1 NOŢIUNI FUNDAMENTALE DE CHIMIE ANORGANICĂ CHIMIA – ştiinţă care studiază compoziţia, structura, proprietăţile şi diferitele transformări ale substanţelor B ştiinţa care se ocupă de studiul materiei şi al transformărilor fizico-chimice ale acesteia. MATERIA – categoria care desemnează realitatea obiectivă existentă independent de conştiinţă şi reflectată de aceasta; este substanţa unică, veşnică şi universală a lumii infinite, a naturii B din punctul de vedere al compoziţiei sale materia este un element sau un corp. Formele de manifestare ale materiei sunt mişcarea, spaţiul şi timpul. ENERGIA – mărime care caracterizează capacitatea unui corp de a acţiona şi a produce efecte mecanice (energie mecanică), calorice (energie termică), electrice (energie electrică), magnetice (energie magnetică), luminoase (energie luminoasă), chimice (energie chimică), nucleare (energie nucleară), etc. B diferitele forme de energie se transformă unele în altele în mod echivalent (principiul conservării energiei) – se exprimă prin posibilitatea unui corp de a efectua un lucru mecanic – se măsoară în jouli (J) sau în unităţi tolerate: kilowatt – oră (kWh); kilogram forţă – metru (kgf·m); erg (erg); electronvolt (eV). CORP – porţiunea din materie cu formă proprie şi volum bine determinat; obiect de studiu al fizicii (corp solid, lichid, gazos). SUBSTANŢĂ – ansamblu de particule (atomi, ioni, molecule) care stabilesc interacţiuni între ele; are proprietăţi tipice, care nu pot fi atribuite unităţilor structurale submicroscopice din care este alcătuită şi care nu sunt aditive faţă de proprietăţile particulelor. CHIMIA BIOANORGANICĂ – din anul 1950, ca urmare a interesului cercetătorilor pentru implicaţiile ionilor metalici în sistemele biologice şi pentru chimia lor coordinativă, se conturează şi cunoaşte o dezvoltare rapidă şi continuă o nouă ramură a chimiei, chimia bioanorganică. Menirea ei este identificarea compuşilor anorganici implicaţi în diferite procese biologice, fiziologice şi patologice, studiul acestora, modelarea chimică sau matematică a sistemelor care îi conţin şi, în final, găsirea unor posibilităţi de control şi optimizare a acestor sisteme. – Pentru a-şi atinge dezideratele, chimia bioanorganică utilizează larg achiziţiile actuale ale chimiei coordinative, biochimiei, medicinii şi fizicii: LEGILE FUNDAMENTALE ALE CHIMIEI 1. LEGEA CONSERVĂRII MASEI SUBSTANŢELOR (LOMONOSOV - 1744, LAVOISIER - 1785) • În cursul reacţiilor chimice, masa totală a produşilor de reacţie este egală cu masa reactanţilor B într-o reacţie chimică nu se creează şi nu dispar atomi, ei se „rearanjează” în alte molecule sau unităţi structurale: Exemplul 1 – Reacţia zincului cu acidul clorhidric: Zn 65 g + 2HCl 2·36,5 = 73 g p ZnCl 2 136 g + H 2 2 g ¬ 138 g « ¬ 138 g « Exemplul 2 – Reacţia azotatului de bariu cu acidul sulfuric: Ba(NO 3 ) 2 261 g + H 2 SO 4 98 g → BaSO 4 233 g + 2HNO 3 2·63 g = 126 g ¬ 359 g « ¬ 359 g « 2. LEGEA PROPORŢIILOR DEFINITE (PROUST - 1799) • Fiecare substanţă are o compoziţie constantă şi bine definită, indiferent de calea prin care a fost obţinută B toate moleculele unui compus sunt identice şi toţi atomii unei specii constitutive au aceeaşi masă B în orice compus chimic, elementele au un anumit raport de mase constant:
Transcript
1
NOŢIUNI FUNDAMENTALE DE CHIMIE ANORGANICĂ CHIMIA – ştiinţă care studiază compoziţia, structura, proprietăţile şi diferitele transformări ale substanţelor ştiinţa care se ocupă de studiul materiei şi al transformărilor fizico-chimice ale acesteia. MATERIA – categoria care desemnează realitatea obiectivă existentă independent de conştiinţă şi reflectată de aceasta; este substanţa unică, veşnică şi universală a lumii infinite, a naturii din punctul de vedere al compoziţiei sale materia este un element sau un corp. Formele de manifestare ale materiei sunt mişcarea, spaţiul şi timpul. ENERGIA – mărime care caracterizează capacitatea unui corp de a acţiona şi a produce efecte mecanice
(energie mecanică), calorice (energie termică), electrice (energie electrică), magnetice (energie magnetică), luminoase (energie luminoasă), chimice (energie chimică), nucleare (energie nucleară), etc. diferitele forme de energie se transformă unele în altele în mod echivalent (principiul conservării energiei)
– se exprimă prin posibilitatea unui corp de a efectua un lucru mecanic – se măsoară în jouli (J) sau în unităţi tolerate: kilowatt – oră (kWh); kilogram forţă – metru
(kgf·m); erg (erg); electronvolt (eV). CORP – porţiunea din materie cu formă proprie şi volum bine determinat; obiect de studiu al fizicii (corp solid, lichid, gazos). SUBSTANŢĂ – ansamblu de particule (atomi, ioni, molecule) care stabilesc interacţiuni între ele; are proprietăţi tipice, care nu pot fi atribuite unităţilor structurale submicroscopice din care este alcătuită şi care nu sunt aditive faţă de proprietăţile particulelor. CHIMIA BIOANORGANICĂ – din anul 1950, ca urmare a interesului cercetătorilor pentru implicaţiile ionilor metalici în
sistemele biologice şi pentru chimia lor coordinativă, se conturează şi cunoaşte o dezvoltare rapidă şi continuă o nouă ramură a chimiei, chimia bioanorganică. Menirea ei este identificarea compuşilor anorganici implicaţi în diferite procese biologice, fiziologice şi patologice, studiul acestora, modelarea chimică sau matematică a sistemelor care îi conţin şi, în final, găsirea unor posibilităţi de control şi optimizare a acestor sisteme.
– Pentru a-şi atinge dezideratele, chimia bioanorganică utilizează larg achiziţiile actuale ale chimiei coordinative, biochimiei, medicinii şi fizicii:
LEGILE FUNDAMENTALE ALE CHIMIEI 1. LEGEA CONSERVĂRII MASEI SUBSTANŢELOR (LOMONOSOV - 1744, LAVOISIER - 1785) • În cursul reacţiilor chimice, masa totală a produşilor de reacţie este egală cu masa reactanţilor
într-o reacţie chimică nu se creează şi nu dispar atomi, ei se „rearanjează” în alte molecule sau unităţi structurale:
Exemplul 1 – Reacţia zincului cu acidul clorhidric: Zn 65 g
+ 2HCl 2·36,5 = 73 g
ZnCl2 136 g
+ H2 2 g
138 g 138 g Exemplul 2 – Reacţia azotatului de bariu cu acidul sulfuric:
Ba(NO3)2 261 g
+ H2SO4 98 g
→ BaSO4 233 g
+ 2HNO3 2·63 g = 126 g
359 g 359 g 2. LEGEA PROPORŢIILOR DEFINITE (PROUST - 1799) • Fiecare substanţă are o compoziţie constantă şi bine definită, indiferent de calea prin care a fost
obţinută toate moleculele unui compus sunt identice şi toţi atomii unei specii constitutive au aceeaşi masă în orice compus chimic, elementele au un anumit raport de mase constant:
Reacţia: Mg + 1/2O2 MgO Exemplul 2 - Combinarea hidrogenului cu oxigenul apa: În apă, H2O, raportul dintre masa hidrogenului şi masa oxigenului este 1:8, deci: • Combinarea elementelor în reacţia de obţinere a apei: 2H2 + O2 → 2H2O • pentru a se forma 9 g H2O, se combină 1 g hidrogen şi 8 g oxigen • în 100 g H2O se găsesc 11,11 g hidrogen combinat cu 88,89 g oxigen (raportul de combinare
1/8) • dacă reacţionează 2 g hidrogen cu 8 g oxigen, rezultă 9 g H2O, 1 g hidrogen rămânând
nereacţionat (exces) • dacă reacţionează 11,11 g hidrogen cu 90 g oxigen, rezultă 100 g H2O, rămânând nereacţionate
1,11 g oxigen (exces) 3. LEGEA PROPORŢIILOR MULTIPLE (DALTON - 1808) • Raportul dintre diferitele cantităţi ale unui element, care se combină cu aceeaşi cantitate dintr-un
alt element, în cazul formării mai multor compuşi chimici, este dat de numere întregi şi mici un atom dintr-un element se poate combina cu unul, doi sau mai mulţi atomi dintr-un alt element, în fiecare caz formându-se substanţe cu proprietăţi diferite dacă două sau mai multe elemente formează împreună compuşi diferiţi, atunci masele unuia dintre elemente raportate la o masă constantă a celuilalt element, se află într-un raport de numere întregi şi mici:
Exemplul 1 – Reacţia carbonului cu oxigenul monoxid de carbon şi dioxid de carbon:
Carbon Oxigen Produs de reacţie (g / g) 50 g 66,7 g 116,7 g 50/66,7 = 0,75 50 g 133,33 g 183,33 g 50/133,33 = 0,375
Raportul cantităţilor de oxigen care se combină cu aceeaşi cantitate de carbon este un număr întreg şi mic = 2
27,6633,133
=
Raportul rapoartelor de combinare carbon consumat / oxigen consumat în formarea celor doi oxizi de carbon este 2:
2375,075,0
=
Masa substanţelor înainte de reacţie
Masa substanţelor după reacţie
Raport de combinare Magneziu / Oxigen
Magneziu Oxigen Magneziu Oxigen Produs (g / g) 50 g 25 g 12,5 g - 62,5 g 37,5 / 25 = 1,5 70 g 25 g 32,5 g - 62,5 g 37,5 / 25 = 1,5 50 g 50 g - 16,66 g 83,33 g 50 / 33,33 = 1,5 50 g 33,33 g - - 83,33 g 50 / 33,33 = 1,5 70 g 46,66 - - 116,66 g 70 / 46,66 = 1,5 24 g 16 g - - 40 g 24 / 16 = 1,5
3
Exemplul 2 – Combinarea hidrogenului cu oxigenul apa şi apa oxigenată:
Raport de combinare
H2 : O2 (g/g)
Raport de combinare
H2 : O2 (mol : mol)
% H %O
Apa, H2O 2 : 16 sau 1 : 8 2:1 11,11 88,89 Apa oxigenată, H2O2 2 : 32 sau 1:16 1:1 5,9 94,1
Raportul cantităţilor de oxigen (32 g, respectiv 16 g) care se combină cu aceeaşi cantitate de hidrogen (2 g) este un număr întreg şi mic = 2
21632
=
4. LEGEA PROPORŢIILOR ECHIVALENTE (WENZEL – RICHTER, 1791) • Masele elementelor care se combină (mA şi mB) sau se substituie sunt proporţionale cu
echivalenţii lor chimici (EgA şi EgB):
gB
gA
B
AEE
mm
=
Echivalentul gram al unui element – cantitatea dintr-un element exprimată în grame, care, după caz, cedează, acceptă sau pune în comun numărul lui Avogadro de electroni, adică realizează numărul lui Avogadro de valenţe
EgA = valenta
MA
EgNa = 123
= 23 EgCa = 240
= 20 EgAl = 327
= 9
Echivalentul gram al unui element (substanţă) – cantitatea dintr-un element (substanţă) exprimată în grame, care, după caz, reacţionează sau înlocuieşte 1 g de hidrogen sau 8 g de oxigen
1 g H (sau 8 g O) reacţionează cu 23 g Na, respectiv cu 20 g Ca, respectiv cu 9 g Al Toate reacţiile se desfăşoară echivalent la echivalent!
