Problemar Și Exerciții de Chimie Anorganica Part 1

Universitatea de Stat din Moldova Facultatea de Chimie şi Tehnologie Chimică

Catedra Chimie Anorganică şi Fizică

PROBLEME ŞI EXERCIŢII DE CHIMIE ANORGANICĂ

Sub redacţia ştiinţifică a lui Aurelian Gulea,

doctor habilitat în chimie, profesor universitar, membru corespondent al AŞM

Aprobat de Consiliul Facultăţii de Chimie şi

Tehnologie Chimică

Chişinău – 2008 CEP USM

2

CZU 546(076.5) P 93

Aurelian GULEA, Maria BÎRCĂ, Mihail POPOV, Svetlana KUDRIŢCAIA, Victor ŢAPCOV, Aliona

COTOVAIA, Lilia POPOVSCHI, Ion BULIMESTRU

Recomandat de Catedra Chimie Anorganică şi Fizică

Recenzent: Viorica Gladchi, doctor, conferenţiar universitar

Prezenta culegere de probleme şi exerciţii este alcătuită

conform programei de studii pentru studenţii anului I şi II de la facultăţile de chimie, biologie şi pedologie ale Universităţii de

Stat din Moldova. În culegere toate compartimentele sunt tratate atît din punct de vedere teoretic, cît şi prin exemple cu

rezolvare, urmate de probe cu răspunsuri pentru lucrul

individual.

ISNB 978-9975-70-784-8 © Aurelian Gulea, Maria Bîrcă, Mihail Popov et al., 2008

© USM, 2008

Camera Naţională a Cărţii Probleme şi exerciţii de chimie anorganică / Univ. de Stat din

Moldova, Fac. de Chimie şi Tehnologie Chimică, Catedra Chimie

Anorganică şi Fizică; Aurelian Gulea, Maria Bîrcă, Mihail Popov

[et al.]; sub. red. şt. a lui Aurelian Gulea. – Chişinău, CEP USM,

2008. – 326p. Bibliogr.: p.279. – 50ex. ISNB 978-9975-70-784-8 546(076.5) P 93

3

INTRODUCERE

Culegerea de probleme şi exerciţii propusă este

alcătuită conform programei şi planului de studii pentru

studenţii de la facultăţile de chimie, biologie şi pedologie ale

Universităţii de Stat, precum şi de la facultăţile care au chimia

ca obiect de profil în alte instituţii de învăţământ superior.

Problemarul poate fi util şi studenţilor facultăţilor care nu au

chimia ca obiect de profil.

În culegere sunt tratate toate compartimentele

curriculumului atât din punct de vedere teoretic, cât şi prin

exemple cu rezolvare, urmate de probe de sine stătătoare cu

răspunsuri.

La studierea cursului de Chimie anorganică în şcoala

superioară, este important ca studenţii să acumuleze deprinderi

în rezolvarea problemelor, acestea fiind printre criteriile

necesare la însuşirea temeinică a cursului nominalizat.

Partea componentă principală la rezolvarea problemelor

este tratarea matemetică a datelor, aprecierea erorilor, prezentă

la fel în această culegere. Un compartiment netradiţional este

dedicat nomenclaturii substanţelor anorganice. Culegerea

cuprinde o anexă, în care sunt introduse tabele cu datele

necesare pentru rezolvarea problemelor.

La elaborarea culegerii de probleme şi exerciţii au

4

colaborat cadrele didactice ale catredrei de Chimie Anorganică

a Universităţii de Stat:

Aurelian Gulea, profesor universitar: nomenclatura

chimiei anorganice; structura atomului, legea periodicităţii şi

sistemul periodic al lui D.I.Mendeleev; legătura chimică şi

structura moleculelor; procesele redox.

Mihail Popov, conferenţiar: energetica reacţiilor

chimice, termodinamica chimică şi chestionar.

Svetlana Kudriţcaia, conferenţiar: noţiuni generale,

legile de bază ale chimiei, tratarea matematică a datelor

experimentale.

Maria Bîrcă, conferenţiar: soluţii, compuşi complecşi.

Victor Ţapcov, conferenţiar: viteza de reacţie şi

echilibrul chimic, reacţii redox.

Aliona Cotovaia, Lilia Popovschi, lectori: soluţii.

Ion Bulimestru, lector superior: compuşi complecşi,

anexe.

Autorii aduc mulţumiri decanului Facultăţii de Chimie

şi Tehnologie Chimică, doctor, conferenţiar universitar,

Viorica Gladchi pentru avizul prezentat la această lucrare.

Aurelian Gulea, profesor universitar,

membru corespondent al AŞM.

5

Capitolul I

MĂSURĂTORI ŞI TRATAREA MATEMATICĂ A DATELOR

1.1. Sistemul internaţional de unităţi (SI) în chimie

La efectuarea măsurătorilor în chimie se folosesc

metode fizice şi se aplică obligatoriu Sistemul Internaţional de

unităţi (SI). SI este compus din 7 unitaţi de bază (alese arbitrar), un

numar relativ mare de unitaţi derivate acordate (18 unitaţi

acordate au primit denumiri speciale, de exemplu, Joule (J) pentru lucru, energie şi cantitate de căldură, în loc de Newton-metru; Pascal pentru presiune şi tensiune mecanică în loc de

Newton pe metru pătrat şi două unităţi care nu pot fi referite

nici la cele de bază, nici la cele derivate). Unităţile de bază ale

SI: – metru (m) – unitate de lungime; – kilogram (kg) – unitate de masă; – secunda (s) – unitate de timp; – amper (A) – unitate de intensitate a electricităţii; – kelvin (K) – unitate de temperatură termodinamică; – mol (mol) – unitate de cantitate a substanţei; – candela (cd) – unitate de intensitate a luminii. Notările de unităţi internaţionale ruseşti, numite în

cinstea savanţilor, trebuie scrise cu literă mare de tipar. Se

practică şi întrebuinţarea unităţilor multiple şi fracţionare ale

unităţilor SI, de exemplu: gram (g), miligram (mg), nefiind unităţi SI.

Unităţile multiple şi fracţionarea zecimală, ca şi

denumirea şi notarea lor, trebuie alcătuite cu ajutorul

multiplicatoarelor şi prefixelor, ilustrate în tabela următoare:

6

Multi-plica-torul

Prefi-xul

Notarea prefixu-

lui

Multiplicatorul

Prefi- xul

Notarea prefixu-

lui 1018 exa E 10-1 deci d 1015 peta P 10-2 santi s 1012 tera T 10-3 mili m 109 gepa G 10-6 micro mc 106 mega M 10-9 nano n 103 kilo K 10-12 pico p 102 gecto G 10-15 femto f 101 deca D 10-18 atto a

Nu se recomandă scrierea a două sau mai multe prefixe

la denumirea unităţii. În legătură cu faptul că denumirea

unităţii de bază – kilogramul conţine prefixul “kilo”, la

formarea unităţilor multiple şi fracţionare de masă se

întrebuinţează unitatea fracţionară gram (0,001 kg), iar prefixul

trebuie anexat la cuvântul “gram”, de exemplu, miligram (mg). Paralel cu unităţile SI, se poate întrebuinţa şi un număr

definit (19) de unităţi nestandardizate, de exemplu: a) tona – unitate de masă; minutul, ora, 24 ore (la

necesitate săptămîna, luna, anul, secolul, mileniul ş.a.) – unităţi

de timp; gradul, minutul, secunda – unităţi de unghi planar; litrul – unitate de volum; gradul Celsius – unitate de temperatură Celsius;

b) în capitole speciale; unitate atomică de masă – unitate de masă în fizica atomului şi chimie; hectar – unitate de suprafaţă în gospodăria agricolă; electronvolt – unitate de energie în fizică.

Fără limitarea termenului, se pot întrebuinţa unităţile

valorilor relative; unitatea (I), procentul (%) şi unităţile

valorilor logaritmice. Toate celelalte unităţi, cu excepţia celor

descrise mai sus (unităţile SI şi derivatele sale), sunt extrase din manuale, de exemplu: kilogramul, puterea, caloria, şi

7

numai după rezultatul final de introdus unităţile multiple sau fracţionare: angstrem, milimetru al coloanei de mercur etc.

Pentru a evita greşelile posibile la efectuarea calculelor,

se recomandă ca după formule să se exprime toate valorile în

unităţile SI, dar nu în multiple sau fracţionare. E important a întrebuinţa corect expresiile, legate de

folosirea diferitelor valori fizice. Aşa, de exemplu, nu se admite întrebuinţarea expresiilor, în care se vorbeşte despre:

a) valorile fizice în calitate de caracteristică a altor

valori, de exemplu: volumul masei corpului, masa volumului de gaz, masa sau volumul cantităţii de substanţă, cantităţii de

substanţă a volumului de gaz etc; b) valorile fizice în calitate de caracteristică a unităţilor,

de exemplu: volumul a 15 g de azot, masa a 3 mol oxigen, volumul (în c.n.) a 1 mol de gaz, deoarece valorile fizice (volumul, masa, cantitatea de substanţă, presiunea etc.) se introduc pentru a caracteriza obiectul (substanţa, corpul), dar

nu pentru a se caracteriza una pe alta, deci expresia corectă va

fi: “Volumul azotului cu masa de 15 g, masa oxigenului în cantitate de 3 mol, volumul gazului în cantitate de 1 mol etc”.

c) notarea unităţilor valorilor fizice nu se schimbă după

număr şi caz, de aceea putem spune “trei moli”, dar vom scrie

“3 mol”, sau zicem “trei kilograme”, dar scriem “3 kg” ş.a.m.d.

1.2. Erorile măsurătorilor

La rezolvarea problemelor de calcul se aplică datele

diferitelor unităţi fizice, de exemplu: a masei, volumului,

temperaturii, presiunii, densităţii ş.a. La efectuarea

măsurătorilor sunt inevitabile erorile. Erorile întâmplătoare sunt provocate de încălcarea

condiţiilor experimentale, de notare a indicaţiilor aparatelor sau

de însumare a greutăţilor, de neatenţia şi lipsa de experienţă a experimentatorului. Erorile întâmplătoare sunt inevitabile, de

8

aceea valoarea adevărată a mărimii măsurate este întotdeauna

necunoscută. Existenţa erorilor întâmplătoare face ca

măsurătoarea să ne dea numai o valoare aproximativă a

mărimii măsurate. Erorile întâmplătoare duc la apariţia

nepotrivirilor în valorile mărimii măsurate în diferite

experienţe. Erorile sistematice se manifestă într-o singură direcţie

şi îşi păstrează valoarea constantă sau se schimbă sistematic.

Cauzele erorilor sistematice pot fi defectele aparatelor de măsură (erorile de aparataj), de exemplu, deplasarea “zero”-ului scării aparatului, imperfecţiunea metodei

măsurătorilor (erori metodice), individualitatea

experimentatorului, de exemplu, aprecierea eronată a

schimbării culorii indicatorului, stabilirea neprecisă a

meniscului pe scara pipetei ori a biuretei ş.a. Exactitatea măsurătorilor depinde de precizia

aparatelor. Exactitatea masurătorilor se determină prin numărul

cifrelor în valoarea numerică a mărimii masurate. Cifre semnificative se numesc toate cifrele diferite de

zero în expresia zecimală a numărului, precum şi zerourile,

plasate între ele sau la sfârşit. De exemplu: 2,5 – două cifre semnificative; 0,25 – două cifre semnificative; 2,05 – trei cifre semnificative; 2,50 – trei cifre semnificative. “Zero”-urile de la sfârşitul cifrei indică precizia

măsurătorii aparatului dat. Astfel, la o balanţă tehnică, masa substanţei se determină cu o exactitate de 0,01, iar la una analitică cu o precizie de 0,0001. Notarea de 2,50 g exprimă o

precizie ce ne mărturiseşte că măsurătoarea s-a efectuat la o balanţă tehnică cu precizia de două cifre după virgulă.

Exactitatea măsurătorilor se caracterizează prin

9

incertitudinea absolută şi relativă. Incertitudinea (eroarea) absolută X – este valoarea

absolută a diferenţei dintre valorile adevărate ale mărimii măsurate Xad şi rezultatul măsurătorilor – Xm:

ad - m Eroarea absolută se exprimă în unităţi ale mărimii

măsurate. Deoarece ad rămâne necunoscută, în practică se poate

de gasit numai eroarea aproximativă a măsurătorilor. Incertitudinea (eroarea) relativă – – este raportul

dintre eroarea absolută şi valoarea adevărată a mărimii

măsurate: adX

X .

Eroarea relativă poate fi exprimată în procente:

%100

adX

X .

În practică în loc de ad necunoscută se foloseşte m. De exemplu, dacă pe o balanţă tehnică a fost cântărită o

probă de substanţă de 0,25 g, atunci eroarea relativă la

măsurători de masă va fi:

%100

mX

X .

1.3. Calcularea rezultatelor măsurătorilor

Exactitatea calculelor este limitată de precizia măsurilor

şi nu o poate depăşi. Numărul cifrelor semnificative, păstrate în

rezultatul final al calculelor, se determină prin rezultatul cel mai puţin precis al măsurătorilor.

Numărul cifrelor semnificative păstrate în sumă,

diferenţa, produsul, câtul împărţirii se determină prin numărul

de cifre în cea mai puţin precisă valoare iniţială; la ridicarea la

10

pătrat sau la extragerea de sub rădăcina pătrată – prin baza puterii ori prin expresia de sub rădăcina pătrată; la logaritmare

– prin numărul iniţial. În calculele intermediare se folosesc numere cu o cifră

semnificativă în plus faţă de rezultatul final. Rotunjirea cifrelor se efectuează conform regulilor: 1) La cifra semnificativă păstrată se adaugă o unitate,

dacă după ea vin cifra 5 şi mai mari. 2) Cifra semnificativă păstrată rămâne neschimbată,

dacă este urmată de cifrele mai mici ca 5. De exemplu, dacă este nevoie de a însuma două valori

de masă 2,51 g şi 0,9471 g: m 2,51 + 0,9741= 3,4571 g

Putem păstra numai două cifre semnificative după

virgulă, deoarece cea mai puţin precisă cifră 2,51 g conţine

două cifre semnificative după virgulă. După rotunjirea efectuată, rezultatul sumei va fi 3,46 g. Dacă această sumă este

rezultatul calculelor intermediare, atunci pentru următoarele

calcule trebuie de folosit cifra 3,457 g pentru a rotunji resultatul final.

11

Capitolul II

NOMENCLATURA CHIMIEI ANORGANICE

2.1. Număr de oxidare Numărul de oxidare nu este sinonim cu numărul de

legături ale unui atom. Numărul de oxidare al unui element

dintr-o entitate chimică reprezintă sarcina care ar fi prezentă la

un atom al elementului, dacă electronii din fiecare legătură la

acest atom ar fi atribuiţi atomului mai electronegativ, astfel: SO4

2- = un ion S6+ şi patru ioni O2-; S = VI; O = - II;

NO3- = un ion N5+ şi trei ioni O

2-; N = V; O = - II; CH4 = un ion C4- şi patru ioni H

+; C = - IV; H = I; NH4

+ = un ion N3- şi patru ioni H+; N = - III; H = I;

AlH4- = un ion Al3+ şi patru ioni H

-; Al = III; H = - I. În stare de element atomii au starea zero, iar o legătură

între atomii aceluiaşi element nu modifică numărul de oxidare: P4 = patru atomi P fără sarcină; P = 0; P2H4 = doi ioni P2- şi patru ioni H

+; P = - II; H = I; O2F2 = doi ioni O+ şi doi ioni F

-; O = I; F = - I. Mn2(CO)10 = doi atomi Mn0 şi 10 molecule CO fără sarcină.

