Embed Size (px)
Citation preview
2
CUPRINS
1. Noţiuni fundamentale………………………………………………………………. 3
2. Sistemul periodic al elementelor…………………………………………………… 9
3. Nomenclatura substanţelor chimice………………………………………………... 14
4. Reacţii chimice…………………………………………………………………….. 28
5. Reacţii cu transfer de protoni - acizi şi baze Brønsted – Lowry…………………… 37
6. Reacţii cu transfer de electroni - acizi şi baze Lewis……………………………… 48
7. Reacţii redox………………………………………………………………………. 52
8. Reacţii de ȋnlocuire………………………………………………………………... 57
9. Reacţii în chimia organicǎ………………………………………………………… 58
10. Soluţii……………………………………………………………………………… 64
11. Legǎtura chimicǎ…………………………………………………………………… 72
12. Interacţii intermoleculare………………………………………………………….. 86
13. Aplicaţii………………………………………………………………………….. 92
14. Bibliografie…………………………………………………………………........ 120
3
1. Noţiuni fundamentale
Molecula este cantitatea cea mai mica dintr-o substanţă care poate exista ȋn stare
liberă şi care posedă proprietăţile substanţei respective.
Atomul este cea mai mică parte dintr-un element chimic care păstrează proprietăţile
acestuia.
Masa atomică a unui element este raportul dȋntre masa atomică a elementului
respectiv şi 1/12 din masa atomică a izotopului 12C.
Substanţele care prin metode chimice obişnuite nu pot fi descompuse ȋn alte
componente şi nici nu pot fi compuse din alte substanţe se numesc substanţe simple sau
elemente. Substanţele care rezultă prin combinarea a două sau mai multe elemente se
numesc substanţe compuse sau combinaţii. Prin descompunerea unei substanţe compuse
pot rezulta elemente sau alte substanţe compuse. In timp ce numarul substanţelor compuse
este foarte mare numarul elementelor este restrâns. După proprietăţile pe care le au
elementele se ȋmpart ȋn metale şi nemetale, dar există şi elemente care prezinta proprietăţi
din ambele clase. Prin unirea a doua sau mai multe elemente ȋntr-o substanţă compusă,
acestea nu ȋşi pastrează proprietăţile elementare, substanţa nou creată având proprietăţi
diferite de cele ale componentelor elementare. Trebuie facută distincţia ȋntre substanţă
simpla (H2) şi elementul (H) din care este formată.
1.1. Legile fundamentale ale chimiei
a. Legile ponderale
1. Legea conservării masei – formulată ȋn 1748 de catre Lomonosov (aspectul
conservării masei) şi de Lavoisier (aspectul conservării elementelor) se poate enunta astfel:
suma maselor substanţelor care intră ȋntr-un proces chimic este riguros egală cu suma
maselor substanţelor care rezultă din acel proces. In procesele chimice nu se creează şi nu
se distruge materie, aceasta doar se transformă. Este o lege universală pentru toate formele,
proprietăţile şi manifestările materiei şi face parte dintr-un principiu mai general –
conservarea materiei şi energiei (E = mc2).
Mai târziu se va dovedi cǎ energia nu poate fi creată şi nici distrusă, dar poate fi
transformată dintr-o formă ȋn alta. Astăzi se cunoaşte că şi ȋn procesele nucleare, materia
4
poate fi transformată ȋn energie şi energia ȋn materie. In procesele chimice şi fizice simple,
obişnuite ȋnsă legile conservării materiei şi energiei rămân valabile, separat.
Legea conservării masei se verifică asa cum ii spune şi numele numai ȋn unităţi de
masă şi nu când este vorba de alte modalităţi de măsurare a cantităţii de substanţă (de
exemplu ȋn volume):
H2 + ½ O2 → H2O
2g + 16g = 18g
1 vol + 0.5 vol ≠ 1 vol
Această lege stă la baza formulelor, ecuaţiilor şi calculelor chimice. Din punct de
vedere filozofic aceasta lege afirmă şi dovedeşte caracterul continuu şi indestructibil al
materiei ȋn continuă transformare.
2. Legea proporţiilor constante (definite) a fost formulată de Proust ȋn 1805 astfel:
indiferent pe ce cale se obţine o combinaţie chimică, componentele ce o alcătuiesc se unesc
ȋntotdeauna ȋn proporţii de masă constante. dacă unul din componente este ȋn exces, atunci
excesul rămâne nereacţionat. In compuşii chimici, elementele chimice se combină
ȋntotdeauna ȋn proporţii de masă constante (definite). De exemplu apa poate fi obţinută pe
mai multe cai:
H2 + ½ O2 → H2O
2 : 16 = 1:8
NaOH + HCl → NaCl + H2O
C2H2 + 5/2 O2 → 2 CO2 + H2O
dar ȋn toate cazurile raportul de masă H:O = 1:8
Această lege nu se aplică ȋn cazul compuşilor naturali nestoichiometrici (ex FeS2,
ZnO) sau a compuşilor intermetalici nestoichiometrici.
De asemenea ȋntr-o reacţie raportul de masa al reactanţilor este constant:
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O
80 : 98 = 40:49
Această lege ne permite să stabilim dacă o reacţie este stoichiometrica sau nu,
respectiv stabilirea reactantului ȋn exces.
Exemple:
4.9 g H2SO4 reacţioneaza cu 6 g NaOH. Să se arate dacă reacţia este totala.
R: 0.5 moli NaOH ȋn exces.
5
Reacţioneaza a g H2SO4 cu b g KOH. Să se deducă valoarea raportului pentru ca
reacţia să fie totală.
R: a/b = 98/112 = 49/56 = 7/8
3. Legea proporţiilor multiple a fost enunţată de Dalton ȋn 1804 şi se referă la
modul de combinare a două substanţe simple (elemente) care pot forma ȋntre ele mai multe
combinaţii chimice. Ea arată că dacă două elemente se unesc pentru a forma mai multe
combinaţii chimice, atunci diferitele mase ale unui component care se unesc cu aceeaşi
masă a celuilalt component se găsesc ȋntre ele ȋn raporturi simple şi mici. De exemplu ȋn
cazul oxizilor azotului:
N2O 28:16 = 14:8 sau 1:1
NO 14:16 = 14:16 sau 1:2
N2O3 28:48 = 14:24 sau 1:3
NO2 14:32 = 14:32 sau 1:4
N2O5 28:80 = 14:40 sau 1:5
Deci aceeaşi cantitate de azot se combină cu o cantitate de oxigen cu care se află ȋn
raport de 1:2:3:4:5 (numere ȋntregi şi mici).
4. Legea proporţiilor echivalente a fost formulată de J.B. Richter ȋn 1802 astfel:
elementele şi combinaţiile chimice reacţionează ȋntre ele şi se substituie reciproc ȋn
raporturi stricte de echivalenţi.
Echivalentul chimic este numărul care arată cantitatea ȋn grame dintr-un element
sau substanţă care se combină cu, sau poate ȋnlocui 8g oxigen sau 1g hidrogen.
Echivalentul gram reprezintă masa de substanţă ȋn grame numeric egală cu
echivalentul chimic. De exemplu ȋn HCl, raportul H:Cl = 1 : 35.5, deci echivalentul chimic
al clorului este 35.5.
1.2. Legile gazelor şi legile volumetrice
Legile gazelor
Denumirea de gaz ȋşi are originea ȋn grecescul chaos, Jan Baptista Van Helmont
(1577-1644) fiind cel care a studiat substanţele asemanatoare aerului, şi a denumit ȋn acest
fel substanţele fără formă şi fără volum. Alchimiştii obţineau destul de des astfel de
substanţe misterioase “vapori” sau “aer”, dar erau greu de studiat şi observat şi foarte usor
de ignorat.
6
Van Helmont a fost primul care a studiat gazele şi vaporii pe care i-a obţinut, şi ȋn
special gazul rezultat ȋn urma combustiei lemnului, pe care l-a denumit “gas sylvestre” gaz
din lemn.
In 1643 fizicianul italian Evangelista Torricelli (1608-1647) a demonstrat că aerul
exercită o presiune ce poate fi egalată de o coloană de mercur de 76 cm, inventând ȋn
acelaşi timp şi barometrul. In acest fel aerul (şi ȋn general gazele) a devenit mai puţin
misterios. Aerul avea masă, la fel ca şi lichidele sau solidele şi este diferit de acestea prin
densitatea mult mai scazută.
Presiunea exercitată de către masa aerului atmosferic a fost exemplificată ȋn mod
stralucit de către fizicianul german Otto von Guericke (1602-1686). Acesta a inventat o
pompă care reuşea să evacueze aerul dintr-o incintă astfel ȋncât presiunea interioară să nu
mai fie egală cu cea din exterior. In 1654 Guericke a construit două semisfere metalice ce
puteau fi unite etanş pe ȋntreaga circumferintă. Din sfera astfel realizată a fost evacuat
aerul cu ajutorul pompei inventate anterior. Semisferele au rămas unite din cauza presiunii
aerului din exterior chiar şi după ce au fost ataşaţi mai mulţi cai la fiecare dȋntre ele
(aceştia trăgând cu toata puterea ȋn direcţii opuse). In momentul ȋn care aerul a fost readmis
ȋn incintă cele două semisfere s-au desfăcut sub propria greutate.