!!! Vezi Lucrări practice SOLUŢII – calcul Eg pentru clase de substanţe şi reacţiile chimice în care sunt implicate 5. LEGEA ACŢIUNII MASELOR (GULDBERG – WAAGE, 1867) • Pentru o reacţie de echilibru, raportul dintre produsul concentraţiilor produşilor de reacţie şi
produsul concentraţiilor reactanţilor este o constantă (la o temperatură dată, K = constanta de echilibru):
aA +bB cC + dD
K = [ ] [ ][ ] [ ]ba
dc
BADC⋅
⋅
6. LEGEA VOLUMELOR CONSTANTE sau LEGEA COMBINĂRII GAZELOR (GAY-LUSSAC, 1808) • Volumul substanţelor simple, gazoase, care se combină, se află între ele şi faţă de volumul
substanţei compuse gazoase rezultate din reacţie, într-un raport de numere întregi şi mici, dacă sunt măsurate în aceleaşi condiţii de temperatură şi presiune la presiune constantă, volumul ocupat de o masă determinată de gaz variază direct proporţional cu temperatura absolută
4
într-o transformare izobară (presiune constantă) a unei cantităţi bine determinate de gaz, volumul şi temperatura gazului variază direct proporţional „legea proporţiilor definite în volume”
2
2
1
1
TV
TV
= 2
1
2
1
TT
VV
= tconsTV tan=
Exemplul 1 – Reacţia de obţinere a clorurii de hidrogen din elemente: H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)
1 mol H2 se combină cu 1 mol Cl2 (un volum) şi rezultă 2 moli HCl (două volume) VH 2 : VCl 2 = 1 : 1 sau VH 2 : V HCl = 1 : 2 sau VCl 2 : V HCl = 1 : 2
7. LEGEA LUI AVOGADRO • Volume egale de gaze diferite în aceleaşi condiţii de temperatură şi presiune conţin un număr
egal de molecule • Un mol din orice gaz sau de sau de orice substanţă care poate fi transformată în stare gazoasă
fără descompunere în condiţii normale (temperatura de 0ºC sau 273K, şi presiunea de 1 atm sau 760 mm coloană de Hg) ocupă acelaşi volum, adică 22,4 L şi conţine Numărul lui Avogadro de particule NA = 6,023·1023 particule (atomi, molecule)
• Volum molar este volumul unui mol de gaz măsurat în condiţii normale (c.n.) Vm = 22,4 L/mol.
8. LEGEA MENDELEEV - CLAPEYRON Această lege permite calcularea masei moleculare M pentru substanţele gazoase din ecuaţia de stare a gazelor ideale: pV = νRT = RT
Mm M =
pRT
Vm⋅
Deoarece densitatea este masa unităţii de volum ρ = Vm , rezultă că masa molară a gazului poate fi
calculată după relaţia: M = ρp
RT
Pentru două gaze cu masele molare M1 şi M2, respectiv densităţile ρ1 şi ρ2, aflate în aceleaşi condiţii de temperatură şi presiune se poate scrie relaţia:
2
1
2
1
2
1
//
ρρ
ρρ
==pRTpRT
MM
ATOM – cea mai mică particulă de materie (10-10m) care nu mai poate fi descompusă în urma reacţiilor
chimice; este format din nucleu atomic şi înveliş electronic; este neutru din punct de vedere electric.
NUCLEU ATOMIC – parte a atomului care se află în centrul atomului, este de dimensiuni reduse (10-14 - 10-15m),
încărcată pozitiv din punct de vedere electric (+Ze) şi deţine aproape întreaga masă a atomului; este format de nucleoni, în principal protoni şi neutroni.
ÎNVELIŞ ELECTRONIC – spaţiul din jurul nucleului atomic în care se găsesc electronii unui atom şi care are sarcina
negativă (–Ze) asigurând neutralitatea atomului. PROTON – particulă din nucleul atomic cu masa şi sarcina relativă +1 +1 1p NEUTRON – particulă din nucleul atomic masa relativă 1 şi neutră din punct de vedere electric 01n ELECTRON – particulă cu masa relativă zero şi sarcina relativă -1 -10e sau e-
5
Particula Simbolul Sarcina [C] Masa [Kg] Proton +1
1p +1,60219·10-19 1,67265·10-27 Neutron 0
1n - 1,67495·10-27
Electron -10n -1,60219·10-19 9,10943·10-31
Sarcina elementară se notează cu „e” şi este sarcina unui proton, deci +1,60219·10-19C NUMĂR ATOMIC, Z – numărul protonilor din nucleul unui atom sau sarcina nucleară; este egal cu numărul electronilor
din învelişul electronic al atomului; este numit şi număr de ordine, indicând poziţia elementului în sistemul periodic
NUMĂR DE MASĂ, A – suma dintre numărul protonilor din nucleul unui atom (Z) şi numărul neutronilor din nucleu (N),
deci numărul de nucleoni: A = Z + N IZOTOPI – specii de atomi ai aceluiaşi element chimic, care au acelaşi număr de protoni (acelaşi Z) şi
număr diferit de neutroni (A diferit). Izotopii unui element sunt izoelectronici (au acelaşi număr de electroni):
izotopii hidrogenului : 11H (protiu), 1
2H (deuteriu), 13H (tritiu) au toţi în nucleu un
proton, în învelişul electronic un electron, în consecinţă diferă prin numărul de neutroni din nucleu: protiul nu are niciun neutron, deuteriul are un neutron, iar tritiu are doi neutroni.
izotopii carbonului : 612C (98,89%) ; 613C (1,11%) ; 614C (urme). NUCLID – specia atomică a unui element chimic cu un anumit număr de protoni şi de neutroni; se
reprezintă prin simbolul elementului şi prin numărul de masă, A, eventual şi numărul de ordine, Z:
o zAE : 612C ; 1735Cl ; 919F , etc.
o nuclidul de oxigen: 178O are 8 protoni şi 9 neutroni.
ELEMENT CHIMIC – modul de abordare submicroscopic: specie de atomi cu aceeaşi sarcină nucleară, deci acelaşi
număr atomic Z – modul de abordare macroscopic: substanţa a cărei atomi componenţi au acelaşi număr de
sarcini nucleare (substanţa elementară) Toţi atomii elementului carbon au un număr de 6 sarcini nucleare.
UNITATE ATOMICĂ DE MASĂ = u.a.m. – unitate de masă din fizica atomică – reprezintă a 12-a parte din masa unui atom de carbon al nuclidului 12
6C
––– u.a.m. = ( )Cm 12612
1⋅
––– u.a.m. = Kg2710923,19121 −⋅⋅ = 1,66·10-27Kg
––– u.a.m. = 1,66·10-24g sau 1 u = 1,66·10-24g MASĂ ATOMICĂ sau MASA ATOMICĂ ABSOLUTĂ = mA sau A ––– masa unui atom dintr-un element ––– se exprimă în g/atom sau Kg/atom are valori mici, cuprinse între: 10-24 – 10-22 g/atom,
respectiv 10-27 – 10-25 Kg/atom ––– masa atomică a atomului de:
• hidrogen este mA (11H) = 1,6732·10-27Kg
• carbon este mA (126C) = 1,9923·10-26Kg
6
MASĂ ATOMICĂ RELATIVĂ = Ar – mărime adimensională reprezentând numărul care arată de câte ori masa unui atom este mai
mare decât a 12-a parte din masa atomică a izotopului 126C
– raportul dintre masa unui atom dintr-un element (masa atomică absolută) şi a 12-a parte din masa atomică a izotopului 12
6C – este egală cu masa atomică exprimată în u.a.m.
– Ar = ... mau
A
––– masa atomică relativă a unui atom de:
• oxigen, 168O, este Ar(16
8O) = 99,15109923,1
121
106564,223
23
=⋅×
⋅−
−
g
g
• magneziu 2412Mg, este Ar(24
12Mg) = 004,241066,1
109847,327
26
=⋅⋅
−
−
kgkg
MASĂ ATOMICĂ RELATIVĂ A UNUI ELEMENT – Se calculează ca media ponderată a maselor atomice relative ale izotopilor constituenţi
––– Elementul clor este format din 2 izotopi: 3517Cl în proporţie de 75,4% şi 37
17Cl în proporţie de 24,6%. Masa atomică relativă a elementului clor este:
Ar Cl = A⋅100
4,75 Cl3517 + A⋅
1006,24
Cl3717 = ⋅
1004,75 35 + ⋅
1006,24 37 = 35,492
MASA MOLECULARĂ RELATIVĂ = Mr – este mărimea care arată de câte ori masa moleculei unei substanţe este mai mare decât u.a.m. – raportul dintre masa unei molecule şi a 12-a parte din masa unui atom al nuclidului 12
6C – este suma maselor relative ale atomilor moleculelor:
Mr HCl = Ar H + Ar Cl = 1 + 35,5 = 36,5 MASA RELATIVĂ A UNITĂŢII STRUCTURALE = Fr – raportul dintre masa unităţii structurale a unui compus şi a 12-a parte din masa unui atom al
nuclidului 126C
– este suma maselor relative ale „atomilor” constituenţi ai unităţii structurale (totalitatea ionilor sau atomilor indicaţi de o formula chimică în cazul substanţelor ionice şi macromoleculare; cea mai mică unitate structurală serveşte ca unitate ipotetică):
Fr MgCl2 = Ar Mg + 2·Ar Cl = 24 + 2·35,5 = 95 MOL – cantitatea de substanţă a cărei masă, exprimată în grame, este numeric egală cu masa relativă a
particulei (atom, ion, moleculă) – molul de atomi sau molecule = cantitatea dintr-o substanţă, exprimată în grame, numeric egală
cu masa atomică sau moleculară şi care cuprinde 6,023.1023 atomi sau molecule – numărul de moli n (sau ν) dintr-o cantitate de substanţă m se calculează după relaţia:
n = ( )( )molgM
gm/
sau ν = ( )( )molg
gm/μ
– este echivalentul atomului-gram sau moleculei gram: o 1 atom-gram de hidrogen = 1,00797 g sau 1 atom-gram de oxigen = 15,99 g o 1 moleculă-gram de clor = 71 g sau 1 moleculă –gram de HCl 0 36,5 g
NUMĂRUL LUI AVOGADRO = NA – este o constantă universală, cu valoarea 6,023·1023, care reprezintă numărul de particule (atomi,
molecule, ioni) care se găsesc într-un mol de substanţă sau numărul de atomi din 12 g de izotop de carbon 12C:
––– un mol de clor atomic (Cl) cântăreşte 35,5 g Cl şi conţine 6,023·1023 atomi Cl
7
––– un mol de clor molecular (Cl2) cântăreşte 71 g Cl2 şi conţine 6,023·1023 molecule Cl2; cum molecula de clor este diatomică, 1 mol de clor molecular conţine 2 moli de atomi de clor, respectiv 2x6,023·1023 atomi de clor
––– un mol de ioni de clor, ioni clorură (Cl–) cântăreşte 35,5 g Cl– şi conţine 6,023·1023 ioni Cl
– ––– un mol de acid clorhidric (HCl) cântăreşte 36,5 g HCl şi conţine 6,023·1023
molecule de HCl ––– un mol de clorură de sodiu (NaCl) cântăreşte 58,5 g NaCl şi conţine 6,023·1023 ioni
Na+ şi 6,023·1023 ioni Cl–. MASA MOLARĂ = M (sau μ) – raportul dintre masa şi numărul de moli ai unei probe de substanţă – unitatea de măsură este Kg/mol sau g/mol – valoarea sa numerică, exprimată în g/mol, este egală cu valoarea numerică a:
––– masei atomice relative a unui element, Ar ––– masei moleculare relative a unui compus covalent format din molecule, Mr ––– masei relative a unităţii structurale a unui compus, Fr (pentru compuşi ionici sau
macromoleculari). VOLUMUL MOLAR = Vm – Volumul ocupat de un mol al oricărui gaz în condiţii normale (t = 0°C, p = 1 atm):
Vm = 22,4 L/mol
– Raportul dintre volumul V şi numărul de moli n ai unei probe de substanţă: Vm = nV
– Unitatea de măsură: m3/mol sau L/mol SIMBOL CHIMIC – reprezentarea prescurtată a unui element chimic
⇒ semnificaţia simbolului chimic, de exemplu Cu: • Elementul chimic cupru • Un atom de cupru • Substanţa cupru
⇒ în jurul simbolului se pot nota diferite indicaţii: • Numărul de nucleoni şi numărul de protoni:
număr nucleoni număr protoni
SIMBOL CHIMIC, zAE: 3517Cl
• Sarcina ionică → reprezentare chimică a ionului de clor (clorură): Cl– • Indicele, în reprezentarea formulei chimice a substanţei → formula chimică pentru molecula de clor: Cl2
COMPUS CHIMIC - modul de abordare submicroscopic – grupe de mai mulţi atomi care sunt uniţi prin legături
chimice - modul de abordare macroscopic – substanţa în care se leagă unul de altul atomii unuia sau
mai multor elemente; între masele atomilor constitutivi există un raport stoechiometric (raport exact, precis, bine determinat).