2.2. Denumiri de elemente chimice

Lista elementelor chimice, care cuprinde şi denumirile

lor în limba română, este dată în anexa 1. Denumirile

elementelor din paranteze indică că acestea se folosesc când se

alcătuiesc denumiri derivate, de exemplu wolframul, şi nu

tungstenul. Toate elementele metalice noi au simbolurile formate din două litere. Marea lor majoritate au denumirea cu terminaţia -iu; excepţie fac elementele lantan, tantal, titan, praseodim, neodim, telur etc.

Toţi izotopii unui element au aceeaşi denumire, excepţie

12

făcând hidrogenul, care prezintă trei izotopi cu denumire

diferită (protiu – 11H, deuteriu – 2

1H sau D, tritiu – 31H sau T).

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

de ordine în stânga jos, aşa de exemplu: 16

8O, 178O şi

188O.

Pentru familii de elemente se continuă folosirea

următoarelor denumiri colective: halogeni (F, Cl, Br, I şi At),

calcogeni (O, S, Se, Te şi Po), metale alcaline (Li, Na, K, Rb, Cs şi Fr), metale alcalino-pământoase (Be, Mg, Ca, Sr, Ba şi

Ra), gaze rare (He, Ne, Ar, Kr şi Rn) etc. De asemenea, se folosesc şi denumiri de halogenuri şi

calcogenuri pentru compuşii dinari ai halogenilor şi

calcogenilor. În grupul metalelor rare sunt cuprinse Sc, Y şi de la La

până la Lu. De asemenea, se foloseşte denumirea de lantanoid cu simbolul Ln pentru elementele cuprinse între (Z = 57 şi 71);

în mod analog se folosesc denumirile de actinoid (Z = 89-103). Notarea grupelor de elemente din sistemul periodic se face

utilizând sistemul de cifre romane urmate de A pentru grupele principale şi B pentru grupele secundare.

După starea şi funcţia chimică (după valoarea

electronegativităţii) elementele chimice se clasifică în trei

grupe: metale (cu X mai mic ca 2,1), semimetale (cu X în jur de 2,1) şi nemetale (cu X mai mare ca 2,1).

2.3. Prefixe sau afixe folosite în nomenclatura anorganică

Nomenclatura chimică foloseşte afixe multiplicative,

numere atât arabe, cât şi romane şi litere pentru a indica atât

stoichiometria, cât şi structrura (tab. 1).

13

Tabelul 1 Prefixe sau afixe folosite în nomenclatura anorganică

*) este utilizat mai ales în chimia organică şi în chimia

compuşilor coordinativi.

Afixe multiplicative

a) mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, octa, nona, deca, undeca (hendeca), dodeca etc., folosite fără liniuţa de despărţire; b) bis, tris, tetrakis, pentakis etc., folosite fără liniuţa de despărţire, însă obişnuit cu paranteze în jurul fiecărei expresii întregi la care se aplică prefixul

Afixe structurale

scrise cu litere cursive şi de despărţire de restul denumirii

Antiprismo opt atomi legaţi într-o antiprismă dreptunghiulară Asim asimetric Catena o structură în lanţ; adesea folosită pentru a desemna

substanţe polimere liniare Cis două grupe ocupând poziţii adiacente; folosită uneori

în sensul de fac Closo o structură de colivie sau închisă, în special un schelet

cu atomi de bor care este un poliedru având toate feţele triunghiulare

Ciclu o structură inelară *)

Dodecaedro opt atomi legaţi într-un dodecaedru cu feţe triunghiulare Fac trei grupe ocupând colţurile aceleiaşi feţe a unui

octaedru (facial) Hexaedro opt atomi legaţi într-un hexaedru (de exemplu, cub) Hexaprismo doisprezece atomi legaţi într-o prismă hexagonală Icosaedro doisprezece atomi legaţi într-un icosaedru triunghiular Mer meridional; trei grupe pe un octaedru în astfel de poziţii

că una este cis- faţă de celelalte două care sunt trans- una faţă de alta

Nido o structură de cuib, în special un schelet cu atomi de bor care este foarte apropiat de o structură closo

Sim simetric Trans două grupe în poziţii opuse faţă de un atom central (miu), grupa face punte între două sau mai multe centre de

coordonare

14

Afixe multiplicative Afixele multiplicative simple: mono, di, tri, tetra, penta,

hexa, hepta, octa, nona, deca, undeca (hendeca), dodeca etc., indică:

a) proporţii stoichiometrice Exemple: CO monoxid de carbon; CO2 dioxid de carbon; P4S3 trisulfură de tetrafosfor.

b) gradul de substituţie Exemple: SiCl2H2 diclorsilan; PO2S2

3- ion de ditiofosfat.

c) numărul de grupe coordinative Exemple: [CoCl2(NH3)4]

+ ion de tetraamindiclorocobalt(III). În unele cazuri, este necesar de a suplimenta aceste

afixe numerice cu hemi (1/2) şi sesqui (3/2). Afixele multiplicative de mai sus au, de asemenea,

unele întrebuinţări diferite pentru a desemna: – numărul de atomi centraţi identici în acizii condensaţi

şi anionii caracteristici lor: Exemple: H3PO4 acid (mono)fosforic; H4P2O7 acid (di)fosforic; H2S3O10 acid (tri)sulfuric. – numărul de atomi ai aceluiaşi element formând

schelete ale unor molecule sau ioni:

15

Exemple: Si2H6 disilan; B10H14 decaboran (14); S4O6

2- ion de tetrartionat. Afixele multiplicative bis, tris, tetrakis etc. au fost

iniţial introduse în chimia organică, apoi au fost extinse şi la

nomenclatura compuşilor coordinativi, utilizată în special de

Chemical Abstracts: Exemple: Bi (CH3)2 NCH2 NH3 tris (dimetilamino)metilaminobismutină; P(CH2OH)4Cl clorură de tetrakis(hidroximetil)fosfoniu; Fe(CN)2(CH3NC)4 dicianotetrakis(metil-izocianid)fer(II); Ca5F(PO4)3 fluorură-tris(fosfat) de pentacalciu. În primul exemplu anorganic, se urmăreşte a se

îndepărta orice îndoială că ligandul nu este CH3NC. În cel de-al doilea, trebuie să se distingă o sare dublă cu fosfat de o sare

a acidului condensat, trifosfatul P3O105-.

Chimiştilor nu li se recomandă folosirea afixelor

multiplicative bis, tris etc., decât în expresii conţinând un alt afix numeric, de exemplu, bis (dimetilamino), şi în cazurile în

care absenţa lor ar crea ambiguitate. În cazul compuşilor dinari, citirea se face începând cu

carbura, borura, nitrura, sulfura etc., excepţie făcând oxizii. În cazul compuşilor dinari între nemetale, în acord cu

practica stabilită, trebuie să fie plasat în faţă acel constituent care apare primul în seria:

B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F. Exemple: XeF2, NH3, H2S, S2Cl2, Cl2O, OF2. Dacă doi sau mai mulţi atomi (sau grupe de atomi)

diferiţi sunt ataşaţi la un singur atom central, după simbolul

16

atomului central se scriu simbolurile atomilor (sau grupelor) în ordine alfabetică, de exemplu: PBrCl2, SbCl2F, PCl3O, P(NCO)3O, PO(OCN)3.

În compuşii intermetalici, constituenţii incluzând Sb sunt plasaţi în ordine alfabetică a simbolurilor, de exemplu

Cu5Zn8 şi Cu5Cd8. În compuşii similari conţinând nemetale, de

exemplu, în compuşii interstiţiali, metalele sunt plasate în

ordinea alfabetică a simbolurilor, urmate de nemetale la sfârşit

în ordinea prescrisă, mai sus, de exemplu, MnTa3N4. Dacă constituentul electronegativ este heteropoliatomic,

el trebuie să fie desemnat prin terminaţia -at. În cazul a doi sau mai mulţi constituenţi electronegativi,

ordinea lor de citire trebuie să fie în ordine alfabetică. În compuşii anorganici este în general posibil de a

indica într-o grupă poliatomică un atom caracteristic (cum este

Cl în ClO-) sau atom central (cum este I în ICl4-). O astfel de

grupă poliatomică este desemnată drept un anion complex. În acest caz, denumirea trebuie să fie formată de la

denumirea elementului caracteristic sau central urmat de sufixul -at.

Cu toate că termenii sulfat, fosfat etc. au fost iniţial

denumirile anionilor de oxoacizi particulari, aceste denumiri desemnează cu totul general o grupă negativă conţinând sulf sau, respectiv, fosfor drept atom central, în starea de oxidare maximă, iar utilizarea sufixului -it desemnează o stare de

oxidare minimă. Ultima citire a fost abandonată, cum de

asemenea a fost abandonată şi citirea valenţelor prin sufixele: -os/ -oasă, -ic/ -ică. Conform nomenclaturii anionul complex este indicat prin paranteze pătrate, însă aceasta nu este necesar

decât atunci, când se scrie sarcina ionului în formă ionizată. Exemple: Na2[SO4] tetraoxosulfat de disodiu; Na2[SO3] trioxosulfat de disodiu; Na2[S2O3] trioxotiosulfat de disodiu;

17

Na[SFO3] fluorotrioxosulfat de sodiu; Na3[PO4] tetraoxofosfat de trisodiu; Na3[PS4] tetratiofosfat de trisodiu; Na[PCl6] hexaclorofosfat de sodiu; K[PF2O2] difluorodioxofosfat de potasiu; K[PCl2(NH)O] dicloroimidooxofosfat de potasiu. De multe ori, aceste denumiri pot fi prescurtate, de

exemplu, sulfat de sodiu, tiosulfat de sodiu. Compuşii de mai mare complexitate, la care regulile de

mai sus nu pot fi aplicate, se vor numi în acord cu nomenclatura substanţelor coordinative. În multe cazuri, fiecare sistem este posibil şi când se poate face o astfel de alegere se preferă denumirea mai simplă.

Când este necesar, de asemenea, unui număr de grupe

complete de atomi, îndeosebi când denumirea include un prefix numeric cu o semnifcaţie diferită, se folosesc numeralele

multiplicative (cel latin bis, cele greceşti tris, tetrakis etc.) şi

întreaga grupă la care ele se referă se pune în paranteze. Exemple: N2O oxid de diazot sau hemioxid de azot; NO2 dioxid de azot*; N2O4 tetraoxid de diazot*; N2S5 pentasulfură de diazot; S2Cl2 diclorură de disulf; Fe3O4 tetraoxid de trifer; U3O8 octaoxid de triuraniu; MnO2 dioxid de mangan; Ca3(PO4)2 bis(ortofosfat) de tricalciu; Ca(PCl6)2 bis(hexaclorofosfat) de calciu.

*denumirea dioxid de azot poate fi folosită pentru a

desemna amestecul în echilibru de NO2 şi N2O4; denumirea de tetraoxid de diazot se referă în mod specific la N2O4.

18

2.4. Notaţia stock În citirea compuşilor chimici se poate folosi şi notaţia

stock, unde numărul de oxidare al unui element este indicat

printr-un numeral roman plasat în paranteze imediat după

denumirea elementului. În aplicarea ei se consideră avantajos a

se folosi denumirile latine. Exemple: FeCl2 clorură de fer(II); FeCl3 clorură de fer(III); MnO2 oxid de mangan(IV); BaO2 peroxid de bariu(II); P2O5 oxid de fosfor(V) sau pentoxid de difosfor; As2O3 oxid de arsen(III) sau trioxid de diarsen; Pb2

IIPbIVO4 oxid de triplumb(II,II,IV) sau tetraoxid de triplumb;

K4Ni(CN)4 tetracianonichelat (0) de potasiu; K4Fe(CN)6 hexacianoferat(II) de potasiu; Na2Fe(CO)4 tetracarbonilferat(II) de sodiu. Anumiţi radicali neutri şi cationici (tabelul 2) conţinând

oxigen sau alţi calcogeni au, independent de sarcină, denumiri

speciale terminându-se în -il.

Tabelul 2

Atom sau

grupă

Denumirea Ca atom,

moleculă sau

radical neutru

Ca şi cationi Ca şi anioni Ca ligand

1 2 3 4 5 N (Mono) azot Nitrură Nitrido N2 Diazot Diazot (1+),

N2+

Diazot

N3 Azotură Azido NH Aminilen Aminilen Amidură Imido NH2 Aminil Aminil Amidură Amido NH3 Amoniac Ammin NH4 Amoniu NH2O Hidroxil

-amidură Hidroxilamido-O Hidroxilamido-N

N2H3 Hidrazil Hidrazil Hidrazidă Hidrazido N2H4 Hidrazină Hidrazin N2H5 Hidraziniu

(1+) Hidraziniu (1+)

2.5

. Den

um

iri pen

tru ca

tion

i şi rad

icali

20

N2H6 Hidraziniu (2+)

NO Oxid de azot Nitrozil Nitrozil N2O Oxid de diazot Diazot-oxid NO2 Dioxid de azot Nitroil Nitrit Nitro, nitrito-O

nitrito-N NS Tionitrozil NO3 Nitrat Nitrato N2O2 Hiponitrit Hiponitrito CO Monooxid de

carbon Carbonil Carbonil

HO2C Carboxil Carboxil CO2 Dioxid de carbon Carbon-dioxid CS Tiocarbonil Tiocarbonil CS2 Disulfură de

carbon Carbondisulfid

ClCO Cloroformil Cloroformil H2NCO Carbamoil Carbamoil N2NCO2 Carbamat CH3O Metoxil Metoxid Metoxo C2H5O Etoxil Etoxid Etoxo

Tabelul 2 (continuare)

21

H (Mono) hidrogen Hidrogen Hidrură Hidrido F (Mono)fluor Fluor Fluorură Fluoro H2P Dihidrogeno-

fosfură Dihidrogeno -fosfido

PH3 Fosfină Fosfin PH4 Fosfoniu PO Fosforil PS Tiofosforil PH2O2 Fosfinat Fosfinato PHO3 Fosfonat Fosfonato PO4 Fosfat Fosfato P2H2O5 Difosfonat Difosfonato P2O7 Difosfat Difosfato AsO4 Arsenat Arsenato OF (Mono)fluoru

-ră de oxigen

Cl (Mono) clor Clor Clorură Cloro ClO Clorozil Hipoclorit Hipoclorito ClO2 Dioxid de clor Cloril Clorit Clorito ClO3 Percloril Clorat Clorato ClO4 Perclorat Perclorato


22

ClS Clorosulfanil ClF2 Difluorură de clor Difluoroclorat(I) Br (Mono) brom Brom Bromură Bromo I (Mono) iod Iod Iodură Iodo IO Iodozil Hipoiodit Hipoidito IO2 Iodil Iodit Iodito ICl2 Dicloroiodat (I) O (Mono) oxigen Oxid Oxo O2 Dioxigen Dioxigen

(1+), O2+

Peroxid, O22-

Hiperoxid, O2-

Peroxo Dioxigen

O3 Trioxigen (ozon) Ozonidă H2O Apă Aqua H3O Oxoniu HO Hidroxil Hidroxid Hidroxo HO2 Perhidroxil Hidrogeno

-peroxid Hidrogeno -peroxo

S (Mono) sulf Sulfură Tio, sulfido HS Sulfhidril Hidrogeno

-sulfură Mercapto

S2 Disulf Disulf (1+) Disulfură Disulfido SO Monooxid de sulf Sulfinil


23

(tionil) SO2 Dioxid de sulf Sulfonil

(sulfuril) Sulfoxilat Sulf-dioxid

SO3 Trioxid de sulf Sulfit Sulfito HSO3 Hidrogeno

-sulfit Hidrogeno sulfito

H2S Sulfură de

dihidrogen

H3S Sulfoniu S2O3 Tiosulfat Tiosulfato

SO4 Sulfat Sulfato Se (Mono) seleniu Seleniură Seleno SeO Seleninil Selenoxid SeO2 Dioxid de seleniu Selenonil SeO3 Trioxid de seleniu Selenit Selenito SeO4 Selenat Selenato Te (Mono) telur Telurură Teluro CrO2 Dioxid de crom Cromil UO2 Dioxid de uraniu Uranil P (Mono) fosfor Fosfură Fosfido CH3S Metil-sulfanil Metantiolat Metiltio


24

C2H5S Etil-sulfanil Etantiolat Etiltio CN Cianogen Cianură Ciano OCN Cianat Cianato, OCN

izoctianato (NCO)

ONC Fulminat Fulminato SCN Tiocianogen Tiocianat Tiocianato

(SCN), izotiocianato (NCS)

SeNC Selenocianat Selenocianato CO3 Carbonat Carbonato HCO3 Hidrogeno-

carbonat Hidrogeno -carbonato

CH3CO2 Acetoxil Acetat Acetato CH3CO Acetil Acetil Acetil C2O4 Oxalat Oxalato


2.6. Denumirea combinaţiilor complexe În denumirea combinaţiilor complexe, cu atomul central

înaintea liganzilor, se utilizează prefixe multiplicative ca: di-, tri-, tetra- sau bis-, tris-, tetrakis-.