In urma acestui experiment un tanar chimist irlandez, Robert Boyle (1627-1691), a
ȋnceput să lucreze la proiectarea şi obţinerea unei pompe de aer mai bună decât cea
realizată de Guericke. Pentru aceasta el a realizat necesitatea unei mai bune etanşeităţi a
pistoanelor ȋn cilindrii. Dar cu cresterea etanşeităţii creştea şi frecarea ȋntre piston şi
cilindru, fapt ce conducea la o funcţionare greoaie a pompei. Pentru a ȋmpăca cele doua
tendinţe Boyle a realizat o pompă care implica un cilindru de sticlă şi piston din mercur. In
urma studierii acestui tip de piston Boyle a descoperit prima lege a gazelor (publicata ȋn
1660):
p·V = k (ct) V
kp =
Volumul unui gaz variază invers proportional cu presiunea care este exercitată
asupra lui. Boyle nu a menţionat că temperatura trebuie menţinută constantă pentru ca
această lege să fie valabilă. In anul 1680 fizicianul francez Edme Mariotte (1630-1684) a
demonstrat că legea este valabilă numai cu condiţia ca temperatura să fie constantă, şi din
această cauză legea este cunoscută sub numele de legea Boyle-Mariotte.
7
Această descoperire reprezintă unul din pasii cei mai importanţi făcuţi ȋn direcţia
ȋnţelegerii structurii materiei şi de asemenea din punct de vedere al progresului tehnic.
Din punct de vedere ştiinţific, faptul că un gaz este compresibil a reprezentat prima
dovadă a existenţei atomilor. Incompresibilitatea lichidelor şi solidelor nu aducea nicio
dovadă că materia este formată din atomi sau este continuă pur şi simplu. Comprimarea
aerului de către Boyle dovedea că acesta era format din particule ȋntre care există spatiu
liber, iar prin comprimare se micşora acest spaţiu, aducându-se particulele mai aproape.
Din moment ce gazele şi vaporii diverselor substanţe se comportă ȋn acest mod, deci sunt
formaţi din particule, atunci şi substanţele lichide sau solide (din care provin vaporii) sunt
constituite din aceleaşi particule. Astfel la două milenii după ce grecii au imaginat pentru
prima oară atomii, se putea vorbi despre o dovadă a existenţei acestora. Din acel moment
teoria atomistă a materiei a ȋnceput să fie susţinută de tot mai mulţi oameni de ştiinţă.
5. Legea volumelor constante, enunţată de Gay-Lussac ȋn 1808, reprezintă o
generalizare a observaţiilor experimentale privind variaţia volumelor substanţelor gazoase
care participă la reacţii chimice. Volumul a două gaze care se pot combina pentru a forma
un compus definit, masurate la aceeaşi temperatură şi aceeaşi presiune, se gasesc ȋntre ele
ȋntr-un raport simplu; volumul compusului rezultat ȋn fază gazoasa este ȋn raport simplu cu
fiecare din volumele gazelor reactante.
N2 + 3 H2 → 2 NH3
N2 : H2 = 1:3; N2 : NH3 = 1:2; H2 : NH3 = 3 : 2
6. Legea lui Avogadro, enunţată ȋn 1811 astfel: volume egale de gaze, la aceeaşi
temperatură şi presiune, conţin acelaşi număr de molecule. Pentru a formula această lege
Avogadro a fost nevoit să facă anumite ipoteze:
- cele mai mici particule din care sunt formate gazele hidrogen, clor, oxigen şi azot
nu sunt atomi, ci molecule formate din câte doi atomi;
- moleculele substanţelor elementare sunt formate din atomi identici, pe când
moleculele combinaţiilor sunt formate din atomi diferiţi.
1 vol hidrogen + 1 vol clor = 2 vol acid clorhidric
1 moleculă hidrogen + 1 moleculă clor = 2 molecule acid clorhidric
Pentru a respecta legea conservarii masei (deoarece se obţin două molecule de acid
clorhidric dintr-o moleculă de hidrogen şi una de clor) rezultă că moleculele de clor şi
hidrogen trebuie să conţină cel puţin 2 atomi din fiecare element.
8
Una din cele mai importante aplicaţii ale acestei legi constă ȋn faptul că dacă
volume egale din gaze diferite ȋn aceleaşi condiţii conţin acelaşi număr de molecule,
diferite gaze ce conţin acelaşi număr de molecule ȋn condiţii identice ocupă acelaşi volum.
Volumul ocupat de un mol dintr-un gaz la 0oC şi presiune 1 atm este de 22.414 L. Cu
ajutorul acestei legi s-a putut determina numărul de particule dintr-un mol de gaz ca fiind
NA = 6.023·1023.
Aplicaţii:
Ce volum ocupă ȋn condiţii normale a) 2g hidrogen; b) 7g azot; c) 51g amoniac?
Cât cântaresc ȋn condiţii normale a) 22.4 L CO2; b) 5.6 L SO2 ?
Tot cu ajutorul acestei legi s-a realizat şi determinarea masei moleculare a gazelor:
- prin intermediul densitatii - volume egale conţin un număr egal de molecule
deci B
A
B
A
M
M
G
G= , unde G reprezintă masa gazului, iar M masa moleculară.
Cum acest raport reprezintă şi densitatea relativă a lui A faţă de B rezultă că
MA = d·MB. De obicei densitatea relativă se calculează faţă de hidrogen sau
faţă de aer. In cazul aerului trebuie calculată o masa moleculara medie
(0.2·32(O2) + 0.8·28(N2) = 28.9).
- din volumul molar - un mol de gaz ocupă 22.414L deci M = ρ·V
Aplicaţii:
- Ştiind că 1L de oxigen cântareşte ȋn condiţii normale 1.429g, să se determine
masa moleculară a oxigenului.
- Ştiind că ȋn condiţii normale 250 mL gaz cântăresc 0.3125g, să se determine
masa moleculară a gazului.
- Care este formula moleculară a fosforului dacă densitatea vaporilor sai faţă de
aer este 4.27 (MP = 31)?
7. Legea Mendeleev – Claperyron sau ecuaţia de stare a gazelor raportată la un mol
de gaz :
p·V =R·T
sau ȋn general pentru n moli de gaz:
p·V = n·R·T
Din această ecuaţie masa moleculară a unui gaz poate fi calculată ca fiind:
M = m·R·T/p·V
9
2. Sistemul periodic al elementelor
Gruparea elementelor ȋntr-o formă apropiată de cea cunoscută astăzi este opera
câtorva chimisti care au observat periodicitatea anumitor proprietăţi şi au reuşit să
ordoneze elementele cunoscute la acea dată (secolul XIX). In 1863 un geolog francez A. E.
Béguyer de Chancourtois a ordonat elementele cunoscute pe o listă ȋn funcţie de masa
atomică. Lista a fost ȋnfăşurată pe un cilindru obţinându-se astfel prima reprezentare 3D a
sistemului periodic.
In acelasi timp, ȋn Anglia, chimistul de 32 de ani John A. R. Newlands a observat
de asemenea că grupele se repetă din 8 ȋn 8 elemente, denumind acest fenomen “regula
octavei” prin analogie cu notele muzicale. Societatea Engleză de Chimie a considerat
această propunere ca fiind absurdă şi munca acestuia a fost ignorată timp de mai multi ani.
Chimistul rus Dmitrii I. Mendeleev 1868 şi cel german Lothar Meyer 1869, lucrând
independent, au aranjat elementele cunoscute pe sapte coloane ȋn ordinea cresterii masei
atomice. Cele doua sisteme sunt similare, dar diferenţele subtile dintre ele sunt foarte
importante. Intrucât Mendeleev a reuşit publicarea cu un an mai devreme, iar sistemul
propus de acesta deşi mai ȋndrăzneţ a reuşit să se dovedească mult mai util, a ramas ȋn
istoria chimiei ca fiind cel care a creat sistemul periodic al elementelor (figura 1).
Figura 1. Sistemul periodic al elementelor propus de catre Dmitrii I. Mendeleev
In acest tabel se observă ȋn mod clar relaţia periodică dintre grupele chimice şi ca o
confirmare a veridicităţii acestuia se observă căsuţele libere corespunzatoare elementelor
10
ce ȋncă işi asteptau descoperirea. Chiar dacă este vechi de aproape 150 ani, tabelul lui
Mendeleev ȋncă seamană foarte mult cu cel pe care ȋl folosim astazi (figura 2).
Figura 2. Sistemul periodic al elementelor utilizat astazi
Există mai multe formulări alternative pentru sistemul periodic al elementelor,
fiecare ȋncercând să includă cât mai multe informaţii ȋntr-o formă cât mai usor de folosit:
Figura 3. Sistemul propus de către Timmothy Stowe
11
Figura 4. Sistemul propus de către Thoedor Benfey
Sistemul periodic reprezintă practic baza pentru ȋnsuşirea noţiunilor de chimie.
Fiecare element are un număr atomic şi ȋn consecinţă o poziţie fixă ȋn sistemul periodic şi
de aici i se poate prezice comportamentul chimic: cum va reacţiona cu alte elemente, ce fel
de compuşi va forma, şi ce fel de proprietăţi fizice va prezenta.
La baza sistemului periodic al elementelor stă legea periodicităţii proprietăţilor (lege
ce recunoaşte observaţia empirică a variaţiei periodice a anumitor proprietăţi cu numărul
atomic):
- configuraţia electronică a atomilor variază periodic odată cu creşterea numărului
atomic Z;
- ȋn consecinţă toate proprietăţile atomice ce depind de structura ȋnvelişului
electronic vor varia ȋntr-un mod periodic.
Legea variaţiei periodice a proprietăţilor este o lege fundamentală a chimiei, dar
tabelul periodic nu reprezintă decât o ȋncercare de a aranja elementele astfel ȋncât
periodicitatea să fie cât mai bine exemplificată, ȋntr-o manieră folositoare. Orice
aranjament al elementelor ce respectă ordinea creşterii numarului atomic şi grupează
12
elementele ȋn funcţie de proprietăţile lor similare poate constitui o reprezentare a
sistemului periodic.
Două sunt principiile care stau la baza alcătuirii oricarui sistem periodic:
- elementele pot fi grupate ȋn funcţie de proprietăţile lor asemănătoare,
- fiecare element este unic şi prezintă proprietăţi specifice, diferite de cele ale
celorlalte elemente.