o Compus monoelementar – format din atomi identici, aparţinând aceleaşi specii chimice, de exemplu: hidrogenul H2, fosforul P4, sulful S8, etc.
o Compus polielementar – format din atomi diferiţi, de la specii chimice diferite, de exemplu: sulfura de dihidrogen H2S, dioxidul de carbon CO2, monohidrogenofosfatul de disodiu Na2HPO4, etanolul C2H5OH, etc.
o Compus de ordin simplu – format din atomi proveniţi de la unul sau mai multe elemente pentru care sunt valabile valenţele din starea fundamentală, adică numerele de oxidare comune, de exemplu: clor Cl2, metan CH4, clorură de sodiu NaCl, hidrogenocarbonat de amoniu NH4HCO3, etc.
8
o Compus de ordin superior – compuşi formaţi prin combinarea compuşilor de ordin simplu, ca de exemplu:
combinaţii complexe: tetrahidroxoaluminat (III) de sodiu Na[Al(OH)4], sulfat de tetraammincupru (II) [Cu(NH3)4]SO4, etc.
hidraţi: carbonatul de sodiu decahidratat Na2CO3·10H2O, sulfat de cupru pentahidratat CuSO4·5H2O, etc.
săruri duble: sulfat dublu de potasiu şi aluminiu KAl(SO4)2·12H2O, etc. ORBITAL ATOMIC (O.A.) ––– regiunea de spaţiu din jurul nucleului atomic în care probabilitate de a găsi un electron este cea
mai mare (aproximativ 90%) ––– într-un orbital pot exista maxim 2 electroni, obligatoriu de spin opus (principiul lui Pauli) ––– orbitalul unui atom este descris corespunzător subnivelului (substratului) căruia îi aparţine
orbital de tip s, p, d sau f : ••• substratul „s” este format dintr-un singur orbital atomic „s” de formă sferică 1OA s
max. 2 e– / substrat „s” ••• substratul „p” este format din 3 OA „p”, toţi echivalenţi energetic (degeneraţi), de formă
bilobară (2 lobi) 3 OA total max. 6 e– / substrat „p” ••• substratul „d” este format din 5 OA „d” de aceeaşi energie 5 OA total max.
10e–/ substrat „d” ••• substratul „f” este format din 7 OA „f” degeneraţi 7 O.A. total max.
14e–/ substrat „f”
x
yz
+
x
zy
+
-x
z
y+
-- + x
yz
px py pz orbitalul atomic „s” cei 3 orbitalii atomici „p”: px, py şi pz
substratul „s” substratul „p” Orbitalii „d” şi „f” au forma şi geometria mai complicată decât a orbitalilor „p”. STRAT ELECTRONIC = NIVEL ENERGETIC – stare energetică a electronilor în atom – constituit din electroni care au aproximativ aceeaşi energie – fiecare strat energetic este constituit din substraturi (subniveluri energetice), pe baza diferenţierii
fine a energiei electronilor:
Stratul electronic K L M N O P Q Numărul stratului 1 2 3 4 5 6 7 Tipul de orbitali conţinuţi
s s, p s, p, d s, p, d, f s, p, d, f s, p, d, f s, p, d, f
Numărul maxim de electroni dintr-un strat
2 · 12
2
2 · 22
8
2 · 32
18
2 · 42
32
2 · 52
50
2 · 62
72
2 · 72
94
Variaţia energie
9
CONFIGURAŢIA ELECTRONICĂ – distribuţia electronilor unui atom pe straturi, substraturi şi orbitali, respectând principiul energetic (minimul de energie), principiul lui Pauli, regula lui Hund: 1. Principiul ocupării succesive a orbitalilor cu electroni, principiul construcţiei sau principiul stabilităţii: Orbitalii atomilor multielectronici se populează succesiv cu electroni, în ordinea creşterii energiei orbitalilor; se ocupă mai întâi cu electroni orbitalii atomici de energia mai mică, urmând apoi orbitali cu energie din ce în ce mai mare, în ordinea: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p ... 2. Principiul excluziunii (Pauli): Un orbital nu poate fi ocupat decât de maximum 2 electroni care trebuie să aibă spin opus:
• orbital atomic vacant
• orbital atomic monoelectronic, electron e– necuplat, neîmperecheat, celibatar
• orbital atomic cu electroni cu spin opus, e– cuplaţi, e– împerecheaţi
• orbital atomic cu electroni cu acelaşi spin – imposibil să există 2 e– cu spini paraleli
(cu acelaşi spin) în acelaşi orbital nerespectare principiului lui Pauli 3. Regula lui Hund sau regula multiplicităţii maxime:
Orbitalii de energie egală (orbitalii degeneraţi ai unui subnivel), se ocupă pe rând, întâi cu un electron, apoi cu al doilea, astfel ca numărul electronilor necuplaţi în acel substrat să fie maxim:
Configuraţiile electronice care respectă regula multiplicităţii maxime a lui Hund:
şi p3 d6
sunt mai stabile decât configuraţiile electronice cu număr minim de e– necuplaţi, care nu sunt adoptate de atomi în stare fundamentală:
1) Ordonând toate straturile şi substraturile electronice, precum şi orbitalii atomici conform regulilor prezentate:
a. notând straturile cu cifre arabe, orbitalii cu litere, iar numărul de electroni dintr-un substrat cu cifre, ca exponent la literele care indică tipul de orbital: Configuraţia electronică fundamentală a atomului de fosfor este:
15P0: 1s22s22p63s23p3 b. prin diagrame orbitale, reprezentând electronii cu spin opus în orbitali, care sunt
grupaţi în substraturi:
15P0:
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
10
2) Indicând configuraţia electronică a gazului rar precedent şi electronii stratului de valenţă: 15P: 10[Ne]3s23p3
80Hg: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d104p65s24d105p66s24f145d10 = 54[Xe] 6s24f145d10 ELECTRON DISTINCTIV – electronul prin care se diferenţiază configuraţia electronică fundamentală a atomului unui
element de configuraţia electronică fundamentală a atomului elementului care-l precede în sistemul periodic
– tinde să ocupe în configuraţia electronică fundamentală a atomului locul vacant de energie minimă.
ELECTRONII DE VALENŢĂ – electronii cu care atomii participă la formarea legăturilor chimice determină proprietăţile
chimice ale substanţelor elementare – ai elementelor reprezentative, elementele din blocul „s” şi „p” aparţin ultimului strat din
învelişul electronic al atomului – ai elementelor din grupele secundare, blocul „d”, aparţin ultimelor două straturi electronice
ale atomului, practic ultimelor 2 substraturi: electronii substratului s al ultimului strat ns1-2 şi electroni substratului d al penultimului strat (n-1)d1 -10.
STAREA FUNDAMENTALĂ A UNUI ATOM – starea de energie minimă pentru atom, realizată prin distribuţia electronilor cu respectarea
riguroasă a principiul energetic, principiul lui Pauli şi regulii lui Hund.
103Lr
102No
101Md
100Fm
99Es
98Cf
97Bk
96Cm
95Am
94Pu
93Np
92U
91Pa
90Th
89Ac**Actinide
71Lu
70Yb
69Tm
68Er
67Ho
66Dy
65Tb
64Gd
63Eu
62Sm
61Pm
60Nd
59Pr
58Ce
57La*Lantinide
118Uuo
117Uus
116Uuh
115Uup
114Uuq
113Uut
112Uub
111Rg
110Ds
109Mt
108Hs
107Bh
106Sg
105Db
104Rf**88
Ra87Fr7
86Rn
85At
84Po
83Bi
82Pb
81Tl
80Hg
79Au
78Pt
77Ir
76Os
75Re
74W
73Ta
72Hf*56
Ba55Cs6
54Xe
53I
52Te
51Sb
50Sn
49In
48Cd
47Ag
46Pd
45Rh
44Ru
43Tc
42Mo
41Nb
40Zr
39Y
38Sr
37Rb5
36Kr
35Br
34Se
33As
32Ge
31Ga
30Zn
29Cu
28Ni
27Co
26Fe
25Mn
24Cr
23V
22Ti
21Sc
20Ca
19K4
18Ar
17Cl
16S
15P
14Si
13Al
12Mg
11Na3
10Ne
9F
8O
7N
6C
5B
4Be
3Li2
2HeVIII B1
H1
Per.
18VIII
A
17VIIA
16VIA
15VA
14IVA
13IIIA
12IIB
11IB
10987
VIIB
6VI B
5V B
4IVB
3IIIB
2IIA
1IA
Gr.
