DISCIPLINA: CHIMIE GENERALĂ ŞI ANORGANICĂ

I. CURS Semestrul I - 2 ore/ săptămână Semestrul II – 3 ore/ săptămână

a. CHIMIA GENERALĂ   Noţiuni de structură a atomului. Structura moleculei. Legături chimice. Noţiuni de termochimie şi cinetică chimică. Sisteme disperse. Soluţii. Compuşi de coordinaţie. Combinaţii complexe. Reacţii redox. Noţiuni de electrochimie. 

b. CHIMIA ANORGANICĂ Chimia anorganică descriptivă tratează proprietăţile

fizice, chimice şi fiziologice ale elementelor şi compuşilor acestora, conform clasificării lor în Tabelul periodic.

II. LUCRARI PRACTICE Sem. I – 3 ore/ săptămână Sem. II – 3 ore/ săptămână

Lucrările practice constau în aplicaţii experimentale ale noţiunilor predate la curs.

B I B L I O G R A F I E

Curs de Chimie generală – Litografia U.M.F. Iaşi C. Caraman, Maria Miftode, Alina Stefanache

Chimia nemetalelor – Editura Gr.T.Popa, U.M.F. Iaşi Maria Miftode, Alina Ştefanache

Chimie anorganică – Metale – Litografia U.M.F. Iaşi C.Caraman, Maria Miftode

Chimie anorganică experimentală – Editura Fundaţiei Academice Axis – Iaşi. Alina Ştefanache, Alina Monica Miftode, Maria Miftode

LEGILE COMBINAŢIILOR CHIMICE

LEGILE GENERALE ALE CHIMIEI

Legea conservării materiei (Lomonosov- Lavoisier)

Legea proporţiilor definite în greutate (legea

constanţei compoziţiei - Proust)

Legea echivalenţilor

Legea proporţiilor multiple (Dalton)

Legea volumelor

Legea lui Avogadro

LEGEA CONSERVARII MATERIEI

• Legea conservarii masei• Legea conservarii energiei

In cursul reacţiilor chimice nu se observă o mărire sau o micşorare detectabilă a masei totale a sistemului.

LEGEA CONSERVĂRII MASEI Masa substanţelor intrate în reacţie este egală

cu masa substanţelor rezultate din reacţie.

Transformările chimice sunt însoţite întotdeauna şi de transformarea unei forme de energie în alta.

LEGEA CONSERVĂRII ENERGIEI

În timpul transformărilor chimice obişnuite, energia nu se crează şi nici nu se distruge, ci numai se transformă în alte forme de energie.

Conform Teoriei Relativităţii Restrânse elaborată de Einstein, masa şi energia sistemului sunt legate prin relaţia: E = m.c 2 în care:

E = energia sistemului ( kJ) m = masa sistemului (Kg) c = viteza luminii (3.10 8 m /s )

Orice variaţie a energiei este însoţită de o variaţie a masei.

Deoarece masa şi energia sunt două forme de existenţă a materiei, cele două legi au fost reunite şi s-a formulat

LEGEA UNIVERSALĂ A CONSERVĂRII MATERIEI

Suma totală a masei şi energiei substanţelor care reacţionează într-un sistem închis este constantă.

Nimic nu se pierde, nimic nu se câştigă, totul se transformă.

În reacţiile nucleare are loc o transformare a masei în energie şi invers.

LEGEA PROPORŢIILOR DEFINITE ÎN GREUTATE (Legea constantei compoziţiei)

O substanţă chimică este formată întotdeauna din aceleaşi elemente , unite în aceleaşi proporţii indiferent de metoda de obţinere şi de proporţia reactanţilor.

Deci, o substanţă chimică are o compoziţie calitativă şi cantitativă constantă şi bine definită.

Ex: FeS conţine 56 g Fe şi 32 g S

LEGEA ECHIVALENTILOR

În reacţiile chimice, elementele se combină între ele în rapoarte de masă proporţionale cu echivalenţii lor chimici.

Echivalentul chimic: Cantitatea dintr-un element care se combină sau substituie în reacţiile chimice 1,008 grame hidrogen, 8 grame oxigen sau 3 grame carbon.