Spre exemplu, hidrogenul diferă de toate celelalte elemente prin proprietăţile lui,
ceea ce a dat nastere la disputa privind locul său ȋn tabelul periodic: deasupra metalelor
alcaline sau deasupra halogenilor? In realitate hidrogenul ar trebui reprezentat ȋn ambele
locaţii, sau aşa cum a devenit o obişnuinţă, are locul lui special ȋn tabelul periodic.
Probleme similare pot fi ridicate şi ȋn cazul altor elemente.
Sistemul periodic folosit ȋn momentul de faţă este format din şiruri orizontale, numite
perioade, ȋn număr de 7 şi coloane verticale, numite grupe, ȋn număr de 18. O clasificare
mai veche ȋmpărţea cele 18 grupe ȋn 8 grupe principale (blocul s şi blocul p) şi 10 grupe
secundare (blocul d). Elementele din blocurile s şi d sunt considerate metale, ȋn timp ce
blocul p conţine atat metale cât şi nemetale.
Intre structura electronică a atomului şi poziţia elementului ȋn sistemul periodic
există o strânsă corelaţie. Numărul straturilor electronice al unui atom este egal cu numărul
perioadei. Numărul electronilor de pe ultimul strat al atomului ne indică numărul grupei:
- pentru elementele din grupele 1 şi 2 numărul electronilor de pe ultimul strat este
egal cu numărul grupei
Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 – ultimul strat este notat cu 4, deci elementul este ȋn
perioada a patra; ȋn stratul 4 există 2 electroni ȋntr-un orbital de tip s, deci elementul este ȋn
grupa a doua.
- pentru elementele din grupele 13-18 numărul electronilor de pe ultimul strat +10
este egal cu numărul grupei.
Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p
1 - ultimul strat este notat cu 3, deci elementul este ȋn perioada a
treia; ȋn stratul 3 există 3 electroni (2 ȋntr-un orbital de tip s şi 1 ȋntr-un orbital de tip p),
deci elementul este ȋn grupa 13.
Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4 p
5 - ultimul strat este notat cu 4, deci elementul este
ȋn perioada a patra; ȋn stratul 4 există 7 electroni (2 ȋntr-un orbital de tip s şi 5 ȋntr-un
orbital de tip p), deci elementul este ȋn grupa 17. Atenţie: substratul 3d, deşi se ocupă cu
13
electroni după substratul 4s, are energie mai mică decât acesta după ocupare şi va fi
trecut lângă celilalţi orbitali din stratul 3, sub forma 3s 3p 3d, ȋnaintea lui 4s.
- pentru elementele din grupele 3-12 numărul electronilor de pe ultimul strat şi
substratul d aflat ȋn curs de ocupare este egal cu numărul grupei.
Ti: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s
2 - ultimul strat este notat cu 4, deci elementul este ȋn
perioada a patra. In stratul 4 există 2 electroni ȋntr-un orbital de tip s. Stratul 3 nu este
complet ocupat, orbitalii 3d având doar 2 electroni. Deci ȋn total există 4 electroni ȋn
substratul d ȋn curs de ocupare şi ȋn ultimul strat, deci elementul este ȋn grupa 4.
Important este faptul că sistemul periodic ne ajută să observam şi să apreciem
diversele variaţii sau similarităţi ce apar ȋntre elemente, acestea fiind cele care ȋn fapt ne
ajută să conceptualizăm sistemul periodic. Totusi chiar dacă se observă similarităţi ȋn
cadrul unui grup de elemente nu ȋnseamnă că totul este omogen ȋn cadrul acelui grup. Spre
exemplu este bine cunoscută asemănarea ȋntre sodiu şi potasiu, ȋn multe cazuri acesta
elemente sau compuşi ai lor putându-se substitui cu succes. Nu acelaşi lucru se ȋntâmplă şi
dacă vrem să utilizăm potasiu ȋn locul sodiului la uscarea solvenţilor organici.
Problema ridicată de tabelul periodic este că de cele mai multe ori este prezentat la
ȋnceputul studiului chimiei, moment ȋn care proprietăţile elementelor (pe a căror variaţie
periodică este construit tabelul) sunt putin studiate, practic studiul chimiei ȋncepând cu
concluziile. Mai mult, ȋn momentul ȋn care sunt studiate proprietăţile elementelor acestea
nu sunt prezentate individual ci mai degrabă ca facând parte dintr-o familie de elemente, o
grupă sau o perioadă.
Prezentarea tabelului periodic fară a fi aprofundate mai ȋntai proprietăţile elementelor
nu ajută la ȋnţelegerea acestuia şi mai mult induce ideea că tabelul periodic este singura
formă posibilă de a organiza elementele.
Ceea ce trebuie să se ȋnţeleagă este ca Mendeleev nu a descoperit sistemul periodic ci
legea periodicităţii, tabelul creat de acesta fiind numai o reprezentare posibilă a acestei
legi. Sisteme periodice pot fi alcătuite pentru a reprezenta oricare dintre proprietăţile
periodice. Astfel se pot obţine sisteme periodice bazate pe ordinea ocupării cu electroni, pe
straturi şi substraturi sau pe distribuţia proprietăţilor chimice.
14
3. Nomenclatura substanţelor chimice
Lavoasier este cel care ȋmpreună cu alţi trei chimişti francezi a pus bazele
nomenclaturii chimice şi a schimbat multe din denumirile elementelor ȋn ceea ce
cunoaştem astăzi. Berzelius este cel ce a introdus sistemul de abrevieri bazat pe simboluri
(prima literă a denumirii elementului urmată eventual de o a doua). Inaintea lui, Dalton a
mai ȋncercat o reprezentare simbolică a elementelor dar bazata pe simboluri geometrice.
Nomenclatura substanţelor anorganice diferă ȋn mod fundamental de nomenclatura
substanţelor organice, dar ȋn ambele cazuri pentru o bună ȋnţelegere a nomenclaturii
trebuie ȋnţeleasă ȋmpărţirea acestora ȋn clase distincte (e.g. acizi, baze, săruri, oxizi etc
pentru substanţele anorganice).
Substanţele simple poartă ȋntotdeauna numele elementului din care sunt formate
(e.g. oxigen, hidrogen, clor etc).
Acizii, conform teoriei Brønsted–Lowry, sunt acele substanţe care pot ceda protoni
H+, iar bazele sunt acele substanţe capabile să accepte protoni. In urma reacţiei dintre un
acid şi o bază rezultă o sare şi apă.
Acizii se pot împărţi ȋn hidracizi şi oxiacizi. Hidracizii sunt acei acizi care au
atomul de hidrogen legat ȋn mod direct de atomul nemetalic (e.g. HCl, H2S, HI etc).
Denumirea hidracizilor se realizează prin utilizarea cuvântului “acid” urmat de denumirea
elementului + sufixul -hidric:
HCl acid clorhidric
H2S acid sulfhidric
HF acid fluorhidric
HI acid iodhidric
Oxiacizii sunt acei acizi ȋn care atomul de hidrogen este legat de un atom de oxigen,
acesta fiind la rândul sau legat de un atom central cu caracter nemetalic.
Denumirea oxiacizilor se realizează ȋn mod asemănător, prin utilizarea cuvântului
“acid” urmat de denumirea elementului + un sufix. In cazul ȋn care elementul central cu
caracter nemetalic se poate afla ȋn mai multe stări de oxidare, sufixul pentru starea minimă
de oxidare va fi –os, iar pentru starea maximă de oxidare va fi –ic.
H2SO3 acid sulfuros S.O. pentru S este +4
H2SO4 acid sulfuric S.O. pentru S este +6
15
H3PO4 acid fosforic S.O. pentru P este +5
H3PO3 acid fosforos S.O. pentru P este +3
Pentru elementele care nu au mai multe stări de oxidare se utilizează sufixul
corespunzător starii maxime, –ic (H3BO3 acid boric).
Exerciţiu:
Denumiţi următorii acizi HNO3 şi HNO2. Scrieţi formula corespunzătoare
denumirii acid carbonic.
In cazul ȋn care elementul cu caracter nemetalic poate avea mai mult de două stări
de oxidare pozitive ȋn denumirea acidului se vor introduce şi prefixe, -hipo pentru starea de
oxidare minimă şi –per pentru starea de oxidare maximă.
HClO acid hipocloros S.O. pentru Cl este +1
HClO2 acid cloros S.O. pentru Cl este +3
HClO3 acid cloric S.O. pentru Cl este +5
HClO4 acid percloric S.O. pentru Cl este +7
Denumirea bazelor se realizează prin utilizarea cuvintelor “hidroxid de” urmate de
denumirea elementului sau ionului:
NaOH hidroxid de sodiu
Ca(OH)2 hidroxid de calciu
NH4OH hidroxid de amoniu
Dacă elementul poate avea mai multe stări de oxidare atunci denumirea se va face
prin utilizarea cuvântului “hidroxid” urmat de denumirea elementului + un sufix. In cazul
ȋn care elementul este ȋn starea minimă de oxidare va fi sufixul este –os, iar pentru starea
maximă de oxidare sufixul va fi –ic.
Fe(OH)2 hidroxid feros S.O. pentru Fe este +2
Fe(OH)3 hidroxid feric S.O. pentru Fe este +3
Denumirea se poate realiza şi asemănător cu cazul anterior prin indicarea stării de
oxidare cu cifre romane ȋn paranteze rotunde:
Fe(OH)2 hidroxid de fer(II) S.O. pentru Fe este +2
Fe(OH)3 hidroxid de fer(III) S.O. pentru Fe este +3
Exerciţiu: Denumiţi următoarele baze Al(OH)3 şi Mg(OH)2. Scrieţi formula
corespunzătoare denumirii hidroxid de beriliu.