Gaz nobilHalogen NemetalMetaloidSemi-metal
Metal de tranzitieActinideLantinideM alcalin
pamantosMetal alcalin
SISTEMUL PERIODIC AL ELEMENTELOR
Descoperit2010
11
LEGEA PERIODICITĂŢII: – lege fundamentală a naturii, stă la baza clasificării elementelor enunţată de D. I. Mendeleev în
1869: „Proprietăţile fizice şi chimice ale elementelor se repetă periodic în funcţie de masele lor atomice”
– i-a permis lui Mendeleev ordonarea celor 63 de elemente cunoscute la aceea vreme, în ordinea crescătoare a maselor lor atomice, într-un tabel numit sistemul periodic al elementelor. Aşezate în linii şi coloane, elementele cu proprietăţi asemănătoare se găseau unele sub altele (în aceeaşi coloană, adică grupă)
– la începutul secolului al XX-lea, odată cu marile descoperiri din fizica atomului, legea a fost reformulată de Moseley (1913): „Proprietăţile elementelor sunt funcţii periodice ale numărului atomic Z”
GRUPELE SISTEMULUI PERIODIC AL ELEMENTELOR: – sunt coloanele verticale, numite şi grupe sau familii, care conţin elemente cu proprietăţi fizice
şi chimice asemănătoare, ale căror atomi au aceeaşi configuraţie electronică în stratul de valenţă.
– sunt notate cu cifre arabe de la 1 la 18, conform recomandărilor IUPAC din 1986; până atunci grupele principale erau notate IA, IIA, IIIA ... VIIIA, iar grupele secundare erau notate IIIB, IVB ...VIIIB, IB, IIB. Grupa VIIIB (actualmente grupele 8,9 şi 10) conţine triada fierului (Fe, Co, Ni) şi metalele platinice (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).
– sunt numite grupe principale cele care au fost notate cu cifre romane I –VIII şi litera A, deci grupele 1, 2, 13 – 18, şi conţin elementele reprezentative. Grupele secundare sunt notate cu cifre romane I –VIII şi litera B, deci grupele 3 – 12, şi conţin metalele tranziţionale şi pe cele de tranziţie internă
– Elementele din grupele principale au electronul distinctiv într-un orbital „s” (grupele 1 şi 2) sau într-un orbital „p” (grupele 13 – 18) în total sunt 56 de elemente în grupele principale din blocul « s » şi blocul « p »
- Elementele din grupele secundare au electronul distinctiv într-un orbital „d” (metalele tranziţionale din grupele 3 – 12) sau într-un orbital „f” (metalele de tranziţie internă: lantanidele şi actinidele)
• prima serie de metale tranziţionale – perioada a patra – seria 3d conţine 10 elemente : 21Sc - 30Zn configuraţia electronică a stratului de valenţă pentru aceşti atomi este: 4s23d1 - 10
• a doua serie de metale tranziţionale – perioada a cincia – seria 4d conţine 10 elemente : 39In – 48Cd configuraţia electronică a stratului de valenţă pentru aceşti atomi este: 5s24d1 – 10
• a treia serie de metale tranziţionale – perioada a şasea – seria 5d conţine 10 elemente : 72Hf – 80Hg configuraţia electronică a stratului de valenţă pentru aceşti atomi este: 6s25d1 – 10
Numărul grupei
Configuraţia electronică a stratului de valenţă
Elemente Numele grupei
1 = IA ns1 Li, Na, K, Rb, Cs,Fr metalele alcaline 2 = IIA ns2 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra metale alcalino- pământoase 13 = IIIA ns2np1 B, Al, Ga, In, Tl, 13Uut metale pământoase 14 = IVA ns2np2 C, Si, Ge, Sn, Pb, 14Uuq grupa carbonului 15 = V A ns2np3 N, P, As, Sb, Bi, 15Uup grupa azotului 16 = VIA ns2np4 O, S, Se, Te, Po, 16Uuh grupa oxigenului - calcogeni 17 = VIIA ns2np5 F, Cl, Br, I, At, 17Uus grupa halogenilor 18 = VIII A ns2np6 Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, 13Uuo gaze rare (nobile sau inerte)
12
• a patra serie de metale tranziţionale – perioada a şaptea – seria 6d conţine 10 elemente : 104Rf – 112Uub configuraţia electronică a stratului de valenţă pentru aceşti atomi este: 7s26d1 – 10
Total 28 metale de tranziţie internă - blocul « f » • 14 lantanide : 57La – 71Lu configuraţia electronică a stratului de valenţă pentru aceşti
atomi este: 6s2 (5d1) 4f1 – 14 • 14 actinide : 89Ac – 103Lr configuraţia electronică a stratului de valenţă pentru aceşti
o Şirurile orizontale ale sistemului periodic, cuprinzând elementele dintre două gaze rare succesive, se numesc perioade.
o Sistemul periodic conţine 7 perioade corespunzătoare celor 7 nivele energetice (K, L, M, N, O, P, Q) notate cu cifre arabe de la 1 la 7. Fiecare perioadă (mai puţin prima perioadă care nu conţine decât 2 elemente: 1H şi 2He) începe cu un metal alcalin şi se termină cu un gaz nobil
o Numărul perioadei în care se află un element este egal cu numărul de nivele energetice (straturi) ocupate cu electroni în configuraţia electronică fundamentală a atomilor săi, deci cu numărul stratului electronic cel mai extern în curs de completare, sau complet ocupat cu electroni.
o Primele 3 perioade sunt scurte, iar următoarele 4 sunt lungi: perioada 1 are 2 elemente, perioadele 2 şi 3 au câte 8 elemente, perioadele 4 şi 5 au 18 elemente, perioadele 6 şi 7 au câte 32 elemente.
13
REPREZENTAREA SCHEMATICĂ A SISTEMULUI PERIODIC AL ELEMENTELOR pe blocuri de elemente, numărul elementelor dintr-o perioadă şi numărul atomic al gazului rar care termină fiecare perioadă:
Bloc s Bloc d Bloc p
Bloc f PROPORIETĂŢILE PERIODICE ale elementelor • sunt cele determinate de învelişul electronic al atomilor, atât proprietăţi fizice (rază atomică,
rază ionică, energie de ionizare, afinitate pentru electroni), cât şi proprietăţi chimice (caracter electropozitiv sau caracter metalic, caracter electronegativ sau caracter nemetalic, valenţă, respectiv număr de oxidare NO).
IONI – particule de materie provenite din atomi prin cedare sau acceptare de electroni;
o CATION – ion pozitiv – Na+, Ag+, Mg2+, Pb2+, Fe2+, Al3+, Cr3+, etc. – format din atom prin cedare de electroni din stratul de valenţă în ordinea descrescătoare a energiei orbitalilor, eliminând mai întâi electronii din stratul cel mai îndepărtat de nucleu:
11Na0: 1s22s22p63s1 ⎯⎯→⎯−− e1 Na1+: 1s22s22p6 sau 11Na+: 10[Ne]
26Fe0: 1s22s22p63s23p64s23d6 ⎯⎯→⎯−− e2 26Fe2+: 1s22s22p63s23p63d6 sau 26Fe2+: 18[Ar]3d6
Cationi poliatomici: hidroniu – H3O+, amoniu – NH4+, etc.
o ANION – ion negativ - Cl–, S2–, P3–, C4–, etc. o format din atom prin acceptare de electroni în stratul de valenţă, pe orbitalii cei
mai îndepărtaţi de nucleu: 6C0: 1s22s22p2 ⎯⎯→⎯
−+ e4 C4-: 1s22s22p6 sau 6C4- 10[Ne]
17Cl0: 1s22s22p63s23p5 ⎯⎯→⎯−+ e1 17Cl–: 1s22s22p63s23p6 sau Cl–:
18[Ar] Anioni poliatomici: fosfat – PO4
3–, sulfat – SO42–, azotat – NO3
–, hidrogenocarbonat – HCO3
–, etc. sarcina ionică – indică printr-o cifră arabă scrisă ca exponent la simbolul chimic, cu
semnul plus sau minus, numărul de sarcini pozitive sau negative ale unui ion: • ionul amoniu, NH4
+, are sarcina 1+ • ionul fosfat, PO4
3–, are sarcina 3–. CARACTER ELECTROPOZITIV ~ CARACTER METALIC – proprietatea atomilor de a ceda electroni şi de a forma ioni pozitivi metale: Na0, Mg0, Al0,
Fe0 Na+, Mg2+, Al3+, Fe2+, Fe3+. – În grupele sistemului periodic caracterul electropozitiv al elementelor creşte cu creşterea
numărului atomic, iar în perioade scade cu creşterea numărului atomic.
– Caracterul electropozitiv cel mai accentuat îl are franciul, dar pentru că este radioactiv, cel mai electropozitiv element din sistemul periodic este considerat cesiul – Cs.
CARACTER ELECTRONEGATIV ~ CARACTER NEMETALIC • proprietatea atomilor de a accepta electroni şi de a forma ioni negativi nemetale: Cl0, S0, P0,
C0 Cl -, S2-, P3-, C4- • nemetalele ocupă partea dreaptă a sistemului periodic, deasupra liniei în zig-zag care le
delimitează de metale • în grupele sistemului periodic caracterul electronegativ scade cu creşterea numărului atomic, iar
în perioade creşte cu creşterea numărului atomic. • Caracterul electronegativ cel mai pronunţat îl are fluorul, F. ELECTRONEGATIVITATEA ELEMENTELOR • Caracterul metalic sau nemetalic poate fi stabilit utilizând conceptul de electronegativitate.
Aceasta este o mărime relativă care exprimă capacitatea unui atom dintr-un compus de a atrage spre sine electronii de legătură. Cu cât electronegativitatea unui element este mai mare, cu atât tendinţa lui de a atrage electronii este mai mare. Linus Pauling a imaginat o scală a electronegativităţii în care celui mai electronegativ element din sistemul periodic, fluorul F, îi atribuie electronegativitatea 4, iar celui mai electropozitiv, cesiul Cs, valoarea 0,7.
• variaţia electronegativităţii în sistemul periodic al elementelor: o electronegativitatea elementelor dintr-o perioadă creşte o dată cu creşterea numărului
electronilor de valenţă ai atomilor acestor elemente, deci de la stânga la dreapta, o dată cu creşterea numărului atomic Z
o electronegativitatea elementelor dintr-o grupă creşte cu scăderea volumului atomic, deci de jos în sus o dată cu scăderea numărului atomic Z
• Electronegativitatea atomilor elementelor implicate în formarea de compuşi chimici determină
tipul de interacţiuni dintre aceştia. Se consideră că legătura dintre doi atomi va fi predominant ionică dacă diferenţa de electronegativitate a atomilor este mai mare decât 1,7:
o dacă electronegativităţile atomilor care formează o legătură au valori mari şi sunt identice, deci diferenţa de electronegativitate a atomilor este 1,7, se stabilesc legături covalente nepolare: H – H, F – F, O = O, etc.
o dacă electronegativităţile atomilor care formează o legătură au valori mari şi apropiate ca valoare, deci diferenţa de electronegativitate a atomilor este mai mică decât 1,7, se stabilesc legături covalente polare: H – O, S – O, P – Cl, etc.
15
o dacă electronegativităţile atomilor care formează o legătură sunt foarte diferite ca valoare, deci diferenţa de electronegativitate a atomilor este mai mare decât 1,7, se stabilesc legături ionice: CsF, BaO, NaCl, etc.