În general, denumirile liganzilor au terminaţia “-o”. De exemplu: O2-(oxo), OH-(hidroxo), F-

(fluoro). Alţi liganzi

anionici, printre care cei ce provin din molecule organice, prin ionizare, primesc terminaţia “-ato” ; de exemplu: CH3COO-

(acetato),

C2O42-(oxalato), H3C-C-CH = C-CH3 (acetil-acetonato) etc.

O O-

Denumirea liganzilor de tip moleculă neutră rămâne, în

general, neschimbată. Totuşi, molecula de apă H2O şi de

amoniac NH3, ca liganzi în complecşi, se numesc: “aqua”, respectiv “amin”, iar moleculele CO şi NO se denumesc

carbonil şi, respectiv, nitrozo. Cationii complecşi şi complecşii neutri nu primesc o

terminaţie specială. În schimb, anionii complecşi terminaţia “ -at” urmată de precizarea, în paranteze, a stării de oxidare a

atomului central. Combinaţiile complexe se scriu începând cu cationul şi

apoi anionul, dar se citesc în limba română începând cu

anionul. După normele IUPAC, complecşii se scriu la fel, dar se citeşte mai întâi cationul, de exemplu:

K3[FeIII(CN)6] hexacianoferat(III) de potasiu; [CoIII(NH3)6]Cl3 clorură de hexaammin cobalt (III); [CrIII(NO2)3(NH3)3] triammintrinitro crom(III); [FeIII(acac)3] tris-(acetilacetonato) fer(III). În cazurile care elementul caracteristic al unui radical

26

poate avea diferite numere de oxidare, acestea trebuie să fie

indicate prin notaţia Stock. De exemplu, ionii UO22+ şi UO2

+ pot fi respectiv numiţi ca uranil (VI) şi uranil (V).

Radicalii poliatomici în discuţie sunt întotdeauna trataţi

ca formând partea pozitivă a compusului: Exemple: COCl2 clororă de carbonil; NOS sulfură de nitrozil; PON nitrură de fosforil; PSCl3 clorură de tiofosforil; NO2HS2O7 hidrogenodisulfat de nitroil; S2O5ClF clorură-fluorură de disulfuril; SO2(N3)2 diazotură de sulfonil (sulfuril); IO2F fluorură de iodil. Aceste denumiri de radicali pot servi la formarea de

denumiri de compuşi, fără a fi necesar a lua poziţie în ceea ce

priveşte relaţiile de polaritate, care pot să fie necunoscute sau

controversate. Asrfel, de exemplu, compuşii NOCl şi NOClO4 sunt numiţi fără confuzie posibilă clorură de nitrozil şi,

respectiv, perclorat de nitrozil. Trebuie de notat că acelaşi radical poate avea denumiri

diferite în chimia anorganică şi în chimia organică. Denumirile

de compuşi organici puri, dintre care multe sunt importante în chimia compuşilor de coordinare, trebuie să fie în acord cu

nomenclatura chimiei organice. Denumirea izopolianionilor se face la fel ca pentru

axoanioni, fără a recurge la informaţii structurale şi denumirile

stoichiometrice complete ale sărurilor conţinând polianioni. Exemple: S2O7

2- disulfat (2-); Si2O7

6- disilicat (6-); Te4O14

4- tetratelurat (4-); Cr4O13

2- tetracromat (2-);

27

P3O105- trifosfat (5-);

Mo7O246- heptamolibdat (6-);

Na2B4O7 tetraborat de disodiu; NaB5O8 pentaborat de sodiu; Ca3Mo7O24 heptamolibdat de tricalciu; Na7HNb6O19*15H2O monohidrogenohexaniobat

de hepta sodiu cu 15 molecule de apă;

K2Mg2V10O28*16H2O decavanadat de dimagne-ziu-dipotasiu cu 16 mole-cule de apă.

Când elementul caracteristic este prezent în parte sau total într-o stare de oxidare inferioară celei corespunzătoare

numărului grupei lui, starea sau stările lui de oxidare se pot

indica prin numere Stock. Dacă este cazul, se poate folosi mai mult decât un număr Stock şi cel mai mic trebuie să fie citat

primul. Exemple: [S2O5]

2- disulfat (IV) (2-) (denumirea uzuală: disulfit); [O2HP-O-PHO2]

2- dihidrogenodifosfat(III) (2-) (denumirea uzuală: difosfonat); [O2HP-O-PO3H]2- dihidrogenodifosfat (III,V) (2-); [HO3P-PO3H]2- dihidrogenodifosfat (IV) (2-) (denumirea uzuală: dihidrogenohipofosfat); [Mo2

VMo4VIO18]

2- hexamolibdat (2V, 4VI) (2-). Anionii dinucleari sunt numiţi prin tratarea anionului

care este primul în ordine alfabetică ca ligand la atomul

caracteristic al celui de-al diolea. Exemple: [O3P-O-SO3]

3- fosfatsulfat(3-); [O3Cr-O-SO3]

2- cromatosulfat(2-); [O3Se-O-SO3]

2- selenatosulfat(2-);

28

[O3Cr-O-SeO3]2- cromatoselenat(2-);

[O3As-O-PO3]4- arsenatofosfat(4-).

Lanţuri mai lungi sunt numite în mod similar, începând

cu grupa terminală care este prima în ordine alfabetică şi

tratând lanţul cu (n-l) unităţi ca ligand la cealaltă grupă

terminală. Exemplu: [O3Cr-O-AsO2-O-PO3]

4- (cromatoarsenato)fosfat(4-). Când atomul central nu are nici un ligand oxo,

denumirea este identică cu cea obţinută prin aplicarea

nomenclaturii compuşilor de coordinare, de exemplu, B(ONO2)4

-, tetranitratoborat. Structurile tridimensionale de octaedre unite WO6,

MoO6 etc., care înconjoară atomul central sunt desemnate prin prefixele wolframo-, molibdo- etc., de exemplu, wolframofosfat, şi nu fosfowolframat. Numerele de atomi ai elementului caracteristic sunt indicate prin prefixe greceşti sau cifre.

Dacă trebuie să fie dat numărul de oxidare, în scopul de

a evita ambiguitatea, poate să fie necesar de a-l plasa imediat după atomul la care se referă, şi nu dupa terminaţia -at.

Exemple: [PW12O40]

3- dodecawolframofosfat(3-) sau 12-wolframofosfat(3-);

[PMo10V2O39]3- decamolibdodivanadofosfat(3-);

[CoIICoIIIW12O42]7- dodecawolframocobalt(II)cobalt(III)at;

[MnIVMo9O32]6- nonamolibdomanganat(6-);

[Ni(OH)6W6O18]4- hexahidroxohexawolframonichelat(4-);

[IW6O24]5- hexawolframoperiodat(5-);

[CeIVMo12O42]8- dodecamolibdocerat(IV)(8-);

[CrIIIMo6O21]3- hexamolibdocromat(III)(3-);

[P2VMo18O62]

6- 18-molibdodifosfat(V)(6-); [P2

IIIMo12O41]4- dodecamolibdodifosfat(III)(4-);

[S2IVMo5O21]

4- pentamolibdodisulfat(IV)(4-).

29

2.7. Denumirea acizilor Denumirile de săruri şi acizi liberi sunt date în modul

obişnuit, de exemplu: [NH4]6[TeMo6O24]7H2O hexamolibdotelurat de hexaamoniu

cu 7 molecule de apă; Li3H[SiW12O40]24H2O dodecawolframosilicat de trilitiu

hidrogen cu 24 molecule de apă; H4[SiW12O40] dodecawolframosilicat de tetrahidrogen

sau acid dodecawolframosilicic. Acizii binari şi pseudobinari ai caror anioni au

terminaţia -ura sau -id, -ida vor fi numiţi drept compuşi binari

sau pseudobinari ai hidrogenului, de exemplu, clorura de hidrogen, sulfura de hidrogen, peroxidul, cianura de hidrogen.

Denumirea azotura de hidrogen pentru compusul HN3 este recomandată în locul aceleia de acid azothidric.

Acizii derivaţi de la anioni poliatomici cu denumiri terminate în -at sau în -it pot să fie, de asemenea, trataţi ca mai

sus. Însă se folosesc denumiri în acord cu următoarea uzanţă: folosirea termenilor acid -ic şi acid -os corespunzând terminaţiilor anionice -at şi, respectiv, -it. Astfel, acid cloric corespunde la clorat, acid sulfuric – la sulfat şi acid nitros – la nitrit.

Această nomenclatură poate, de asemenea, să fie

folosită pentru acizii mai puţin comuni, de exemplu, ionii de

hexacianoferaţi corespund acizilor hexacianoferici. În astfel de cazuri însă sunt preferate denumiri sistematice de tipul hexacianoferat de hidrogen.

Cei mai mulţi dintre acizii comuni sunt oxoacizi, cu alte cuvinte, ei conţin numai atomi de oxigen legaţi la atomul caracteristic. Este o uzanţă de mult timp stabilită de a nu indica

aceşti atomi de oxigen. În principal, pentru aceşti acizi se vor păstra denumirile de mult timp stabilite. Cei mai mulţi anioni

pot fi consideraţi, de exemplu, H4XeO6, acid

30

hexaoxoxenonic(VIII) sau hexaoxoxenonat(VIII) de hidrogen. În cazul oxoacizilor notaţile -os -ic sunt aplicate în

multe cazuri pentru a se distinge între diferite stări de oxidare.

Denumirile acid -os sunt restrânse la acizii anionilor cu terminaţia -it.

În unele cazuri, distincţia dintre diferiţi acizi cu acelaşi

element caracteristic se efectuează prin intermediul prefixelor.

Această notaţie nu trebuie să fie extinsă dincolo de cazurile date mai jos. Prefixul hipo- este folosit pentru a indica o stare de oxidare inferioară şi poate fi păstrat în urmatoarele cazuri:

HClO acid hipocloros; HBrO acid hipobromos; HIO acid hipoiodos; H2N2O2 acid hiponitros; H4P2O6 acid hipofosforic. Prefixul per- a fost folosit pentru a desemna o stare de

oxidare superioară şi este păstrat numai pentru HClO4, acidul percloric, şi acizii corespunzători ai altor elemente din grupa

VII. Această folosire a prefixului per- nu trebuie să fie

extinsă la elementele altor grupe, aşa că nu sunt recomandate

denumiri de tipul perxenonat şi perrutenat. Nu trebuie făcută

confuzie între prefixul per- şi prefixul peroxo-. Prefixele orto- şi meta- au fost folosite pentru a distinge

acizii diferind prin “conţinutul de apă”. Sunt reţinute

următoarele denumiri: H3BO3 acid ortoboric; (HBO2)n acid metaboric; H4SiO4 acid ortosilicic; (H2SiO3)n acid metasilicic; H3PO4 acid ortofosforic; (HPO3)n acid metafosforic; H5IO6 acid ortoperiodic; H6TeO6 acid ortoteluric.

31

Prefixul piro- a fost folosit pentru a desemna un acid format din două molecule ale unui ortoacid minus o moleculă

de apă. Astfel de acizi pot acum să fie în general priviţi drept

cele mai simple cazuri de izopoliacizi. Denumirea uzuală acid pirofosforic poate fi păstrată pentru H4P2O7, deşi este

preferabilă denumirea acid difosforic. Lista de mai jos (“Denumiri pentru oxoacizi”) conţine denumirile acceptate ale

oxoacizilor (cunoscuţi sau nu în stare liberă). Pentru mulţi dintre aceşti acizi sunt preferabile

denumirile sistematice, mai ales pentru cei mai puţin comuni, de exemplu: H2MnO4 acid tetraoxomanganic(VI), pentru a-l distinge de H3MnO4, acidul tetraoxomanganic(V); HReO4 acid tetraoxorenic(VII), pentru al distinge de H3ReO5,

acidul pentaoxorenic(VII); H2ReO4 acid tetraoxorenic(VI), pentru al distinge de HReO3,

acidul tetraoxorenic(V); H3ReO4, acidul tetraoxorenic(V) şi H4Re2O7, acidul heptaoxodirenic(V).

Denumiri pentru oxoacizi H3BO3 acid ortoboric (HBO2)n acid metaboric H2CO3 acid carbonic HOCN acid cianic HNCO acid izocianic HONC acid fulminic H4SiO4 acid ortosilicic (H2SiO3)n acid metasilicic HNO3 acid nitric HNO4 acid peroxonitric HNO2 acid nitros HOONO acid peroxonitros H2NO2 acid nitroxilic

32

H2N2O2 acid hiponitros H3PO4 acid ortofosforic sau acid fosforic H4P2O7 acid difosforic sau acid

pirofosforic (HPO3)n acid metafosforic H3PO5 acid peroxomonofosforic H4P2O8 acid peroxodifosforic (HO)2OP-PO(OH)2 acid hipofosforic sau acid

difosforic(IV) (HO)2P-O-PO(OH)2 acid difosforic(III,V) H2PHO3 acid fosfonic H2P2H2O5 acid difosfonic HPH2O2 acid fosfinic H3AsO4 acid arsenic H3AsO3 acid arsenos HSb(OH)6 acid hexahidroxoantimonic H2SO4 acid sulfuric H2S2O7 acid disulfuric H2SO5 acid peroxomonosulfuric H2S2O8 acid peroxodisulfuric H2S2O3 acid tiosulfuric H2S2O6 acid ditionic H2SO3 acid sulfuros H2S2O5 acid disulfuros H2S2O2 acid tiosulfuros H2S2O4 acid ditionos H2SO2 acid sulfoxilic H2SxO6 (x=3,4...) acizi politionici H2SeO4 acid selenic H2SeO3 acid selenos H6TeO6 acid ortoteluric H2CrO4 acid cromic H2Cr2O7 acid dicromic HClO4 acid percloric

33

HClO3 acid cloric HClO2 acid cloros HClO acid hipocloros HBrO4 acid perbromic HBrO3 acid bromic HBrO2 acid bromos HBrO acid hipobromos H5IO6 acid ortoperiodic HIO4 acid periodic HIO3 acid iodic HIO acid hipoiodos HMnO4 acid permanganic H2MnO4 acid manganic HTcO4 acid pertehneţic H2TcO4 acid tehneţic HReO4 acid perrenic H2ReO4 acid renic Nu trebuie să fie date denumiri uzuale la acizi ca HNO,

H2N2O3, H2N2O4 etc., pentru care au fost descrise sărurile. Aceste săruri trebuie să fie desemnate raţional ca oxonitraţi(I),

trioxodinitraţi(II), tetraoxodinitraţi(III) etc. Denumirile acid galic(III), acid germanic, acid stanic,

acid antimonic, acid bismutic, acid vanadic, acid niobic, acid tantalic, acid teluric, acid molibdic, acid wolframic şi acid

uranic pot fi folosite pentru substanţe cu conţinut de apă şi grad

de policondensare nedefinite. Includerea numărului Stock în

cazul acidului galic(III) serveşte pentru a-l distinge de acidul organic.