Cantitatea de substanţă exprimată în grame numeric egală cu echivalentul chimic se numeşte echivalent gram sau val.

CALCULAREA ECHIVALENTULUI GRAM

La elemente: Eg = A / valenţă

La acizi: Eg = M / numărul de protoni (H+) cedaţi în reacţie

La baze: Eg = M / numărul de protoni acceptaţi

La săruri: Eg = M / nr. de cationi x sarcina cationului

Echivalentul gram redox: Eg = M / nr. de electroni schimbaţi în reacţie

LEGEA PROPORŢIILOR MULTIPLECând două elemente pot forma între ele mai

multe combinaţii, diferitele cantităţi ale unui element care se combină cu o aceeaşi cantitate din celălalt element, se află între ele într-un raport simplu de numere întregi şi mici.

Exemplu: Oxizii azotuluiN2O 2 . 14 g N 16 g

ONO (N2O2 ) 2 . 14 g N 2 . 16 g

ON2O3 2 . 14 g N 3 . 16 g

ONO2 (N2O4) 2 . 14 g N 4 . 16 g

ON2O5 2 . 14 g N 5 . 16 g O

Raportul între masele oxigenului în cei cinci compuşi este de 1 : 2 : 3 : 4 : 5. Aceeaşi cantitate de azot se combină cu cantităţi diferite de oxigen.

In anul 1961, la Congresul de la Montreal, s-au stabilit:

• Masa atomică relativă: numărul care indică de câte ori un atom al unui element este mai greu decât atomul de hidrogen (definiţia dată de Dalton).• Unitatea de masă atomică (u.a.m.) – unitatea

carbon - reprezintă a 12-a parte din masa izotopului 12 C. • Atomul – gram (molul de atomi) – cantitatea în

gram, numeric egală cu masa atomică a elementului.• Greutatea atomica a unui element este un numar

egal cu masa atomica medie a unui element.

LEGEA VOLUMELOR ( Gay-Lussac ) La presiune constantă, volumele a două gaze care se combină, se află între ele şi faţă de volumul gazului rezultat într-un raport simplu de numere întregi şi mici. Exemplu: H2 + Cl2 → 2HCl

1 vol. 1 vol. 2 vol. N2 + 3H2 → 2NH3

1 vol. 3 vol. 2 vol.

Deci substanţele gazoase se combină între ele nu numai în proporţie de greutate bine definită şi constantă ci şi în proporţii de volum bine definite.

LEGEA LUI AVOGADRO

Volume egale de gaze diferite, aflate la aceeaşi temperatură şi presiune , conţin acelaşi număr de molecule.

Numărul lui Avogadro (NA )Numărul de molecule conţinute într-un mol de

substanţă.NA = 6,022 .10 23 molecule/ mol sau

N A= 6,022. 10 26 molecule/ Kmol

Volumul molar ( VM )Un mol din orice substanţă aflată în stare de gaz, în

aceleasi condiţii de temperatură şi presiune, ocupă acelaşi volum.Volumul ocupat de un mol de gaz, în condiţii

normale de temperatură şi presiune, reprezintă volumul molar.

Condiţii normale: t = 00 C (273 K) ; p = 1 atm (760 mmHg) VM = 22,4 L/mol

Cu ajutorul legii lui Avogadro se poate calcula masa moleculară a unui gaz.

Se consideră două gaze diferite, aflate în condiţii normale de temperatură şi presiune. Pentru un mol de gaz , densitatea va fi: ρ 1 = M1 / VM ; ρ 2 = M2 / VM

Deci, ρ1 / ρ 2 = M1 / M2.

Dacă se cunoaşte densitatea celor două gaze şi masa moleculară a unuia dintre ele , se poate afla M al celuilalt gaz. M1 = ρ1

. M2 / ρ 2 .

Raportul ρ1 / ρ 2 = d ; reprezintă densitatea

relativă a unui gaz faţă de celălalt.Dacă gazul de comparaţie este aerul, M medie =

28,9M1 = 28,9 . d aer

Masa atomică şi masa moleculară absolută.A abs = A / NA

M abs = M / NA

NOMENCLATURA COMBINAŢIILOR CHIMICE ANORGANICE

În anul 1970, Comisia pentru nomenclatură constituită de I.U.P.A.C (International Union of Pure and Applied Chemistry) a stabilit regulile pentru scrierea şi denumirea compuşilor chimici anorganici (How to Name an Inorganic Substances).