CLORURĂ NaCl AlCl3 PCl3 Cl2 Diferenţa de electronegativitate
FORMULA CHIMICĂ • este reprezentarea simbolică a compoziţiei unei substanţe chimice; cuprinde informaţii din
domeniul microscopic şi macroscopic o Formula brută – indică specia elementelor chimice, raportul atomilor sau grupelor de
atomi dintr-un compus chimic, fără a reda numărul atomilor dintr-o moleculă: CH este formula brută a benzenului (C6H6), NaCl este formula brută a clorurii de sodiu, P2O5 este formula brută a oxidului de fosfor (V) P4O10.
o Formula moleculară – redă compoziţia unui compus chimic, cu numărul atomilor care participă la formarea unei molecule sau a unui ion, dar nu oferă informaţii privitoare la structura particulelor şi a tipului de legături dintre ele: C6H6 este formula moleculară a benzenului, P4O10 este formula moleculară a oxidului de fosfor (V), adică a decaoxidului de tetrafosfor, CnH2n+2 este formula moleculară generală a alcanilor, C2O4
2– este formula moleculară a ionului oxalat, SO4
2– este formula moleculară a ionului sulfat, etc. o Formula structurală (formula de constituţie detailată) – pentru compuşii cu legături
atomice (covalente) oferă informaţii despre compoziţia în elemente şi despre legăturile chimice dintre atomii unei molecule; nu redă aranjamentul spaţial al atomilor, legăturile covalente dintre aceştia fiind reprezentate prin liniuţe (o liniuţă semnifică legătura covalentă de 2 electroni dintre 2 atomi). Exemple, formulele structurale ale moleculelor:
N≡N N2 H2O NH3 CO2 H2SO4 azot apă amoniac dioxid de carbon acid sulfuric
o Formula de valenţă, formula electronică sau formula Lewis – formula structurală a unui compus în care sunt reprezentaţi şi electronii neparticipanţi la legăturile chimice. Exemple:
:N≡N: N2 H2O NH3 CO2 H2SO4 azot apă amoniac dioxid de carbon acid sulfuric
o Formula sterică sau formula de configuraţie – este formula structurală a unui compus care indică şi aranjamentul spaţial al atomilor şi al grupelor de atomi din mioleculă. Formula spaţială – indică, prin simboluri specifice legăturilor, dispoziţia spaţială a atomilor şi grupelor de atomi. Exemple, formulele de configuraţie ale moleculelor:
16
N2 H2O NH3 CO2 H2SO4 azot apă amoniac dioxid de carbon acid sulfuric Scrierea corectă a formulei unui compus ionic trebuie să reflecte condiţia de neutralitate exprimată astfel: (Cn+)m(B m–)2. SCRIEREA FORMULELOR CHIMICE pentru COMPUŞI BINARI şi pentru COMPUŞI IONICI • Etape în stabilirea formulelor chimice pentru compuşi binari în care elementele se află în
raportul stoechiometric dictat de numerele lor de oxidare: Etapa Stabilirea formulei oxidului de aluminiu
1. Scrierea simbolurilor elementelor chimice din care e format compusul
Al O
2. Stabilirea numerelor de oxidare NO ale elementelor
AlIII OII
3. Calcularea celui mai mic multiplu comun al NO ale elementelor
6
4. Stabilirea numărului în care sunt cuprinse NO ale elementelor în cel mai mic multiplu comun
Indicarea raporturilor numerice în care particulele sunt conţinute în compusul chimic respectiv (stabilirea indicilor)
de 2 ori de 3 ori 2 : 3
Al2 O3 5. Scrierea formulei Al2O3 • Etape în stabilirea formulelor chimice pentru compuşi care ionizează în soluţie apoasă: Etapa Stabilirea formulei sulfatului de aluminiu 1. Scrierea simbolurilor / formulelor chimice
ale ionilor în care disociază compusul Al3+ SO4
2–
2. Stabilirea numărului de sarcini ale ionilor +III -II Al3+ (SO4)2–
3. Calcularea celui mai mic multiplu comun al sarcinilor ionice
6
4. Stabilirea numărului în care sunt cuprinse sarcinile ionice în cel mai mic multiplu comun
Indicarea raporturilor numerice în care se află ionii în compusul chimic respectiv (stabilirea indicilor)
de 2 ori de 3 ori 2 : 3
(Al 3+)2 [(SO4)2 –]3
5. Scrierea formulei Al2(SO4)3 LEGĂTURA CHIMICĂ Legăturile stabilite între particulele unei substanţe (atomi, ioni molecule) prin forţe de atracţie, dar şi de respingere se clasifică astfel: o legătură ionică
17
o legătură covalentă (atomică) o legătura metalică o forţe intermoleculare legături de hidrogen şi forţe van der Waals REGULA OCTETULUI • atomii gazelor nobile, cu reactivitate chimică foarte redusă, inerţie chimică şi stabilitate mare,
au în stratul de valenţă configuraţie stabilă de 8 electroni ns2np6 (cu excepţia He care are configuraţie de 2 electroni 1s2). Spre această stare energetică scăzută, stabilă, tind atomii elementelor când se combină pentru a forma compuşi chimici.
• Un atom al unui element acceptă, cedează sau pune în comun electroni de valenţă astfel încât să-şi realizeze pe ultimul strat configuraţia stabilă a unui gaz rar
• Regula octetului este respectată strict numai de elementele din perioada a doua a sistemului periodic.
LEGĂTURA IONICĂ • se realizează prin transfer de electroni de la atomii elementului cu caracter puternic
electropozitiv care pierzând electroni formează cationi, la atomii elementului cu caracter puternic electronegativ, care acceptând electroni formează anioni; între ionii astfel formaţi, cationi şi anioni, se stabilesc forţe de atracţie electrostatică
Exemplu 1 – formarea clorurii de sodiu NaCl din atomii de sodiu şi cei de clor: 11Na0: 1s22s22p63s1 - 1 e– 11Na+: 1s22s22p6 = configuraţia electronică fundamentală a 10Ne
, Ca2+, Bi3+, I–, Se 2–, P3–, etc. sau poliatomici: H3O+, NH4+,
18
OH–, MnO4–, CO3
2–, PO43–, etc.
• metalele blocului „s” formează în majoritatea cazurilor compuşi ionici, fac excepţie unii compuşi ai Li, Be şi Mg; sunt compuşi ionici: MgO, LiF, Na2S, CaC2, CsOH, RbH, Mg3N2, KO2, Na2O2, Li2O, NaNH2, Ca(HCO3)2, KH2PO4, Na2S2O3, etc.
• sărurile provenite de la oxoacizi sunt compuşi ionici – prin neutralizarea totală sau parţială a oxoacizilor cu diferite baze, indiferent de natura acestora se formează compuşi ionici: Co(NO3)2, AgNO2, BiPO4, Fe2(SO4)3, NaMnO4, K2Cr2O7, CuCO3, PbSO3, Ca(ClO)2, etc.
• sărurile de amoniu sunt compuşi ionici: NH4Cl, (NH4)2S, NH4NO2, NH4ClO4, etc. • compuşii ionici sunt substanţe solide cristaline, care nu conduc curentul electric în stare solidă,
numai în soluţie sau topitură, se dizolvă numai în solvenţi polari, au puncte de topire şi fierbere mari, sunt casante.
LEGĂTURA COVALENTĂ • se realizează prin punerea în comun de electroni, adică prin întrepătrunderea, suprapunerea a doi
orbitali atomici proveniţi de la 2 atomi A şi B, cu formarea unui orbital molecular; se realizează între atomi de electronegativitate apropiată:
A + B A – B
• când doi atomi pun în comun 2 sau 3 electroni se realizează o legătură dublă, respectiv triplă,
legături denumite generic multiple: A –– B A = B A ≡ B
Legătură simplă Legătură dublă Legătură triplă Legătura σ Legătura σ + π Legătura σ + 2π
LEGĂTURA COVALENTĂ NEPOLARĂ • se realizează între doi atomi identici de nemetale, deci cu caracter electronegativ, electronii puşi
în comun aparţinând în egală măsură ambilor atomi molecule homonucleare diatomice: N2, O2, F2, Cl2 – în general de tipul A2 molecule nepolare:
Formarea moleculei de clor Cl2: 17Cl0 : 10Ne 3s2 3p5
LEGĂTURA COVALENTĂ POLARĂ • se realizează între doi atomi cu electronegativitate diferită, electronii puşi în comun fiind
deplasaţi spre atomul mai electronegativ deplasarea densităţii electronice a orbitalului molecular în funcţie de electronegativitatea atomilor participanţi la formarea unei legături covalente se numeşte polaritate. Deplasarea sarcinilor electrice într-o legătură covalentă polară este parţială, polii au sarcini electrice subunitare δ+ şi δ–, polul negativ fiind reprezentat de atomul mai electronegativ.
Formarea moleculei de clorură de hidrogen (acid clorhidric):
19
Formarea moleculei de apă:
Formarea moleculei de amoniac:
Formarea moleculei de dioxid de carbon 6C0: 1s22s22p2
Formarea moleculei de acid cianhidric
Formarea moleculei de acid sulfuric
LEGĂTURA COVALENTĂ COORDINATIVĂ • se realizează prin punerea în comun de electroni proveniţi de la un singur atom, de fapt
întrepătrunderea unui orbital dielectronic al atomului donor de electroni B, cu un orbital vacant (vid, gol) al atomului acceptor de electroni A:
Formarea ionului de hidroniu H3O+ H2O: + H + H3O +
Donor Acceptor
Formarea ionului de amoniu :NH3 + H+ NH4
+ D A
A B + A B A B A B sau sau
H H
H
BASEACID
O—H••••••O—H
H+ ++bază acid
20
donor acceptor
Formarea ionului complex de diamminargint (I), [Ag(NH3)2]+ :
Ag+ + 2 :NH3 [H3N Ag+ NH3]+
POLARITATEA MOLECULELOR • MOLECULE POLARE
o moleculele asimetrice formate din atomi diferiţi, cu electronegativitate diferită, care sunt implicaţi în legături covalente polare şi la care centrul sarcinilor pozitive nu coincide cu centrul sarcinilor negative. Aceste molecule au momentul de dipol (momentul dipolar) permanent diferit de zero: μ ≠ 0D.
o cele mai simple molecule polare sunt moleculele heteronucleare diatomice de tip AB: HF, HCl, FCl, etc.
• MOLECULE NEPOLARE o moleculele în care centrul sarcinilor electrice pozitive coincide cu centrul sarcinilor
electrice negative. Aceste molecule au momentul de dipol (momentul dipolar) permanent zero: μ = 0D.
o molecule formate din atomi identici, uniţi între ei prin legături covalente nepolare: H2, N2, O2, Cl2, etc.
o molecule formate din atomi cu electronegativitate diferită, uniţi între ei prin legături covalente polare, dispuşi simetric în moleculă moleculele simetrice constituite din atomi diferiţi, uniţi prin legături covalent polare: CO2, CS2, CH4, CCl4, C6H6, etc.
LEGĂTURA METALICĂ • se formează între atomii de metal într-un cristal metalic prin contopirea orbitalilor stratului
exterior, rezultând astfel orbitali extinşi pe toţi atomii din cristalul metalic, care sunt de fapt „cationi” metalici; nivelele superioare de energie ale tuturor atomilor din cristal se contopesc formând benzi de energie electronii din aceste benzi sunt comuni atomilor întregului cristal
se explică astfel proprietăţile caracteristice metalelor: conductibilitatea electrică şi termică, luciul metalic, opacitatea, rezistenţa mecanică şi unele proprietăţi mecanice (maleabilitate – pot fi trase în foi, ductilitate – pot fi trase în fire)..
