi

alcalino-pămacircntoase care sunt solubili ca urmare a unor reacţii cu apa

Solubilitatea substanţelor lichide

Apa dizolvă nu numai substanţe solide ci şi lichide De exemplu alcoolul se dizolvă icircn apă dar şi apa se dizolvă bine icircn alcool Cele două lichide pot funcţiona şi ca dizolvat şi ca solvent

După solubilitatea reciprocă se deosebesc mai multe sisteme lichid-lichid lichide nemiscibile (exemplu apa şi mercurul) lichide parţial miscibile (exemplu apa şi eterul) lichide complet miscibile (exemplu apa şi alcoolul)

Solubilitatea substanţelor gazoase

Solubilitatea unui gaz icircn lichid este proporţională cu presiunea sa parţială conform legii lui Henry

xa = A middot pa

unde xa = fracţia molară a gazului pa = presiunea parţială a gazului deasupra soluţiei şi A = constanta lui Henry

O altă mărime care exprimă solubilitatea gazelor icircn lichide este coeficientul de absorbţie (sau de solubilitate) ce reprezintă cantitatea de gaz (la 00C şi 1 atm) care se dizolvă icircn condiţii date icircntr-un litru de lichid

Dintre componentele aerului oxigenul se dizolvă icircn cantitatea cea mai mare icircn apă Drept rezultat apa conţine mai mult oxigen decacirct aerul (3281 faţă de 2096 ) fapt care are o mare importanţă biologică pentru viaţa animalelor marine

CAPITOL 6ELEMENTE ŞI COMBINAŢII

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Problemă Calculaţi gramele de NaCl dizolvate icircn 300 g soluţie NaCl de concentraţie 10

100 g soluţie 10 g NaCl300 g soluţie x g NaCl x = 300 middot 10 100 = 30 g NaCl

Concentraţia procentuală poate fi exprimată şi icircn unităţi de volum atunci cacircnd este folosită pentru prepararea soluţiilor de lichide

Exemplu - prin alcool 80 se icircnţelege un amestec format din 80 volume alcool şi 20 volume apă

Problemă Care este volumul de alcool necesar pentru a prepara 5 litri de soluţie 20

100 ml soluţie 20 ml alcool5000 ml soluţie x ml alcool x = 5000 middot 20 100 = 1000 ml alcool

Definiţie Se exprimă icircn număr de moli de substanţă dizolvată icircn 1000 ml soluţie (un litru)

Definiţie Molul este masa molară a unei substanţe exprimată icircn grame

2 Concentraţia molară (m M)

Exemplu 1 mol de NaCl = 585 g 1 mol de apă = 18 g etc

O soluţie molară conţine un mol de substanţă dizolvată icircntr-un litru Există soluţii dublu molare (2 m) semimolare (05 m) decimolare (01 m) centimolare (001 m) etc

Numărul de moli dintr-o cantitate dată de substanţă se calculează astfel nr moli = grame substanţă masa molară

Masa molară a substanţei se calculează din masele atomice ale elementelor componente

Exemplu Calculaţi numărul de moli de acid sulfuric din 196 g

M H2SO4 = 2middotAH + AS + 4middotAO = 2middot1 + 32 + 4middot16 = 98

nr moli acid sulfuric = 196 g 98 = 2 moli

Problemă Calculaţi cantitatea icircn grame de KMnO4 dizolvată icircn 200 ml soluţie de concentraţie 15 m M KMnO4 = 158

1000 ml soluţie 15 middot 158 g KMnO4

200 ml soluţie x g KMnO4

x = 200 middot 15 middot 158 1000 = 474 g KMnO4

Problemă Calculaţi concentraţia molară a unei soluţii care conţine 8 g NaOH dizolvat icircn 500 ml soluţie M NaOH = 40

500 ml soluţie 8 g NaOH1000 ml soluţie x g NaOH x = 1000 middot 8 500 = 16 g NaOH

concentraţia molară m = 16 g 40 = 04 m (moli NaOHlitru)

Concentraţia molară nu trebuie confundată cu cea molală care este exprimată icircn număr de moli de substanţă dizolvată icircn 1000 g solvent

Definiţie Reprezintă numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată icircntr-un litru de soluţie (1000 ml)

Definiţie Echivalentul chimic al unei substanţe reprezintă cantitatea din acea substanţă care poate reacţiona cu 1 g de hidrogen sau cu 8 g de oxigen

valenţa

A

cedatiHnr

M acid

acceptatiHnr

M bază

3 Concentraţia normală (nN)

Numărul de echivalenţi gram pe care icirci conţine o cantitate dată de substanţă se calculează astfel

nr e = grame substanţă echivalent chimic

Echivalentul chimic E se calculează icircn funcţie de reacţia chimică la care participă substanţa şi de categoria din care face parte

1 Eelement = - raportul dintre masa atomică şi valenţa ionului

format

2 Eacid = - raportul dintre masa molară şi numărul de protoni

cedaţi icircn reacţie

3 Ebază = - raportul dintre masa molară şi numărul de protoni

acceptaţi icircn reacţie (numărul grupărilor OH)

schimbatienr

Msubst

ionicmmmc

M sare

4Esare = - raportul dintre masa molară şi cel mai mic multiplu

comun al sarcinilor ionilor componenţi (valenţa comună a ionilor sării)

5 Esubst =

redox - raportul dintre masa molară şi numărul de electroni

cedaţi sau acceptaţi de substanta icircn reacţie

După numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată care se găsesc icircn soluţie deosebim soluţii normale (n) dublu normale (2 n) seminormale (05 n) decinormale (01 n) centinormale (001 n) etc

Exemplu Calculaţi echivalentul chimic al următoarelor substanţe

H2C2O4 ( Macid oxalic = 126) NaOH (Mhidroxid de sodiu = 40)

KMnO4 (Mpermanganat de potasiu= 158)

Eacid oxalic= 126 2 = 63 Ehidroxid de sodiu = 40 1 = 40

Epermanganat de potasiu = 158 5 = 31606

(ştiind că icircn reacţia redox icircn mediu acid acceptă 5 electroni)

Problemă Calculaţi volumul de soluţie de acid clorhidric de concentraţie 30 ( =119 gml) necesar pentru prepararea a 500 ml soluţie 02 n

MHCl = 365 EHCl = 365

1000 ml soluţie 02 middot 365 g 500 ml soluţie x g

x = 500 middot 02 middot 365 1000 = 1825 g HCl

100 g soluţie 30 g HCl y g soluţie 1825 g HCl

y = 1825 middot 100 30 = 6083 g soluţie HCl 30

ρ = m V (g soluţie volum soluţie) Vsoluţie HCl = 6083119 = 5112 ml

Problemă Calculaţi normalitatea unei soluţii care conţine dizolvate 63 g acid oxalic icircn 250 ml soluţie

Macid oxalic= 126 E = 63

250 ml soluţie 63 g H2C2O4

1000 ml soluţie x g H2C2O4

x = 1000 middot 63 250 = 252 g

concentraţia normală n = g substanţă E = 252 63 = 04 n

Definiţie Reprezintă concentraţia exprimată icircn grame de substanţă dizolvate la 1 ml soluţie sau la 1000 ml soluţie

4 Titrul (T)

Titrul poate fi teoretic (ideal) atunci cacircnd este calculat din date neverificate practic sau ideale Tt sau poate fi real (practic) atunci cacircnd se

calculează din date obţinute icircn urma unei reacţii efectuate practic Tr

Relaţia dintre titru concentraţia normală şi echivalentul chimic este

T = E middot N (Tt = E middot Nt Tr = E middot Nr)

Relaţia dintre titru concentraţia molară şi masa molară este

T = M middot m (Tt = M middot mt Tr = M middot mr)

Problemă Calculaţi titrul real al unei soluţii de acid sulfuric care are o concentraţie normală de 0075 n Macid sulfuric= 98 E = 98 2 = 49

Tr = E middot Nr Tr = 49 middot 0075 = 36 g H2SO4 l

sau Tr = 36 1000 = 00036 g H2SO4 ml

Definiţie Reprezintă raportul dintre titrul practic şi cel teoretic

5 Factorul de corecţie volumetrică (F f)

Este un număr (nu are unitate de măsură) care ne arată abaterea concentraţiei reale a unei soluţii de la concentraţia ideală dorită

F = Tr Tt

Dacă factorul de corecţie volumetrică este subunitar soluţia este mai diluată decacirct concentraţia dorită iar dacă factorul este supraunitar soluţia este mai concentrată Valorile tolerate ale factorului de corecţie volumetrică se situează icircn intervalul 08 12

Problemă Calculaţi factorul de corecţie volumetrică pentru o soluţie de NaOH care are normalitatea reală de 0495 n

MNaOH= 40 E = 40

Tr = E middot Nr = 40 middot 0495 = 198 g NaOH l

Deoarece Nr = 0495 n Nt = 05 n (se aproximează valoarea normalităţii

reale prin lipsă sau prin adaos)

Tt = E middot Nt = 40 middot 05 = 20 g NaOH l

F = Tr Tt = 198 20 = 099

Solubilitatea

O soluţie se numeşte saturată atunci cacircnd conţine cantitatea maximă de substanţă dizolvată la o anumită temperatură dată uneori şi la o presiune dată

Definiţie Prin solubilitate sau grad de solubilitate se icircnţelege cantitatea maximă de substanţă care la o anumită temperatură se poate dizolva icircntr-o anumită cantitate de dizolvant

Exemplu O soluţie de NaCl care la 200C conţine 358 g NaCl icircn 100 g apă are solubilitatea de 358 g NaCl100 g apă O soluţie care conţine o cantitate mai mică de substanţă la aceeaşi temperatură se numeşte nesaturată

Solubilitatea variază icircn funcţie de natura substanţelor dizolvate Substanţele au solubilităţi diferite Se consideră ca solubile substanţele care la 200C au solubilitatea mai mare de 1 g 100 g solvent şi insolubile cele cu solubilitatea mai mică de 01 g 100 g solvent Substanţele cu solubilităţi cuprinse icircntre aceste limite sunt considerate greu solubile

Solubilitatea substanţelor solide variază cu temperatura la unele substanţe icircn limite largi la altele nesemnificativ

Reguli de solubilitate

Sărurile metalelor alcaline şi sărurile de amoniu sunt icircn general

solubile Excepţie fac unii percloraţi mai puţin solubili (KClO4 - greu solubil

icircn apă rece) şi unele combinaţii complexe (K2[PtCl6] (NH4)2[PtCl6] )

Toţi nitraţii (NO3-) cloraţii (ClO3

-) şi acetaţii (CH3COO-) sunt solubili

Clorurile (Cl-) sunt solubile exceptacircnd CuCl AgCl Hg2Cl2 TiCl2 şi

PbCl2 Aceeaşi regulă este valabilă şi pentru ioduri (I-) şi bromuri (Br-) dar

HgBr2 HgI2 şi BiI3 sunt insolubile

Toate fluorurile (F-) sunt solubile cu excepţia celor ale elementelor din

grupele IIa IIb şi FeF3 PbF2

Toţi sulfaţii (SO42-) sunt solubili cu excepţia celor ai metalelor grupei

IIa ca şi sulfaţii de Hg2+ Pb2+ Ag+ şi Hg+

Toţi carbonaţii (CO32-) sunt insolubili icircn afara celor ai metalelor

alcaline şi amoniului care sunt solubili Aceeaşi regulă se aplică fosfaţilor

(PO43-) dar Li3PO4 este insolubil Mulţi dicarbonaţi (ex Ca(HCO3)2 ) sau fosfaţi

acizi (Ca(H2PO4)2 ) sunt solubili

Toţi oxalaţii (C2O42-) şi cianurile (CN-) sunt insolubile Excepţie fac

compuşii metalelor alcaline şi ai amoniului

Hidroxizii (OH-) sunt insolubili Excepţie fac cei ai metalelor alcaline

Hidroxizii de Ca2+ Sr2+ Ba2+ icircn această ordine sunt din ce icircn ce mai solubili