I. COMPUŞI BINARI În compuşii binari, metalul (cationul) se scrie

înaintea nemetalului: Li2 O Na ClAl F3

Cationii monoatomici se vor denumi după numele elementului din care provin.

Anionii monoatomici sunt denumiţi prin adăugarea sufixului -ură sau - id la numele elementului din care provin.

Exemple: Cl - - clorură S 2 - - sulfură O 2 - - oxid

II. IONII POLIATOMICI

Cationii formaţi prin protonarea unor molecule neutre

se termină în sufixul - oniu.

Exemple: NH4

+ - amoniu H3O + - hidroniu

Există şi cationi cu denumiri specifice: NO+ - nitrozil NO2

+ - nitroniu

Oxoanioni - denumirea va include:sufixul - it pentru stări de oxidare inferioare sufixul – at pentru stări de oxidare superioare

Exemple: NO2

- – nitrit; NO3- - nitrat

SO32 - - sulfit; SO4

2 - - sulfat

Uneori se adaugă prefixul: - hipo pentru stări de oxidare mult mai reduse - per pentru stări de oxidare mult mai mari

Exemple : •ClO - - hipoclorit •ClO2

- - clorit

•ClO3- - clorat

•ClO4 – - perclorat

În formula sărurilor duble:- cationii se scriu în ordinea crescătoare a

electropozitivităţii si se citesc în ordine alfabetică-anionii se scriu şi se citesc în ordine alfabetică

Exemple:

Na+1Al+3(SO4)2 – aluminiu sodiu sulfat sau sulfat

de aluminiu si sodiu

PbClF – plumb clorofluorură

La sărurile acide se citeşte şi hidrogenul.

Exemple: Na H2 PO4 – sodiu dihidrogen fosfat

(dihidrogen fosfat de sodiu)

Na2 H PO4 – sodiu monohidrogen fosfat

(monohidrogen fosfat de sodiu)

În cazul în care un metal formează cationi la diferite

stări de oxidare, sărurile corespunzătoare vor fi

denumite cu precizarea stării de oxidare a metalului,

printr-un numeral roman.

Exemple:

Fe Cl2 - clorură de Fe (II) sau clorură feroasă

Fe Cl3 - clorură de Fe (III) sau clorură ferică

Denumirea oxizilor se face precizând numărul de atomi cu ajutorul sufixelor din limba greacă:

mono -1di - 2tri - 3 tetra - 4 penta - 5hexa - 6 hepta - 7octa - 8

Exemple: N2O – dinitrogen monoxid (oxid nitros) N2O4 – dinitrogen tetroxid

III. DENUMIREA ACIZILOR

Acizii, conform definiţiei clasice, sunt substanţe ce conţin unul sau mai mulţi atomi de hidrogen, ataşaţi unui anion. Denumirea acidului se va face în funcţie de natura

anionului respectiv. a. Dacă anionul nu conţine oxigen, numele acidului se

formează adăugând prefixul - hidro şi sufixul - ic la numele elementului.

Exemple: HF – acid hidrofluoric (acid fluorhidric) H2S – acid hidrosulfuric (acid sulfhidric)

b. Dacă anionul conţine oxigen, numele acidului se

formează adăugând la rădăcina numelui anionului

sufixul - os sau –ic.

Exemple:

Anion Acid

- it (SO32- - sulfit) - os (H2SO3 - acid sulfuros)

- at (SO42- - sulfat) - ic (H2SO4 – acid sulfuric)

La unii acizi, după numărul grupărilor - OH, se pot folosi sufixele: orto, meta, piro (di).

Exemple: H3PO4 – acid orto fosforic HPO3 - acid meta fosforic H4P2O7 – acid piro fosforic (acid difosforic)

Acizii care conţin gruparea peroxo: (- O – O -) sunt denumiţi raţional cu prefixul peroxo.

Exemple : H2S2O8 – acidul peroxo disulfuric H2SO5 - acidul peroxo monosulfuric