21
INTERACŢII INTERMOLECULARE = forţe slabe de atracţie între molecule: • Forţe de dispersie, London – se exercită între toate tipurile de molecule (polare sau
nepolare):
o Între moleculele nepolare se exercită numai forţe London. Când aceste molecule se
apropie una de alta, electronii atomilor lor se pot deplasa faţă de nucleele atomice creându-se o polaritate temporară în moleculă. Sarcinile parţiale formate instantaneu în aceste molecule au cu existenţă limitată în timp şi determină atracţia dintre aceste molecule iniţial nepolare, dar polarizate instantaneu pentru un foarte scurt timp.
o Intensitate forţelor London manifestate între molecule creşte cu masa lor moleculară (deci cu volumul moleculelor) şi depinde şi de forma/geometria moleculelor.
o Forţele London manifestate între molecule nepolare explică lichefierea gazelor rare, existenţa iodului în stare solidă, solidificarea CO2 (formarea zăpezii carbonice), etc.
• Interacţii dipol-dipol – atracţia electrostatică stabilită între polii de semn contrar ai moleculelor polare învecinate, deci între sarcinile parţiale (+δ şi –δ) permanente. La aceste interacţii între moleculele polare se adaugă şi forţele de dispersie.
o Intensitatea interacţiilor dipol – dipol depinde de polaritatea şi de forma/geometria moleculelor.
o Legăturile dipol – dipol se formează atât între molecule polare de acelaşi tip (H2O, HF, NH3, HCl, H2S, etc.), cât şi între moleculele polare provenite de la specii chimice diferite (vezi procesele de dizolvare ale moleculelor polare în apă)
• Legături de hidrogen – se formează între molecule polare care conţin atomii de hidrogen legaţi
de atomi ai elementelor din perioada a doua, atomi cu caracter puternic electronegativ (legătură hidrogen-element puternic polară), cu volum mic şi cu perechi de electroni neparticipanţi – atomi de F, O şi N. Sunt cele mai puternice forţe intermoleculare.
o Practic, legăturile de hidrogen se formează între un atom de hidrogen al unei molecule (atom parţial pozitivat ca urmare a implicării sale într-o legătură covalentă polară) şi o pereche de electroni neparticipanţi ai unui atom puternic electronegativ şi cu volum mic de la o moleculă vecină
22
o Legăturile de hidrogen se reprezintă prin linie punctată pentru a le diferenţia de legăturile covalente
o Formarea legăturilor de hidrogen explică asocierea moleculelor (HF)n, H2O)n, (NH3)n, proprietăţi fizice ale unor molecule capabile să formeze legături de hidrogen: puncte de fierbere şi topire mult mai ridicate pentru H2O comparativ cu H2S (deşi structural cele două molecule se aseamănă foarte mult), densitatea mai mică a apei solide faţă de apa lichidă, solubilitatea mai mare în apă a moleculelor care pot să forma legături de hidrogen cu moleculele de apă comparativ cu alte molecule polare, etc.
o Legăturile de hidrogen au rol important în structura moleculelor cu rol biologic: proteine, acizi nucleici.
Formarea legăturilor de hidrogen între moleculele de fluorură de hidrogen:
Formarea legăturilor de hidrogen între moleculele de apă:
Formarea legăturilor de hidrogen între moleculele de amoniac:
VALENŢĂ • numărul care indică câţi atomi de hidrogen poate lega atomul unui element sau pot fi
înlocuiţi în molecula unui compus; arată capacitatea de combinare a unui atom, determinată de numărul de electroni cedaţi, acceptaţi sau puşi în comun de atomul respectiv când se combină cu alţi atomi (electrovalenţă sau covalenţă):
o în acidul clorhidric, HCl, Cl este monovalent (ClI sau Cl1-); în clorura de sodiu, NaCl, Na este monovalent (NaI sau Na1+)
o în apă, H2O, O este divalent (OII sau O2-); în oxidul de calciu, CaO, Ca este divalent (CaII sau Ca2+)
o în amoniac, NH3, N este trivalent (NIII sau N3-); în tribromura de azot, NBr3, Br este monovalent (BrI sau Br–) iar N este trivalent (NIII sau N3+)
o în metan, CH4, C este tetravalent (CIV sau C4-); în dioxidul de carbon, CO2, O este divalent (OII sau O2-)
NUMĂR DE OXIDARE, NO • este o alternativă la noţiunea de valenţă, mai generalizată, reprezentând numărul de electroni
implicaţi de un atom în formarea legăturilor chimice, ionice sau covalente • este sarcina formală atribuită unui element într-o combinaţie, în raport cu caracterul său
electrochimic: • semnul „+” este utilizat în cazul electronilor cedaţi sau puşi în comun şi deplasaţi de la
atomul considerat spre un atom mai electronegativ
23
• semnul „-” este utilizat în cazul electronilor acceptaţi sau puşi în comun şi deplasaţi spre atomul considerat
• reguli pentru determinarea NO în compuşi simpli: • se atribuie atomilor în stare elementară NO zero • NO al metalelor alcaline în compuşi este întotdeauna +1 • NO al metalelor alcalino – pământoase în compuşi este întotdeauna +2 • NO al fluorului în compuşi este întotdeauna -1 • NO al hidrogenului este de obicei +1, cu excepţia hidrurilor metalelor puternic
electropozitive MHx când NOH = -1 • NO al oxigenului este de obicei -2, cu excepţia apei oxigenate H2O2 (peroxidul de
hidrogen) şi peroxizilor metalelor alcaline M2O2 şi alcalino – pământoase MO2, deci în gruparea peroxidică O2
2 – când NOO = -1. Cum numai fluorul este elementul mai electronegativ decât oxigenul, în compusul său cu fluorul oxigenul are NO pozitiv în OF2 NOO = +2!
• NO al metalelor în compuşi este întotdeauna pozitiv, deci NO minim al metalelor este zero
• NO maxim (pozitiv) pentru un element în compuşi nu depăşeşte de obicei numărul grupei (deci numărul electronilor de valenţă ai atomului elementului)
• NO minim (negativ) pentru un metal sau un semimetal (metaloid) în compuşi este egal cu: (8 – numărul grupei)
• Suma algebrică a NO de oxidare ale tuturor elementelor dintr-o specie chimică este egală cu sarcina speciei chimice respective (zero în cazul moleculelor sau sarcina ionului în cazul unui cation sau anion).
Atomi dintr-un compus monoelementar
NO = 0 Na0, O20, P0
4, Ne0
Atomi din compuşi di– sau polielementari:
––– atomi de hidrogen
––– atomi de oxigen
––– atomi de fluor
NO = +1 în majoritatea cazurilor NO = –1 în hidruri metalice MHx NO = –2 în majoritatea cazurilor NO = –1 NO = –1
HCl H2S (H1+)Cl, (H1+)2S (faţă de elemente mai electronegative decât H) NaH CaH2 Na(H1–), Ca(H1–)2 (faţă de elemente mai electropozitive decât H) H2O Al2O3 H2SO4 H2O2–, Al2(O2–)3, H2S(O2–)4
H2O2 H2(O1–)
2 H–(O1–)–(O1–)–H (electronii din legăturile realizate între atomi identici aparţin în egală măsură celor 2 atomi legaţi) peroxizi ai metalelor din blocul „s”: (Na+)2(O2
– [(N5+)(O2–)3]– Molecule Suma tuturor NOE = 0 NH3 [(N3–)(H1+)3]0
H3AsO4 [(H+1)3(As5+)(O2–)4]0 Grupări de atomi neutre d.p.d.v. electric din moleculele compuşilor organici
Suma tuturor NOE = 0 H3C0– 0CH3 [(C3–)(H1+)3]0 etan H3C0–0CH2 –0CH3 propan [(C3–)(H1+)3]0 [(C2–)(H1+)2]0
Element NO Compus 10Na0 : 10Ne3s1 +1 Na2O 6C0 : 2He2s22p2 –4 .... +4
–4 0+2 +4
CH4 Cgrafit sau Cdiamant CO H2CO3
7N0 : 2He2s22p3 –3 .... +5 –3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4
+5
NH3 H2N–NH2 H2N – OH N2 N2O NO HNO2 N2O4
KNO3
29Cu0 : 18Ar4s13d10 +1 +2 Cu2O CuSO4
25Mn0 : 18Ar4s23d5 +2 +3 +4 +6
+7
MnCl2 Mn2O3 MnO2 K2MnO4
HMnO4
17Cl0 : 10Ne3s23p5 –1 .... +7 –1 +1 +3 +5
+7
HCl HClO HClO2 HClO3
HClO4
16S0 : 10Ne3s23p4 –2 .... +6
–2 0 +4 +6
H2S S8 H2SO3 H2SO4
CLASIFICAREA SUBSTANŢELOR
- Se realizează după diferite criterii, ca de exemplu: puritate, structură, proprietăţi 1. PURITATEA SUBSTANŢELOR Substanţa pură • este un compus chimic monoelementar sau polielementar formată din acelaşi tip de particule
(unităţi structurale), cu compoziţie, structură şi proprietăţi bine definite; proprietăţile lor fizice au, în condiţii date, valori constante constante fizice
• exemple: oxigenul – alcătuit numai din molecule de O2; dioxidul de azot – alcătuit din molecule de NO2; clorura de sodiu – alcătuită din unităţi structurale compuse fiecare din câte un ion de Na+ şi un ion de Cl– .
AAAmmmeeesssttteeeccc dddeee sssuuubbbssstttaaannn ţţţeee • sistem format din două sau mai multe substanţe care nu reacţionează între ele • exemple: soluţia apoasă de glucoză – molecule de glucoză şi molecule de apă; aerul –
molecule de azot, molecule de oxigen, molecule ale altor gaze şi alte particule.
25
2. STRUCTURA SUBSTANŢELOR SUBSTANŢĂ PARTICULE
CHIMICE LEGĂTURA DINTRE PARTICULE
INTERACŢII REŢEA CRISTALINĂ
SUBSTANŢE SALINE, IONICE Clorură de sodiu
Cationi şi anioni Na+ şi Cl–
Legătură ionică Forţe de atracţie electrostatică
Reţea ionică
SUBSTANŢE METALICE Cuprul
„Cationi” şi electroni
Legătură metalică Forţe de atracţie electrostatice
Reţea metalică
SUBSTANŢE MOLECULARE Iodul
Molecule I – I I2
Legătură covalentă între atomi molecule
Forţe intermoleculare
Reţea moleculară
SUBSTANŢE POLIMERE Diamantul
Atomi C
Legătură covalentă Legături atomice
Reţea atomică
3. PROPRIETĂŢILE SUBSTANŢELOR Tipuri de substanţe simple şi combinaţii anorganice : SUBSTANŢE SIMPLE: metale, nemetale şi semimetale COMBINAŢII CHIMICE: oxizi, acizi, baze, săruri
METALELE au electronii de valenţă situaţi într-un orbital s - metalele din blocul s: grupele 1 (IA) şi 2 (IIA) într-un orbital p - metalele din blocul p: grupele 13 (IIIA) – 18 (VIIIA) într-un orbital d - metalele tranziţionale din blocul d: grupele 3 (IIIB) – VIIIB (8,9 10) – 11
(IB) şi 12 (IIB) într-un orbital f - metalele de tranziţie internă, din blocul f: lantanidele din perioada a şasea şi
actinidele din perioada a şaptea. NEMETALELE au electronii de valenţă în număr de 4-8 şi electronul distinctiv într-un orbital p. Se găsesc în sistemul periodic al elementelor în:
blocul p, în grupele 13– 18 deasupra liniei în zig – zag (îngroşată) blocul s – primele două elemente ale sistemului periodic, hidrogenul H (1s1) şi heliul, He (1s2)
au electronul distinctiv într-un orbital s. Cel mai adesea hidrogenul figurează în grupa 1, iar heliul în grupa 18, fiind un gaz nobil. SEMIMETALELE: B, Si, Ge, As, Sb, Se, Te au proprietăţi mixte metalice şi nemetalice.