Toate sulfurile sunt insolubile icircn afara celor ale ionilor cu

structură de gaz inert Na+ Mg2+ Al3+ icircn special cele din primele trei grupe

principale şi ale amoniului

Toţi oxizii sunt insolubili cu excepţia oxizilor metalelor alcaline şi

alcalino-pămacircntoase care sunt solubili ca urmare a unor reacţii cu apa

Solubilitatea substanţelor lichide

Apa dizolvă nu numai substanţe solide ci şi lichide De exemplu alcoolul se dizolvă icircn apă dar şi apa se dizolvă bine icircn alcool Cele două lichide pot funcţiona şi ca dizolvat şi ca solvent

După solubilitatea reciprocă se deosebesc mai multe sisteme lichid-lichid lichide nemiscibile (exemplu apa şi mercurul) lichide parţial miscibile (exemplu apa şi eterul) lichide complet miscibile (exemplu apa şi alcoolul)

Solubilitatea substanţelor gazoase

Solubilitatea unui gaz icircn lichid este proporţională cu presiunea sa parţială conform legii lui Henry

xa = A middot pa

unde xa = fracţia molară a gazului pa = presiunea parţială a gazului deasupra soluţiei şi A = constanta lui Henry

O altă mărime care exprimă solubilitatea gazelor icircn lichide este coeficientul de absorbţie (sau de solubilitate) ce reprezintă cantitatea de gaz (la 00C şi 1 atm) care se dizolvă icircn condiţii date icircntr-un litru de lichid

Dintre componentele aerului oxigenul se dizolvă icircn cantitatea cea mai mare icircn apă Drept rezultat apa conţine mai mult oxigen decacirct aerul (3281 faţă de 2096 ) fapt care are o mare importanţă biologică pentru viaţa animalelor marine

CAPITOL 6ELEMENTE ŞI COMBINAŢII

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Definiţie Se exprimă icircn număr de moli de substanţă dizolvată icircn 1000 ml soluţie (un litru)

Definiţie Molul este masa molară a unei substanţe exprimată icircn grame

2 Concentraţia molară (m M)

Exemplu 1 mol de NaCl = 585 g 1 mol de apă = 18 g etc

O soluţie molară conţine un mol de substanţă dizolvată icircntr-un litru Există soluţii dublu molare (2 m) semimolare (05 m) decimolare (01 m) centimolare (001 m) etc

Numărul de moli dintr-o cantitate dată de substanţă se calculează astfel nr moli = grame substanţă masa molară

Masa molară a substanţei se calculează din masele atomice ale elementelor componente

Exemplu Calculaţi numărul de moli de acid sulfuric din 196 g

M H2SO4 = 2middotAH + AS + 4middotAO = 2middot1 + 32 + 4middot16 = 98

nr moli acid sulfuric = 196 g 98 = 2 moli

Problemă Calculaţi cantitatea icircn grame de KMnO4 dizolvată icircn 200 ml soluţie de concentraţie 15 m M KMnO4 = 158

1000 ml soluţie 15 middot 158 g KMnO4

200 ml soluţie x g KMnO4

x = 200 middot 15 middot 158 1000 = 474 g KMnO4

Problemă Calculaţi concentraţia molară a unei soluţii care conţine 8 g NaOH dizolvat icircn 500 ml soluţie M NaOH = 40

500 ml soluţie 8 g NaOH1000 ml soluţie x g NaOH x = 1000 middot 8 500 = 16 g NaOH

concentraţia molară m = 16 g 40 = 04 m (moli NaOHlitru)

Concentraţia molară nu trebuie confundată cu cea molală care este exprimată icircn număr de moli de substanţă dizolvată icircn 1000 g solvent

Definiţie Reprezintă numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată icircntr-un litru de soluţie (1000 ml)

Definiţie Echivalentul chimic al unei substanţe reprezintă cantitatea din acea substanţă care poate reacţiona cu 1 g de hidrogen sau cu 8 g de oxigen

valenţa

A

cedatiHnr

M acid

acceptatiHnr

M bază

3 Concentraţia normală (nN)

Numărul de echivalenţi gram pe care icirci conţine o cantitate dată de substanţă se calculează astfel

nr e = grame substanţă echivalent chimic

Echivalentul chimic E se calculează icircn funcţie de reacţia chimică la care participă substanţa şi de categoria din care face parte

1 Eelement = - raportul dintre masa atomică şi valenţa ionului

format

2 Eacid = - raportul dintre masa molară şi numărul de protoni

cedaţi icircn reacţie

3 Ebază = - raportul dintre masa molară şi numărul de protoni

acceptaţi icircn reacţie (numărul grupărilor OH)

schimbatienr

Msubst

ionicmmmc

M sare

4Esare = - raportul dintre masa molară şi cel mai mic multiplu

comun al sarcinilor ionilor componenţi (valenţa comună a ionilor sării)

5 Esubst =

redox - raportul dintre masa molară şi numărul de electroni

cedaţi sau acceptaţi de substanta icircn reacţie

După numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată care se găsesc icircn soluţie deosebim soluţii normale (n) dublu normale (2 n) seminormale (05 n) decinormale (01 n) centinormale (001 n) etc

Exemplu Calculaţi echivalentul chimic al următoarelor substanţe

H2C2O4 ( Macid oxalic = 126) NaOH (Mhidroxid de sodiu = 40)

KMnO4 (Mpermanganat de potasiu= 158)

Eacid oxalic= 126 2 = 63 Ehidroxid de sodiu = 40 1 = 40

Epermanganat de potasiu = 158 5 = 31606

(ştiind că icircn reacţia redox icircn mediu acid acceptă 5 electroni)

Problemă Calculaţi volumul de soluţie de acid clorhidric de concentraţie 30 ( =119 gml) necesar pentru prepararea a 500 ml soluţie 02 n

MHCl = 365 EHCl = 365

1000 ml soluţie 02 middot 365 g 500 ml soluţie x g

x = 500 middot 02 middot 365 1000 = 1825 g HCl

100 g soluţie 30 g HCl y g soluţie 1825 g HCl

y = 1825 middot 100 30 = 6083 g soluţie HCl 30

ρ = m V (g soluţie volum soluţie) Vsoluţie HCl = 6083119 = 5112 ml

Problemă Calculaţi normalitatea unei soluţii care conţine dizolvate 63 g acid oxalic icircn 250 ml soluţie

Macid oxalic= 126 E = 63

250 ml soluţie 63 g H2C2O4

1000 ml soluţie x g H2C2O4

x = 1000 middot 63 250 = 252 g

concentraţia normală n = g substanţă E = 252 63 = 04 n

Definiţie Reprezintă concentraţia exprimată icircn grame de substanţă dizolvate la 1 ml soluţie sau la 1000 ml soluţie

4 Titrul (T)

Titrul poate fi teoretic (ideal) atunci cacircnd este calculat din date neverificate practic sau ideale Tt sau poate fi real (practic) atunci cacircnd se

calculează din date obţinute icircn urma unei reacţii efectuate practic Tr

Relaţia dintre titru concentraţia normală şi echivalentul chimic este

T = E middot N (Tt = E middot Nt Tr = E middot Nr)

Relaţia dintre titru concentraţia molară şi masa molară este

T = M middot m (Tt = M middot mt Tr = M middot mr)

Problemă Calculaţi titrul real al unei soluţii de acid sulfuric care are o concentraţie normală de 0075 n Macid sulfuric= 98 E = 98 2 = 49

Tr = E middot Nr Tr = 49 middot 0075 = 36 g H2SO4 l

sau Tr = 36 1000 = 00036 g H2SO4 ml

Definiţie Reprezintă raportul dintre titrul practic şi cel teoretic

5 Factorul de corecţie volumetrică (F f)

Este un număr (nu are unitate de măsură) care ne arată abaterea concentraţiei reale a unei soluţii de la concentraţia ideală dorită

F = Tr Tt

Dacă factorul de corecţie volumetrică este subunitar soluţia este mai diluată decacirct concentraţia dorită iar dacă factorul este supraunitar soluţia este mai concentrată Valorile tolerate ale factorului de corecţie volumetrică se situează icircn intervalul 08 12

Problemă Calculaţi factorul de corecţie volumetrică pentru o soluţie de NaOH care are normalitatea reală de 0495 n

MNaOH= 40 E = 40

Tr = E middot Nr = 40 middot 0495 = 198 g NaOH l

Deoarece Nr = 0495 n Nt = 05 n (se aproximează valoarea normalităţii

reale prin lipsă sau prin adaos)

Tt = E middot Nt = 40 middot 05 = 20 g NaOH l

F = Tr Tt = 198 20 = 099

Solubilitatea

O soluţie se numeşte saturată atunci cacircnd conţine cantitatea maximă de substanţă dizolvată la o anumită temperatură dată uneori şi la o presiune dată

Definiţie Prin solubilitate sau grad de solubilitate se icircnţelege cantitatea maximă de substanţă care la o anumită temperatură se poate dizolva icircntr-o anumită cantitate de dizolvant

Exemplu O soluţie de NaCl care la 200C conţine 358 g NaCl icircn 100 g apă are solubilitatea de 358 g NaCl100 g apă O soluţie care conţine o cantitate mai mică de substanţă la aceeaşi temperatură se numeşte nesaturată

Solubilitatea variază icircn funcţie de natura substanţelor dizolvate Substanţele au solubilităţi diferite Se consideră ca solubile substanţele care la 200C au solubilitatea mai mare de 1 g 100 g solvent şi insolubile cele cu solubilitatea mai mică de 01 g 100 g solvent Substanţele cu solubilităţi cuprinse icircntre aceste limite sunt considerate greu solubile

Solubilitatea substanţelor solide variază cu temperatura la unele substanţe icircn limite largi la altele nesemnificativ

Reguli de solubilitate

Sărurile metalelor alcaline şi sărurile de amoniu sunt icircn general

solubile Excepţie fac unii percloraţi mai puţin solubili (KClO4 - greu solubil

icircn apă rece) şi unele combinaţii complexe (K2[PtCl6] (NH4)2[PtCl6] )

Toţi nitraţii (NO3-) cloraţii (ClO3

-) şi acetaţii (CH3COO-) sunt solubili

Clorurile (Cl-) sunt solubile exceptacircnd CuCl AgCl Hg2Cl2 TiCl2 şi

PbCl2 Aceeaşi regulă este valabilă şi pentru ioduri (I-) şi bromuri (Br-) dar

HgBr2 HgI2 şi BiI3 sunt insolubile

Toate fluorurile (F-) sunt solubile cu excepţia celor ale elementelor din

grupele IIa IIb şi FeF3 PbF2

Toţi sulfaţii (SO42-) sunt solubili cu excepţia celor ai metalelor grupei

IIa ca şi sulfaţii de Hg2+ Pb2+ Ag+ şi Hg+

Toţi carbonaţii (CO32-) sunt insolubili icircn afara celor ai metalelor

alcaline şi amoniului care sunt solubili Aceeaşi regulă se aplică fosfaţilor

(PO43-) dar Li3PO4 este insolubil Mulţi dicarbonaţi (ex Ca(HCO3)2 ) sau fosfaţi

acizi (Ca(H2PO4)2 ) sunt solubili

Toţi oxalaţii (C2O42-) şi cianurile (CN-) sunt insolubile Excepţie fac

compuşii metalelor alcaline şi ai amoniului

Hidroxizii (OH-) sunt insolubili Excepţie fac cei ai metalelor alcaline

Hidroxizii de Ca2+ Sr2+ Ba2+ icircn această ordine sunt din ce icircn ce mai solubili

Toate sulfurile sunt insolubile icircn afara celor ale ionilor cu

structură de gaz inert Na+ Mg2+ Al3+ icircn special cele din primele trei grupe

principale şi ale amoniului

Toţi oxizii sunt insolubili cu excepţia oxizilor metalelor alcaline şi

alcalino-pămacircntoase care sunt solubili ca urmare a unor reacţii cu apa

Solubilitatea substanţelor lichide

Apa dizolvă nu numai substanţe solide ci şi lichide De exemplu alcoolul se dizolvă icircn apă dar şi apa se dizolvă bine icircn alcool Cele două lichide pot funcţiona şi ca dizolvat şi ca solvent