Prefixul peroxo-, atunci când este folosit în legatură cu

denumirile uzuale ale acizilor, indică o substituire de -O- cu -O-O-.

Exemple: HNO4 acid peroxonitric; H3PO5 acid peroxomonofosforic;

34

H4P2O8 acid peroxodifosforic; H2SO5 acid peroxomonosulfuric; H2S2O8 acid peroxodisulfuric. Acizii derivaţi de la oxoacizi prin înlocuirea oxigenului

cu sulf sunt numiţi tioacizi. Exemple: H2S2O2 acid tiosulfuros; H2S2O3 acid tiosulfuric; HSCN acid tiocianic. Când mai mult decât un atom de oxigen poate fi înlocuit

prin sulf, numărul de atomi de sulf trebuie în general să fie

indicat: H3PO3S acid monotiofosforic; H3PO2S2 acid ditiofosforic; H2CS3 acid tritiocarbonic; H3AsS3 acid tritioarsenos; H3AsS4 acid tetratioarsenic. Afixele seleno şi teluro pot fi folosite într-o manieră

similară. Acizii conţinând alţi liganzi decât oxigen şi sulf sunt în

general desemnaţi în acord cu regulile expuse. Exemple:

HAuCl4 tetracloroaurat(III) de hidrogen sau acid tetracloroauric(III);

H2PtCl4 tetracloroplatinat(II) de hidrogen sau acid tetracloroplatinic(II);

H2PtCl6 hexacloroplatinat(IV) de hidrogen sau acid hexacloroplatinic(IV);

H4Fe(CN)6 hexacianoferat(II) de hidrogen sau acid hexacianoferic(II);

H[PFHO2] fluorohidridodioxofosfat de hidrogen sau acid fluorohidridodioxofosforic;

HPF6 hexafluorofosfat de hidrogen sau acid hexafluorofosforic;

35

H2SiF hexafluorosilicat de hidrogen sau acid hexafluorosilicic;

H2SnCl6 hexaclorostanat(IV) de hidrogen sau acid hexaclorostanic;

HBF4 tetrafluoroborat de hidrogen sau acid tetrafluoroboric;

H[BF2(OH)2] difluorodihidroxoborat de hidrogen sau acid difluorodihidroxoboric;

H[B (C6H5)4] tetrafeniborat de hidrogen sau acid tetrafenilboric.

Este preferabil a folosi denumiri de tipul tetracloroaurat(III) de hidrogen etc., în locul denumirilor “acid”.

Pentru unii dintre cei mai importanţi acizi de acest tip, pot fi folosite denumiri abreviate, de exemplu, acid fluorosilicic.

Derivaţii funcţionali ai acizilor sunt compuşi formaţi

din acizi prin substituirea de OH şi uneori O cu alţi atomi sau

grupe de atomi. În acest domeniu mai este folosită

nomenclatura funcţională, însă nu este recomandată. Denumirile de halogenuri de acizi sunt formate din

denumirea radicalului acid corespunzător, dacă acesta are un

nume special, de exemplu, clorura de nitrozil, clorura de fosforil.

În alte cazuri, aceşti compuşi sunt numiţi ca halogenuri-oxizi, de exemplu, MoCl2O2, diclorura-dioxid de molibden.

Anhidridele de acizi anorganici trebuie, în general, să

fie denumite ca oxizi, de exemplu, N2O5, pentaoxid de diazot, şi nu anhidridă nitrică sau anhidrida acidului nitric.

Esterii acizilor anorganici au denumiri formate în acelaşi fel cu sărurile, de exemplu, sulfat de dimetil,

hidrogenofosfat de dietil, fosfat de trimetil. Dacă însă se urmăreşte constituţia specifică a compusului, atunci trebuie să

fie folosită o denumire în acord cu nomenclatura compuşilor de

36

coordinare, de exemplu, (CH3)4Fe(CN)6 sau (CH3)4Fe(CN)2(CNCH3)4, hexacianoferat(II) de tetrametil sau dicianotetrakis(metil-izocianid(fer(II).

2.8. Săruri

Pentru a indica hidrogenul înlocuibil din sare –

denumirile se formează cu ajutorul cuvântului “hidrogeno”, cu

prefix numeric acolo, unde este necesar, urmat fără liniuţă de

despărţire de denumirea anionului. În mod excepţional, anionii anorganici pot conţine hidrogen care nu este înlocuibil. Acesta obişnuit este inclus în numele anionului şi nu este citat în mod explicit decât atunci când este considerat a avea numărul de

oxidare +1, însă sărurile nu pot fi numite săruri acide. Exemple: NaHCO3 hidrogenocarbonat de sodiu; LiH2PO4 dihidrogenofosfat de litiu, KHS hidrogenosulfură de potasiu, NaHPHO2 hidrogenofosforat de sodiu. În sărurile duble, triple etc., în formulele lor toţi cationii

trebuie să preceadă anionii. În denumiri trebuie să fie aplicate

regulile de mai jos. În acele limbi, cum este limba română, în

care denumirile cationilor sunt plasate după denumirile

anionilor, adjectivele se referă la numărul felurilor de cationi

prezenţi, şi nu la numărul total al lor. Cationii, cu excepţia hidrogenului, trebuie să fie citaţi în

ordine alfabetică, ea putând să fie diferită în formule şi

denumiri. Sărurile oxidice şi hidroxidice trebuie să fie privite din

punctul de vedere al nomenclaturii ca săruri duble conţinând anionii O2- şi HO

-, ceea ce permite să li se aplice aceleaşi

reguli. În limba română, denumirile sunt departe de practica

curentă şi mai poate fi păstrat încă sistemul folosirii prefixelor

37

oxi- şi hidroxi-, de exemplu, oxiclorura de cupru. Exemple:

MgCl(OH) clorură-hidroxid de magneziu sau hidroxiclorură de magneziu;

BiClO clorura-oxid de bismut sau oxiclorura de bismut;

LaFO fluorura-oxid de lantan sau oxifluorura de lantan;

VO(SO4) oxid-sulfat de vanadiu(IV) sau oxisulfat de vanadiu(IV);

CuCl23Cu(OH)2 clorura-trihidroxid de dicupru sau Cu2Cl(OH)3 trihidroxiclorura de cupru(II).

În cazul oxizilor şi hidroxizilor dubli, termenii “oxizi

micşti” nu sunt recomandaţi. Astfel de substanţe trebuie să fie

preferabil numite oxizi sau hidroxizi dubli, tripli etc., după cum

este cazul. Mulţi oxizi şi hidroxizi dubli aparţin unor grupe

distincte, fiecare avându-şi propriul tip structural caracteristic

care este denumit uneori după unele minerale bine cunoscute ale aceleiaşi grupe (de exemplu, perovskit, ilmenit, spinel etc.).

Astfel, NaNbO3, CaTiO3, CaCrO3, CuSnO3, YAlO3, LaAlO3 şi

LaGaO3 au toate aceeaşi structură ca perovskitul, CaTiO3. Denumiri aşa ca titanatul de calciu pot exprima

implicaţii false şi este preferabil de a numi astfel de compuşi ca

oxizi dubli şi hidroxizi dubli atunci, când nu există dovezi clare

şi general acceptate ale prezenţei de cationi şi oxo- sau hidroxoanioni în structură.

Aceasta nu înseamnă că denumirile de tipul titanat sau aluminat trebuie să fie abandonate, căci astfel de substanţe pot

exista în soluţie şi în stare solidă. În oxizii şi hidroxizii dubli metalele sunt citate, ca şi în

cazul sărurilor duble, triple etc., în ordine alfabetică.

38

Exemple: Al2Ca4O7nH2O heptaoxid (dublu) de dialuminiu-tetracalciu

hidratat sau

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

însă Ca3[Al(OH)6]2 bis(hexahidroxoaluminat) de tricalciu; AlLiMn2

1VO4(OH)4 tetrahidroxid-tetraoxid(triplu) de aluminiu-litiu-dimanganat(IV) sau tetraoxitetrahidroxid (triplu) de aluminiu-litiu-dimangan(IV).

Tipul de structură poate să fie adăugat în paranteze şi în

litere cursive după denumire atunci, când aceasta este necesar.

Când tipul de structură aparţine însăşi substanţei nu trebuie să se folosească litere cursive. În aceste cazuri, se adaugă tipul de structură, formula şi denumirea trebuie să fie în acord cu

structura. Exemple:

MgTiO3 trioxid(dublu) de magneziu-titan (tip ilmenit); FeTiO3 trioxid(dublu) de fier(II)-titan (ilmenit); NaNbO3 trioxid(dublu) de sodiu-niobiu (tip perovskit).

39

Capitolul III

ENERGETICA REACŢIILOR CHIMICE. ELEMENTE DE TERMODINAMICĂ CHIMICĂ

3.1. Termochimia

Reacţiile chimice în majoritatea cazurilor, sunt însoţite

de absorbţie sau degajare de căldură. Determinarea şi studierea căldurii absorbite sau

degajate la formarea sau disocierea compuşilor în reacţiile

chimice şi la trecerea de la o fază la alta alcătuieşte obiectul

termochimiei. 3.1.1. Căldura şi măsurarea ei

Căldura este o formă de energie care se deplasează

spontan de la un corp mai cald spre unul mai rece. În anumite condiţii, căldura poate fi forţată să treacă de la un corp mai rece

spre unul mai cald (frigiderul). După cum ştim, procesele chimice şi transformările fazice pot fi exotermice şi

endotermice. Temperatura unui obiect poate fi folosită pentru

determinarea cantităţii de căldură pe care el o absoarbe sau o

degajă. În lipsa unor schimbări chimice şi fazice, temperatura unui obiect va creşte la adiţionarea căldurii sau altor forme de

energie. La pierderea căldurii sau a altor forme de energie, temperatura unui corp va scădea. Măsurarea căldurii sau a altor forme de energie se efectuează în calorii (cal) sau Joule (J). Caloria este cantitatea de căldură sau altor forme de energie

care-i necesară pentru a mări cu un grad C0 temperatura unui

gram de apă. În SI se foloseşte ca unitate Joule. Fiecare calorie este echivalentă cu 4,184 J. Se mai folosesc şi unităţile multiple

kcal şi kJ. Pentru a calcula cantitatea de căldură, e necesar a cunoaşte căldura specifică (c). Aceasta este cantitatea de

căldură care se cere pentru a încălzi un gram de substanţă cu

10C sau K. Deci căldura specifică a apei este egală cu

4,184 J/g0C. Pentru cupru această valoare este egală cu

40

0,38 J/g0C, pentru aluminiu – 0,88 J/g0C etc. Capacitatea de căldură a unui corp este cantitatea de căldură obţinută la

creşterea temperaturii lui cu 10C sau K.

Capacitatea de căldură este egală cu căldura specifică

(J/g0C) înmulţită cu masa (g). Dacă cunoaştem masa substanţei

şi căldura ei specifică, atunci se poate de determinat cantitatea

de căldură (Q) absorbită sau eliberată măsurând schimbarea temperaturii:

Q = cm t (3.1) t = t finală – t iniţială. Dacă tfinală tiniţială, atunci Q va avea valoare pozitivă

(substanţa absoarbe căldura). Dacă substanţa pierde căldura,

atunci Q are valoare negativă şi temperatura ei scade.

3.2. Termochimia şi termodinamica

Termochimia este un compartiment al termodinamicii – ştiinţa care se ocupă de relaţiile dintre căldură şi alte forme de energie (mecanică, electrică, chimică, radiantă etc.). Se poate

spune că energia exprimă capacitatea de a efectua lucrul sau de

a transporta căldura. Fiecare substanţă conţine energie,

valoarea căreia depinde de cantitatea, compoziţia şi starea

acestei substanţe. Acel compartiment al termodinamicii, care se ocupă de schimbările energetice în reacţiile chimice, se

numeşte termodinamică chimică. Ea ne oferă posibilitatea de a

prevedea dacă o anumită reacţie chimică va avea loc în condiţiile date de temperatură, presiune şi concentraţie.

Suma totală a felurilor posibile de energie ce sunt

prezente în substanţă se numeşte energie internă (U). În termodinamică se studiază mai ales procesul de schimb

al energiei cu mediul înconjurător şi transferul de energie sub

formă de căldură sau lucru. Dacă schimbul de energie sub

formă de căldură are loc în urma mişcării haotice a

moleculelor, atunci transferul energiei sub formă de lucru se

41

realizează în urma mişcării dirijate a moleculelor. Să examinăm un sistem alcătuit din 2 mol de oxid de

carbon (II) şi un mol de oxigen în condiţiile camerei (250C sau

298 K). Fie că acest sistem se caracterizează printr-o rezervă de

energie internă U1. Presupunem că în urma reacţiei s-au format 2 mol de oxid de carbon (IV) : 2CO(g) + O2(g) = 2CO2(g), unde (g) înseamnă gazos. Dacă sistemul nu-şi schimbă volumul

(reacţia decurge într-un vas închis), atunci după toate

posibilităţile, nu s-a efectuat nici un lucru – nici de către

sistemul însuşi şi nici asupra lui. Totodată, ca rezultat al

reacţiei se degajă energie sub formă de căldură, care se elimină

în mediul înconjurător. Deoarece volumul substanţelor iniţiale

şi al produselor reacţiei nu s-a schimbat (V = const), iar temperatura produselor reacţiei după un timp oarecare se

egalează cu temperatura substanţelor iniţiale (T = const) în urma eliminării căldurii în mediul înconjurător, atunci căldura

eliminată este egală cu schimbarea energiei interne a

sistemului. În termodinamică se obişnuieşte a scădea valoarea, care

caracterizează starea iniţială a sistemului, din starea lui finală.

Această diferenţă se notează prin simbolul . Vom însemna energia internă a amestecului constituit din 2 mol CO şi un mol

O2 prin U1, iar energia internă a 2 mol CO2 prin U2. Pentru reacţia 2CO(g) + O2(g) = 2CO2(g)

U(CO2 (g)) – [U(CO (g)) + U(O2 (g))] = Uprod – Uiniţ = U2 – –U1 = U (3.2)

Fiindcă în această reacţie se degajă căldură, U1 U2, iar U va fi negativ. Caldura degajată sau absorbită într-o reacţie chimică se

numeşte căldura de reacţie. Valoarea ei depinde de starea de

agregare a substanţelor reactante, de aceea în partea dreaptă de

jos a formulei substanţelor se indică starea lor de agregare: (g) – gazoasă; (l) – lichidă; (s) – solidă.

Căldura de reacţie sau efectul ei termic în reacţia de mai

42

sus este pozitivă şi se numeşte izochorică, pentru că procesul

decurge într-un volum constant (Qv). După valoarea absolută, efectul termic izochoric este egal cu variaţia energiei interne,

deosebindu-se numai prin semn:

U = -Qv (3.3)

Căldura de reacţie poate fi considerată un produs al

reacţiei şi se scrie în partea dreaptă a ecuaţiei. Exemplu: 2CO(g) + O2(g) = 2CO2(g) + 2 283 kJ (V = const). Ecuaţiile, în care sunt indicate formulele substanţelor,

starea lor de agregare şi efectul termic al reacţiei se numesc

ecuaţii termochimice. Ecuaţiile termochimice pot fi scrise şi în ordine inversă,

numai că atunci semnul efectului termic trebuie să fie opus.