16
Denumirea sărurilor se va face ȋn funcţie de provenienţa lor. Daca sarea provine de
la un hidracid, denumirea se realizează prin citirea numelui elementului care provine de la
hidracid (anionul) + sufixul –ura urmat de particula “de” şi denumirea elementului
(ionului) provenit de la bază (cationul).
NiCl2 clorura de nichel
MgS sulfura de magnziu
NH4Br bromura de amoniu
In cazul ȋn care cationul poate avea mai multe stări de oxidare, denumirea se va
realiza ȋn acelaşi mod şi se va indica starea de oxidare a cationului prin cifre romane ȋn
paranteze rotunde:
FeCl2 clorura de fer(II) S.O. pentru Fe este +2
FeCl3 clorura de fer(III) S.O. pentru Fe este +3
Denumirea se poate realiza şi prin citirea numelui elementului care provine de la
hidracid (anionul) + sufixul –ura urmat de denumirea elementului cationul + un sufix. In
cazul ȋn care cationul este ȋn starea minimă de oxidare va fi sufixul este –oasă, iar pentru
starea maximă de oxidare sufixul va fi –ică.
FeCl2 clorura feroasă S.O. pentru Fe este +2
FeCl3 clorura ferică S.O. pentru Fe este +3
Exerciţiu:
Denumiţi următoarele săruri CuCl2 şi CuI. Scrieţi formula corespunzătoare
denumirii fluorură de calciu.
In cazul ȋn care sarea provine de la un oxiacid denumirea se realizează citind
numele elementului cu caracter nemetalic care provine de la oxiacid + un sufix, urmat de
particula “de” şi denumirea elementului (ionului) provenit de la bază (cationul). Dacă
elementul care provine de la oxiacid este ȋn starea maximă de oxidare sufixul va fi –at, iar
dacă este ȋn starea minimă de oxidare sufixul va fi –it.
O altă modalitate de a memora modul ȋn care se realizează denumirea este sa se
plece de la numele oxiacidului şi să se ȋnlocuiască sufixul specific acelui acid cu cel
specific sării (HNO3 – acid azotic; NaNO3 – azotat de sodiu sau HClO4 – acid percloric;
KClO4 – perclorat de potasiu).
CaSO4 sulfat de calciu S.O. pentru S este +6
CaSO3 sulfit de calciu S.O. pentru S este +4
17
NaNO3 azotat de sodiu S.O. pentru S este +5
NaNO2 azotit de sodiu S.O. pentru S este +3
Pentru elementele cu caracter nemetalic care nu au mai multe stări de oxidare se
utilizează sufixul corespunzător starii maxime, –at (CaCO3 carbonat de calciu)
Exerciţiu:
Denumiţi următoarele săruri NH4NO3 şi KNO2. Scrieţi formula corespunzătoare
denumirii clorat de calciu.
Pentru hidracizii sau oxiacizii care pot ceda mai mulţi ioni de hidrogen, precum
acidul sulfhidric H2S sau acidul sulfuric H2SO4, ȋn cazul ȋn care nu sunt cedaţi ambii
protoni se va obţine o sare acidă. Denumirea se va face ȋn mod corespunzător prin
inserarea cuvântului “acidă”, respectiv “acid” ȋnainte de particula “de”.
NaHS sulfura acidă de sodiu
NaHSO4 sulfat acid de sodiu S.O. pentru S este +6
NaHSO3 sulfit acid de sodiu S.O. pentru S este +4
NaHCO3 carbonat acid de sodiu
Dacă acidul poate ceda mai mult de doi protoni, spre exemplu acidul fosforic
H3PO4, atunci denumirea va contine fie numărul de protoni rămaşi sub forma cuvintelor
monoacid sau diacid, sau va conţine numarul de ioni proveniţi de la baza (cationi). In cazul
ȋn care toti protonii au fost cedaţi se poate face menţiunea “neutru”.
NaH2PO4 fosfat diacid de sodiu S.O. pentru P este +5
Na2HPO4 fosfat monoacid de sodiu S.O. pentru P este +5
Na3PO4 fosfat (neutru) de sodiu S.O. pentru P este +5
sau
NaH2PO4 fosfat monosodic S.O. pentru P este +5
Na2HPO4 fosfat disodic S.O. pentru P este +5
Na3PO4 fosfat trisodic S.O. pentru P este +5
O altă modalitate de denumire este menţionarea numărului de protoni ȋnlocuiţi sub
forma prefix + cuvintele “bazic de” + nume cation, unde prefixul va indica numărul sub
forma mono, di, tri.
NaH2PO4 fosfat monobazic de sodiu S.O. pentru P este +5
Na2HPO4 fosfat dibazic de sodiu S.O. pentru P este +5
Na3PO4 fosfat tribazic de sodiu S.O. pentru P este +5
18
In cazul ȋn care şi cationul metalic poate avea mai multe stări de oxidare, se va
menţiona starea de oxidare prin cifre romane ȋn paranteze rotunde, sau se va folosi numele
cationului + un sufix (-ic pentru starea de oxidare maximă şi –os pentru starea de oxidare
minimă).
Fe(NO2)2 azotit de fer(II) S.O. pentru Fe este +2
Fe(NO3)3 azotat de fer(III) S.O. pentru Fe este +3
sau
CuSO4 sulfat cupric S.O. pentru Cu este +2
Cu2SO3 sulfit cupros S.O. pentru Cu este +1
Exerciţiu:
Denumiţi următoarele săruri CaHPO4 şi Ca3(PO4)2. Scrieţi formula corespunzătoare
denumirii sulfat acid de sodiu.
Oxizii sunt ȋn principiu combinaţii ale oxigenului cu metale sau nemetale. Ei se
ȋmpart ȋn funcţie de produsul unei ipotetice reacţii cu apa ȋn: oxizi bazici (ar da naştere
unei baze – Na2O); oxizi acizi (ar da naştere unui acid – CO2); oxizi indiferenţi (nu
reacţioneaza cu apa – cum ar fi CO) şi oxizi salini sau micşti (pot fi priviţi ca produs al
combinării unui oxid acid cu unul bazic – CaO + SiO2 = CaSiO3; Fe3O4 etc).
Na2O + H2O → 2 NaOH – oxid bazic
SO3 + H2O → H2SO4 – oxid acid
CO + H2O nu reacţionează – oxid indiferent
Oxizi precum Al2O3 care teoretic dau naştere prin reacţie cu apa unei substanţe
amfotere (Al(OH)3), se numesc amfoteri (pot reacţiona şi cu acizi şi cu baze) – Atenţie
anumiţi oxizi nu reacţionează cu apa deoarece sunt insolubili – Al2O3, SiO2 etc.
Al2O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2O
Al2O3 + 2 NaOH + 3 H2O → 2 Na[Al(OH)4]
Oxizii se pot ȋmpărţi şi ȋn oxizi ionici (ȋn general vor fi oxizi bazici) şi oxizi
covalenţi (ȋn general oxizi acizi).
Denumirea oxizilor se face simplu prin menţionarea cuvintelor “oxid de” +
elementul ȋnsoţitor, la care se adaugă starea de oxidare cu cifre romane ȋn paranteze
rotunde (dacă exista mai multe stări de oxidare).
Na2O oxid de sodiu
FeO oxid de fer(II) S.O. pentru Fe este +2
19
Fe2O3 oxid de fer(III) S.O. pentru Fe este +3
O altă modalitate de denumire ȋncă utilizată este cea prin care ȋn locul cifrelor
romane se utilizează sufixe, -os pentru starea de oxidare inferioară şi –ic pentru starea de
oxidare superioară.
FeO oxid feros S.O. pentru Fe este +2
Fe2O3 oxid feric S.O. pentru Fe este +3
Pentru oxizii micşti denumirea trebuie să ţină cont de ambele componente
FeO·Fe2O3 (sau Fe3O4) oxid feroferic S.O. pentru Fe sunt +2 şi +3
Pentru oxizii nemetalelor denumirea se formeaza prin adăugarea unui prefix la
cuvintele “oxid de” şi numele nemetalului. Prefixul indică numărul de atomi de oxigen din
moleculă mono-, di-, tri- etc.
CO monoxid de carbon
CO2 dioxid de carbon
SO3 trioxid de sulf
Exerciţiu:
Denumiţi următorii oxizi CaO şi P2O5. Scrieţi formula corespunzătoare denumirii
dioxid de azot.
Dacă există posibilitatea de a obţine mai mulţi oxizi covalenţi cu un nemetal, atunci
pentru evitarea confuziei se va indica prin prefix şi numărul de atomi ai nemetalului: NO –
monoxid de azot; N2O – monoxid de diazot; NO2 – dioxid de azot; N2O3 – trioxid de
diazot; N2O4 – tetraoxid de diazot; N2O5 – pentaoxid de diazot.
Prefixe care să indice numărul se folosesc şi ȋn cazul combinaţiilor ȋntre două
nemetale: PCl3 – triclorură de fosfor; PCl5 - pentaclorură de fosfor; SF6 – hexafluorură de
sulf;
In tabelele de mai jos sunt sumarizate informaţiile despre nomenclatura substanţelor
anorganice.