După solubilitatea reciprocă se deosebesc mai multe sisteme lichid-lichid lichide nemiscibile (exemplu apa şi mercurul) lichide parţial miscibile (exemplu apa şi eterul) lichide complet miscibile (exemplu apa şi alcoolul)

Solubilitatea substanţelor gazoase

Solubilitatea unui gaz icircn lichid este proporţională cu presiunea sa parţială conform legii lui Henry

xa = A middot pa

unde xa = fracţia molară a gazului pa = presiunea parţială a gazului deasupra soluţiei şi A = constanta lui Henry

O altă mărime care exprimă solubilitatea gazelor icircn lichide este coeficientul de absorbţie (sau de solubilitate) ce reprezintă cantitatea de gaz (la 00C şi 1 atm) care se dizolvă icircn condiţii date icircntr-un litru de lichid

Dintre componentele aerului oxigenul se dizolvă icircn cantitatea cea mai mare icircn apă Drept rezultat apa conţine mai mult oxigen decacirct aerul (3281 faţă de 2096 ) fapt care are o mare importanţă biologică pentru viaţa animalelor marine

CAPITOL 6ELEMENTE ŞI COMBINAŢII

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Problemă Calculaţi cantitatea icircn grame de KMnO4 dizolvată icircn 200 ml soluţie de concentraţie 15 m M KMnO4 = 158

1000 ml soluţie 15 middot 158 g KMnO4

200 ml soluţie x g KMnO4

x = 200 middot 15 middot 158 1000 = 474 g KMnO4

Problemă Calculaţi concentraţia molară a unei soluţii care conţine 8 g NaOH dizolvat icircn 500 ml soluţie M NaOH = 40

500 ml soluţie 8 g NaOH1000 ml soluţie x g NaOH x = 1000 middot 8 500 = 16 g NaOH

concentraţia molară m = 16 g 40 = 04 m (moli NaOHlitru)

Concentraţia molară nu trebuie confundată cu cea molală care este exprimată icircn număr de moli de substanţă dizolvată icircn 1000 g solvent

Definiţie Reprezintă numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată icircntr-un litru de soluţie (1000 ml)

Definiţie Echivalentul chimic al unei substanţe reprezintă cantitatea din acea substanţă care poate reacţiona cu 1 g de hidrogen sau cu 8 g de oxigen

valenţa

A

cedatiHnr

M acid

acceptatiHnr

M bază

3 Concentraţia normală (nN)

Numărul de echivalenţi gram pe care icirci conţine o cantitate dată de substanţă se calculează astfel

nr e = grame substanţă echivalent chimic

Echivalentul chimic E se calculează icircn funcţie de reacţia chimică la care participă substanţa şi de categoria din care face parte

1 Eelement = - raportul dintre masa atomică şi valenţa ionului

format

2 Eacid = - raportul dintre masa molară şi numărul de protoni

cedaţi icircn reacţie

3 Ebază = - raportul dintre masa molară şi numărul de protoni

acceptaţi icircn reacţie (numărul grupărilor OH)

schimbatienr

Msubst

ionicmmmc

M sare

4Esare = - raportul dintre masa molară şi cel mai mic multiplu

comun al sarcinilor ionilor componenţi (valenţa comună a ionilor sării)

5 Esubst =

redox - raportul dintre masa molară şi numărul de electroni

cedaţi sau acceptaţi de substanta icircn reacţie

După numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată care se găsesc icircn soluţie deosebim soluţii normale (n) dublu normale (2 n) seminormale (05 n) decinormale (01 n) centinormale (001 n) etc

Exemplu Calculaţi echivalentul chimic al următoarelor substanţe

H2C2O4 ( Macid oxalic = 126) NaOH (Mhidroxid de sodiu = 40)

KMnO4 (Mpermanganat de potasiu= 158)

Eacid oxalic= 126 2 = 63 Ehidroxid de sodiu = 40 1 = 40

Epermanganat de potasiu = 158 5 = 31606

(ştiind că icircn reacţia redox icircn mediu acid acceptă 5 electroni)

Problemă Calculaţi volumul de soluţie de acid clorhidric de concentraţie 30 ( =119 gml) necesar pentru prepararea a 500 ml soluţie 02 n

MHCl = 365 EHCl = 365

1000 ml soluţie 02 middot 365 g 500 ml soluţie x g

x = 500 middot 02 middot 365 1000 = 1825 g HCl

100 g soluţie 30 g HCl y g soluţie 1825 g HCl

y = 1825 middot 100 30 = 6083 g soluţie HCl 30

ρ = m V (g soluţie volum soluţie) Vsoluţie HCl = 6083119 = 5112 ml

Problemă Calculaţi normalitatea unei soluţii care conţine dizolvate 63 g acid oxalic icircn 250 ml soluţie

Macid oxalic= 126 E = 63

250 ml soluţie 63 g H2C2O4

1000 ml soluţie x g H2C2O4

x = 1000 middot 63 250 = 252 g

concentraţia normală n = g substanţă E = 252 63 = 04 n

Definiţie Reprezintă concentraţia exprimată icircn grame de substanţă dizolvate la 1 ml soluţie sau la 1000 ml soluţie

4 Titrul (T)

Titrul poate fi teoretic (ideal) atunci cacircnd este calculat din date neverificate practic sau ideale Tt sau poate fi real (practic) atunci cacircnd se

calculează din date obţinute icircn urma unei reacţii efectuate practic Tr

Relaţia dintre titru concentraţia normală şi echivalentul chimic este

T = E middot N (Tt = E middot Nt Tr = E middot Nr)

Relaţia dintre titru concentraţia molară şi masa molară este

T = M middot m (Tt = M middot mt Tr = M middot mr)

Problemă Calculaţi titrul real al unei soluţii de acid sulfuric care are o concentraţie normală de 0075 n Macid sulfuric= 98 E = 98 2 = 49

Tr = E middot Nr Tr = 49 middot 0075 = 36 g H2SO4 l

sau Tr = 36 1000 = 00036 g H2SO4 ml

Definiţie Reprezintă raportul dintre titrul practic şi cel teoretic

5 Factorul de corecţie volumetrică (F f)

Este un număr (nu are unitate de măsură) care ne arată abaterea concentraţiei reale a unei soluţii de la concentraţia ideală dorită

F = Tr Tt

Dacă factorul de corecţie volumetrică este subunitar soluţia este mai diluată decacirct concentraţia dorită iar dacă factorul este supraunitar soluţia este mai concentrată Valorile tolerate ale factorului de corecţie volumetrică se situează icircn intervalul 08 12

Problemă Calculaţi factorul de corecţie volumetrică pentru o soluţie de NaOH care are normalitatea reală de 0495 n

MNaOH= 40 E = 40

Tr = E middot Nr = 40 middot 0495 = 198 g NaOH l

Deoarece Nr = 0495 n Nt = 05 n (se aproximează valoarea normalităţii

reale prin lipsă sau prin adaos)

Tt = E middot Nt = 40 middot 05 = 20 g NaOH l

F = Tr Tt = 198 20 = 099

Solubilitatea

O soluţie se numeşte saturată atunci cacircnd conţine cantitatea maximă de substanţă dizolvată la o anumită temperatură dată uneori şi la o presiune dată

Definiţie Prin solubilitate sau grad de solubilitate se icircnţelege cantitatea maximă de substanţă care la o anumită temperatură se poate dizolva icircntr-o anumită cantitate de dizolvant

Exemplu O soluţie de NaCl care la 200C conţine 358 g NaCl icircn 100 g apă are solubilitatea de 358 g NaCl100 g apă O soluţie care conţine o cantitate mai mică de substanţă la aceeaşi temperatură se numeşte nesaturată

Solubilitatea variază icircn funcţie de natura substanţelor dizolvate Substanţele au solubilităţi diferite Se consideră ca solubile substanţele care la 200C au solubilitatea mai mare de 1 g 100 g solvent şi insolubile cele cu solubilitatea mai mică de 01 g 100 g solvent Substanţele cu solubilităţi cuprinse icircntre aceste limite sunt considerate greu solubile

Solubilitatea substanţelor solide variază cu temperatura la unele substanţe icircn limite largi la altele nesemnificativ

Reguli de solubilitate

Sărurile metalelor alcaline şi sărurile de amoniu sunt icircn general

solubile Excepţie fac unii percloraţi mai puţin solubili (KClO4 - greu solubil

icircn apă rece) şi unele combinaţii complexe (K2[PtCl6] (NH4)2[PtCl6] )

Toţi nitraţii (NO3-) cloraţii (ClO3

-) şi acetaţii (CH3COO-) sunt solubili

Clorurile (Cl-) sunt solubile exceptacircnd CuCl AgCl Hg2Cl2 TiCl2 şi

PbCl2 Aceeaşi regulă este valabilă şi pentru ioduri (I-) şi bromuri (Br-) dar

HgBr2 HgI2 şi BiI3 sunt insolubile

Toate fluorurile (F-) sunt solubile cu excepţia celor ale elementelor din

grupele IIa IIb şi FeF3 PbF2

Toţi sulfaţii (SO42-) sunt solubili cu excepţia celor ai metalelor grupei

IIa ca şi sulfaţii de Hg2+ Pb2+ Ag+ şi Hg+

Toţi carbonaţii (CO32-) sunt insolubili icircn afara celor ai metalelor

alcaline şi amoniului care sunt solubili Aceeaşi regulă se aplică fosfaţilor

(PO43-) dar Li3PO4 este insolubil Mulţi dicarbonaţi (ex Ca(HCO3)2 ) sau fosfaţi

acizi (Ca(H2PO4)2 ) sunt solubili

Toţi oxalaţii (C2O42-) şi cianurile (CN-) sunt insolubile Excepţie fac

compuşii metalelor alcaline şi ai amoniului

Hidroxizii (OH-) sunt insolubili Excepţie fac cei ai metalelor alcaline

Hidroxizii de Ca2+ Sr2+ Ba2+ icircn această ordine sunt din ce icircn ce mai solubili

Toate sulfurile sunt insolubile icircn afara celor ale ionilor cu

structură de gaz inert Na+ Mg2+ Al3+ icircn special cele din primele trei grupe

principale şi ale amoniului

Toţi oxizii sunt insolubili cu excepţia oxizilor metalelor alcaline şi

alcalino-pămacircntoase care sunt solubili ca urmare a unor reacţii cu apa

Solubilitatea substanţelor lichide

Apa dizolvă nu numai substanţe solide ci şi lichide De exemplu alcoolul se dizolvă icircn apă dar şi apa se dizolvă bine icircn alcool Cele două lichide pot funcţiona şi ca dizolvat şi ca solvent

După solubilitatea reciprocă se deosebesc mai multe sisteme lichid-lichid lichide nemiscibile (exemplu apa şi mercurul) lichide parţial miscibile (exemplu apa şi eterul) lichide complet miscibile (exemplu apa şi alcoolul)

Solubilitatea substanţelor gazoase

Solubilitatea unui gaz icircn lichid este proporţională cu presiunea sa parţială conform legii lui Henry

xa = A middot pa

unde xa = fracţia molară a gazului pa = presiunea parţială a gazului deasupra soluţiei şi A = constanta lui Henry

O altă mărime care exprimă solubilitatea gazelor icircn lichide este coeficientul de absorbţie (sau de solubilitate) ce reprezintă cantitatea de gaz (la 00C şi 1 atm) care se dizolvă icircn condiţii date icircntr-un litru de lichid

Dintre componentele aerului oxigenul se dizolvă icircn cantitatea cea mai mare icircn apă Drept rezultat apa conţine mai mult oxigen decacirct aerul (3281 faţă de 2096 ) fapt care are o mare importanţă biologică pentru viaţa animalelor marine

CAPITOL 6ELEMENTE ŞI COMBINAŢII

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Definiţie Reprezintă numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată icircntr-un litru de soluţie (1000 ml)