Căldura de reacţie se raportă la un mol de substanţă obţinută şi

de aceea în ecuaţiile termochimice se admit coeficienţi

fracţionari. Exemplu: CO(g) + ½ O2(g) = CO2(g) + 283 kJ ( V = const ). Forma termochimică de scriere a reacţiei poate fi

înlocuită cu cea termodinamică scriind în partea dreaptă a

ecuaţiei variaţia energiei interne în sistem: CO(g) + ½ O2(g) = CO2(g), U = -283 kJ/mol. Dacă reacţia se efectuează la presiune constantă, atunci

efectul ei termic se numeşte izobaric (Qp). Efectul izobaric se deosebeşte de cel izochoric. Sistemul

în care reacţia decurge la presiune constantă poate să-şi

schimbe volumul dacă numărul de moli al substanţelor gazoase

reactante diferă de numărul de moli al produselor gazoase ale

reacţiei. Aceasta însemnă că sistemul efectuează un lucru

atunci când volumul lui, în urma acestei reacţii, creşte sau

mediul exterior produce un lucru asupra sistemului când volumul lui scade.

43

De exemplu, dacă vom lua pentru combustie 1 mol de metan şi 2 mol de oxigen la temperatura de 25

0C şi presiunea

de o atmosferă, volumul lor în aceste condiţii va fi aproximativ

73 litri. După combustie şi răcire până la condiţiile iniţiale se

va forma 1 mol de CO2 gazos şi 2mol de apă lichidă: CH4(g) + 2O2(g) = CO2(g) + 2H2O(l)

În afară de aceasta, sistemul elimină în mediul

înconjurător ~890 kJ (reducând energia lui internă cu aceeaşi

cantitate de căldură). Volumul sistemului după arderea

metanului va deveni ~24,5 litri. Mediul exterior trebuie să

producă lucru pentru a micşora volumul iniţial al sistemului

~73 l până la ~24,5 l. Acest lucru se adaugă la energia totală

prezentă în sistem. Astfel, dacă sistemul a pierdut 890 kJ de

energie la arderea metanului, atunci o parte din ea a fost compensată de mediul exterior pentru micşorarea volumului

(~4,9 kJ). Lucrul produs de sistem sau efectuat asupra lui se

calculează după ecuaţia: A = P V (3.4)

Folosind ecuaţia lui Mendeleev-Clapeyron PV = nRT, putem calcula lucrul:

P V = nRT, unde n = n2 – n1 = nprod. r. – nsub. in. (diferenţa dintre numărul de

moli ai produselor gazoase ale reacţiei şi numărul de moli ai substanţelor gazoase iniţiale).

Deci A = nRT (3.5)

şi dacă n 1, atunci lucrul efectuat de către sistem asupra

mediului înconjurător se consideră pozitiv. Este evident că

efectul termic izobaric este mai mic decât cel izochoric pentru reacţiile, în care n0, fiindcă o parte de energie se consumă în

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

Qp = Qv - PV = Qv - nRT (3.6)

44

Este evident că atunci când n = 0, Qv = Qp şi când n 0 Qv Qp.

Vom atrage atenţia că Qv - Qp depinde de temperatura absolută şi întotdeauna este egală cu zero la zero grade K.

3.2.1. Entalpia de reacţie

Dacă reacţiile decurg la presiune constantă, atunci

căldura reacţiei absorbită sau eliminată de sistem (Qp) se mai numeşte variaţia entalpiei şi se înseamnă H. Dacă reacţia este

exotermică, Qp are valoare pozitivă, iar H valoare negativă,

deoarece conţinutul de căldură în sistem (cum se mai numeşte

altfel entalpia) scade. Deoarece Qp = Qv- PV, iar Qv = -U

atunci -Qp = U + PV (3.7) sau H = U + PV (fiindcă Qp = -H) (3.8)

Variaţia entalpiei arată cantitatea de căldură ce se

degajă sau se absoarbe pentru ecuaţia chimică concretă. De

exemplu, ecuaţia H2(g) + ½ O2(g) = H2O(l) H = -285 kJ

arată că la interacţiunea unui mol de hidrogen gazos cu 0,5 mol

de oxigen gazos la aceeaşi presiune şi temperatură se formează

1 mol de apă lichidă şi în mediul exterior se degajă 285 kJ de

căldură. Ecuaţia mai poate fi scrisă şi în felul următor: H2(g) + ½ O2(g) = H2O(l) + 285 kJ. Variaţia entalpiei este calculată pentru condiţiile

standard (la 250C sau 298,15 K şi la presiunea de 100 kPa sau

0,987 atm). Până în anul 1981 în calitate de condiţii standard se

lua T = 298,15 K şi presiunea de 1 atm. La aşa diferenţă mică

de presiuni se poate de socotit că variaţia entalpiei, practic, este aceeaşi. Variaţia entalpiei în condiţii standard se înseamnă

prescurtat H0298. Cel mai des în îndrumarele chimice se dau

entalpiile de formare, care arată variaţia entalpiei la obţinerea

45

unui mol de compus chimic din substanţe simple, care sunt

stabile în condiţii standard. Ele se notează H0f. De exemplu,

entalpia molară de formare a oxidului de carbon(IV) este -394 kJ/mol:

C(s) + O2 (g) = CO2 (g) H0f = H0

298 = +394 kJ/mol. Dacă un element are mai multe modificări alotropice,

atunci pentru calcularea H0f a substanţelor compuse cu

participarea elementului dat se ia acea modificaţie alotropică,

care-i mai stabilă în condiţiile standard. Pentru carbon cel mai

stabil în condiţiile standard este grafitul. Entalpia de formare a substanţelor simple în starea lor

cea mai stabilă este egală cu zero. Astfel, pentru H2 (g), O2 (g), Fe (s), P(roşu), C(grafit), H0

f =0. Pentru diamant H0

f = 2,1 kJ/mol. În chimia organică adesea se determină entalpia de

ardere. Se numeşte entalpie de ardere variaţia entalpiei la

combustia unui mol de substanţă în condiţii standard în urma

căreia se formează oxizi stabili. În afară de aceasta, vom lua cunoştinţă de entalpiile de

dizolvare, solvatare, entalpia legăturii chimice, a reţelei ionice

etc. Exemplul 1. Determinaţi variaţia energiei interne la

evaporarea a 250 g apă la 200C, dacă vom admite că vaporii de

apă se vor supune legilor gazelor ideale. Volumul lichidului în

comparaţie cu volumul vaporilor poate fi neglijat. Căldura

specifică de vaporizare a apei H = 2451 J/g. Rezolvare: energia internă şi entalpia sunt legate prin

următoarea ecuaţie: U = H - n RT

Cantitatea de substanţă a apei n = molg

g

/18

258 = 13,87 mol.

46

Pentru a determina variaţia energiei interne, se ia în consideraţie masa totală a apei:

U = 2451 J/g 250g – 13,87 mol 8,31 J/(molK) 293 K = 579 000 J sau 579 kJ.

3.3. Legea întâi a termodinamicii. Legea lui Hess

Legea întâi a termodinamicii este una din expresiile

legii conservării energiei. Ideea principală a acestei legi este că

“cantitatea totală a energiei în univers este constantă”. Ea nu se

creează din nimic şi nu dispare fără urmă, dar poate numai să

se transforme dintr-o formă în alta în cantităţi echivalente.

Dacă unui sistem, energia internă a căruia este (U1), i se comunică o anumită cantitate de căldură Q, atunci aceasta se

consumă pentru a mări energia internă a sistemului (U2) şi

pentru a efectua lucrul asupra sistemului exterior (A): Q = U2 – U1 + A sau Q = U + A (3.9) Deci energia internă finală (U2) este egală cu energia

internă iniţială plus energia adăugată din afară sub formă de

căldură şi minus energia pierdută sub formă de lucru in mediul

înconjurător (conform legii conservării energiei): U2 = U1 + Q – A sau U2 – U1 = Q – A;

U = Q – A (3.10) În această expresie A arată ce lucru a efectuat sistemul

asupra forţelor exterioare (valoarea pozitivă). Valoarea U poate fi pozitivă sau negativă, în dependenţă de valorile

relative ale lui Q şi A. Exempul 2. Unui sistem cu energia U1 i s-a transmis

800 J căldură. Ca urmare, asupra mediului exterior s-a produs lucrul egal cu 540 J. Cum se va schimba energia internă a

sistemului? U = Q – A; Deoarece căldura transmisă şi lucrul au

valori pozitive, atunci energia internă va creşte cu valoarea

47

U = 800 J – 540 J = 260 J. Exempul 3. Un sistem ce conţine 2 mol de apă, sub

formă de vapori, la presiunea de 101 kPa şi temperatura de 1000

C cu volumul de 60,24 l la păstrare în aceleaşi condiţii se

condensează şi pierde în mediul înconjurător 81,4 kJ căldură.

De calculat U al acestui proces, dacă densitatea apei va fi

0,9584 g/cm3. Căldura, care este cedată de sistem, are valoare

negativă. Cantitatea de lucru produs de mediul exterior asupra

sistemului (volumul se micşorează) va fi calculată din expresia A = P(V2 –V1). Dacă presiunea se exprimă în pascali, volumul

se exprimă în m3.

Deci V1 = 60,24 l = 0,06024 m3;

V2 =3/9584,0

2/18

cmg

molmolg =

9584,0

36 cm3 = 37,6 cm3 =

=3,76 10-5 m3. A = 101 325 Pa (3,76 10-5 m3 – 6 024 10-5 m3) =

= - 101 325 6 020,24 Pa m3 = –7100 J.(P M3 =J). Cunoscând valorile pentru Q şi A, noi putem calcula

variaţia energiei interne: U1 = Q – A = ( - 81,4 kJ) – – ( - 7100J) = - 81400 J + 7100 J = = - 74300 J = - 74,3 kJ. ( U 0 ).

O altă expresie foarte importantă a legii conservării

energiei este legea lui Hess, formulată încă în anul 1840: Variaţia entalpiei (sau efectul termic al procesului)

depinde numai de natura şi starea substanţelor iniţiale şi

produselor finale ale procesului şi nu depinde de stadiile

intermediare. Astfel, dacă o reacţie globală poate fi exprimată prin

mai multe reacţii intermediare efectuate în aceleaşi condiţii,

atunci variaţia entalpiei reacţiei globale este egală cu suma

variaţiilor entalpiilor reacţiilor în care se poate descompune

reacţia globală.

48

Exemplul 4. De calculat entalpia de combustie a grafitului după entalpiile de combustie a reacţiilor

intermediare: C(grafit) + 1/2O2 (g) CO(g) H0

298 = - 111 kJ CO(g) + 1/2O2 (g) CO2 (g) H0

298 = - 283 kJ C(grafit) + O2 (g) CO2 (g) H0

298 = - 394 kJ Experimental, este mai greu de determinat entalpia

primei reacţii. Din legea lui Hess rezultă că ecuaţiile

termochimice pot fi adunate şi scăzute la fel ca ecuaţiile

algebrice. Deatâta entalpia reacţiei de formare a oxidului de

carbon(II) poate fi determinată scăzând entalpia reacţiei de

combustie a oxidului de carbon(II) din entalpia reacţiei globale: H0

298 (CO) = - 394 kJ – ( -283 kJ) = - 111 kJ Legea lui Hess dă posibilitate de a determina variaţia

entalpiei în condiţii standard pentru orice reacţii, dacă sunt

cunoscute entalpiile standard de formare a reactanţilor şi a

produselor de reacţie. Afară de aceasta mai trebuie de ştiut că H a unei

reacţii într-o direcţie este egală după valoare şi opusă după

semn cu H a reacţiei inverse, dacă condiţiile sunt aceleaşi.

Deci: H0

f = H0descomp (3.11)

Exemplul 5. Să se determine variaţia entalpiei standard

în reacţia de formare a silicatului de calciu din oxid de calciu şi

dioxid de siliciu, dacă sunt cunoscute entalpiile standard de formare a tuturor participanţilor la reacţie:

CaO (s) = Ca (s) + ½ O2 (g) - H0

f (CaO(s)) SiO2 (s) = Si (s) + O2 (g) - H0

f (SiO2(s)) Ca (s) + Si(s) + 3/2 O2 (g) = CaSiO3 (s) + H0

f

49

(CaSiO3(s)) CaO (s) + SiO2 (s) = CaSiO3 (s) H0

reacţ Deci, H0

reacţ = H0f (CaSiO3(s)) – [H0

f (CaO(s)) + H0f

(SiO2(s))] = - 1582 kJ/mol – [ - 636 kJ/mol – 908 kJ/mol] = = -38 kJ/mol Din aceste calcule, se vede că H0

reacţ = H0f (prod. de reacţ.) - H0

f (subst. iniţ.) (3.12)

Dacă în ecuaţia termochimică sunt coeficienţi, atunci

H0f trebuie de înmulţit cu coeficientul ce se află înaintea

substanţei respective. Astfel pentru ecuaţia aA + bB +… = cC + dD +… vom

avea: H0

reacţ = (cHf0C + dHf

0D +…) – (aHf

0A + + bHf

0B +…)

Entalpia reacţiei poate fi determinată dacă sunt

cunoscute entalpiile de ardere ale participanţilor reacţiei. În

acest caz:

H0reacţ = H0

(ardere ale subs.iniţ.) - H0(ardere ale prod.reacţ.)

(3.13) Exemplul 6. Calculaţi entalpia de sinteză a acidului

acrilic după ecuaţia: C2H2 (g) +CO (g) + H2O(l) CH2 = CH – COOH(l),

dacă entalpiile standard de combustie a acetilenei, oxidului de

carbon(II) şi a acidului acrilic sunt respectiv egale cu (în

kJ/mol) : -1299,63; - 282,50 şi – 1370,0. H0

reacţ = H0(ardere)(C2H2) + H0

(ardere)(CO) - H0(ardere)

( CH2 = CH – COOH(l)) = - 1299,63 – 282,50 + 1370,0 = =- 212,13 kJ/mol.

50

Exemplul 7. Calculaţi variaţia entalpiei la 250C şi P =

=1atm pentru reacţia: S(s) +3/2O2 (g) = SO3(g),

dacă sunt cunoscute entalpia de formare pentru SO2 (g) ( -296,8 kJ/mol) şi variaţia entalpiei în reacţia:

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

După cum se ştie, reacţia de formare a SO3 decurge în două etape. Cunoscând entalpiile standard ale reacţiilor

intermediare, se poate de aflat entalpia reacţiei sumare: S(s) + O2 (g) = SO2 (g) H0

298 = H0f = - 296,8 kJ

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

S(s) +3/2O2 (g) = SO3 (g), H0

298 = - 395,7 kJ

3.3.1. Spontaneitatea în schimbările chimice şi fizice Schimbările spontane în sens termodinamic se numesc

acelea, care au loc fără nici o influenţă exterioară asupra

sistemului dat. De exemplu, zahărul se dizolvă în apă fără nici

o influenţă exterioară. După definiţia schimbărilor spontane, timpul nu are aici nici un rol. Schimbările pot fi spontane chiar

şi atunci, când procesele decurg foarte încet. Reacţiile, în care

H are valoare mare, adesea sunt spontane. De exemplu: 2Na(s) + 2H2O(l) 2NaOH(s) + H2 (g) H0

298 = - 281,9 kJ. Această reacţie este exotermă şi datorită valorii mari a

H0298, ea decurge energic chiar şi în condiţii standard.