Tabel 1. Formarea denumirii bazelor
Exemple Denumire generală
KOH – hidroxid de potasiu
Mg(OH)2 – hidroxid de magneziu
Fe(OH)2 – hidroxid de fer(II)
Al(OH)3 – hidroxid de aluminiu
hidroxid de + numele metalului
(dacă metalul are valenţă variabilă, valoarea
acesteia se precizează ȋn paranteză)
20
Tabel 2. Formarea denumirii hidracizilor şi sărurilor acestora
Hidracizi – formulă şi denumire Săruri – formulă şi denumire
HCl – acid clorhidric NaCl - clorură de sodiu
CaCl2 – clorură de calciu
FeCl2 – clorură de fer(II)
HI – acid iodhidric CuI – iodură de cupru(I)
KI - iodură de potasiu
HF – acid fluorhidric FeF3 - fluorură de fer(III)
H2S – acid sulfhidric Al2S3 – sulfură de aluminiu
FeS – sulfură de fer(II)
NaHS - sulfură acidă de sodiu
Denumire generală
acid + numele nemetalului + hidric numele nemetalului +ură de +numele
metalului
Tabel 3. Formarea denumirii oxiacizilor şi sărurilor acestora
Oxiacizi – formulă şi denumire Săruri – formulă şi denumire
HNO2 – acid azotos NaNO2 – azotit de sodiu
HNO3 - acid azotic NaNO3 – azotat de sodiu
H2SO4 - acid sulfuric FeSO4 - sulfat de fer(II)
Fe2(SO4)3 - sulfat de fer(III)
Na2SO4 - sulfat de sodiu
NaHSO4 - sulfat acid de sodiu
H2SO3 - acid sulfuros CuSO3 – sulfit de cupru(II)
Cu2SO3 - sulfit de cupru(I)
K2SO3 - sulfit de potasiu
KHSO3 - sulfit acid de potasiu
Denumire generală
acid + numele nemetalului + sufix numele nemetalului + sufix de + numele
metalului
S.O. inferioară → sufix = os S.O. inferioară → sufix = at
21
S.O. superioară → sufix = ic S.O. superioară → sufix = it
Tabel 4. Formarea denumirii oxizilor
Exemple Denumire generală
K2O – oxid de potasiu
MgO – oxid de magneziu
FeO – oxid de fer(II)
Met
ale
Al2O3 – oxid de aluminiu
oxid de + numele metalului
(dacă metalul are valenţă variabilă,
valoarea acesteia se precizează ȋn
paranteză)
CO – monoxid de carbon
CO2 – dioxid de carbon
P2O5 – pentaoxid de fosfor
Nem
etal
e
SiO2 – dioxid de siliciu
prefix + oxid de + numele nemetalului
NOMENCLATURA în CHIMIA ORGANICA
A învăţa chimie se aseamănă oarecum cu a învăţa o limbă străină: întâi înveţi
alfabetul, apoi mai multe cuvinte, apoi valoarea acestora – substantive, verbe, adjective,
pentru ca apoi să începem să formăm propoziţii şi mai apoi fraze, de la cele mai simple la
cele mai complicate. Cu aceste „noţiuni de bază” însuşite vom putea să comunicăm în
limba nou învăţată; mai întâi la nivel mnimal, apoi folosind construcţii din ce în ce mai
complicate astfel încât la un moment dat să ne putem ordona comunicarea şi să o facem din
ce în ce mai logică. Şi cum şi limba maternă o perfecţionăm continuu, o limbă străină va
trebui mereu „antrenată”........
O frază a autorilor unui binecunoscut tratat de Chimie Organică, tradus şi în limba
română, afirmă că: „In multe privinţe problema nomenclaturii este cea mai dificilă în
cadrul însuşirii chimiei organice şi este principalul vinovat pentru trista faimă pe care şi-a
creat-o de a fi doar un lung şir de denumiri de memorat”. (J.B. Hendrickson, D.J. Cram,
G.S. Hammond, Chimie organică, Editura Ştiinţifică şi Enciclopedică, Bucureşti, 1976,
p.113). Nimic mai adevărat, mai ales că denumiri raţionale, construite pe baza regulilor
stabilite de IUPAC - International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) se
întrepătrund cu denumiri comerciale sau cu denumiri „clasice”, rămase în vocabularul
chimiştilor. Acid formic, acid butiric, glucoză, sunt nume de compuşi construite în funcţie
de originea acestor produşi (acidul formic a fost izolat din furnici, acidul butiric din unt)
22
sau în funcţie de o proprietate pe care o au, de exemplu cea de a fi dulce (glucoza). Iar dacă
adăugăm şi o serie de denumiri comerciale intrate in uzul curent – de exemplu aspirina, nu
acid acetilsalicilic, denumire derivată la rândul ei de la acid salicilic, altă denumire
comună! – atunci avem o nouă dovadă despre justeţea afirmaţiei profesorilor americani.
Scopul sistematizării nomenclaturii este acela de a înlesni comunicarea între toţi cei
care „vorbesc limba chimiei”, indiferent de limba maternă folosită, astfel încât intotdeauna
unei anumite structuri unice să îi fie asociat un singur nume.
Principiul de bază constă în a forma numele unui compus folosind drept rădăcină numele
catenei hidrocarbonate de bază pe care o conţine; apoi se denumesc, după anumite regului,
ca prefixe sau sufixe, grupele funcţionale sau alte catene laterale ataşate catenei de bază.
Exact ca în limba germană în care de multe ori substantivele se formează din
ataşarea a mai multe substantive cu înteles individual propriu, iar în final rezultă un nou
substantiv, cu înţeles nou. De exemplu Gewehr înseamnă puşcă, iar Maschine, maşină.
Prin alăturarea lor rezultă Maschinengewehr, care înseamnă puşcă mitralieră. Tot aşa în
chimia organică etanul este o hidrocarbură, un gaz, iar alcool denumeşte o clasă de
compuşi ce conţine grupe –OH. Din alăturarea celor două nume rezultă etanol, un compus
care se în rudeşte şi cu etanul şi cu alcoolii, dar care se asociază unei singure formule,
CH3CH2OH.
Nu vom intra în amănunt în aplicarea tuturor regulilor propuse de IUPAC, ci vom
oferi regulile de esenţiale care stau la baza formării numelui unui compus chimic organic.
Rădăcina fiecărui nume este dat de numărul de atomi de din catena principlă;
catena principală este catena cea mai lungă (cu cel mai mare număr de atomi de carbon)
din moleculă.
De la 1 la 5 atomi de carbon aceştia au denumiri proprii, de la C6 în sus denumirile
sunt greceşti.
Nr.atomi Prefix
C1 met-
C2 et-
C3 prop-
C4 but-
C5 pent
C6 hex
23
C7 hept
C8 oct-
C9 non-
C10 dec-
C11 undec-
C12 dodec-
În cazul în care catena principală este o hidrocarbură aromatică se foloseşte drept
rădăcină denumirea acesteia.
Natura catenelor se indică prin sufixe:
SUFIX TIP CATENĂ NUME
-an catenă saturată alcan
-en dublă legătură alchenă
-in triplă legătură alchină
-il indică un radical provenind de la o catenă
oarecare
alchil, alchenil, alchinil
Dacă în combinaţii apar duble sau triple legături de mai multe ori se folosesc
denumirile greceşti drept prefix pentru a indica acest lucru: di-, tri-, tetra-, penta- etc.
Grupele funcţionale pot fi indicate ca prefixe sau sufixe
GRUPĂ FUNCŢIONALĂ PREFIX SUFIX
Acid carboxilic carboxi- acid -oic
Alcool hidroxi- -ol
Aldehidă oxo-, formil- -al, -carboxaldehidă
Amidă carboxamido- -amidă, -carboxamidă
Amină amino- -amină
Eter alcoxi- sau ariloxi-
Halogenură halo-
Cetonă oxo- sau ceto- -onă
Mercaptan mercapto- -tiol
Nitril ciano- -nitril, -carbonitril
Nitro nitro-
Azot cuaternar -oniu, -iniu
24
Dacă în combinaţii apare aceeaşi grupă funcţională sau acelaşi radical de mai multe
ori se folosesc denumirile greceşti drept prefix pentru a indica acest lucru: di-, tri-, tetra-,
penta- etc.
Poziţiile de legare a catenelor laterale, a grupelor funcţionale sau a legăturilor
multiple se indică prin numere corespunzătoare respectivelor poziţii.
Pentru a denumi moleculele complexe se parcurg următorii paşi:
1. se identifică catena cea mai lungă, cea care conţine nesaturarea şi grupele funcţionale;
2. se identifică eventualele legături multiple din catenă;
3. se identifică grupele funcţionale;
4. se numerotează catena începând de la capătul care are cele mai mici numere pentru
nesaturare sau grupe funcţionale;
5. se generează numele compusului astfel:
a. se alege numele şi tipul catenei principale, ca rădăcină a numelui compusului;
b. se adaugă numerele poziţiilor, numărul aceluiaşi tip de grupe funcţionale şi
denumirile grupelor funcţionale;
c. se generează numele compusului aşezând în ordine alfabetică substituenţii, apoi
rădăcina numelui.
Grupa carboxil şi derivaţii ei funcţionali se vor afla mereu în poziţia 1.
d. Pentru catenele laterale complexe, care conţin la rândul lor legături multiple sau
grupări fncţionale se face o numerotare separată. Acesta începe de la atomul de carbon
legat de catena principală.
EXEMPLE
1. Izomerii compusului C3H4Cl2
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
a b c d
Catena principală conţine 3 atomi de carbon şi nu poate prezenta izomerie de
catenă; deci rădăcina este prop-. Fiind un compus saturat sufixul este –an.
Avem 2 substituenţi identici, atomi de clor. Numerotarea o vom face conform
regulii de mai sus.
a. 1,2-dicloropropan, evident nu 2,3-dicloropropan
25
b. 1,3-dicloropropan
c. 1,1-dicloropropan, nu 3,3-dicloropropan
d. 2,2-dicloropropan
2. Numele compusului de mai jos este:
Catena principală conţine 7 atomi şi poate conţine dubla legătură sau numai legături
simple. Rădăcina va fi hept-. Care din cele două posibilităţi le vom alege?