Definiţie Echivalentul chimic al unei substanţe reprezintă cantitatea din acea substanţă care poate reacţiona cu 1 g de hidrogen sau cu 8 g de oxigen

valenţa

A

cedatiHnr

M acid

acceptatiHnr

M bază

3 Concentraţia normală (nN)

Numărul de echivalenţi gram pe care icirci conţine o cantitate dată de substanţă se calculează astfel

nr e = grame substanţă echivalent chimic

Echivalentul chimic E se calculează icircn funcţie de reacţia chimică la care participă substanţa şi de categoria din care face parte

1 Eelement = - raportul dintre masa atomică şi valenţa ionului

format

2 Eacid = - raportul dintre masa molară şi numărul de protoni

cedaţi icircn reacţie

3 Ebază = - raportul dintre masa molară şi numărul de protoni

acceptaţi icircn reacţie (numărul grupărilor OH)

schimbatienr

Msubst

ionicmmmc

M sare

4Esare = - raportul dintre masa molară şi cel mai mic multiplu

comun al sarcinilor ionilor componenţi (valenţa comună a ionilor sării)

5 Esubst =

redox - raportul dintre masa molară şi numărul de electroni

cedaţi sau acceptaţi de substanta icircn reacţie

După numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată care se găsesc icircn soluţie deosebim soluţii normale (n) dublu normale (2 n) seminormale (05 n) decinormale (01 n) centinormale (001 n) etc

Exemplu Calculaţi echivalentul chimic al următoarelor substanţe

H2C2O4 ( Macid oxalic = 126) NaOH (Mhidroxid de sodiu = 40)

KMnO4 (Mpermanganat de potasiu= 158)

Eacid oxalic= 126 2 = 63 Ehidroxid de sodiu = 40 1 = 40

Epermanganat de potasiu = 158 5 = 31606

(ştiind că icircn reacţia redox icircn mediu acid acceptă 5 electroni)

Problemă Calculaţi volumul de soluţie de acid clorhidric de concentraţie 30 ( =119 gml) necesar pentru prepararea a 500 ml soluţie 02 n

MHCl = 365 EHCl = 365

1000 ml soluţie 02 middot 365 g 500 ml soluţie x g

x = 500 middot 02 middot 365 1000 = 1825 g HCl

100 g soluţie 30 g HCl y g soluţie 1825 g HCl

y = 1825 middot 100 30 = 6083 g soluţie HCl 30

ρ = m V (g soluţie volum soluţie) Vsoluţie HCl = 6083119 = 5112 ml

Problemă Calculaţi normalitatea unei soluţii care conţine dizolvate 63 g acid oxalic icircn 250 ml soluţie

Macid oxalic= 126 E = 63

250 ml soluţie 63 g H2C2O4

1000 ml soluţie x g H2C2O4

x = 1000 middot 63 250 = 252 g

concentraţia normală n = g substanţă E = 252 63 = 04 n

Definiţie Reprezintă concentraţia exprimată icircn grame de substanţă dizolvate la 1 ml soluţie sau la 1000 ml soluţie

4 Titrul (T)

Titrul poate fi teoretic (ideal) atunci cacircnd este calculat din date neverificate practic sau ideale Tt sau poate fi real (practic) atunci cacircnd se

calculează din date obţinute icircn urma unei reacţii efectuate practic Tr

Relaţia dintre titru concentraţia normală şi echivalentul chimic este

T = E middot N (Tt = E middot Nt Tr = E middot Nr)

Relaţia dintre titru concentraţia molară şi masa molară este

T = M middot m (Tt = M middot mt Tr = M middot mr)

Problemă Calculaţi titrul real al unei soluţii de acid sulfuric care are o concentraţie normală de 0075 n Macid sulfuric= 98 E = 98 2 = 49

Tr = E middot Nr Tr = 49 middot 0075 = 36 g H2SO4 l

sau Tr = 36 1000 = 00036 g H2SO4 ml

Definiţie Reprezintă raportul dintre titrul practic şi cel teoretic

5 Factorul de corecţie volumetrică (F f)

Este un număr (nu are unitate de măsură) care ne arată abaterea concentraţiei reale a unei soluţii de la concentraţia ideală dorită

F = Tr Tt

Dacă factorul de corecţie volumetrică este subunitar soluţia este mai diluată decacirct concentraţia dorită iar dacă factorul este supraunitar soluţia este mai concentrată Valorile tolerate ale factorului de corecţie volumetrică se situează icircn intervalul 08 12

Problemă Calculaţi factorul de corecţie volumetrică pentru o soluţie de NaOH care are normalitatea reală de 0495 n

MNaOH= 40 E = 40

Tr = E middot Nr = 40 middot 0495 = 198 g NaOH l

Deoarece Nr = 0495 n Nt = 05 n (se aproximează valoarea normalităţii

reale prin lipsă sau prin adaos)

Tt = E middot Nt = 40 middot 05 = 20 g NaOH l

F = Tr Tt = 198 20 = 099

Solubilitatea

O soluţie se numeşte saturată atunci cacircnd conţine cantitatea maximă de substanţă dizolvată la o anumită temperatură dată uneori şi la o presiune dată

Definiţie Prin solubilitate sau grad de solubilitate se icircnţelege cantitatea maximă de substanţă care la o anumită temperatură se poate dizolva icircntr-o anumită cantitate de dizolvant

Exemplu O soluţie de NaCl care la 200C conţine 358 g NaCl icircn 100 g apă are solubilitatea de 358 g NaCl100 g apă O soluţie care conţine o cantitate mai mică de substanţă la aceeaşi temperatură se numeşte nesaturată

Solubilitatea variază icircn funcţie de natura substanţelor dizolvate Substanţele au solubilităţi diferite Se consideră ca solubile substanţele care la 200C au solubilitatea mai mare de 1 g 100 g solvent şi insolubile cele cu solubilitatea mai mică de 01 g 100 g solvent Substanţele cu solubilităţi cuprinse icircntre aceste limite sunt considerate greu solubile

Solubilitatea substanţelor solide variază cu temperatura la unele substanţe icircn limite largi la altele nesemnificativ

Reguli de solubilitate

Sărurile metalelor alcaline şi sărurile de amoniu sunt icircn general

solubile Excepţie fac unii percloraţi mai puţin solubili (KClO4 - greu solubil

icircn apă rece) şi unele combinaţii complexe (K2[PtCl6] (NH4)2[PtCl6] )

Toţi nitraţii (NO3-) cloraţii (ClO3

-) şi acetaţii (CH3COO-) sunt solubili

Clorurile (Cl-) sunt solubile exceptacircnd CuCl AgCl Hg2Cl2 TiCl2 şi

PbCl2 Aceeaşi regulă este valabilă şi pentru ioduri (I-) şi bromuri (Br-) dar

HgBr2 HgI2 şi BiI3 sunt insolubile

Toate fluorurile (F-) sunt solubile cu excepţia celor ale elementelor din

grupele IIa IIb şi FeF3 PbF2

Toţi sulfaţii (SO42-) sunt solubili cu excepţia celor ai metalelor grupei

IIa ca şi sulfaţii de Hg2+ Pb2+ Ag+ şi Hg+

Toţi carbonaţii (CO32-) sunt insolubili icircn afara celor ai metalelor

alcaline şi amoniului care sunt solubili Aceeaşi regulă se aplică fosfaţilor

(PO43-) dar Li3PO4 este insolubil Mulţi dicarbonaţi (ex Ca(HCO3)2 ) sau fosfaţi

acizi (Ca(H2PO4)2 ) sunt solubili

Toţi oxalaţii (C2O42-) şi cianurile (CN-) sunt insolubile Excepţie fac

compuşii metalelor alcaline şi ai amoniului

Hidroxizii (OH-) sunt insolubili Excepţie fac cei ai metalelor alcaline

Hidroxizii de Ca2+ Sr2+ Ba2+ icircn această ordine sunt din ce icircn ce mai solubili

Toate sulfurile sunt insolubile icircn afara celor ale ionilor cu

structură de gaz inert Na+ Mg2+ Al3+ icircn special cele din primele trei grupe

principale şi ale amoniului

Toţi oxizii sunt insolubili cu excepţia oxizilor metalelor alcaline şi

alcalino-pămacircntoase care sunt solubili ca urmare a unor reacţii cu apa

Solubilitatea substanţelor lichide

Apa dizolvă nu numai substanţe solide ci şi lichide De exemplu alcoolul se dizolvă icircn apă dar şi apa se dizolvă bine icircn alcool Cele două lichide pot funcţiona şi ca dizolvat şi ca solvent

După solubilitatea reciprocă se deosebesc mai multe sisteme lichid-lichid lichide nemiscibile (exemplu apa şi mercurul) lichide parţial miscibile (exemplu apa şi eterul) lichide complet miscibile (exemplu apa şi alcoolul)

Solubilitatea substanţelor gazoase

Solubilitatea unui gaz icircn lichid este proporţională cu presiunea sa parţială conform legii lui Henry

xa = A middot pa

unde xa = fracţia molară a gazului pa = presiunea parţială a gazului deasupra soluţiei şi A = constanta lui Henry

O altă mărime care exprimă solubilitatea gazelor icircn lichide este coeficientul de absorbţie (sau de solubilitate) ce reprezintă cantitatea de gaz (la 00C şi 1 atm) care se dizolvă icircn condiţii date icircntr-un litru de lichid

Dintre componentele aerului oxigenul se dizolvă icircn cantitatea cea mai mare icircn apă Drept rezultat apa conţine mai mult oxigen decacirct aerul (3281 faţă de 2096 ) fapt care are o mare importanţă biologică pentru viaţa animalelor marine

CAPITOL 6ELEMENTE ŞI COMBINAŢII

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

schimbatienr

Msubst

ionicmmmc

M sare

4Esare = - raportul dintre masa molară şi cel mai mic multiplu

comun al sarcinilor ionilor componenţi (valenţa comună a ionilor sării)

5 Esubst =

redox - raportul dintre masa molară şi numărul de electroni

cedaţi sau acceptaţi de substanta icircn reacţie

După numărul de echivalenţi gram de substanţă dizolvată care se găsesc icircn soluţie deosebim soluţii normale (n) dublu normale (2 n) seminormale (05 n) decinormale (01 n) centinormale (001 n) etc

Exemplu Calculaţi echivalentul chimic al următoarelor substanţe

H2C2O4 ( Macid oxalic = 126) NaOH (Mhidroxid de sodiu = 40)

KMnO4 (Mpermanganat de potasiu= 158)

Eacid oxalic= 126 2 = 63 Ehidroxid de sodiu = 40 1 = 40

Epermanganat de potasiu = 158 5 = 31606

(ştiind că icircn reacţia redox icircn mediu acid acceptă 5 electroni)

Problemă Calculaţi volumul de soluţie de acid clorhidric de concentraţie 30 ( =119 gml) necesar pentru prepararea a 500 ml soluţie 02 n

MHCl = 365 EHCl = 365

1000 ml soluţie 02 middot 365 g 500 ml soluţie x g

x = 500 middot 02 middot 365 1000 = 1825 g HCl

100 g soluţie 30 g HCl y g soluţie 1825 g HCl

y = 1825 middot 100 30 = 6083 g soluţie HCl 30

ρ = m V (g soluţie volum soluţie) Vsoluţie HCl = 6083119 = 5112 ml

Problemă Calculaţi normalitatea unei soluţii care conţine dizolvate 63 g acid oxalic icircn 250 ml soluţie

Macid oxalic= 126 E = 63

250 ml soluţie 63 g H2C2O4

1000 ml soluţie x g H2C2O4

x = 1000 middot 63 250 = 252 g

concentraţia normală n = g substanţă E = 252 63 = 04 n

Definiţie Reprezintă concentraţia exprimată icircn grame de substanţă dizolvate la 1 ml soluţie sau la 1000 ml soluţie

4 Titrul (T)

Titrul poate fi teoretic (ideal) atunci cacircnd este calculat din date neverificate practic sau ideale Tt sau poate fi real (practic) atunci cacircnd se

calculează din date obţinute icircn urma unei reacţii efectuate practic Tr

Relaţia dintre titru concentraţia normală şi echivalentul chimic este

T = E middot N (Tt = E middot Nt Tr = E middot Nr)