Reacţia 2Ag2S(s) + 2H2O(l) 4Ag(s) + 2H2S(g) + O2 (g) H0

298 = 595,6 kJ este endotermă şi nu trebuie să decurgă

spontan. Reacţia în sens opus (H0298 = -595,6 kJ) se poate

presupune că va fi spontană. Într-adevăr, argintul în amestec de

hidrogen sulfurat cu aer se întunecă rapid. Prezicerile bazate numai pe valoarea lui H0 nu sunt

întotdeauna precise, mai ales când H0 are valoare mică. Astfel

51

reacţia 2Ag(s) + 1/2O2(g) Ag2O(s) H0

298 = - 31 kJ care decurge spontan în condiţiile obişnuite este imposibilă la

temperatura mai mare de 2000C. Se cunosc şi reacţii endoterme, care pot decurge

spontan. De exemplu: 6SO2Cl2 (l) + CoCl26H2O (s) = 6SO2 (g) + 12HCl(g) +

+ CoCl2 (s) H 0. De asemenea, o substanţă cristalină se topeşte spontan

la temperatură mai înaltă decât temperatura de topire, cu toate că acesta este un proces endotermic. După cum vedem, spontaneitatea unui proces depinde de temperatură şi presiune.

Totuşi influenţa lor asupra valorii H este foarte mică. Este

evident că şi alt factor afară de H va avea influenţă asupra

spontaneităţii proceselor. Acest factor se numeşte entropie şi

această noţiune va fi abordată în compartimentul următor.

Exerciţii şi probleme

1.Daţi definiţia efectului termic al reacţiei. În ce cazuri

ecuaţiile reacţiilor chimice se numesc termochimice? 2. Prin ce se deosebesc valorile efectelor calorice ale

ecuaţiilor chimice în termochimie şi termodinamică ? 3. Daţi definiţia căldurilor: a) de formare, b) de

descompunere, c) de combustie? În ce unitaţi acestea se

exprimă? 4.Care sunt condiţiile standard ale unui sistem în

termodinamică? Prin ce simboluri se exprimă aceste condiţii? 5. În ce condiţii variaţia energiei interne este egală cu

căldura obţinută de sistem din mediul exterior? 6. La ce se consumă căldura obţinută de un sistem în

condiţii de presiune constantă? 7. Prin ce ecuaţie se exprimă entalpia şi variaţia ei? În

ce relaţii se află entalpia cu U, QV şi QP?

52

8. La combinarea a 2,1 g de fier cu sulful s-au degajat 3,58 kJ de căldură. Calculaţi din aceste date căldura de formare

a sulfurii de fier(II). 9.La arderea a 9 g de aluminiu s-au degajat 279,3 kJ de

căldură. Determinaţi din aceste date căldura de formare a

oxidului de aluminiu. Răspuns: - 1 676 kJ/mol.

10.Câtă căldură se va forma la arderea 1m3 de hidrogen

(c.n.), dacă în urma reacţiei se formează apă lichidă? Răspuns: 12 760 kJ.

11.Calculaţi entalpia standard a reacţiilor după egalarea

coeficienţilor: a) ZnS(s) + O2 (g) ZnO (s) + SO2 (g); b) CS2 (l) + O2 (g) CO2 (g) + SO2 (g); c) Al2(SO4)3 (s) Al2O3 (s) + SO3 (g); d) AgNO3 (s) Ag(s) + NO2 (g) + O2 (g); e) SO2 (g) + H2S (g) S (s) + H2O (l); f) CuCl2 (s) + H2O (g) CuO (s) + HCl (g). Care din reacţii sunt exoterme şi care endoterme?

Răspuns: a) -878; b) -1 075; c) +578; d) +314 e) -233; f) +78 kJ/mol.

12.Ce cantitate de căldură în condiţii standard se va

elibera la calcinarea unui mol de mangan, dacă în urma reacţiei

se formează Mn3O4 (s) ? H0f(Mn3O4) = - 1388 kJ/mol.

Răspuns: - 462,7 kJ. 13.Calculaţi căldura molară de combustie a butanului,

dacă produsele reacţiei vor fi apa lichidă şi dioxidul de carbon

gazos. H0f(C4H10) = -126 kJ/mol

Răspuns: -2 880 kJ/mol. 14.Calculaţi căldura molară de combustie a propanului,

dacă în urma reacţiei se formează apa lichidă şi dioxidul de

carbon gazos. H0f(C3H8) = -104 kJ/mol

Răspuns: - 2 220 kJ/mol. 15.Amestecul de propan şi butan intră în compoziţia

53

aragazului. Care din aceste substanţe are căldură de combustie

mai înaltă calculată pentru un gram de substanţă? Răspuns: C3H8.

16.La interacţiunea hidrogenului cu oxigenul se

formează H2O (l) şi se degajă 286,2 kJ de căldură pentru un

mol de hidrogen. Calculaţi U al acestui sistem. Răspuns: -285 kJ.

17.Calculaţi U la vaporizarea 1kg de apă (T = 423 K), dacă căldura de vaporizare a apei este egală cu 2 110,0 kJ/kg. De considerat vaporii ca un gaz ideal, iar volumul lichidului poate fi neglijat.

Răspuns: 1 914,6 kJ. 18.Aflaţi U la vaporizarea a 100g de benzen la

temperatura lui de fierbere (80,20C), considerând că vaporii de

benzen se supun legilor gazelor ideale. Căldura de vaporizare a

benzenului este 394 J/g. Volumul benzenului lichid poate fi neglijat.

Răspuns: 35,64 kJ. 19.Determinaţi H0

298 şi U în sistemul 4NH3 (g) + + 3O2 (g) = 2N2 (g) + 6 H2O (l)

Răspuns: -1530,3 kJ/mol şi -1517,9 kJ/mol. 20.Variaţia energiei interne în sistemul Fe (s) + Cl2 (g) =

= FeCl2 (s) este egală cu -334,0 kJ. Calculaţi din aceste date H0

298 a reacţiei. Răspuns: -336,5 kJ/mol.

21.După ecuaţiile termochimice calculaţi entalpiile

standard de formare ale produselor reacţiei: a) 2Al2O3 (s) + 6SO2 (g) + 3O2 (g) = 2Al2 (SO4)3 (s) ; -1750 kJ; b) 2CuO (s) + 4NO2 (g) + O2 (g) = 2Cu(NO3)2 (s) ; -440 kJ; c) 4NO2 (g) + O2 (g) + 2H2O (l) = 4HNO3 (l) ; -256 kJ, d) 2H2O (l) + 2SO2 (g) + O2 (g) = 2H2 SO4 (l) ; -462 kJ; e) 2PbO (s) + 4NO2 (g) + O2 (g) = 2Pb(NO3)2 (s) ; -588 kJ. Răspuns (în kJ/mol): a) 3441; b) -310; c) -174; d) -841; e) -447.

54

22.După ecuaţiile termochimice calculaţi entalpiile

standard de formare a substanţelor iniţiale: a)2Mg(NO3)2 (s) = 2MgO (s) + 4NO2 (g) + O2 (g) ; +510 kJ b)4Na2SO3 (s) = 4Na2 SO4 (s) + Na2S(s); -176 kJ c)2Na2HPO4 (s) = Na4 P2O7 (s) + H2O(l); +58 kJ d)2(NH4)2CrO4 (s) = Cr2O 3 (s) + N2 (g) + 5H2O(l) ) + 2NH3 (g) ;

- 89 kJ e)4KClO4 (s) = 2KClO3 (s)+ 2KCl (s) + 5O2 (g); +60 kJ Răspuns (în kJ/mol): a) -790; b) -1090; c) -1755; d) -1287; e) -433.

23.Calculaţi H0298 pentru reacţia Zn (s) + S (s) +

+ 2O2 (g) = ZnSO4 (s) având următoarea informaţie: Zn (s) + S (s) = ZnS (s); H0

298 = - 206,0 kJ; ZnS (s) + 2O2 (s) + = ZnSO4 (s); H0

298 = - 776,8 kJ. Răspuns: -982,8 kJ.

24.Calculaţi entalpia molară standard de formare a

NO(g) din datele următoare: N2 (g) + 2O2 (g) = 2NO2 (g); H0

298 = 66,4 kJ; 2NO (g) + O2 (g) = 2NO2 (g) ; H0

298 = - 114,1 kJ. Răspuns: 90,2 kJ/mol.

25.Determinaţi entalpia de formare a PbO2 din substanţe simple, folosind următoarele ecuaţii termochimice:

2Pb (s) + O2 (g) = 2PbO(s); H0298 = -438 kJ;

2PbO2(s) = 2PbO(s) + O2(g); H0298 = 116 kJ.

Răspuns: -277 kJ/mol. 26.Calculaţi entalpia de formare a clorurii de cupru (I)

din substanţe simple folosind următoarele ecuaţii

termochimice: CuCl2(s) + Cu(s) = 2CuCl(s); H0

298 = -56 kJ; Cu(s) + Cl2(g) = CuCl2(s); H0

298 = -216 kJ. Răspuns: -272 kJ/mol.

27.Pigmentul alb TiO2 se prepară hidrolizând TiCl4 în fază gazoasă după ecuaţia: TiCl4(g) + 2H2O(g) = TiO2(s) + + 4HCl(g).

55

Ce cantitate de căldură este folosită la fabricarea 1kg de TiO2(s) în condiţii standard?

Răspuns: 840 kJ. 28.O probă de WO2(s) cu masa de 0,745g a fost

calcinată în oxigen la presiune constantă, formând WO3(s) şi

degajând 1,143 kJ de căldură. Calculaţi entalpia de formare

pentru WO2 (s), dacă H0f (WO3 (s)) în aceste condiţii este egală

cu - 842,9 kJ/mol. Răspuns: -512 kJ/mol.

3.4. Legea a doua a termodinamicii. Entropia

După cum s-a menţionat mai sus, conform legii întâi a

termodinamicii, diferite forme de energie se transformă una în

alta după o lege de echivalenţă: atunci când dispare o formă de

energie, apare o cantitate echivalentă de energie în altă formă. Din practică se ştie că toate formele de energie

(mecanică, electrică, chimică etc.) pot fi transformate integral

în căldură, în timp ce căldura nu poate fi transformată cantitativ

în alte forme de energie. Întotdeauna rămâne o parte din căldură, care nu poate fi transformată în alte forme de energie.

Această concluzie este una din definiţiile legii a doua a

termodinamicii. O altă expresie a acestei legi este formularea:

căldura nu poate trece spontan de la un corp rece la altul mai cald. Dacă vom lua o bară de metal, încălzită la un capăt,

atunci după un timp scurt căldura se repartizează uniform în

toată bara. Procesul invers nu s-a observat niciodată. Deşi

oceanele reprezintă o sursă imensă de căldură, nu este posibil

ca această căldură să fie utilizată, transformând-o, de exemplu, în lucru mecanic. Acesta poate fi produs într-un proces termic, numai dacă are loc un transfer de căldură de la o temperatură

înaltă la alta mai joasă. Transferul de căldură de la un corp mai

rece la altul mai cald cere un consum de lucru executat din exterior (de exemplu, lucrul frigiderului).

Presupunem că un corp cu temperatura T2 a cedat Q kJ

56

de căldură altui corp cu temperatura mai mică T1. Este evident că rezerva sumară de energie în ambele corpuri rămâne

neschimbată. Totuşi, diferenţa

21 T

Q

T

Q întotdeauna este o

mărime pozitivă. O consecinţă importantă dedusă din legea a

doua a termodinamicii este aceea, că lucrul maxim care se

poate de obţinut nu depinde numai de diferenţa T2-T1, ci şi de

valoarea absolută a temperaturii T2. S-a căutat deci o relaţie

între cantitatea de căldură Q pierdută sau primită de un sistem

şi temperatura T la care are loc schimbul. Aceasta a condus la

definirea unei funcţii termodinamice noi, numită entropie (S):

S = T

Q (3.14)

Procesele, în urma cărora un sistem trece dintr-o stare în alta, pot fi de două feluri: reversibile şi ireversibile. Nu trebuie de confundat noţiunile de reversibilitate şi ireversibilitate ale

proceselor termodinamice cu noţiunile de reversibilitate şi

ireversibilitate ale reacţiilor chimice. Reversibile, în sens termodinamic, se numesc procesele în care trecerea unui sistem dintr-o stare finală în stare iniţială nu cere consum de energie

din afară. Aceasta înseamnă că în procesele reversibile nu au

loc schimbări în mediul înconjurător. Ca exemplu poate fi luată

mişcarea unui pendul, dacă în timpul mişcării nu apar forţe de

frecare. Procesele termodinamice sunt ireversibile, dacă

întoarcerea sistemelor în starea iniţială cere un consum de

energie din exterior. Astfel procesele reversibile se caracterizează prin lipsa transformării energiei în căldură, iar cele ireversibile decurg cu pierderea unei părţi de energie sub

formă de căldură. Cu cât mai multă energie se transformă în

căldură, cu atât procesul este mai ireversibil. În natură nu se

întâlnesc procese strict reversibile (în sens termodinamic). Totuşi termodinamica foloseşte pe larg această noţiune.

Aceasta se explică prin faptul că procesele reale ce decurg

spontan pot fi prezentate ca procese ce decurg foarte lent şi

57

reversibil, ceea ce dă posibilitate de a calcula funcţiile

termodinamice care caracterizează starea unui sistem. Variaţia

entropiei (S) unui sistem într-un proces izotermic reversibil este definită prin ecuaţia:

S = T

Qrev. (3.15)

Pentru procesele izotermice ireversibile S T

Qrev. .

De exemplu, variaţia entropiei la topirea unei substanţe

va fi egală cu entalpia de topire a acestei substanţe, împărţită la

temperatura absolută de topire:

Stop. = .

.

top

top

T

H (3.16)

Pentru transferul reversibil al unei cantităţi

infinitezimale de căldură în condiţii izotermice, variaţia

entropiei va fi:

S = T

Q sau, având în vedere că Q 0, vom avea

dS = T

Q.

Variaţia entropiei poate fi calculată dacă se cunoaşte

capacitatea calorică molară la presiune constantă (CP). Deoarece

CP = dT

Q şi Q = CPdT (3.17)

Introducând ultima expresie în ecuaţiile pentru variaţia

entropiei, obţinem: dS = CPT

dT.

După operaţia de integrare aflăm:

S = 2

1

T

TCP

T

dT =

2

1PC

T

TlnT (3.18)

Calcularea acestui integral este posibilă, dacă se

58

cunoaşte variaţia capacităţii calorice molare a substanţei de la

T1 până la T2, inclusiv şi eventualele călduri latente de topire,

vaporizare sau transformare polimorfă, care au loc între

temperaturile T1 şi T2. O ecuaţie mai simplă dar mai puţin

exactă, poate fi folosită, înlocuind Cp prin valoarea medie CP , presupusă constantă în intervalul de temperaturi de la T1 la T2:

S = CP ln1

2

T

T (3.19)

Entropia se exprimă în J/molK şi se atribuie unui mol de substanţă.

Spre deosebire de energia internă, valoarea entropiei poate fi aflată folosind ecuaţiile de mai sus.

După postulatul lui Plank (1911), entropia tuturor substanţelor pure la zero absolut este egală cu zero.

Valoarea entropiei în condiţii standard se înseamnă

S0298.

L.Boltzmann în anul 1896 a explicat sensul fizic al noţiunii de entropie pe baza mecanicii statistice. Dacă vom lua, de exemplu, două gaze, care nu pot reacţiona şi dacă le vom da

posibilitatea să vină în contact, atunci ele se vor amesteca spontan fără ca starea lor energetică să se schimbe. Procesul de

separare a acestui amestec gazos în părţile lui componente cere

însă un consum de energie. Astfel, forţa motrice de amestecare a gazelor nu este energia şi de aceea, pentru a prezice posibilitatea decurgerii unui oarecare proces, nu este suficientă

numai informaţia despre schimbările energetice.