1
2
3 4
56
7
1
2
34
56
7
Conform regulii stabilite, vom alege formula din dreapta, cea care conţine legătura
dublă. Prin urmare sufixul care se atşează va fi –enă. Cum legătura dublă este plasată între
atomii 2 şi 3, alegem primul număr, deci 2. Ataşat catenei principale este o catenă cu 3
atomi de carbon neramificaţi, adică un rest n-propil, legat în poziţia 4.
Numele compusului va fi 4-n-propil-hept-2-enă. (Nu am ţinut cont de posibilitatea
existenţei izomerilor cis – trans sau a izomerilor optici).
3. Izomerii corespunzători formulei C5H10
Nesaturarea echivalentă – care arată diferenţa dintre numărul de atomi de hidrogen
ai moleculei considerate faţă de hidrocarbura saturată cu acelaşi număr de atomi de carbon
– este 1. Acesta poate proveni de la o dublă legătură sau de la un ciclu.
Posibilităţile sunt redate mai jos:
a b c d e
26
f g h i
a şi b sunt simplu de denumit:
a. 1-pentenă b. 2-pentenă
c, d şi e au catena principală de 4 atomi. Toţi vor fi derivaţi de butenă. Izomerul c.
are drept substituenţi un rest metil şi un rest etil, legaţi în aceeaşi poziţie.
c. va fi 1-etil-1-metilbutenă-1.
d. 3-metilbutenă-1.
e.: 2-metil-butenă-2.
Compuşii f-i sunt cicluri saturate, deci ei vor conţine prefixul ciclo şi sufixul –an.
Astfel:
f. ciclopentan
g. metil-ciclobutan
h. 1,1-dimetilciclopropan
i. 1,2-dimetilciclopropan
4. Vanilina, aroma de vanilie, are formula de mai jos:
OH
OH
OCH3
Grupa aldehidică este prioritară, deci ea se va afla în poziţia 1. Grupa metoxi în
poziţia 3, iar grupa fenolică în 4. Numele IUPAC este 4-hidroxi-3-metoxibenzaldehidă sau
1-formil-4-hidroxi-3-metoxibenzen.
Există cazuri în care se folosesc în continuare denumiri comune ale substanţelor,
mai ales atunci când denumirea sistematică nu prezintă avantaje comparativ cu cele
comune.
27
Anilină va fi mereu mai uşor de folosit decât recomandatul aminobenzen,
benzaldehidă, va fi preferat 1-formilbenzen, iar epiclorhidrină va fi folosit mai des decât 1-
cloro-2,3-epoxipropan.
Iar pentru a indica poziţiile relative a doi substituenţi ataşaţi unui nucleu aromatic
se folosesc în continuare denumirile orto, meta şi para.
CH3
OH
CH3
OH
CH3
OH
2-hidroxitoluen 3-hidroxitoluen 4-hidroxitoluen
orto-crezol meta-crezol para-crezol
Poziţiile orto, meta, para nu au legătură cu poziţia fiecărui substituent pe nucleu; ci
se referă la poziţiile relative ale substituenţilor.
Un defoliant cu o istorie interesantă este 2,4,6-T -2,4,6-tricloro-fenol - este un
ierbicid cu o istorie interesantă. Structura sa conţine o grupă OH şi 3 atomi de clor. Poziţia
relativă a substituenţilor este indicată mai jos.
OH
Cl
Cl
Cl
metameta
ortoorto
para
28
4. Reacţii chimice
Reacţiile chimice reprezintă o problemă fundamentală a chimiei deoarece prin ele
se realizează interconversia milioanelor de compuşi chimici, conducând la noi substanţe de
importanţă capitală. Numărul de reacţii chimice la care participă compuşii anorganici este
mult mai mare decât numărul compuşilor existenţi.
O reacţie chimică la nivel molecular reprezintă un proces ȋn care specii chimice se
ciocnesc astfel ȋncat se vor rupe una sau mai multe legături chimice şi se vor forma una sau
mai multe legaturi noi.
Atacul iniţial al unei molecule pleacă, de obicei, de la un centru de sarcini negative
dintr-o moleculă, care realizează o atracţie asupra unui centru de sarcini pozitive dintr-o
altă moleculă. Modificarile ulterioare rezultă din deplasarea electronilor dintr-un loc ȋn
altul şi formarea de noi legături, modificându-se astfel legăturile iniţiale.
In multe dintre reacţii există ioni spectatori. Aceştia sunt ioni care se regăsesc ȋn
soluţie şi ȋnainte şi după reacţie, ei neparticipând la reacţie:
CH3COO- + HCl → CH3COOH + Cl- – reacţia scrisă făra ioni spectatori
CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl – cu ioni spectatori
CH3COOK + HCl → CH3COOH + KCl – cu alţi ioni spectatori
Ag+ + Cl- → AgCl↓ – reacţia scrisă făra ioni spectatori
AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3 - cu ioni spectatori
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3 – cu alţi ioni spectatori
Cu + 4 H+ + 2 NO3− → Cu2+ + 2 NO2 + 2 H2O – reacţia scrisă făra ioni spectatori
Cu + 4 H+ + 2 NO3− + 2 NO3
− → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O – cu ioni spectatori
Reacţiile chimice se pot clasifica după mai multe criterii:
- natura efectului produs (exoterme sau endoterme)
- dupǎ sensul de desfǎşurare (totale sau reversibile)
- starea de agregare a reactanţilor sau produşilor (gaz, lichid sau solid)
- viteza de reacţie (lente sau rapide)
- felul particulelor transferate (protoni, electroni, ioni, molecule)
- natura procesului chimic
29
Ene
rgie
Ene
rgie
Desfasurarea reactiei Desfasurarea reactiei
∆E ∆E
Reactie ENDOTERMA Reactie EXOTERMA
Reactanti
Produsi de reactie Reactanti
Produsi de reactie
Toate reacţiile sunt ȋnsoţite de un efect termic. Daca ȋn cursul reacţiei se degajă
energie atunci transformarea este exotermă. Dacă ȋn cursul reacţiei se consumă energie
atunci efectul care ȋnsoţeşte procesul este endoterm. Reacţiile endoterme sunt favorizate de
creşterea temperaturii, iar reacţiile exoterme sunt favorizate de scăderea temperaturii.
Schematic, foarte simplu, se poate compara energia reactanţilor cu cea a produşilor de
reacţie. Intr-un proces exoterm produşii de reacţie au o energie mai mică faţă de reactanţi,
diferenţa fiind resimţiţă ca efect termic (energie eliberată sub formă de căldură). Dacă
reactanţii au energie mai mică faţă de produşii de reacţie atunci procesul este endoterm.
După starea de agregare a reactanţilor şi produşilor de reacţie avem: reacţii ȋn fază
omogenă gazoasă, lichidă sau solidă sau reacţii eterogene gaz – lichid, gaz-solid, lichid-
solid, sau gaz-lichid-solid.
Fază omogenă gazoasă – sinteza amoniacului: N2 + 3H2 � 2NH3
Fază omogenă lichidă – NH4OH + HF → NH4F + H2O
Fază omogenă solidă – 3 C + S + 2 KNO3 → 3 CO2 + K2S + 2 N2
Reacţii eterogene gaz – solid CO2 + NaOH → NaHCO3
Reacţii eterogene gaz – lichid CO2 + H2O � H2CO3
Reacţii eterogene lichid – solid H2O + Na2O → 2 NaOH
Reacţii eterogene gaz – lichid – solid 2 Fe + H2O + 3/2 O2 → 2 FeO(OH)
După felul particulelor transferate putem avea:
- reacţii cu transfer de electroni (redox)
KClO3 + 6 HCl → KCl + 3 Cl2 + 3 H2O
Ox1 + Red2 � Red1 + Ox2
30
Sau semireacţii:
Ox + e- � Red
Acceptor + e- � Donor
- reacţii cu transfer de protoni (acid-bază)
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Baza1 + Acid2 � Acid1 + Baza2
Baza + H+ � Acid
Acceptor + H+ � Donor
- reacţii cu transfer de ioni
CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2 NaCl
- reacţii cu transfer de liganzi (complexare)
NiCl2 + 6 NH3 → [Ni(NH3)6]Cl2
M + L � ML
ML + L � ML2….
După viteza de reacţie putem avea reacţii lente sau reacţii rapide (prin adăugarea de
catalizatori o reacţie lentă poate deveni rapidă):
H2O2 → H2O + ½ O2 - reacţie lentă, dar poate deveni rapidă prin adaugarea de MnO2.
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O (reacţie rapidă – prin definiţie reacţiile acid bază
sunt rapide)
De asemenea tot după viteza de reacţie putem clasifica reacţiile ca având constante
de viteză de ordinul I, II sau III.
Pentru un proces simplu:
A + B � C + D
Există de fapt două reacţii concurente, la echilibru cele două reacţii ce au loc ȋn
sens invers avand viteze egale (v1=v2; deci starea de echilibru este una dinamică).
v1 = k1·[A]·[B]
v2 = k2·[C]·[D]
La echilibru v1 = v2 deci k1·[A]·[B] = k2·[C]·[D], deci KBA
DC
k
k=
⋅
⋅=
][][
][][
2
1 , unde K
reprezintă constanta de echilibru.
31
Exemplu:
Pentru sinteza HI din H2 şi I2 la 445oC indiferent că pornim de la un amestec
hidrogen – iod sau de la acid iodhidric pur, ȋn timp se atinge starea de echilibru conform
graficului:
(HI)1.0
0.8
0.6
0.4
0.2
0.0
Timpul → min 50 100
Să se afle concentraţia HI la echilibru stiind că K are valoarea 2.
Alt exemplu clasic este cel al sintezei apei din hidrogen şi oxigen. Un amestec de
oxigen şi hidrogen la temperatura camerei nu reacţionează, deşi d.p.d.v. termodinamic nu
este la echilibru. Acest fapt se datorează inerţiei chimice a legăturilor existente ȋn H2 şi O2.