Relaţia dintre titru concentraţia molară şi masa molară este

T = M middot m (Tt = M middot mt Tr = M middot mr)

Problemă Calculaţi titrul real al unei soluţii de acid sulfuric care are o concentraţie normală de 0075 n Macid sulfuric= 98 E = 98 2 = 49

Tr = E middot Nr Tr = 49 middot 0075 = 36 g H2SO4 l

sau Tr = 36 1000 = 00036 g H2SO4 ml

Definiţie Reprezintă raportul dintre titrul practic şi cel teoretic

5 Factorul de corecţie volumetrică (F f)

Este un număr (nu are unitate de măsură) care ne arată abaterea concentraţiei reale a unei soluţii de la concentraţia ideală dorită

F = Tr Tt

Dacă factorul de corecţie volumetrică este subunitar soluţia este mai diluată decacirct concentraţia dorită iar dacă factorul este supraunitar soluţia este mai concentrată Valorile tolerate ale factorului de corecţie volumetrică se situează icircn intervalul 08 12

Problemă Calculaţi factorul de corecţie volumetrică pentru o soluţie de NaOH care are normalitatea reală de 0495 n

MNaOH= 40 E = 40

Tr = E middot Nr = 40 middot 0495 = 198 g NaOH l

Deoarece Nr = 0495 n Nt = 05 n (se aproximează valoarea normalităţii

reale prin lipsă sau prin adaos)

Tt = E middot Nt = 40 middot 05 = 20 g NaOH l

F = Tr Tt = 198 20 = 099

Solubilitatea

O soluţie se numeşte saturată atunci cacircnd conţine cantitatea maximă de substanţă dizolvată la o anumită temperatură dată uneori şi la o presiune dată

Definiţie Prin solubilitate sau grad de solubilitate se icircnţelege cantitatea maximă de substanţă care la o anumită temperatură se poate dizolva icircntr-o anumită cantitate de dizolvant

Exemplu O soluţie de NaCl care la 200C conţine 358 g NaCl icircn 100 g apă are solubilitatea de 358 g NaCl100 g apă O soluţie care conţine o cantitate mai mică de substanţă la aceeaşi temperatură se numeşte nesaturată

Solubilitatea variază icircn funcţie de natura substanţelor dizolvate Substanţele au solubilităţi diferite Se consideră ca solubile substanţele care la 200C au solubilitatea mai mare de 1 g 100 g solvent şi insolubile cele cu solubilitatea mai mică de 01 g 100 g solvent Substanţele cu solubilităţi cuprinse icircntre aceste limite sunt considerate greu solubile

Solubilitatea substanţelor solide variază cu temperatura la unele substanţe icircn limite largi la altele nesemnificativ

Reguli de solubilitate

Sărurile metalelor alcaline şi sărurile de amoniu sunt icircn general

solubile Excepţie fac unii percloraţi mai puţin solubili (KClO4 - greu solubil

icircn apă rece) şi unele combinaţii complexe (K2[PtCl6] (NH4)2[PtCl6] )

Toţi nitraţii (NO3-) cloraţii (ClO3

-) şi acetaţii (CH3COO-) sunt solubili

Clorurile (Cl-) sunt solubile exceptacircnd CuCl AgCl Hg2Cl2 TiCl2 şi

PbCl2 Aceeaşi regulă este valabilă şi pentru ioduri (I-) şi bromuri (Br-) dar

HgBr2 HgI2 şi BiI3 sunt insolubile

Toate fluorurile (F-) sunt solubile cu excepţia celor ale elementelor din

grupele IIa IIb şi FeF3 PbF2

Toţi sulfaţii (SO42-) sunt solubili cu excepţia celor ai metalelor grupei

IIa ca şi sulfaţii de Hg2+ Pb2+ Ag+ şi Hg+

Toţi carbonaţii (CO32-) sunt insolubili icircn afara celor ai metalelor

alcaline şi amoniului care sunt solubili Aceeaşi regulă se aplică fosfaţilor

(PO43-) dar Li3PO4 este insolubil Mulţi dicarbonaţi (ex Ca(HCO3)2 ) sau fosfaţi

acizi (Ca(H2PO4)2 ) sunt solubili

Toţi oxalaţii (C2O42-) şi cianurile (CN-) sunt insolubile Excepţie fac

compuşii metalelor alcaline şi ai amoniului

Hidroxizii (OH-) sunt insolubili Excepţie fac cei ai metalelor alcaline

Hidroxizii de Ca2+ Sr2+ Ba2+ icircn această ordine sunt din ce icircn ce mai solubili

Toate sulfurile sunt insolubile icircn afara celor ale ionilor cu

structură de gaz inert Na+ Mg2+ Al3+ icircn special cele din primele trei grupe

principale şi ale amoniului

Toţi oxizii sunt insolubili cu excepţia oxizilor metalelor alcaline şi

alcalino-pămacircntoase care sunt solubili ca urmare a unor reacţii cu apa

Solubilitatea substanţelor lichide

Apa dizolvă nu numai substanţe solide ci şi lichide De exemplu alcoolul se dizolvă icircn apă dar şi apa se dizolvă bine icircn alcool Cele două lichide pot funcţiona şi ca dizolvat şi ca solvent

După solubilitatea reciprocă se deosebesc mai multe sisteme lichid-lichid lichide nemiscibile (exemplu apa şi mercurul) lichide parţial miscibile (exemplu apa şi eterul) lichide complet miscibile (exemplu apa şi alcoolul)

Solubilitatea substanţelor gazoase

Solubilitatea unui gaz icircn lichid este proporţională cu presiunea sa parţială conform legii lui Henry

xa = A middot pa

unde xa = fracţia molară a gazului pa = presiunea parţială a gazului deasupra soluţiei şi A = constanta lui Henry

O altă mărime care exprimă solubilitatea gazelor icircn lichide este coeficientul de absorbţie (sau de solubilitate) ce reprezintă cantitatea de gaz (la 00C şi 1 atm) care se dizolvă icircn condiţii date icircntr-un litru de lichid

Dintre componentele aerului oxigenul se dizolvă icircn cantitatea cea mai mare icircn apă Drept rezultat apa conţine mai mult oxigen decacirct aerul (3281 faţă de 2096 ) fapt care are o mare importanţă biologică pentru viaţa animalelor marine

CAPITOL 6ELEMENTE ŞI COMBINAŢII

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Problemă Calculaţi volumul de soluţie de acid clorhidric de concentraţie 30 ( =119 gml) necesar pentru prepararea a 500 ml soluţie 02 n

MHCl = 365 EHCl = 365

1000 ml soluţie 02 middot 365 g 500 ml soluţie x g

x = 500 middot 02 middot 365 1000 = 1825 g HCl

100 g soluţie 30 g HCl y g soluţie 1825 g HCl

y = 1825 middot 100 30 = 6083 g soluţie HCl 30

ρ = m V (g soluţie volum soluţie) Vsoluţie HCl = 6083119 = 5112 ml

Problemă Calculaţi normalitatea unei soluţii care conţine dizolvate 63 g acid oxalic icircn 250 ml soluţie

Macid oxalic= 126 E = 63

250 ml soluţie 63 g H2C2O4

1000 ml soluţie x g H2C2O4

x = 1000 middot 63 250 = 252 g

concentraţia normală n = g substanţă E = 252 63 = 04 n

Definiţie Reprezintă concentraţia exprimată icircn grame de substanţă dizolvate la 1 ml soluţie sau la 1000 ml soluţie

4 Titrul (T)

Titrul poate fi teoretic (ideal) atunci cacircnd este calculat din date neverificate practic sau ideale Tt sau poate fi real (practic) atunci cacircnd se

calculează din date obţinute icircn urma unei reacţii efectuate practic Tr

Relaţia dintre titru concentraţia normală şi echivalentul chimic este

T = E middot N (Tt = E middot Nt Tr = E middot Nr)

Relaţia dintre titru concentraţia molară şi masa molară este

T = M middot m (Tt = M middot mt Tr = M middot mr)

Problemă Calculaţi titrul real al unei soluţii de acid sulfuric care are o concentraţie normală de 0075 n Macid sulfuric= 98 E = 98 2 = 49

Tr = E middot Nr Tr = 49 middot 0075 = 36 g H2SO4 l

sau Tr = 36 1000 = 00036 g H2SO4 ml

Definiţie Reprezintă raportul dintre titrul practic şi cel teoretic

5 Factorul de corecţie volumetrică (F f)

Este un număr (nu are unitate de măsură) care ne arată abaterea concentraţiei reale a unei soluţii de la concentraţia ideală dorită

F = Tr Tt

Dacă factorul de corecţie volumetrică este subunitar soluţia este mai diluată decacirct concentraţia dorită iar dacă factorul este supraunitar soluţia este mai concentrată Valorile tolerate ale factorului de corecţie volumetrică se situează icircn intervalul 08 12

Problemă Calculaţi factorul de corecţie volumetrică pentru o soluţie de NaOH care are normalitatea reală de 0495 n

MNaOH= 40 E = 40

Tr = E middot Nr = 40 middot 0495 = 198 g NaOH l

Deoarece Nr = 0495 n Nt = 05 n (se aproximează valoarea normalităţii

reale prin lipsă sau prin adaos)

Tt = E middot Nt = 40 middot 05 = 20 g NaOH l

F = Tr Tt = 198 20 = 099

Solubilitatea

O soluţie se numeşte saturată atunci cacircnd conţine cantitatea maximă de substanţă dizolvată la o anumită temperatură dată uneori şi la o presiune dată

Definiţie Prin solubilitate sau grad de solubilitate se icircnţelege cantitatea maximă de substanţă care la o anumită temperatură se poate dizolva icircntr-o anumită cantitate de dizolvant

Exemplu O soluţie de NaCl care la 200C conţine 358 g NaCl icircn 100 g apă are solubilitatea de 358 g NaCl100 g apă O soluţie care conţine o cantitate mai mică de substanţă la aceeaşi temperatură se numeşte nesaturată

Solubilitatea variază icircn funcţie de natura substanţelor dizolvate Substanţele au solubilităţi diferite Se consideră ca solubile substanţele care la 200C au solubilitatea mai mare de 1 g 100 g solvent şi insolubile cele cu solubilitatea mai mică de 01 g 100 g solvent Substanţele cu solubilităţi cuprinse icircntre aceste limite sunt considerate greu solubile

Solubilitatea substanţelor solide variază cu temperatura la unele substanţe icircn limite largi la altele nesemnificativ

Reguli de solubilitate

Sărurile metalelor alcaline şi sărurile de amoniu sunt icircn general

solubile Excepţie fac unii percloraţi mai puţin solubili (KClO4 - greu solubil

icircn apă rece) şi unele combinaţii complexe (K2[PtCl6] (NH4)2[PtCl6] )

Toţi nitraţii (NO3-) cloraţii (ClO3

-) şi acetaţii (CH3COO-) sunt solubili

Clorurile (Cl-) sunt solubile exceptacircnd CuCl AgCl Hg2Cl2 TiCl2 şi

PbCl2 Aceeaşi regulă este valabilă şi pentru ioduri (I-) şi bromuri (Br-) dar

HgBr2 HgI2 şi BiI3 sunt insolubile

Toate fluorurile (F-) sunt solubile cu excepţia celor ale elementelor din

grupele IIa IIb şi FeF3 PbF2

Toţi sulfaţii (SO42-) sunt solubili cu excepţia celor ai metalelor grupei

IIa ca şi sulfaţii de Hg2+ Pb2+ Ag+ şi Hg+

Toţi carbonaţii (CO32-) sunt insolubili icircn afara celor ai metalelor

alcaline şi amoniului care sunt solubili Aceeaşi regulă se aplică fosfaţilor

(PO43-) dar Li3PO4 este insolubil Mulţi dicarbonaţi (ex Ca(HCO3)2 ) sau fosfaţi

acizi (Ca(H2PO4)2 ) sunt solubili

Toţi oxalaţii (C2O42-) şi cianurile (CN-) sunt insolubile Excepţie fac

compuşii metalelor alcaline şi ai amoniului

Hidroxizii (OH-) sunt insolubili Excepţie fac cei ai metalelor alcaline

Hidroxizii de Ca2+ Sr2+ Ba2+ icircn această ordine sunt din ce icircn ce mai solubili