Fie că două gaze, heliul şi neonul, se află la aceeaşi

temperatură şi presiune în două vase separate cu o diafragmă

(fig.3). Vom numi această stare a sistemului dat ca starea 1.

Dacă vom înlătura această diafragmă, atunci peste câtva timp

moleculele de neon şi heliu se vor repartiza uniform prin tot

volumul sistemului, deşi presiunile iniţiale ale gazelor erau la

59

fel. Vom numi starea nouă a sistemului ca starea 2. Procesul

de amestecare a gazelor decurge fără schimbarea entalpiei.

Gazele în starea 1 sunt repartizate într-o ordine mai mare în comparaţie cu starea 2, adică măsura ordinii în starea 2 este

mai mică decât măsura ordinii în starea 1. Probabil că forţa

motrice de amestecare a gazelor este tendinţa lor de a trece într-o stare cu ordine mai mică.

membrană fără membrană Starea 1 Starea 2 Fig.1

De aici urmează concluzia că: procesele spontane fără

schimbarea stării energetice a sistemului decurg numai în

direcţia în care ordinea în sistem se micşorează. În termodinamica chimică, termenii “ordinea” sau

“măsura ordinii” nu se folosesc, ci se întrebuinţează expresiile

care caracterizează proprietăţile opuse: “dezordinea” sau

“măsura dezordinii”. De aceea concluzia de mai sus poate fi

formulată astfel: procesele spontane, care nu schimbă starea

energetică a sistemului, decurg numai în direcţia în care

dezordinea în sistem creşte. E greu de imaginat ca un amestec de două gaze să

treacă din starea 2 în starea 1. De aceea starea 2 este mai

probabilă. De aici poate fi trasă concluzia că: procesele spontane, care decurg fără schimbarea stării energetice a unui

sistem, se efectuează numai în direcţia în care sistemul trece

într-o stare mai probabilă. Este imposibil de calculat măsura ordinii sau dezordinii

He Ne

He Ne

60

unui sistem, însă probabilitatea aflării moleculelor într-un loc sau altul al sistemului poate fi calculată.

Starea unei totalităţi de particule poate fi caracterizată

prin două metode: 1) de arătat valorile proprietăţilor, cum sunt

temperatura şi presiunea; acestea sunt caracteristicile

macrostării substanţei. De exemplu, pentru variaţia entropiei

S = T

Qrev.

2) de arătat caracteristicile fiecărei particule din

substanţă – poziţia ei în spaţiu, viteza şi direcţia deplasării;

acestea sunt caracteristicile microstării substanţei. Fiindcă

corpurile sunt alcătuite dintr-un număr colosal de particule, macrostării respective îi corespund un număr colosal de diferite

microstări. Numărul de microstări, care corespund macrostării

date a substanţei, se numeşte probabilitatea termodinamică a

stării ei şi se înseamnă prin W. Ca exemplu, să luăm o totalitate

de cărţi ale unui oarecare scriitor editate în şase volume.

Numărul total de aranjări ale acestor volume în ordine diferite va fi egal cu 6!, adică 720654321 .

Din aceste 720 de aranjări numai una corespunde

aranjării cărţilor în ordinea volumelor, iar celelalte 719

corespund “dezordinii sistemului”. Dacă în “sistemul dat”

dezordinea nu depinde de temperatură şi presiune, atunci într-un sistem alcătuit din mai multe molecule gradul

dezordinii sau probabilitatea termodinamică va fi şi mai mare.

De aceea această caracteristică a sistemului se exprimă prin

lnW. Savantul Boltzmann a stabilit că între probabilitatea

termodinamică şi entropie există relaţia: S = k lnW (3.20)

unde k este constanta lui Boltzmann egală cu AN

R.

Valoarea entropiei raportată la un mol de gaz sau

entropia molară va fi:

61

S = R lnW (3.21) Entropia are aceleaşi dimensiuni ca şi constanta

universală a gazelor R şi anume J/molK. După cum am mai

spus, entropia cristalelor ideale ale substanţelor absolut pure la

zero absolut va fi egală cu zero, deoarece particulele într-un aşa

cristal se pot aranja numai într-un singur fel regulat şi W = 1, iar lnW = 0. În îndreptarele chimice valorile entropiilor absolute sunt date pentru condiţiile standard (S

0298).

Dacă se cunosc entropiile de formare ale tuturor

elementelor componente ale unei substanţe, se poate calcula

entropia de formare a substanţelor, printr-un procedeu similar cu cel folosit la calculul entalpiei reacţiei. Entropia de formare

a unei substanţe este egală cu suma entropiilor produselor de

reacţie minus suma entropiilor reactanţilor înmulţite cu valorile

coeficienţilor. Pentru reacţia mA + nB xC + yD variaţia entropiei va fi:

S = Sprod - Sreact. =

(3.22)

Pentru a evalua variaţia entropiei la trecerea sistemului

din starea 1 în starea 2, urmează ca din valoarea entropiei care

caracterizează starea finală să se scoată valoarea entropiei ce

caracterizează starea iniţială:

S = S2 – S1 = R lnW2 – R lnW1 = R ln1

2

W

W.

Deoarece W2 W1, rezultă că S2 S1 şi S 0.

De aici tragem concluzia: procesul care are loc fără

schimbarea stării energetice a sistemului decurge spontan

numai în direcţia în care entropia sistemului creşte.

Sistemele alcătuite din molecule mai simple au entropia

)]()([)]()([ BSnASmDSyCSx

62

mai mică decât sistemele alcătuite din molecule mai

complicate. În cristale moleculele, ionii şi atomii sunt aranjaţi

într-o ordine mai mare decât în lichide, iar în lichide ordinea este mai înaltă decât în starea gazoasă. Astfel entropia apei în

diferite stări va fi următoarea (în J/mol K):

S(H2O)(s) = 43,9; S(H2O)(l) = 66,9 şi S(H2O)(g) = 188,7.

Este important de menţinut că entropia substanţelor

individuale depinde de temperatură, însă variaţia entropiei unui

proces fizic sau chimic, practic, nu depinde de temperatură. Câte odată semnele schimbării entropiei în urma

reacţiei pot fi prevăzute, fiindcă ele depind de starea

substanţelor reactante. Astfel, dacă volumul produselor reacţiei

este mai mare decât volumul substanţelor iniţiale, atunci S0. Exemplul 8. Determinaţi variaţia entropiei pentru

procesul de transformare a apei lichide în vapori în condiţii

standard: S0

298 = S0298(H2O(g)) - S0

298(H2O(l)) = 1 mol H2O(g)188,71 J/(molK) – 1mol H2O(l) 69,9 J/(mol K) = =118,80 J/K.

S0 şi deci procesul este posibil. Exemplul 9. Calculaţi variaţia entropiei pentru reacţia

ce urmează, dacă reactanţii şi produsul reacţiei se află în starea

lor standard: 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l)

S0298(H2(g)) = 130,57; S0

298(O2(g)) = 205,03; S0298(H2O(l))=

=69,91 J/(mol K); S0

298 = 2S0(H2O(l)) - 2S0(H2(g)) – S0(O2(g)) = 2mol H2O(l) 69,91 J/(mol K) – 2mol H2(g) 130,57 J/(mol K) – – 1mol O2(g)205,03 J/(mol K) = -326,35 J/K.

Exemplul 10. Calculaţi entropia standard de formare a

63

oxidului de fier (III) din substanţele simple după datele

următoare: I. 2Fe(s) + O2(g) = 2FeO(s); S0(I) = -145 J/K; II. 4FeO(s) + O2(g) = 2Fe2O3(s); S0(II) = -259 J/K; Rezolvare: I. 2(2Fe(s) + O2(g) = 2FeO(s); S0(I) = -145 J/K) 2; II. 4FeO(s) + O2(g) = 2Fe2O3(s); S0(II) = -259 J/K.

4Fe(s) + 3O2(g) = 2Fe2O3(s); S0 = 2S0(I) + S0(II) = = 2mol (-145 J/molK + 1mol(-259J/mol K ) = = -549 J/K

Exerciţii propuse

1. Ce relaţie există între entropie şi dezordinea unui

sistem? 2. Poate oare fi calculată valoarea absolută a entropiei

molare pentru substanţele pure în condiţii standard? 3. În ce unităţi se exprimă valoarea entropiei? 4. Aranjaţi următoarele sisteme, constituite dintr-un mol de

substanţe simple, în ordinea creşterii entropiei: H2O(g) la 1000C, N2(s) la -2150C, C2H5OH(g) la 1000C, H2O(l) la 250C, H2O(s) la -2150

C şi C2H5OH(s) la 0K. 5. Cum se schimbă valoarea entropie (creşte, nu se

schimbă sau scade) în următoarele sisteme la trecerea lor

din stare iniţială în cea finală:

Starea iniţială Starea finală Semnul S

a) NaCl(s) la 298K NaCl(s) la 0K b) H2O(s) la 273K şi P = 1atm

H2O(l) la 273K şi P= = 1atm

64

c) 1mol Si şi 1mol O2

1mol SiO2

d) 1 mol CaCO3 1 mol CaO şi 1mol

CO2

6. Calculaţi variaţia entropiei la topirea a 2 mol de acid

acetic, dacă temperatura de topire a acestui acid este

16,60C, iar căldura de topire este 194 J/g.

Răspuns: 80,34 J/K 7. Calculaţi variaţia entropie la vaporizarea a 100 g de apă

la 250C, dacă căldura molară de vaporizare a apei la

această temperatură este egală cu 44,08 kJ/mol. Răspuns: 820,0 J/K

8. Căldura de vaporizare a brombenzenului la 429,8 K este

egală cu 241,0 J/g. Determinaţi S la vaporizarea a 2,50 mol de brombenzen.

Răspuns: 220,0 J/K 9. Variaţia entropie la topirea a 200 g de cupru este egală

cu 2,56 J/K. Calculaţi căldura specifică de topire a

cuprului, dacă temperatura lui de topire este egală cu 1 0830C.

Răspuns: 17 357 J/kg 10. Căldura specifică de topire a gheţei este egală cu

33 480 J/kg. Determinaţi variaţia entropiei molare la

topirea gheţii. Răspuns: 22,07 J/(molK)

11. Folosind valorile entropiilor standard din îndreptarele chimice, calculaţi S0

298 pentru fiecare din următoarele

reacţii: a) 2Al(s)

+ 3F2(g) = 2AlF3(s); b) N2(g) + O2(g) = 2NO(g); c) CaO(s) + H2O(l) = Ca(OH)2(s); d) Fe2O3(s) + 3CO(g) = 2Fe(S) + 3CO2(g); e) 2LiOH(s) + CO2(g) = Li2CO3(s) + H2O(l);

65

f) CaSO42H2O(s) = CaSO4(s) + 2H2O(g); g) CH4(g) + N2(g) = HCN(g) + NH3(g); h) CS2(g) + 3Cl2(g) = CCl4(g) + S2Cl2(g). În care din aceste ecuaţii entropia favorizează

decurgerea spontană a reacţiei? 12. Calculaţi entropiile standard ale substanţelor iniţiale în

următoarele sisteme: a) 2Mg(NO3)2(s) = 2MgO(s) + 4NO2(g) + O2(g); S = 891 J/K b) 4Na2SO3(s) = 3Na2SO4(s) + Na2S; S = -60 J/K c) 2Na2HPO4(s) = Na4P2O7(s) + H2O(l); S = 40 J/K d) 2(NH4)2CrO4(s) = Cr2O3(s) + N2(g) + 5H2O(l) + +2NH3(g); S = 891 J/K e) Na2CO310H2O(s) = 2NaOH(s) + CO2(g) + +9H2O(g); S = 1478 J/K

3.5. Energia liberă şi sensul în care evoluează

un proces chimic Două legi ale naturii au importanţă deosebită pentru

termodinamică: 1) sistemele tind a trece într-o stare cu energie potenţială minimă şi 2) sistemele tind a trece în starea cea mai

probabilă cu gradul de dezordine maximal posibil în condiţiile

date, adică entropia tinde să crească. Dacă micşorarea entalpiei

unui sistem H reflectă în general tendinţa atomilor de a se uni

în molecule sau tendinţa particulelor (ionilor, moleculelor) de a

se uni în agregate mai mari (cristale, polimeri), atunci variaţia

entropiei S reflectă tendinţa inversă de a dezagrega particulele

şi de a le aranja într-o dezordine mai mare. Fiecare din aceste tendinţe opuse depind de natura substanţelor şi de condiţiile în

care decurge procesul (temperatura, presiunea, cantitatea reactanţilor etc.).

66

Pentru a compara cantitativ aceste două tendinţe, e necesar a exprima factorii care le caracterizează în aceleaşi

unităţi de măsură. După cum am văzut, H se exprimă în

kJ/mol, iar S în J/molK sau kJ/molK. Aceasta poate fi realizat în două feluri: sau de împărţit H la T, sau de înmulţit

S cu T. Deoarece gradul de dezordine este proporţional şi cu

temperatura absolută, şi cu entropia, s-a hotărât de a exprima a

doua tendinţă prin produsul T S. În stare de echilibru, când ambele tendinţe se egalează,

se poate scrie că H = T S (3.23)

Pentru procesele chimice această egalitate înseamnă că

între substanţele reactante şi produsele reacţiei se stabileşte

echilibru. Această relaţie se referă şi la echilibrul dintre diferite

stări de agregare. Din relaţia (3×24) se vede că variaţia entropiei în stare

de echilibru a reacţiei poate fi calculată, împărţind entalpia ei la

temperatura absolută:

S =T

H (3.24)

În procesele chimice spontane, se schimbă concomitent

rezerva energetică a sistemului şi gradul lui de dezordine.

Paralel cu aceasta, se micşorează capacitatea sistemelor de a

efectua lucrul. E destul de amintit că mişcarea automobilelor,

avioanelor etc., sau lucrul elementelor galvanice, sunt susţinute de procesele chimice redox. Capacitatea reacţiilor chimice de a

efectua lucrul (A) în procesele termodinamice ireversibile poate fi utilizată numai parţial sau deloc, deoarece o parte

esenţială din căldură este cedată mediului înconjurător. Lucrul

maximal în urma unui proces chimic sau fizic poate fi obţinut

numai în procesele termodinamice reversibile. La trecerea unui sistem reversibil din starea 1 în starea 2

(P şi T = const.), lucrul efectuat de acest sistem poate fi exprimat prin relaţia:

67

A = Amax + PV , (3.25) unde Amax este lucrul util maxim posibil, iar PV este lucrul de expansie efectuat asupra mediului înconjurător. De aceea relaţia (3.10) poate fi scrisă astfel:

Q = U + PV + Amax. Înlocuind Q prin produsul T S (vezi relaţia 3.16), iar

U + PV prin H (relaţia 3.9), vom obţine Amax = TS -H (3.26)

Această ecuaţie uneşte ambele legi ale termodinamicii. Deoarece capacitatea de a efectua lucrul la trecerea

sistemului din starea 1 în starea 2 cu timpul scade, e util a folosi ecuaţia (3.27) cu semne opuse:

-Amax = H - TS Pentru procesele ireversibile

A TS - H Scăderea capacităţii de a efectua lucrul util în procesele

izobar-izotermice reversibile se exprimă printr-o nouă funcţie

termodinamică, care se numeşte potenţial izobar-izotermic (G) sau simplu energie liberă Gibbs.