Reacţia ȋnsă odată iniţiată printr-o scânteie de exemplu, are loc exploziv:
H2 + ½ O2 → H2O
Reacţia este totală la temperaturi 1200oC şi este complet deplasată spre stânga la
temperaturi de peste 4000oC. Această reacţie apare ca fiind reversibilă numai ȋn intervalul
de temperatură 1200-4000oC.
Printre factorii care pot influenţa viteza unei reacţii chimice se numără:
temperatura, presiunea sau catalizatorii. In general prin adăugarea acestor factori viteza de
reacţie creşte. Dar toţi aceşti factori pot afecta şi echilibrul chimic al reacţiei.
Conform principiului lui Le Chatelier ȋn momentul ȋn care un sistem este supus
unei constrângeri el va evolua ȋn acea direcţie ȋn care efectele acelei constrângeri sunt
minime. Deci pentru o reacţie exotermă, creşterea temperaturii va defavoriza reacţia, iar
pentru o reacţie endoterma, cresterea temperaturii va favoriza deplasarea echilibrului spre
dreapta.
32
3 H2 + N2 � 2 NH3 (t = 300oC, presiune 1000 atm, catalizator Fe2O3)
In acest caz prin cresterea presiunii echilibrul este deplasat spre dreapta.
Dar există cazuri ȋn care crestem viteza de reacţie şi atingem echilibrul mai repede
prin creşterea temperaturii, dar acel echilibru este deplasat spre stânga, reacţia fiind
exotermă.
Dupǎ sensul de desfǎşurare reacţiile pot fi:
- parţiale (reversibile) – reacţii care au loc pânǎ la atingerea echilibrului dinamic.
Echilibru se poate deplasa spre stânga sau spre dreapta prin modificarea
condiţiilor de reacţie (temperaturǎ, presiune, exces dintr-un reactant);
- totale (ireversibile) – cu degajare de gaze, cu formare de precipitate sau cu
formare de substanţe greu disociabile.
Deplasarea echilibrului spre dreapta ȋntr-o reacţie se poate realiza prin ȋnţelegerea
regulilor enunţate de Berthollet. Regulile lui Berthollet se referă la modul practic ȋn care o
reacţie se poate transforma dintr-o reacţie la echilibru ȋntr-o reacţie totală.
1. Doi ioni se pot elimina dintr-un sistem atunci când formează un compus greu
solubil (de exemplu precipitarea AgCl ȋn reacţia HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3)
2. Doi ioni se pot elimina dintr-un sistem atunci când formează o moleculă volatilă
(obţinerea amoniacului din CaO + NH4OH → NH3↑ + Ca(OH)2)
3. Doi ioni pot fi ȋndepărtaţi din sistem atunci când se formează o moleculă puţin
disociată (CH3COONa + HCl → CH3COOH + Na+ + Cl-)
4. Doi ioni sunt eliminaţi din sistem când formează ioni complecşi. De exemplu
[Ag(NH3)2]OH; Na3[FeF6] (din FeCl3 şi NaF); reactivul Nessler K2[HgI4].
După natura procesului chimic există patru mari clase de reacţii (unele dintre ele
putând apoi fi ȋmpărţite ȋn subclase):
- combinare A + B → AB unde A şi B pot fi substanţe simple sau substanţe
compuse
2 NO + O2 → 2 NO2
P4O10(s) + 6 H2O(l) → 4 H3PO4(aq)
Reacţiile de combustie intră parţial ȋn această clasă, dar există şi excepţii:
S + O2 → SO2
2 Mg + O2 → 2 MgO
C2H5OH + O2 → CO2 + H2O
33
- descompunere AB → A + B (pot fi procese redox sau nu)
Descompunerea se poate realiza până la substanţe simple sau substanţe compuse:
2 H2O → 2 H2 + O2
2 HgO → 2 Hg + O2
2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2
CaCO3 → CaO + CO2
Următoarele reacţii nu sunt ȋnsa reacţii de descompunere ci de disociere ȋn soluţie:
NaCl(s) + 6 H2O → Na+(H2O)6 + Cl-
NH4Cl(s) → NH4+(aq) + Cl-
HNO2 → H+(aq) + NO2-(aq)
Unele reacţii de descompunere sunt de fapt reacţii de disproporţionare:
3 Cl2(g) + 6 OH-(aq) → 5 Cl- + ClO3-(aq) + 3 H2O(l)
4 KClO3(s) → KCl(s) + 3 KClO4(s)
- substituţie AB + C → AC + B
Atât reacţii de substituţie obişnuite cât şi reacţii ale acizilor cu metale de exemplu.
HCl + Fe → FeCl2 + H2
CuCl2 + Fe → FeCl2 + Cu
- dublu schimb AB + CD → AC + BD
Implică o discuţie separată, ȋntrucât majoritatea au loc ȋn soluţie apoasă şi deci
substanţele sunt disociate ȋn ioni sau nu. Aici se ȋncadrează reacţiile de precipitare, dar şi
reacţiile de neutralizare, solvoliză etc.
Ba(NO3)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2 HNO3
2 NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl↑
Dar reacţii precum 2 NaNO3 + H2SO4 ↔ Na2SO4 + 2 HNO3 nu pot fi considerate ca
având loc ȋntrucât substanţele scrise ȋn stânga şi ȋn dreapta sunt total disociate ȋn soluţie şi
deci vom avea doar un amestec de ioni. Până când nu se extrage o pereche de ioni din
sistem reacţia nu are loc.
In tabelul 5 este prezentată o clasificare mai largă a reacţiilor după natura procesului
chimic.
Tabelul 5. Clasificarea reacţiilor chimice
Tipul de reacţie Exemple Observaţii
34
HgO →C
o180 Hg + ½ O2
Ag2O →C
o480 2 Ag + ½ O2
NH4NO2 →Ct
o
N2 + 2 H2O
NH4NO3 →Ct
o
N2O + H2O
N2H4 →Ct
o
N2 + 2 H2
3 N2H4 →Ct
o
4NH3 + N2
Temperatura de
descompunere şi natura
produşilor obţinuţi variază
ȋn funcţie de natura
reactantului. 1
Descompunere
termică
(NH4)2Cr2O7 →Ct
o
N2 + Cr2O3 + 4 H2O
2KMnO4 →Ct
o
K2O + 2 MnO2 + 3/2 O2
Aplicaţii la obţinerea ȋn
laborator a N2 respectiv O2.
C + O2
t
t
>
<
700
700oo
C
C
CO
CO
2
La t > 700oC CO2 este redus
la CO
Na + O2 →Ct
o
Na2O2
Li + O2 →Ct
o
Li2O
Spre deosebire de Na şi K,
Li formează Li2O 2
Combinare şi
combustie Cr + Cl2 →
Cto
CrCl3
Fe + Cl2 →Ct
o
FeCl3
Mo + Cl2 →Ct
o
MoCl6
Deşi Cr şi Mo fac parte din
aceeaşi grupă a sistemului
periodic, stabilitatea stărilor
de oxidare diferşă (Cu(III) şi
Mo(VI))
Fe + CuSO4 → FeSO4 +Cu
Aplicaţii industriale la
recuperarea cuprului din
soluţii reziduale ce conţin
CuSO4
2 Na[Au(CN)4] + Zn → Na2[Zn(CN)4] + 2 Au
+ 2 (CN)2
Aplicaţii industriale la
extracţia aurului
3
Substituţie
F2 + NaX → NaF + X2 (X = Cl, Br, I)
Reflectă variaţia
caracterului acid ȋn grupa
halogenilor
4
Redox
8 HCl + KMnO4 → 5/2 Cl2 + MnCl2 + 4 H2O Aplicaţie la obţinerea
clorului gazos ȋn laborator
35
3 F2 + S →Ct
o
SF6 (inert chimic)
F2 (exces) + Re →C
o700 ReF7
Cr + F2 (exces) →Ct
o
CrF6 (instabil)
F2 solicită stări superioare
de oxidare, uneori instabile
pentru elementele respective
3 Au + 12 HCl + 3 HNO3 → 3 H[AuCl4] + 3
NO + 6 H2O
Dizolvarea aurului ȋn apă
regală
3 AuCl → AuCl3 + 2 Au (t > 420oC)
Hg2Cl2 → Hg + HgCl2
Proprietăţi caracteristice
compuşilor Hg(I), Cu(I),
Au(I)
Cu2Cl2 → CuCl2 + Cu
Sărurile de Cu(I) se
păstrează ȋn prezenţa unei
mici cantităţi de cupru
metalic
4H3PO3 → 3 H3PO4 + PH3
2 H3PO2 → H3PO4 + PH3
5
Disproporţionare
şi
comproportionare
NH4NO2 → N2 + 2 H2O
SO2 + 2 H2S → 2H2O + S
Atentie reacţia HCl +
KClO3 nu intră ȋn această
categorie
Conform echilibrelor de
disociere:
6
Solvoliză şi
hidroliză
SOCl2 + 4 NH3(l) →SO(NH2)2 + 2 NH4Cl
NaCl + NH3(l) →NaNH2 + NH4Cl
2 NaCl + 2 SO2(l) →Na2SO3 + SOCl2
H[AuCl4] + H2O → H[AuCl3OH] + HCl
H[AuCl3OH] + 3H2O → H[Au(OH)4] + 3HCl
BiCl3 + H2O → BiOCl + 2 HCl
PCl5 + 4 H2O → H3PO4 + 5 HCl
2NH3(l) � NH2- + NH4
+
2SO2(l) � SO2+ + SO32-
2H2O � HO- + H3O+
H3PO4 + 2 NaOH → Na2HPO4 + 2 H2O H3PO4 este un acid foarte
slab ȋn treapta a treia
7
Neutralizare
H3BO3 + NaOH → Na[B(OH)4]
Datorită caracterului de acid
Lewis al H3BO3, la
neutralizare se formează o
specie tetracoordinată
36
Na2SO3 + SOCl2 → 2 NaCl + 2 SO2(l)
NaNH2 + NH4Cl → NaCl + 2 NH3(l)
Şi ȋn solvenţi neapoşi, prin
reacţii de neutralizare se
refac moleculele de solvent
KI + HgI2 →K2[HgI4] Reactiv Nessler
(identificarea NH4+)
B(C6H5)3 + NaC6H5 → Na[B(C6H5)4] Reactiv Kalignost
(identificarea K+) 8
Complexare AlOH3 + KOH → K[Al(OH)4]
Ni(OH)2 + 6 NH3 → [Ni(NH3)6](OH)2
Aplicaţii ȋn chimia analitică
la separarea ionilor Al3+ şi
Ni2+
9
Precipitare
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 + 2 HCl
AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3
Pb(NO3)2 + 2 KI → PbI2 + 2 KNO3
Aplicaţii ȋn chimia analitică,
se formează precipitate cu
Ps = 10-10 (BaSO4),
respectiv Ps = 1.77·10-10
(AgCl)
37
5. Reacţii cu transfer de protoni - acizi şi baze Brønsted – Lowry
Identificarea acizilor şi bazelor s-a efectuat initial ȋn mod ȋntâmplător, cu ajutorul
simţurilor umane: acizii aveau gust acru, inţepător, iar bazele sunt amare şi alunecoase la
pipăit. Denumirea de acid provine din latinescul acere (ȋnţepător, acidulat). Denumirea de
bază este controversată şi putin probabil să provină din termenul latin bassus (jos), iar
denumirea de alcalii provine din arabul al-qily (cenuşa plantelor – aceasta conţinând
carbonat de sodiu şi de potasiu).