Toate sulfurile sunt insolubile icircn afara celor ale ionilor cu

structură de gaz inert Na+ Mg2+ Al3+ icircn special cele din primele trei grupe

principale şi ale amoniului

Toţi oxizii sunt insolubili cu excepţia oxizilor metalelor alcaline şi

alcalino-pămacircntoase care sunt solubili ca urmare a unor reacţii cu apa

Solubilitatea substanţelor lichide

Apa dizolvă nu numai substanţe solide ci şi lichide De exemplu alcoolul se dizolvă icircn apă dar şi apa se dizolvă bine icircn alcool Cele două lichide pot funcţiona şi ca dizolvat şi ca solvent

După solubilitatea reciprocă se deosebesc mai multe sisteme lichid-lichid lichide nemiscibile (exemplu apa şi mercurul) lichide parţial miscibile (exemplu apa şi eterul) lichide complet miscibile (exemplu apa şi alcoolul)

Solubilitatea substanţelor gazoase

Solubilitatea unui gaz icircn lichid este proporţională cu presiunea sa parţială conform legii lui Henry

xa = A middot pa

unde xa = fracţia molară a gazului pa = presiunea parţială a gazului deasupra soluţiei şi A = constanta lui Henry

O altă mărime care exprimă solubilitatea gazelor icircn lichide este coeficientul de absorbţie (sau de solubilitate) ce reprezintă cantitatea de gaz (la 00C şi 1 atm) care se dizolvă icircn condiţii date icircntr-un litru de lichid

Dintre componentele aerului oxigenul se dizolvă icircn cantitatea cea mai mare icircn apă Drept rezultat apa conţine mai mult oxigen decacirct aerul (3281 faţă de 2096 ) fapt care are o mare importanţă biologică pentru viaţa animalelor marine

CAPITOL 6ELEMENTE ŞI COMBINAŢII

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Definiţie Reprezintă concentraţia exprimată icircn grame de substanţă dizolvate la 1 ml soluţie sau la 1000 ml soluţie

4 Titrul (T)

Titrul poate fi teoretic (ideal) atunci cacircnd este calculat din date neverificate practic sau ideale Tt sau poate fi real (practic) atunci cacircnd se

calculează din date obţinute icircn urma unei reacţii efectuate practic Tr

Relaţia dintre titru concentraţia normală şi echivalentul chimic este

T = E middot N (Tt = E middot Nt Tr = E middot Nr)

Relaţia dintre titru concentraţia molară şi masa molară este

T = M middot m (Tt = M middot mt Tr = M middot mr)

Problemă Calculaţi titrul real al unei soluţii de acid sulfuric care are o concentraţie normală de 0075 n Macid sulfuric= 98 E = 98 2 = 49

Tr = E middot Nr Tr = 49 middot 0075 = 36 g H2SO4 l

sau Tr = 36 1000 = 00036 g H2SO4 ml

Definiţie Reprezintă raportul dintre titrul practic şi cel teoretic

5 Factorul de corecţie volumetrică (F f)

Este un număr (nu are unitate de măsură) care ne arată abaterea concentraţiei reale a unei soluţii de la concentraţia ideală dorită

F = Tr Tt

Dacă factorul de corecţie volumetrică este subunitar soluţia este mai diluată decacirct concentraţia dorită iar dacă factorul este supraunitar soluţia este mai concentrată Valorile tolerate ale factorului de corecţie volumetrică se situează icircn intervalul 08 12

Problemă Calculaţi factorul de corecţie volumetrică pentru o soluţie de NaOH care are normalitatea reală de 0495 n

MNaOH= 40 E = 40

Tr = E middot Nr = 40 middot 0495 = 198 g NaOH l

Deoarece Nr = 0495 n Nt = 05 n (se aproximează valoarea normalităţii

reale prin lipsă sau prin adaos)

Tt = E middot Nt = 40 middot 05 = 20 g NaOH l

F = Tr Tt = 198 20 = 099

Solubilitatea

O soluţie se numeşte saturată atunci cacircnd conţine cantitatea maximă de substanţă dizolvată la o anumită temperatură dată uneori şi la o presiune dată

Definiţie Prin solubilitate sau grad de solubilitate se icircnţelege cantitatea maximă de substanţă care la o anumită temperatură se poate dizolva icircntr-o anumită cantitate de dizolvant

Exemplu O soluţie de NaCl care la 200C conţine 358 g NaCl icircn 100 g apă are solubilitatea de 358 g NaCl100 g apă O soluţie care conţine o cantitate mai mică de substanţă la aceeaşi temperatură se numeşte nesaturată

Solubilitatea variază icircn funcţie de natura substanţelor dizolvate Substanţele au solubilităţi diferite Se consideră ca solubile substanţele care la 200C au solubilitatea mai mare de 1 g 100 g solvent şi insolubile cele cu solubilitatea mai mică de 01 g 100 g solvent Substanţele cu solubilităţi cuprinse icircntre aceste limite sunt considerate greu solubile

Solubilitatea substanţelor solide variază cu temperatura la unele substanţe icircn limite largi la altele nesemnificativ

Reguli de solubilitate

Sărurile metalelor alcaline şi sărurile de amoniu sunt icircn general

solubile Excepţie fac unii percloraţi mai puţin solubili (KClO4 - greu solubil

icircn apă rece) şi unele combinaţii complexe (K2[PtCl6] (NH4)2[PtCl6] )

Toţi nitraţii (NO3-) cloraţii (ClO3

-) şi acetaţii (CH3COO-) sunt solubili

Clorurile (Cl-) sunt solubile exceptacircnd CuCl AgCl Hg2Cl2 TiCl2 şi

PbCl2 Aceeaşi regulă este valabilă şi pentru ioduri (I-) şi bromuri (Br-) dar

HgBr2 HgI2 şi BiI3 sunt insolubile

Toate fluorurile (F-) sunt solubile cu excepţia celor ale elementelor din

grupele IIa IIb şi FeF3 PbF2

Toţi sulfaţii (SO42-) sunt solubili cu excepţia celor ai metalelor grupei

IIa ca şi sulfaţii de Hg2+ Pb2+ Ag+ şi Hg+

Toţi carbonaţii (CO32-) sunt insolubili icircn afara celor ai metalelor

alcaline şi amoniului care sunt solubili Aceeaşi regulă se aplică fosfaţilor

(PO43-) dar Li3PO4 este insolubil Mulţi dicarbonaţi (ex Ca(HCO3)2 ) sau fosfaţi

acizi (Ca(H2PO4)2 ) sunt solubili

Toţi oxalaţii (C2O42-) şi cianurile (CN-) sunt insolubile Excepţie fac

compuşii metalelor alcaline şi ai amoniului

Hidroxizii (OH-) sunt insolubili Excepţie fac cei ai metalelor alcaline

Hidroxizii de Ca2+ Sr2+ Ba2+ icircn această ordine sunt din ce icircn ce mai solubili

Toate sulfurile sunt insolubile icircn afara celor ale ionilor cu

structură de gaz inert Na+ Mg2+ Al3+ icircn special cele din primele trei grupe

principale şi ale amoniului

Toţi oxizii sunt insolubili cu excepţia oxizilor metalelor alcaline şi

alcalino-pămacircntoase care sunt solubili ca urmare a unor reacţii cu apa

Solubilitatea substanţelor lichide

Apa dizolvă nu numai substanţe solide ci şi lichide De exemplu alcoolul se dizolvă icircn apă dar şi apa se dizolvă bine icircn alcool Cele două lichide pot funcţiona şi ca dizolvat şi ca solvent

După solubilitatea reciprocă se deosebesc mai multe sisteme lichid-lichid lichide nemiscibile (exemplu apa şi mercurul) lichide parţial miscibile (exemplu apa şi eterul) lichide complet miscibile (exemplu apa şi alcoolul)

Solubilitatea substanţelor gazoase

Solubilitatea unui gaz icircn lichid este proporţională cu presiunea sa parţială conform legii lui Henry

xa = A middot pa

unde xa = fracţia molară a gazului pa = presiunea parţială a gazului deasupra soluţiei şi A = constanta lui Henry

O altă mărime care exprimă solubilitatea gazelor icircn lichide este coeficientul de absorbţie (sau de solubilitate) ce reprezintă cantitatea de gaz (la 00C şi 1 atm) care se dizolvă icircn condiţii date icircntr-un litru de lichid

Dintre componentele aerului oxigenul se dizolvă icircn cantitatea cea mai mare icircn apă Drept rezultat apa conţine mai mult oxigen decacirct aerul (3281 faţă de 2096 ) fapt care are o mare importanţă biologică pentru viaţa animalelor marine

CAPITOL 6ELEMENTE ŞI COMBINAŢII

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Definiţie Reprezintă raportul dintre titrul practic şi cel teoretic

5 Factorul de corecţie volumetrică (F f)

Este un număr (nu are unitate de măsură) care ne arată abaterea concentraţiei reale a unei soluţii de la concentraţia ideală dorită

F = Tr Tt

Dacă factorul de corecţie volumetrică este subunitar soluţia este mai diluată decacirct concentraţia dorită iar dacă factorul este supraunitar soluţia este mai concentrată Valorile tolerate ale factorului de corecţie volumetrică se situează icircn intervalul 08 12

Problemă Calculaţi factorul de corecţie volumetrică pentru o soluţie de NaOH care are normalitatea reală de 0495 n

MNaOH= 40 E = 40

Tr = E middot Nr = 40 middot 0495 = 198 g NaOH l

Deoarece Nr = 0495 n Nt = 05 n (se aproximează valoarea normalităţii

reale prin lipsă sau prin adaos)

Tt = E middot Nt = 40 middot 05 = 20 g NaOH l

F = Tr Tt = 198 20 = 099

Solubilitatea

O soluţie se numeşte saturată atunci cacircnd conţine cantitatea maximă de substanţă dizolvată la o anumită temperatură dată uneori şi la o presiune dată

Definiţie Prin solubilitate sau grad de solubilitate se icircnţelege cantitatea maximă de substanţă care la o anumită temperatură se poate dizolva icircntr-o anumită cantitate de dizolvant

Exemplu O soluţie de NaCl care la 200C conţine 358 g NaCl icircn 100 g apă are solubilitatea de 358 g NaCl100 g apă O soluţie care conţine o cantitate mai mică de substanţă la aceeaşi temperatură se numeşte nesaturată

Solubilitatea variază icircn funcţie de natura substanţelor dizolvate Substanţele au solubilităţi diferite Se consideră ca solubile substanţele care la 200C au solubilitatea mai mare de 1 g 100 g solvent şi insolubile cele cu solubilitatea mai mică de 01 g 100 g solvent Substanţele cu solubilităţi cuprinse icircntre aceste limite sunt considerate greu solubile

Solubilitatea substanţelor solide variază cu temperatura la unele substanţe icircn limite largi la altele nesemnificativ

Reguli de solubilitate

Sărurile metalelor alcaline şi sărurile de amoniu sunt icircn general

solubile Excepţie fac unii percloraţi mai puţin solubili (KClO4 - greu solubil

icircn apă rece) şi unele combinaţii complexe (K2[PtCl6] (NH4)2[PtCl6] )