G = H – T S (3.27) Variaţia acestei funcţii este legată cu lucrul maximal

util prin ecuaţia: -Amax = G = G2 – G1 = (H2 – H1) – T(S2 – S1) =

=H - TS (3.28) Ecuaţia (3.28) se poate citi în felul următor: lucrul

maximal util executat de sistemul reversibil este egal cu micşorarea funcţiei G, adică

Amax = -G Pentru a caracteriza procesele, ce au loc în condiţii de

volum şi temperatură constantă, se foloseşte potenţialul

izochor-izotermic (F), iar în loc de entalpie se foloseşte energia

internă: -Amax = F2 – F1 = (U2 – U1) – T(S2 – S1) = U - TS =

=F (3.29)

68

Funcţia F se mai numeşte energia liberă Helmholtz. În practică se foloseşte mai des energia liberă Gibbs,

deoarece procesele chimice decurg, de regulă, la presiune

constantă. Variaţia energiei libere ne dă posibilitatea de a prezice

evoluarea spontană a reacţiilor chimice la temperatură şi

presiune constantă, deoarece ea include ambele efecte ale

acestor procese, H şi S. Reacţiile în care G are valoare negativă pot decurge

spontan. Pentru a calcula variaţia energiei Gibbs într-o reacţie

chimică, se aplică acelaşi principiu ca şi la determinarea variaţiei entalpiei sau entropiei în această reacţie, şi anume: G0

reacţ.=G0f a produselor reacţiei -G0

f a substanţelor

reactante Pentru ecuaţia mA + nB = xC + yD (3.30) G0

298 = [(x G0f(C)) + (y G0

f(D))] – [(m G0f(A)) +

+(n G0f(B))].

Din cele expuse anterior, am văzut că orişice sistem

termodinamic se caracterizează cu anumite proprietăţi fizice şi

chimice: presiune, temperatură, volum, cantitate de substanţă

etc. Aceste proprietăţi se mai numesc parametrii sistemului. Pe baza acestor parametri se deduc alte mărimi, care se numesc

funcţii termodinamice. Dacă variaţia unei oarecare funcţii a

sistemului depinde numai de stările iniţială şi finală şi nu depinde de calea parcursă, atunci aşa funcţie se numeşte funcţie

de stare a sistemului sau funcţie caracteristică. În termodinamică se folosesc mai pe larg cinci funcţii

caracteristice: energia internă (U); entalpia (H); entropia (S); energia liberă Gibbs (G) şi energia liberă Helmholtz (F).

Energia liberă a unei reacţii este forţa ei motrice şi arată

direcţia în care ea poate evolua. Pot decurge spontan numai

acele reacţii, la desfăşurarea cărora energia liberă scade, adică

G0 şi F0. Pe baza energiei acestor reacţii se poate efectua

lucrul util. În procesul de evoluare a reacţiei, valorile G şi F

69

tind spre zero, adică sistemul se apropie de starea de echilibru. Din ecuaţia (3.28) se pot trage următoarele concluzii:

tendinţa substanţelor de a reacţiona este cu atât mai mare, cu cât este mai mare valoarea negativă a H şi valoarea pozitivă a

S; reacţiile, pentru care H0 S0 sunt, de fapt, imposibile (G0), adică reacţiile se pot efectua numai în sens opus.

Semnele diferite dinaintea entalpiei şi entropiei demonstrează

posibilitatea reversibilităţii unei reacţii, iar dacă semnele sunt la

fel, atunci semnul pentru energia liberă (G) depinde de raportul valorilor H şi TS.

Exemplul 11. Determinaţi dacă este posibilă reacţia: SiO2(s) + 2NaOH(sol) = Na2SiO3(s) + H2O(l) în condiţii

standard. Rezolvare: Din tabele găsim că G0(SiO2(s)) =

= -803,75 kJ/mol; G0(Na2SiO3(s)) = -1 427,8 kJ/mol; G0(NaOH(sol)) = -419,5 kJ/mol şi G0(H2O(l)) = = -237,5 kJ/mol. Folosind ecuaţia (3.30), găsim că G0

298 = (-1427,8 – 237,5) – (-803,75 – 2419,5) = -22,55 kJ. Deci, G0

2980 şi aşa reacţie este posibilă. Astfel,

păstrând timp îndelungat soluţii de alcalii în vase de sticlă,

putem observa formarea silicaţilor insolubili. Exemplul 12. Oxidul de calciu a fost propus pentru a

absorbi gazul poluant SO3 din fumul care se formează la

arderea cărbunilor ce conţin sulfuri. Calculaţi energia liberă

G0 pentru reacţia CaO(s) + SO3(g) = CaSO4 (s) după următoarele

date: CaO(s): H0f = -635,5 kJ/mol; S0

298 = 40 J/(molK) SO3(g) ): H0

f = -395,7 kJ/mol; S0298 = 256,6 (J/molK)

CaSO4(s): H0f = -1432,2 kJ/mol; S0

298 = 107 (J/molK) Rezolvare: Calculele pot fi efectuate pe două căi: a) mai întâi se calculează H0

298 şi S0298 pentru

reacţia dată după ecuaţiile (3.13) şi (3.23) şi apoi se calculează

70

energia liberă după ecuaţia (3.30); b) folosind H0

f şi S0298 pentru fiecare substanţă, se

poate determina energia liberă de formare a reactanţilor şi

produsului reacţiei, ca apoi folosind ecuaţia (3.31) de aflat energia liberă a reacţiei în condiţii standard.

Dacă folosim prima cale, găsim: H0

298 = H0f (CaSO4 (s)) - H0

f (CaO(s)) - H0f(SO3 (g))

= 1mol CaSO4 (s)(-1432,2 kJ/mol) – 1mol CaO(s) (-635,5 kJ/mol) – 1mol SO3 (g)(-395,7 kJ/mol) = -401,5 kJ;

S0298 = S0

298(CaSO4(s)) - S0298(CaO(s)) - S

0298(SO3 (g)) =

=1mol CaSO4 (s)107 J/molK – 1mol CaO(s)40 J/molK – –1mol SO3 (g)256,6 J/molK = -189,6 J/K;

G 0298 = H0

298 - TS0298 = -401,5 kJ – [298,15 K

(-0,1896 kJ/K)] = 401,5 kJ + 56,5 kJ = -345 kJ. Atragem atenţia că entropia de formare în tabele este

dată în J/molK, iar în calculele pentru energia liberă trebuie

de luat în kJ/molK. Exemplul 13. Calculaţi la ce temperatură se stabileşte

echilibrul (G = 0) în reacţia: 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g), dacă H0 = -198 kJ şi S0 =

=-187 J/K. Rezolvare. Deoarece la stabilirea echilibrului H0 -

-TS0 = 0, atunci H0 = TS0 şi deci T(de echilibru) =0

0

S

H

,

T(de echilibru) = KkJ

kJ

/187,0

198

= 1059 K

Majoritatea reacţiilor chimice nu decurg în condiţii

standard (când concentraţiile sau mai just activităţile sunt 1 molare, presiunea 1 atm şi temperatura 25

0C). Energia liberă

a acestor reacţii se calculează după ecuaţia: G = G0 + 2,303 R T lgP, (3.31)

unde P pentru reacţia mA + nB = xC + yD se calculează după

71

expresia:

nm

yx

BA

DCP

][][

][][

.

Calculul pentru P se efectuează la fel ca şi constanta de

echilibru a reacţiei (K). Totuşi, P nu are valoare fixă; valorile

sale cresc pe măsura micşorării concentraţiei reactanţilor şi

măririi concentraţiei produselor de reacţie. Când se stabileşte

echilibrul P = K. Exemplul 14. Calculaţi G la 250

C pentru reacţia

CaO(s) + SO3(g) = CaSO4(s), când presiunea oxidului de sulf (VI) este egală cu 0,15 atm.

Rezolvare: Pentru a calcula G, folosim ecuaţia (3.32). Mai întâi, aflăm valoarea P:

P = 3

4 1

SOpCaO

CaSO ;

P = 15,01

1

= 6,67.

Activitatea pentru CaSO4 şi pentru CaO ca substanţe

solide este egală cu 1. Din exemplul (12) am calculat că G0298

este egal cu -345,0 kJ. Astfel G = G0

298 + 2,303 R T lgP.

Deci, G = -345,0 kJ + (2,303) (8,314 J/K) (j

kJ310

1 )

(298,15K) (lg6,67) = (-345,0 + 4,7)kJ = -340,3 kJ. GG0 şi totuşi reacţia este spontană. Pentru reacţiile care se află în stare de echilibru G = 0 = G0 + 2,303 R T lgK. Deci, G0 = -2,303 R T lgK. Din această expresie se vede că după valoarea standard

a energiei libere se poate de calculat constanta de echilibru şi

invers.

72

Exemplul 15. Calculaţi variaţia energiei libere standard

de ionizare a acidului acetic la 00C, dacă K = 1,65710-5.

Rezolvare: G0 = -2,303 R T lgK,

unde ][

][][

3

3

COOHCH

COOCHHK

.

Astfel, G0 = -(2,303) (8,314 J/K) (273,15 K) [lg(1,65710-5)] = - (2,303) (8,314J/K) (273,15K) (4,7507) = 2,5 104 J = 25 kJ.

După cum vedem, variaţia energiei libere pentru

transformarea completă la 00C a unei soluţii 1M de acid acetic

în apă într-un mol ioni de hidrogen şi un mol ioni acetat are

valoare pozitivă şi reacţia nu este spontană în sensul direct (de

ionizare). Reacţia inversă are G0=-25kJ/mol şi deci este

spontană. În încheiere, vom menţiona încă două lucruri

importante: a) Procesele care sunt însoţite de creşterea energiei

libere (Gibbs sau Helmholtz) nu pot degurge spontan, însă ele

sunt posibile, dacă se consumă energie sau lucru (de exemplu,

procesul electrolizei, fotosintezei etc.). b) Câteodată, procesele nu decurg spontan chiar dacă

G0 sau F0 (de exemplu, amestecul de H2 şi O2 sau Al2O3 şi Fe). Aceasta se explică prin aceea că termodinamica ia în

consideraţie numai stările iniţiale şi finale ale proceselor, fără a

ţine cont că pot exista şi stări intermediare, care sunt însoţite de

creşterea valorilor G sau F. Mai pot exista bariere mecanice sau alte rezistenţe, care împiedică evoluarea reacţiei sau îi

micşorează brusc viteza. De aceea, la studierea posibilităţii realizării unui proces,

afară de valorile termodinamice, mai trebuie de luat în consideraţie şi valorile cinetice, căutând căi de a accelera sau

de a micşora viteza reacţiei.

73

Exerciţii propuse

1. Ce diferenţă există între H şi G pentru un sistem care suferă schimbări la temperatură şi presiune constantă?

2. Care reacţii pot să decurgă spontan? 3. Din ce cauză energia liberă se schimbă dacă variază

temperatura? 4. La dizolvarea spontană a nitratului sau tiocianurii

de amoniu în apă la presiune constantă se observă răcirea

soluţiei. Care sunt semnele entalpiei şi entropiei în acest

proces? 5. La dizolvarea spontană a hidroxidului de sodiu în

apă la presiune constantă soluţia devine fierbinte. Care sunt

semnele entalpiei şi entropiei în acest proces ? Explicaţi. 6. În ce condiţii G este egal cu G0 pentru reacţia: 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l) ? 7. Folosind valorile funcţiilor termodinamice din

îndreptarele chimice, calculaţi variaţia energiei libere Gibbs

pentru următoarele reacţii: a) 2Al(s) +3F2(g) = 2AlF3(s); b) N2(g) + O2(g) = 2NO(g); c) CaO(s) + H2O(l) = Ca(OH)2(s); d) Fe2O3(s) + 3CO(g) = 2Fe(s) + 3CO2(g); e) 2LiOH(s) + CO2(g) = Li2CO3(s) + H2O(l); f) C(grafit) +2H2(g) = CH4(g).

Răspuns (în kJ): a) -2850; b) 173,14; c) -55,4; d) -29,4; e) -87,4; f) -50,88. Care din aceste reacţii sunt spontane?

8. a) Calculaţi variaţia energiei Gibbs în condiţiile

standard pentru reacţia NO(g) + NO2(g) = N2O3(g), dacă

cunoaşteţi valorile H0f şi S

0298 ale substanţelor participante la

reacţie:

74

Substanţa NO(g) NO2(g) N2O3(g) H0

f kJ/mol

90,25 33,20 83,72

S0298

J/(molK) 210,65 239,90 312,20

b) Repetaţi calculele pentru temperaturile de 0 şi

1000C, dacă vom admite că valorile entalpiei şi entropiei la

temperaturi diferite, practic, nu se schimbă. La care din aceste

temperaturi reacţia este spontană? Răspuns: a) = 1,6 kJ; b) -1,9kJ şi 11,9 kJ; spontană la

00C. 9. a) Calculaţi variaţia energiei Gibbs în condiţiile

standard pentru reacţia NH3(g)+ HCl(g) = NH4Cl(s), dacă cunoaşteţi H0

f şi S0298

ale substanţelor participante la reacţie Substanţa NH3(g) HCl(g) NH4Cl(s)

H0f

kJ/mol - 46,11 - 92,31 - 314,40

S0298

J/(molK) 192,3 186,80 94,60

Răspuns: -89,7kJ. c) La ce temperatură G0 pentru această reacţie va

deveni egală cu zero? Răspuns: 618,6 K sau 345,40C.

10. După valorile H0f şi S

0298 ale substanţelor

reactante, calculaţi G0298 pentru următoarele procese:

a) SO2(g) + 1/2O2(g) SO3(g); b) CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g); c) H2(g) + 1/2O2(g) H2O(g). Arătaţi în ce direcţie vor parcurge aceste reacţii,

apropiindu-se de echilibru? Răspuns: (în kJ/mol): a) -70,20; b) -28,67; c) -228,64.

75

11. După datele de mai jos, calculaţi temperaturile la

care se stabileşte echilibrul în reacţiile: Reacţiile H0kJ/

K S0 J/K

a) CO2(g) + C(s) = 2CO(g) +173 +176 b) N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) -92 -201 c) CO(g) + H2(g) = C(S) +H2O(g) -132 -134 d) 2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g) -116 -147 e) PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g) +88 +171 f) 2NO2(g) = N2O4(g) -57 -176

12. Reacţia 2H2S(g) + SO2(g) = 3S(s) + 2H2O(g) este folosită pentru purificarea unor gaze naturale în scopul de a înlătura hidrogenul sulfurat. Care este constanta de echilibru pentru această reacţie la 25

0C ? Răspuns: K = 51015

13. Calculaţi G0298 pentru reacţia unui mol de

H+(aq) cu 1 mol de OH-

(aq) folosind constanta de echilibru a apei la 298 K (KW) = 1,0010-14.

Răspuns: 79,9 kJ. 14. Acidul azotic poate fi preparat după următoarele

reacţii: 4NH3(g) + 5O2(g) = 4NO(g) + 6H2O(g);

2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g); 3NO2(g) + H2O(l) = 2HNO3(l) + NO(g).

Ce cantitate de căldură se va degaja, dacă un mol de

NH3(g) se va transforma în HNO3(l)? Se presupune că toţi

reactanţii şi produsele de reacţii se află în condiţii standard. Răspuns: 307,3 kJ.

15. Calculaţi variaţia energiei Gibbs la 250C pentru

reacţia C(grafit) + 2H2(g) = CH4(g), dacă se cunosc H0

298 şi S0298

a substanţelor reactante şi căldura standard de combustie a metanului.

Răspuns: -50,88 kJ/mol.

Date post:	18-Jul-2016
Category:	Documents
Upload:	gabrielaaa20
View:	386 times
Download:	36 times

Problemar Și Exerciții de Chimie Anorganica Part 1

Documents