Proprietăţi generale ale principalelor tipuri de substanţe simple METALE SEMIMETALE NEMETALE
caracter electropozitiv caracter electronegativ formează oxizi bazici – din reacţia lor cu apa rezultă baze Na2O + H2O 2NaOH
formează oxizi amfoteri sau slab acizi – din reacţia lor cu apa rezultă specii amfotere cărora le predomină de obicei caracterul acid SiO2 + 2H2O H4SiO4
formează oxizi acizi – din reacţia lor cu apa rezultă acizi CO2 + 2H2O H2CO3
au conductibilitate electrică şi termică ridicată
au conductibilitate electrică şi termică moderată (sunt semiconductori)
sunt izolatori
rezistenţa lor electrică creşte cu creşterea temperaturii
rezistenţa lor electrică scade cu creşterea temperaturii
rezistenţa lor electrică nu depinde de temperatură
sunt maleabile şi ductile sunt casante nu sunt nici maleabile, nici ductile
compuşii lor: halogenuri, oxizi, hidruri, nu sunt volatili, au puncte de topire mari
compuşii lor: halogenuri, oxizi, hidruri, sunt volatili, au puncte de topire scăzute
compuşii lor: halogenuri, oxizi, hidruri au puncte de topire joase
26
Proprietăţile chimice ale elementelor sunt determinate de: structura electronică şi electronegativitatea atomilor, de structura substanţelor simple şi de condiţiile de reacţie: 1. Structura electronică şi electronegativitatea atomilor determină reactivitatea chimică: cu cât
este mai mare electronegativitatea unui element, cu atât este mai accentuat caracterul său oxidant, respectiv cu atât este mai redus caracterul său reducător: În general metalele sunt reducători, iar nemetalele oxidanţi; unele nemetale (H2, C, Si) cu electronegativitate redusă sunt utilizate frecvent ca reducători.
2. Structura substanţelor simple – natura şi tăria legăturilor dintre atomii substanţelor simple determină reactivitatea chimică a acestor specii şi condiţiile de reacţie.
3. Condiţiile de reacţie – pot declanşa sau favoriza o anume reacţie între substanţe care, în absenţa acelor condiţii reacţionale nu ar avea loc. De asemenea, pot determina şi conduce acelaşi sistem de reactanţi, în condiţii diferite de reacţie, la căi diferite de reacţie, deci la formarea unor produşi de reacţie diferiţi.
TIPURI DE COMBINAŢII CHIMICE 1. COMBINAŢII BINARE HIDRURI – combinaţii cu structură covalentă sau ionică ale unor elemente semimetalice şi
metalice cu hidrogenul. Elementele semimetalice mai electropozitive ca hidrogenul (deci mai puţin electronegative decât hidrogenul) formează hidruri covalente, în timp ce metalele puternic electropozitive formează hidruri ionice. Trebuie menţionat faptul că elementele nemetalice, cele care au electronegativitatea mai mare decât hidrogenul (deci mai mare decât 2,1) formează cu acesta compuşi hidrogenaţi, nu hidruri!
o compuşii hidrogenaţi sunt molecule polare sau nepolare (în funcţie de simetria moleculei)
o unii dintre compuşii hidrogenaţi cu molecule polare de tipul HnE îşi manifestă caracterul acid în soluţie apoasă (cedează protoni) – se numesc hidracizi pentru că nu conţin atomi de oxigen în moleculele lor
HALOGENURI – combinaţii ale elementelor cu halogenii, covalente (cele ale nemetalelor şi cele ale unor metalele tranziţionale) sau ionice (cele ale metalelor puternic electropozitive); unele gaze rare nu formează halogenuri: He, Ne, Ar.
OXIZI – compuşi ai elementelor cu oxigenul în care acesta are starea de oxidare -2. Sub aspect. structural oxizii sunt de tip covalent, ionic sau intermediar: ionic-covalent sau covalent ionic. existând următoarea corelaţie cu caracterul lor acido-bazic: oxizii covalenţi au caracter acid, oxizii ionici au caracter bazic, iar oxizii intermediari au caracter amfoter.
SULFURI – compuşi ai elementelor cu sulful în care acesta are starea de oxidare -2. Sub aspect structural sulfurile sunt de tip covalent, ionic sau intermediar.
Alţi compuşi: arseniuri, siliciuri, carburi, nitruri, etc. – Mg3N2 = nitrura de magneziu. 2. COMBINAŢII TERNARE HIDROXIZI,– substanţe compuse din ioni metalici şi ioni hidroxid. Formula generală este
Mn+(OH)n, indicând numărul ionilor de hidroxid egal cu NO al metalului: o NaOH – hidroxid de sodiu, Ca(OH)2 – hidroxid de calciu, Al(OH)3 – hidroxid de
aluminiu, etc. OXOACIZI, HnEOm – substanţe compuse din atomul unui nemetal sau metal tranziţional la
stare de oxidare superioară, atomi de oxigen şi unul sau mai mulţi atomi de hidrogen ionizabili: o HNO3 – acid azotic, H2SO4 – acid sulfuric, H3PO4 – acid fosforic, HMnO4 – acid
permanganic, etc. SĂRURI (Mn+)m(A m–)n – substanţe solide cu structură cristalină ionică alcătuită din cationi
(ioni metalici sau ioni de amoniu) şi anioni (ioni radicali acid): o în soluţie apoasă sau în topitură disociază în ioni o se formează în urma reacţiilor de neutralizare acid + bază:
27
o NaCl – clorură de sodiu, KNO3 – azotat de potasiu, CaSO4 – sulfat de calciu, AlPO4 – fosfat de aluminiu, Fe(HCO3)2 – hidrogenocarbonat de fier, (NH4)2SO3 – sulfit de amoniu, etc.
ACID specia chimică (moleculă sau ioni), care în interacţiunea cu o bază (adesea o moleculă de apă)
cedează ioni de hidrogen (protoni) – donor de protoni - H2O, HCl, H2SO4, H3PO4, CH3COOH, H3O+, NH4
+, HSO4–, HPO4
2– etc. BAZĂ
specia chimică (moleculă sau ioni), care în interacţiunea cu un acid (adesea o moleculă de apă) acceptă ioni de hidrogen (protoni) – acceptor de protoni – H2O, NH3, OH–, SO4
2–, H2PO4–,
CH3COO–, [Fe(OH)(H2O)5]2+, etc. SUBSTANŢE AMFOTERE specii chimice care, în funcţie de partenerul de reacţie, reacţionează ca acizi sau ca baze. Astfel,
aceste substanţe, amfoliţii, se comportă ca acizi faţă de baze tari, respectivi ca baze faţă de acizi tari: H2O, HSO4
-, H2PO42-, HPO4
-, Be(OH)2, Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, etc. COMBINAŢII COMPLEXE combinaţii de ordin superior alcătuite dintr-un generator de complex care este atomul (ionul)
central (de obicei metal = M) şi un număr (de obicei egal cu numărul de coordinaţie = NC) de specii chimice donoare de electroni (atomi, ioni sau molecule), adică liganzi (L) [MLNC].
• K3[Fe(CN)6] – hexacianoferat (III) de potasiu • [Cu(NH3)4]SO4 – sulfat de tetraaminocupru (II) • Na[Al(OH)2(H2O)4] – diaquatetrahidroxoaluminat (III) de sodiu.
NOMENCLATURA COMPUŞILOR ANORGANICI Reguli IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry),
Selecţionate din „RED BOOK” 2005
SCRIEREA FORMULELOR CHIMICE COMPUŞI IONICI SIMPLI • Cationul, provenit din elementul cu caracter electropozitiv cel mai accentuat, se scrie
întotdeauna primul, apoi se scrie anionul • Pentru compuşii cu mai mulţi cationi şi /sau anioni, aceştia se scriu în ordine alfabetică, evident
mai întâi cationii urmaţi de anioni Excepţie – ionul de H+, protonul, el fiind scris ultimul în grupul de cationi (ionul de H + este denumit hidron) Exemple:
NaCl clorură de sodiu AlF3 trifluorură de aluminiu KMgClF2 clorurădifluorură de magneziu şi potasiu RbHF2 fluorură de hidrogenrbubidiu
SUCCESIUNEA ATOMILOR ÎN IONI ŞI MOLECULE POLIATOMICE • În general, în ionii poliatomici şi moleculele neutre se scrie primul atomul central, urmat de
ceilalţi atomi sau grupuri de atomi în ordine alfabetică Excepţii: • acizii, în formulele lor atomii de hidrogen sunt scrişi primii • speciile liniare, simbolurile chimice fiind scrise în ordinea care redă structura speciei (ordinea în
care se leagă atomii) Exemple:
OH– ion hidroxid SO4
2– ion sulfat
28
CO2 dioxid de carbon PCl3O triclorură oxid de fosfor (V) HNO3 nitrat de hidrogen -SCN sulfocianură = tiocianat -NCS izotiocianat HOCN acid cianic HONC acid fulminic
COMPUŞI COORDINATIVI = COMPLEX METALIC - vezi cursurile COMPUŞI COORDINATIVI, semestrul II • Sunt combinaţii de ordin superior alcătuite dintr-un generator de complex M (ion sau atom
central), şi un număr de liganzi L (specii chimice donoare de electroni, care pot fi atomi, ioni sau molecule). Numărul de legături realizate de ionul (atomul) central cu atomii donori dein liganzi reprezintă numărul de coordinaţie NC. Pentru liganzii donori de o singură pereche de electroni, cazurile simple, numărul de liganzi este egal cu numărul de coordinaţie.