Toţi nitraţii (NO3-) cloraţii (ClO3

-) şi acetaţii (CH3COO-) sunt solubili

Clorurile (Cl-) sunt solubile exceptacircnd CuCl AgCl Hg2Cl2 TiCl2 şi

PbCl2 Aceeaşi regulă este valabilă şi pentru ioduri (I-) şi bromuri (Br-) dar

HgBr2 HgI2 şi BiI3 sunt insolubile

Toate fluorurile (F-) sunt solubile cu excepţia celor ale elementelor din

grupele IIa IIb şi FeF3 PbF2

Toţi sulfaţii (SO42-) sunt solubili cu excepţia celor ai metalelor grupei

IIa ca şi sulfaţii de Hg2+ Pb2+ Ag+ şi Hg+

Toţi carbonaţii (CO32-) sunt insolubili icircn afara celor ai metalelor

alcaline şi amoniului care sunt solubili Aceeaşi regulă se aplică fosfaţilor

(PO43-) dar Li3PO4 este insolubil Mulţi dicarbonaţi (ex Ca(HCO3)2 ) sau fosfaţi

acizi (Ca(H2PO4)2 ) sunt solubili

Toţi oxalaţii (C2O42-) şi cianurile (CN-) sunt insolubile Excepţie fac

compuşii metalelor alcaline şi ai amoniului

Hidroxizii (OH-) sunt insolubili Excepţie fac cei ai metalelor alcaline

Hidroxizii de Ca2+ Sr2+ Ba2+ icircn această ordine sunt din ce icircn ce mai solubili

Toate sulfurile sunt insolubile icircn afara celor ale ionilor cu

structură de gaz inert Na+ Mg2+ Al3+ icircn special cele din primele trei grupe

principale şi ale amoniului

Toţi oxizii sunt insolubili cu excepţia oxizilor metalelor alcaline şi

alcalino-pămacircntoase care sunt solubili ca urmare a unor reacţii cu apa

Solubilitatea substanţelor lichide

Apa dizolvă nu numai substanţe solide ci şi lichide De exemplu alcoolul se dizolvă icircn apă dar şi apa se dizolvă bine icircn alcool Cele două lichide pot funcţiona şi ca dizolvat şi ca solvent

După solubilitatea reciprocă se deosebesc mai multe sisteme lichid-lichid lichide nemiscibile (exemplu apa şi mercurul) lichide parţial miscibile (exemplu apa şi eterul) lichide complet miscibile (exemplu apa şi alcoolul)

Solubilitatea substanţelor gazoase

Solubilitatea unui gaz icircn lichid este proporţională cu presiunea sa parţială conform legii lui Henry

xa = A middot pa

unde xa = fracţia molară a gazului pa = presiunea parţială a gazului deasupra soluţiei şi A = constanta lui Henry

O altă mărime care exprimă solubilitatea gazelor icircn lichide este coeficientul de absorbţie (sau de solubilitate) ce reprezintă cantitatea de gaz (la 00C şi 1 atm) care se dizolvă icircn condiţii date icircntr-un litru de lichid

Dintre componentele aerului oxigenul se dizolvă icircn cantitatea cea mai mare icircn apă Drept rezultat apa conţine mai mult oxigen decacirct aerul (3281 faţă de 2096 ) fapt care are o mare importanţă biologică pentru viaţa animalelor marine

CAPITOL 6ELEMENTE ŞI COMBINAŢII

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Solubilitatea

O soluţie se numeşte saturată atunci cacircnd conţine cantitatea maximă de substanţă dizolvată la o anumită temperatură dată uneori şi la o presiune dată

Definiţie Prin solubilitate sau grad de solubilitate se icircnţelege cantitatea maximă de substanţă care la o anumită temperatură se poate dizolva icircntr-o anumită cantitate de dizolvant

Exemplu O soluţie de NaCl care la 200C conţine 358 g NaCl icircn 100 g apă are solubilitatea de 358 g NaCl100 g apă O soluţie care conţine o cantitate mai mică de substanţă la aceeaşi temperatură se numeşte nesaturată

Solubilitatea variază icircn funcţie de natura substanţelor dizolvate Substanţele au solubilităţi diferite Se consideră ca solubile substanţele care la 200C au solubilitatea mai mare de 1 g 100 g solvent şi insolubile cele cu solubilitatea mai mică de 01 g 100 g solvent Substanţele cu solubilităţi cuprinse icircntre aceste limite sunt considerate greu solubile

Solubilitatea substanţelor solide variază cu temperatura la unele substanţe icircn limite largi la altele nesemnificativ

Reguli de solubilitate

Sărurile metalelor alcaline şi sărurile de amoniu sunt icircn general

solubile Excepţie fac unii percloraţi mai puţin solubili (KClO4 - greu solubil

icircn apă rece) şi unele combinaţii complexe (K2[PtCl6] (NH4)2[PtCl6] )

Toţi nitraţii (NO3-) cloraţii (ClO3

-) şi acetaţii (CH3COO-) sunt solubili

Clorurile (Cl-) sunt solubile exceptacircnd CuCl AgCl Hg2Cl2 TiCl2 şi

PbCl2 Aceeaşi regulă este valabilă şi pentru ioduri (I-) şi bromuri (Br-) dar

HgBr2 HgI2 şi BiI3 sunt insolubile

Toate fluorurile (F-) sunt solubile cu excepţia celor ale elementelor din

grupele IIa IIb şi FeF3 PbF2

Toţi sulfaţii (SO42-) sunt solubili cu excepţia celor ai metalelor grupei

IIa ca şi sulfaţii de Hg2+ Pb2+ Ag+ şi Hg+

Toţi carbonaţii (CO32-) sunt insolubili icircn afara celor ai metalelor

alcaline şi amoniului care sunt solubili Aceeaşi regulă se aplică fosfaţilor

(PO43-) dar Li3PO4 este insolubil Mulţi dicarbonaţi (ex Ca(HCO3)2 ) sau fosfaţi

acizi (Ca(H2PO4)2 ) sunt solubili

Toţi oxalaţii (C2O42-) şi cianurile (CN-) sunt insolubile Excepţie fac

compuşii metalelor alcaline şi ai amoniului

Hidroxizii (OH-) sunt insolubili Excepţie fac cei ai metalelor alcaline

Hidroxizii de Ca2+ Sr2+ Ba2+ icircn această ordine sunt din ce icircn ce mai solubili

Toate sulfurile sunt insolubile icircn afara celor ale ionilor cu

structură de gaz inert Na+ Mg2+ Al3+ icircn special cele din primele trei grupe

principale şi ale amoniului

Toţi oxizii sunt insolubili cu excepţia oxizilor metalelor alcaline şi

alcalino-pămacircntoase care sunt solubili ca urmare a unor reacţii cu apa

Solubilitatea substanţelor lichide

Apa dizolvă nu numai substanţe solide ci şi lichide De exemplu alcoolul se dizolvă icircn apă dar şi apa se dizolvă bine icircn alcool Cele două lichide pot funcţiona şi ca dizolvat şi ca solvent

După solubilitatea reciprocă se deosebesc mai multe sisteme lichid-lichid lichide nemiscibile (exemplu apa şi mercurul) lichide parţial miscibile (exemplu apa şi eterul) lichide complet miscibile (exemplu apa şi alcoolul)

Solubilitatea substanţelor gazoase

Solubilitatea unui gaz icircn lichid este proporţională cu presiunea sa parţială conform legii lui Henry

xa = A middot pa

unde xa = fracţia molară a gazului pa = presiunea parţială a gazului deasupra soluţiei şi A = constanta lui Henry

O altă mărime care exprimă solubilitatea gazelor icircn lichide este coeficientul de absorbţie (sau de solubilitate) ce reprezintă cantitatea de gaz (la 00C şi 1 atm) care se dizolvă icircn condiţii date icircntr-un litru de lichid

Dintre componentele aerului oxigenul se dizolvă icircn cantitatea cea mai mare icircn apă Drept rezultat apa conţine mai mult oxigen decacirct aerul (3281 faţă de 2096 ) fapt care are o mare importanţă biologică pentru viaţa animalelor marine

CAPITOL 6ELEMENTE ŞI COMBINAŢII

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Reguli de solubilitate

Sărurile metalelor alcaline şi sărurile de amoniu sunt icircn general

solubile Excepţie fac unii percloraţi mai puţin solubili (KClO4 - greu solubil

icircn apă rece) şi unele combinaţii complexe (K2[PtCl6] (NH4)2[PtCl6] )

Toţi nitraţii (NO3-) cloraţii (ClO3

-) şi acetaţii (CH3COO-) sunt solubili

Clorurile (Cl-) sunt solubile exceptacircnd CuCl AgCl Hg2Cl2 TiCl2 şi

PbCl2 Aceeaşi regulă este valabilă şi pentru ioduri (I-) şi bromuri (Br-) dar

HgBr2 HgI2 şi BiI3 sunt insolubile

Toate fluorurile (F-) sunt solubile cu excepţia celor ale elementelor din

grupele IIa IIb şi FeF3 PbF2

Toţi sulfaţii (SO42-) sunt solubili cu excepţia celor ai metalelor grupei

IIa ca şi sulfaţii de Hg2+ Pb2+ Ag+ şi Hg+

Toţi carbonaţii (CO32-) sunt insolubili icircn afara celor ai metalelor

alcaline şi amoniului care sunt solubili Aceeaşi regulă se aplică fosfaţilor

(PO43-) dar Li3PO4 este insolubil Mulţi dicarbonaţi (ex Ca(HCO3)2 ) sau fosfaţi

acizi (Ca(H2PO4)2 ) sunt solubili

Toţi oxalaţii (C2O42-) şi cianurile (CN-) sunt insolubile Excepţie fac

compuşii metalelor alcaline şi ai amoniului

Hidroxizii (OH-) sunt insolubili Excepţie fac cei ai metalelor alcaline

Hidroxizii de Ca2+ Sr2+ Ba2+ icircn această ordine sunt din ce icircn ce mai solubili

Toate sulfurile sunt insolubile icircn afara celor ale ionilor cu

structură de gaz inert Na+ Mg2+ Al3+ icircn special cele din primele trei grupe

principale şi ale amoniului

Toţi oxizii sunt insolubili cu excepţia oxizilor metalelor alcaline şi

alcalino-pămacircntoase care sunt solubili ca urmare a unor reacţii cu apa

Solubilitatea substanţelor lichide

Apa dizolvă nu numai substanţe solide ci şi lichide De exemplu alcoolul se dizolvă icircn apă dar şi apa se dizolvă bine icircn alcool Cele două lichide pot funcţiona şi ca dizolvat şi ca solvent

După solubilitatea reciprocă se deosebesc mai multe sisteme lichid-lichid lichide nemiscibile (exemplu apa şi mercurul) lichide parţial miscibile (exemplu apa şi eterul) lichide complet miscibile (exemplu apa şi alcoolul)

Solubilitatea substanţelor gazoase

Solubilitatea unui gaz icircn lichid este proporţională cu presiunea sa parţială conform legii lui Henry

xa = A middot pa

unde xa = fracţia molară a gazului pa = presiunea parţială a gazului deasupra soluţiei şi A = constanta lui Henry

O altă mărime care exprimă solubilitatea gazelor icircn lichide este coeficientul de absorbţie (sau de solubilitate) ce reprezintă cantitatea de gaz (la 00C şi 1 atm) care se dizolvă icircn condiţii date icircntr-un litru de lichid

Dintre componentele aerului oxigenul se dizolvă icircn cantitatea cea mai mare icircn apă Drept rezultat apa conţine mai mult oxigen decacirct aerul (3281 faţă de 2096 ) fapt care are o mare importanţă biologică pentru viaţa animalelor marine

CAPITOL 6ELEMENTE ŞI COMBINAŢII

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Toţi carbonaţii (CO32-) sunt insolubili icircn afara celor ai metalelor

alcaline şi amoniului care sunt solubili Aceeaşi regulă se aplică fosfaţilor

(PO43-) dar Li3PO4 este insolubil Mulţi dicarbonaţi (ex Ca(HCO3)2 ) sau fosfaţi

acizi (Ca(H2PO4)2 ) sunt solubili

Toţi oxalaţii (C2O42-) şi cianurile (CN-) sunt insolubile Excepţie fac

compuşii metalelor alcaline şi ai amoniului

Hidroxizii (OH-) sunt insolubili Excepţie fac cei ai metalelor alcaline

Hidroxizii de Ca2+ Sr2+ Ba2+ icircn această ordine sunt din ce icircn ce mai solubili