• Formula generală: [MLn] o Formula unei entităţi metal – ligand, numită frecvent „complex” (denumire neacceptată
de IUPAC) se scrie între paranteze drepte, indiferent dacă are sau nu sarcină electrică [MLn]n±
o Pentru „complecşii” cu sarcini electrice, complecşi cationici sau complecşi anionici, se scrie întotdeauna mai întâi cationul şi apoi anionul, indiferent dacă ionul „complex” este cation sau anion
o În „complex” se scrie primul generatorul de complex (atomul sau ionul central), urmat de liganzii anionici în ordine alfabetică şi apoi de liganzii neutri tot în ordine alfabetică după primul simbol din formulele acestora
o Pot fi introduse ca prefixe simbolurile care indică aranjamentul spaţial al liganzilor (cis-, trans, fac-, mer-)
[Co(H2O)6]Cl2 diclorură de hexaaquacobalt (II)
[CoCl(NH3)5]Cl2 diclorură de pentaamminclorocobalt (III)
K3[Cr(OH)6] hexahidroxocromat (III) de potasiu
cis-[PtCl2(NH3)2] cis-diammindicloroplatina (II)
DENUMIRI CHIMICE SPECII HOMOPOLIATOMICE • Pentru moleculele neutre se indică numărul atomilor prin prefixe prin numeralul grecesc
corespunzător; se foloseşte prefixul „catena” pentru lanţuri, iar prefixul „ciclo” pentru cicluri • Pentru cationi se menţionează termenul „ion” sau „cation” urmat de numele speciei neutre şi
specificarea între paranteze rotunde sarcinii (în cifre arabe) sau a numărului de oxidare (în cifre romane)
• Pentru anioni se menţionează termenul „ion” sau „anion” urmat de rădăcina numelui speciei neutre cu terminaţia „ură” sau „id” (în cazul anionilor derivaţi de la oxigen)
Exemple: Formula Denumirea sistematică Denumirea tradiţională O2 Dioxigen Oxigen O3 Catena-trioxigen Ozon S8 Ciclo-octasulf Sulf P4 Tetrafosfor Fosfor alb
29
Hg22+ Dimercur(2+) Ion mercuros
O2– Dioxid (1-) Ion hiperoxid sau superoxid
O22 – Dioxid (2-) Ion peroxid
O2+ Dioxigen (1+) Ion dioxigenil
C22– Dicarbură (2-) Ion acetilură
N3– Trinitrură (-1) Ion azidă
I3– Triiodură (-1) Ion triiodură
SPECII HETEROATOMICE • Cationi obţinuţi prin adiţia unui ion H+ la hidruri binare:
• Polinucleare – se adaugă terminaţia „iu” la rădăcina numelui moleculei de hidrură; dacă este cazul, se specifică numărul sarcinilor pozitive prin prefixe indicând numeralul grecesc corespunzător Hidrazina H2N – NH2 formează cationii:
[H2N – NH3]+ = (N2H5)+ Ion hidraziniu (1+) sau diazaniu [H3N – NH3]2+ = (N2H6)
2+ Ion hidraziniu (2+) sau diazanediium • Mononucleare – alternativa mai cunoscută la situaţia de mai sus este de a adăuga terminaţia
„oniu” la un radical provenind de la numele elementului NH4
+ Ion ammoniu sau azaniu PH4
+ Ion fosfoniu H3O+ Ion oxoniu sau oxidaniu, acceptat şi hidroniu H3S+ Ion sulfoniu
• Cationi complecşi – vezi CHIMIA COORDINATIVĂ, semestrul II • Cazuri speciale când sunt acceptate denumirile triviale, non-sistematice sau semi-sistematice:
NO+ Cation nitrozil NO2
+ Cation nitril OH+ Cation hidroxiliu
• Anioni a căror denumire trivială este încă acceptată:
OH– Hidroxid (NU hidroxil) HS– Hidrogenosulfură (1-) NH2– Imidură sau azadiură NH2
ClO3– = clorat Trioxoclorat de hidrogen Acid trioxocloric
HClO2 = acid cloros
ClO2– = clorit Dioxoclorat de hidrogen Acid dioxocloric
HClO = acid hipocloros
ClO– = hipoclorit Monooxoclorat de hidrogen
Acid monooxocloric
HIO4 = acid periodic
IO4– = periodat Tetraoxoiodat de
hidrogen Acid tetraoxoiodic
H5IO6 = acid ortoperiodicb
H4IO6– =
ortoperiodat Hexaoxoiodat (5-) de
pentahidrogen Acid hexaoxoiodic (5-)
H2CrO4 = acid cromic
CrO42– = cromat Tetraoxocromat de
dihidrogen Acid tetraoxocromic
H2Cr2O7 = acid dicromic
Cr2O72– = dicromat μ – oxo – hexaoxodi –
cromat de dihidrogen Acid μ – oxo –
hexaoxodicromic HMnO4 = acid permanganic
MnO4– =
permanganat Tetraoxomanganat de
hidrogen Acide
tetraoxomanganic CH3COOH = acid acetic C2H4O2
CH3COO– = acetat C2H3O2
–
HCN = acid cianhidric
CN – = cianură
a Numele tradiţional al anionului corespunzător este totdeauna obţinut prin transformarea terminaţiei –ic în –at şi a terminaţiei –os în –it b Prefixul « orto » indică acidul cel mai hidratat posibil H3PO4 comparativ HPO3, sau H5IO6 comparativ cu HIO4 c Prefixul « meta » indică un produs de deshidratare al unui acid : nH3PO4 (« orto ») → (HPO3)n (« meta ») + nH2O d Acidul izocianic este HNCO ; acesta nu este un oxoacid, pentru că atomul de hidrogen nu este legat de atomul de oxigen e Ceea ce numim în general « acid fosforos » este, potrivit acestui sistem, un amestec de « acid fosforos » şi de “acid fosfonic” Săruri – se scriu mai întâi cationii apoi anionii, iar pentru sărurile cu mai mulţi cationi şi/sau anioni, ordinea scrierii respectă atât la cationi, cât şi la anioni ordinea alfabetică; ionii identici se indică prin prefixele corespunzătoare numeralelor greceşti:
Formula Denumirea KMgF3 Fluorură de magneziu-potasiu NaTl(NO3)2 Nitrat de sodiu-taliu(I) sau Dinitrat de sodiu-taliu MgNH4PO4·6H2O Fosfat de amoniu-magneziu hexahidratat NaHCO3 Hidrogenocarbonat de sodiu LiH2PO4 Dihidrogenofosfat de litiu CsHSO4 Hidrogenosulfat de cesiu
32
Hidrogentetraoxosulfat (VI) de cesiu Hidrogentetraoxosulfat (1-) de cesiu
NaCl·NaF·2Na2SO4 Na6ClF(SO4)2
Clorură-fluorură-sulfat de hexasodiu
Ca5F(PO4)3 Fluorură-tris(fosfat) de pentacalciu COMPUŞI COORDINATIVI MONONUCLEARI - CHIMIA COORDINATIVĂ, semestrul II K4[Fe(CN)6] – hexacianoferat (II) de potasiu [Zn(NH3)4]SO4 – sulfat de tetraamminzinc (II) [Fe(H2O)6]Cl3 – triclorură de hexaaquafier (III) [Fe(OH)(H2O)5]Cl2 – diclorură de pentaaquahidroxofier (III) [Fe(OH)2(H2O)4]Cl – clorură de tetraaquadihidroxofier (III) [Fe(OH)3(H2O)3] – triaquatrihidroxofier (III) Na[Al(OH)4(H2O)2] – diaquatetrahidroxoaluminat (III) de sodiu Na2[Pb(OH)4] – tetrahidroxoplumbat (II) de sodiu K3[Cr(OH)6] – hexahidroxocromat (III) de potasiu
[Ag(NH3)2]Cl – clorură de diamminargint (I) COMPUŞI COORDINATIVI POLINUCLEARI - CHIMIA COORDINATIVĂ, semestrul II [{Cr(NH3)5}2(μ-OH)]Cl5 = pentachlorură de μ–hydroxo– bis(penta(ammin)crom) (III)
REACŢII CHIMICE
procese în care substanţele se transformă în alte substanţe: reactanţi produşi de reacţie sunt reprezentate prin ecuaţii chimice care indică reactanţii (substanţele care intră în reacţie),
produşii de reacţie (substanţele rezultate din reacţie), numărul de moli de reactanţi, respectiv de produşi de reacţie;
ecuaţiile reacţiilor chimice pot oferi informaţii suplimentare cu privire la: ––– stările de agregare ale reactanţilor şi produşilor de reacţie
1. după modul în care reacţionează substanţele: • Reacţii de combinare: Hg + S HgS
• Reacţii de descompunere: KNO3 ⎯⎯→⎯ Ct o KNO2 + 1/2O2 • Reacţii de înlocuire (substituţie): Fe + H2SO4 H2 + FeSO4 • Reacţii de dublu schimb: CuSO4 + 2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4
33
2. după natura particulelor schimbate de substanţe în reacţie:
––– Reacţii cu schimb de electroni (reacţii de oxidare-reducere) – reducătorul cedează electroni oxidantului în procesul de oxidare, iar oxidantul acceptă electronii donaţi de reducător în procesul de reducere
4. după efectul termic: ––– Reacţii exoterme (reacţii cu degajare de căldură):
C + O2 CO2 + Q ––– Reacţii endoterme (cu absorbţie de căldură)
CaCO3 + Q CaO + CO2 5. după viteza de reacţie:
NaCl
AgCl
[Cu(NH3)4]SO4CuSO4
35
––– Reacţii rapide: BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2NaCl ––– Reacţii lente: ruginirea fierului, fermentaţia laptelui, oţetirea vinului, etc. 6. după numărul de faze: ––– Reacţii care decurg în sisteme omogene (o singură fază):
Unitatea de măsură este o mărime particulară a unei mărimi fizice, definită şi adoptată prin convenţie, cu care sunt comparate alte mărimi de aceeaşi natură, pentru exprimarea valorilor lor în raport cu acea mărime. Ansamblul unităţilor de măsură definite pentru un sistem dat de mărimi fizice formează un sistem de unităţi de măsură. În prezent, unităţile de măsură cuprinse în Sistemul Internaţional de Unităţi (SI) sunt divizate în trei clase: unităţi fundamentale, unităţi derivate, unităţi suplimentare. Acestea formează împreună un sistem coerent de unităţi de măsură, SI, care mai include şi prefixe pentru a forma multiplii şi submultiplii decimali ai unităţilor SI.
Unităţi SI fundamentale Mărime Denumire Simbol
Lungimea metrul m Masa kilogram kg Timp secunda s Intensitatea curentului electric amper A Temperatura termodinamică kelvin K Cantitate de substanţă mol mol Intensitatea luminoasă candela cd
Unităţi SI derivate Mărime Denumire Simbol
Arie metrul pătrat m2
Volum metrul cub m3
Viteza metrul pe secundă m / s Acceleraţie metrul pe secundă la pătrat m / s2
Număr de undă unu pe metru m-1
Masa volumică (densitate) kilogram pe metru cub kg / m3
Volum specific metru cub pe kilogram m3 / kg Densitate de curent amper pe metru pătrat A / m2
Intensitatea câmpului magnetic amper pe metru A / m Concentraţie mol pe metru cub mol / m3
Luminanţă candela pe metru pătrat cd / m2
Factor Prefix Simbol Factor Prefix Simbol 1024 = (103)8 yotta Y 10-1 deci d 1021 = (103)7 zetta Z 10-2 centi c 1018 = (103)6 exa E 10-3 = (103) -1 mili m 1015 = (103)5 peta P 10-6 = (103) -2 micro μ 1012 = (103)4 tera T 10-9 = (103) -3 nano n 109= (103)3 giga G 10-12 = (103) -4 pico p 106 = (103)2 mega M 10-15 = (103) -5 femto f 103 = (103)1 kilo k 10-18 = (103) -6 atto a
102 hecto h 10-21 = (103) -7 zepto z 101 deca da 10-24 = (103) -8 yocto y