Toate sulfurile sunt insolubile icircn afara celor ale ionilor cu

structură de gaz inert Na+ Mg2+ Al3+ icircn special cele din primele trei grupe

principale şi ale amoniului

Toţi oxizii sunt insolubili cu excepţia oxizilor metalelor alcaline şi

alcalino-pămacircntoase care sunt solubili ca urmare a unor reacţii cu apa

Solubilitatea substanţelor lichide

Apa dizolvă nu numai substanţe solide ci şi lichide De exemplu alcoolul se dizolvă icircn apă dar şi apa se dizolvă bine icircn alcool Cele două lichide pot funcţiona şi ca dizolvat şi ca solvent

După solubilitatea reciprocă se deosebesc mai multe sisteme lichid-lichid lichide nemiscibile (exemplu apa şi mercurul) lichide parţial miscibile (exemplu apa şi eterul) lichide complet miscibile (exemplu apa şi alcoolul)

Solubilitatea substanţelor gazoase

Solubilitatea unui gaz icircn lichid este proporţională cu presiunea sa parţială conform legii lui Henry

xa = A middot pa

unde xa = fracţia molară a gazului pa = presiunea parţială a gazului deasupra soluţiei şi A = constanta lui Henry

O altă mărime care exprimă solubilitatea gazelor icircn lichide este coeficientul de absorbţie (sau de solubilitate) ce reprezintă cantitatea de gaz (la 00C şi 1 atm) care se dizolvă icircn condiţii date icircntr-un litru de lichid

Dintre componentele aerului oxigenul se dizolvă icircn cantitatea cea mai mare icircn apă Drept rezultat apa conţine mai mult oxigen decacirct aerul (3281 faţă de 2096 ) fapt care are o mare importanţă biologică pentru viaţa animalelor marine

CAPITOL 6ELEMENTE ŞI COMBINAŢII

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Solubilitatea substanţelor lichide

Apa dizolvă nu numai substanţe solide ci şi lichide De exemplu alcoolul se dizolvă icircn apă dar şi apa se dizolvă bine icircn alcool Cele două lichide pot funcţiona şi ca dizolvat şi ca solvent

După solubilitatea reciprocă se deosebesc mai multe sisteme lichid-lichid lichide nemiscibile (exemplu apa şi mercurul) lichide parţial miscibile (exemplu apa şi eterul) lichide complet miscibile (exemplu apa şi alcoolul)

Solubilitatea substanţelor gazoase

Solubilitatea unui gaz icircn lichid este proporţională cu presiunea sa parţială conform legii lui Henry

xa = A middot pa

unde xa = fracţia molară a gazului pa = presiunea parţială a gazului deasupra soluţiei şi A = constanta lui Henry

O altă mărime care exprimă solubilitatea gazelor icircn lichide este coeficientul de absorbţie (sau de solubilitate) ce reprezintă cantitatea de gaz (la 00C şi 1 atm) care se dizolvă icircn condiţii date icircntr-un litru de lichid

Dintre componentele aerului oxigenul se dizolvă icircn cantitatea cea mai mare icircn apă Drept rezultat apa conţine mai mult oxigen decacirct aerul (3281 faţă de 2096 ) fapt care are o mare importanţă biologică pentru viaţa animalelor marine

CAPITOL 6ELEMENTE ŞI COMBINAŢII

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

CAPITOL 6ELEMENTE ŞI COMBINAŢII

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Structura elementelor

Elementele chimice cunoscute pacircnă icircn prezent se clasifică după

proprietăţile lor chimice icircn perioade şi grupe care icircmpreună alcătuiesc sistemul

periodic al elementelor

La temperaturi foarte ridicate ( 5800 0C) icircn fotosferă pătura externă

solară toate elementele sunt icircn stare de atomi liberi La temperaturi şi mai

ridicate icircn pătura soarelui numită corona atomii pierd electroni transformacircndu-se

icircn ioni pozitivi

Icircn condiţii standard (250C şi 1 atm) atomii tuturor elementelor cu excepţia

gazelor rare există combinaţi fie cu atomi de acelaşi fel fie cu atomii altor

elemente

Elementele grupelor Ia şi IIa există sub formă de reţele metalice elementele

grupelor IIIa ndash VIa există ca reţele covalente Xn şi elementele grupei VIIa ca

reţele moleculare de tipul X2

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Element O Si Al Fe Ca Na K Mg H Ti Cl P

49 26 75 47 34 26 24 19 09 06 02 01

Gaze comune ( volum) Gaze rare ( volum)N2 O2 Ar CO2 H2 He Ne Kr Xe

7801 2096 093 003 5∙10-5 52∙10-5 18∙10-3 11∙10-4 9∙10-6

Distribuţia elementelor icircn natură

Elementele sunt răspacircndite foarte diferit icircn natură Scoarţa pămacircntului este compusă icircn proporţie de 91 din cinci elemente O Si Al Fe şi Ca

Compoziţia elementară a scoarţei pămacircntului icircn procente de masă este următoarea

Atmosfera Gazele care se găsesc icircn partea inferioară a atmosferei se clasifică icircn procente de volum astfel

Vaporii de apă din atmosferă au concentraţie variabilă Straturile superioare ale atmosferei conţin ioni gazoşi compoziţia lor variind cu altitudinea ora şi activitatea solară

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Tipuri de combinaţii chimice

Icircn principiu orice element se poate combina cu altul icircn diferite proporţii simple Se pot forma combinaţii binare (2 elemente) ternare (trei elemente) sau combinaţii la care participă mai multe specii de atomi

Combinaţii binare Definiţie Hidrurile sunt combinaţiile atomului de hidrogen cu

alte elemente ale sistemului periodic

Enumerăm hidrurile carbonului (hidrocarburi) hidrura oxigenului (apa) hidrurile halogenilor (hidracizii) etc

Definiţie Halogenurile sunt combinaţiile halogenilor cu toate

elementele exceptacircnd primele trei gaze rare He Ne şi Ar

Halogenurile metalelor sunt combinaţii ionice iar cele ale nemetalelor sunt combinaţii covalente

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Oxigenul este după fluor al doilea element icircn scara electronegativităţii

Oxizii metalelor au structură ionică şi icircn reacţie cu apa formează hidroxizi iar

cei ai nemetalelor au structură covalentă şi sunt anhidridele acizilor oxigenaţi

(oxiacizilor)

Definiţie Sulfurile sunt combinaţii ale sulfului cu metalele şi cu unele nemetale

Sulfurile metalelor sunt importante prin apariţia lor frecventă icircn natură

constituind materia primă pentru obţinerea metalelor respective

Definiţie Oxizii sunt combinaţiile oxigenului cu metalele şi nemetalele

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Combinaţii ternare

Hidroxizii şi oxiacizii sunt combinaţii care conţin oxigen hidrogen şi metal

respectiv nemetal

Hidroxizii metalelor din grupele Ia şi IIa sunt baze puternice Formulele brute

ale combinaţiilor ternare din perioada a III-a sunt prezentate icircn continuare

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HClO4

baze oxiacizi

Prin cedare de protoni oxiacizii formează oxianioni de exemplu

SiO44‑

(ortosilicat) PO43- (fosfat sau ortofosfat) SO4

2- (sulfat) ClO4-

(perclorat)

Oxianionii nu pot exista decacirct alături de cationi cu care formează săruri

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Combinaţii complexe sau coordinative

Combinaţiile complexe se formează prin reacţia unor molecule cu alte molecule sau ioni De exemplu ionii de halogen dau ioni complecşi cu multe halogenuri covalente

BF3 + KF rarr K+[BF4]- fluoroborat de potasiu

AlF3 + 3 NaF rarr 3 Na+[AlF6]3- fluoroaluminat de sodiu

Icircn acelaşi mod se obţin complecşi din halogenuri cu molecule ca apa sau amoniacul

BF3 + NH3 rarr BF3larrNH3

AlCl3 + 6 H2O [Al(H 2O)6]3+ + 3 Cl-

CaCl2 + 6 NH3 rarr [Ca(NH3)6]2+ + 2 Cl-

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Combinaţii chimice ale metalelor şi nemetalelor

Oxizii

Elementele din grupele principale formează oxizi icircn starea maximă de oxidare (egală cu numărul grupei din sistemul periodic) Formula generală a acestor oxizi este

M2+O2- M2+O2- M2

3+O32- M4+O2

2- M25+O5

2- M6+O32- M2

7+O72-

structuri ionice structuri covalent-ionice structuri covalente

Oxizii metalelor din grupele Ia şi IIa reacţionează cu apa formacircnd baze puternice

cu excepţia Li2O şi MgO care reacţionează mult mai icircncet

(2 Na+ + O2-) + H2O 2 (Na+OH-) Reacţia este puternic exotermă

Oxizii nemetalelor reacţionează şi ei cu apa formacircnd oxiacizi iar cu hidroxizii alcalini formează săruri

CO2 + H2O H2CO3 CO2 + Na+OH- Na+HCO3-

N2O5 + H2O 2 HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Hidroxizii elementelor din grupele principale

Ionul hidroxil (OH-) se formează prin pierderea unui proton din molecula de apă Icircn apă ionul hidroxil se află icircn cantitate foarte mică

Soluţiile alcaline ale bazelor conţin ioni OH- icircn funcţie de tăria lor

H2O + B HO- + BH+

H2O + NH3 HO- + NH4+

Ionul HO- este baza cea mai puternică existentă icircn soluţie apoasă

Definiţie Hidroxizii sunt compuşi care conţin gruparea HO- legată de atomul unui element

După structură şi proprietăţi hidroxizii pot fi grupaţi icircn bazici amfoteri şi oxiacizi

Cei bazici se obţin prin reacţia metalelor alcaline şi alcalino-pămacircntoase sau a oxizilor lor cu apa

Cei amfoteri se obţin din sărurile metalelor grupei IIIa cu hidroxizi

alcalini sau amoniacOxiacizii provin din reacţia oxizilor nemetalici cu apa

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Sărurile

Definiţie Sunt compuşi chimici proveniţi din reacţia unui acid cu o bază

Acizii di- şi poliprotici pot forma săruri acide şi neutre prin icircnlocuirea succesivă a protonilor cu alţi cationi de exemplu

H2CO3 rarr HCO3- rarr

CO32-

(acid carbonic) (dicarbonat carbonat acid) (carbonat neutru)

H2S rarr HS- rarr S2-

(hidrogen sulfurat) (sulfură acidă) (sulfură neutră)

H2SO4 rarr HSO4

- rarr SO42-

(acid sulfuric) (sulfat acid) (sulfat neutru)

H3PO4 rarr H2PO4- rarr HPO4

2- rarr

PO43-

(acid fosforic) (fosfat primar) (fosfat secundar) (fosfat terţiar)

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Sărurile acide se pot prepara prin neutralizarea incompletă a acidului sau prin tratarea sării neutre cu acidul

Na2S + H2S 2 NaHS (icircn soluţie)

Na2SO4 + H2SO4 2 NaHSO4 (icircn topitură)

sau

H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

(fosfat monosodic fosfat primar de sodiu)

H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O

(fosfat disodic fosfat secundar de sodiu)

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

(fosfat trisodic fosfat terţiar de sodiu)

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28

Icircn stare solidă cristalizată anionii sărurilor acide sunt uniţi prin legături de hidrogen formacircnd asociaţii moleculare La icircncălzire pierd o moleculă de apă şi dau pirosăruri

Sărurile acide ale oxiacizilor slabi sunt instabile de exemplu

• Slide 1
• Slide 2
• Slide 3
• Slide 4
• Slide 5
• Slide 6
• Slide 7
• Slide 8
• Slide 9
• Slide 10
• Slide 11
• Slide 12
• Slide 13
• Slide 14
• Slide 15
• Slide 16
• Slide 17
• Slide 18
• Slide 19
• Slide 20
• Slide 21
• Slide 22
• Slide 23
• Slide 24
• Slide 25
• Slide 26
• Slide 27
• Slide 28