Primul acid izolat (ȋn jurul anului 1200) a fost acidul sulfuric, obţinut prin
ȋncălzirea vitriolului verde (FeSO4·7H2O) şi condensarea vaporilor ȋn apă. Prin
amestecarea acestuia cu azotat de potasiu şi ȋncălzire se obţineau vapori care dizolvaţi ȋn
apă formau acid azotic. Prin adăugarea de clorură de amoniu se obţinea aqua regia (apa
regală).
Primul care a ȋncercat să formuleze o teorie a acizilor şi bazelor a fost Antoine
Lavoisier (1777), care a considerat că acizii sunt substanţe ce contin oxigen (numele de
oxygen ȋnsemnând generator de acizi).
In 1772 Joseph Priestley a descoperit acidul clorhidric prin tratarea clorurii de sodiu
cu acid sulfuric concentrat. Gazul format a fost numit acid muriatic (muria – saramura). In
1774, Carl Scheele a ȋncălzit noul acid cu dioxid de mangan şi a obţinut un gaz galben –
verzui, ȋnecăcios. Soluţiile acestui gaz odata expuse la lumină dădeau naştere la oxigen şi
ȋn soluţie rămânea acidul clorhidric (muriatic). Din această cauză Claude Berthollet, ȋn
1785, a denumit elementul (clorul) acid oximuriatic.
Abia ȋn 1810 Davy a demonstrat că nu toţi acizii conţin oxigen ȋn molecula lor şi nu
toate substanţele ce conţin oxigen ȋn moleculă prezintă şi proprietăţi acide. Abia peste
mulţi ani Justus Liebig a propus ca doar acele substanţe ȋn care hidrogenul poate fi ȋnlocuit
cu un metal să fie considerate acizii. Această definiţie a fost considerată bună până când
Svante Arrhenius, ȋn 1887, ȋn susţinerea tezei de doctorat, apoi ȋn articolele publicate ȋn
1894 şi 1899, a menţionat faptul că acizii sunt substanţe ce dau nastere la ioni de hidrogen
(H+) ȋn soluţie, iar bazele sunt substanţe ce dau naştere la ioni hidroxid (principiul tezei de
doctorat fiind acela că substanţele se găsesc sub formă de ioni ȋn soluţie). Această teorie
explica destul de bine reacţiile acid-bază, dar nu putea explica de ce amoniacul sub formă
de gaz avea caracter bazic. De asemenea se observă că solventul nu joaca nici un rol ȋn
38
aceasta definiţie. Un acid deci se va comporta ca un acid ȋn orice fel de solvent, ceea ce nu
este adevărat. Spre exemplu acidul clorhidric dizolvat ȋn apă are proprietăţi acide, dar
dizolvat ȋn benzen nu disociază şi nu mai prezintă nicio proprietate acidă. De fapt aşa cum
avea să se demonstreze mai târziu solventul joacă un rol cheie ȋn definirea proprietăţilor
acido–bazice ale unei substanţe.
De asemenea această teorie nu putea explica de ce anumite soluţii ale sărurilor sunt
acide, iar altele sunt bazice, ȋn condiţiile ȋn care numai sarea există dizolvată ȋn apă. Nu ȋn
ultimul rând protonul nu poate exista ca atare ȋn apă (concentraţia sa fiind estimata la
10-130 M).
In 1923 Johannes Nicolaus Brønsted (Danemarca) şi Thomas Martin Lowry
(Anglia) au publicat aceeaşi teorie, precizând că transferul protonului de la o specie
chimică la altă specie reprezintă caracteristica fundamentală a reacţiilor acid – baza. Astfel
acizi vor fi acele substanţe capabile să cedeze protoni, iar baze acele substanţe capabile să
accepte protoni.
Anumite substanţe, precum Al(OH)3 sau ZnO au caracter amfoter, adică
reacţionează şi cu acizi si cu baze:
Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 + 3 H2O
Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]
ZnO + 2 HCl → ZnCl2 + H2O
ZnO + 2 NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4]
Un caz particular de amfoterism este reprezentat de substanţele amfiprotice. Dacă o
substanţă poate ceda sau accepta protoni ȋn acelaşi timp, ea se numeşte amfiprotică, adică
se comportă atât ca acid cât şi ca bază (H2O, NH3, H2S, aminoacizii spre exemplu).
H2O + H2O � H3O+ + HO-
NH3 + NH3 � NH4+ + NH2
-
In apă protonul nu există ca atare ci legat de o moleculă de apă sub forma H3O+.
Deoarece există trei atomi de hidrogen echivalenţi ȋntr-o astfel de moleculă, rezultă că
transferul protonului este foarte rapid ȋn cursul reacţiilor acid-baza.
OHH
H+
O
H
HO
H
HO
H
H
Figura 5. Procesul de tunelare al protonului în apǎ
39
Acizi şi baze conjugate. Ecuatia unei reacţii acid bază propusă de Brønsted are
forma generală:
Acid1 + Baza2 � Baza1 + Acid2
unde Baza1 reprezintă baza conjugată a Acid1 iar Acid2 reprezintă acidul conjugat al Baza2.
De asemenea ȋnsă aceste perechi se pot considera şi ȋn mod invers, neexistand o deosebire
fundamentală ȋntre acid şi acid conjugat sau bază şi bază conjugata.
Exemplu: CH3COOH + HO- → CH3COO- + H2O
Acid1 + Baza2 → Baza1 + Acid2
Deci molecula de apă este acidul conjugat al bazei HO-, iar CH3COO- este baza
conjugată a acidului CH3COOH. Intrucât CH3COO- este o bază, aceasta poate reacţiona cu
acizi:
CH3COO- + HCl → CH3COOH + Cl-
Baza1 + Acid2 → Acid1 + Baza2
Dacǎ acidul este tare, atunci baza conjugatǎ va fi slabǎ, iar daca acidul este slab,
baza conjugatǎ va fi tare. Astfel, pentru acidul tare HI, baza conjugatǎ slabǎ este I-, iar
pentru baza tare HO-, acidul conjugat slab este H2O.
Acid Baza conjugatǎ Bazǎ Acidul conjugat
HF – acid fluorhidric F- - fluorurǎ NH3 - amoniac NH4+ - amoniu
HNO3 – acid azotic NO3- - azotat H2O - apǎ H3O
+ - hidroniu
H2O - apǎ HO- - hidroxil Cl- - clorurǎ HCl – acid clorhidric
HS- - sulfurǎ acidǎ S2- - sulfurǎ HS- - sulfurǎ acidǎ H2S – acid sulfhidric
Clasificarea unei substanţe ca acid sau bază depinde de reacţia la care participă.
HSO4- (ionul sulfat acid) este acid fată de NaOH, dar este bază fata HClO4.
HO- este o bază conjugată a apei, dar este ȋn acelaşi timp şi acidul conjugat al O2-.
NaHSO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O HSO4- este acid în aceastǎ reacţie
NaHSO4 + HClO4 → H2SO4 + NaClO4 HSO4- este bazǎ în aceastǎ reacţie
Tăria acizilor Brønsted se exprimă prin constanta de aciditate Ka:
HA + H2O � A- + H3O+
OHHA
AOH
aa
aaK
2
3
⋅
⋅=
−+
unde ax reprezintă coeficientul
de activitate. Pentru soluţii diluate activitatea unei substanţe se poate aproxima cu valoarea
concentraţiei molare, iar pentru apă valoarea este constantă.
40
Deci vom avea ][
][][ 3
HA
AOHK a
−+⋅
= . pKa = -lg Ka
Pentru reacţia H2O + H2O � H3O+ + HO- Kw = [H3O
+]·[HO-] = 10-14
In apa purǎ concentraţia [H3O+] = [HO-] = 10-7. pH-ul se defineşte ca fiind
-lg[H3O+], deci pentru apa purǎ pH = 7. Dacǎ într-o solutie concentraţia [H3O
+] este mai
mare decât 10-7 atunci valoarea pH-ului va fi mai micǎ decât 7. Orice valoare în intervalul
0-7 este consideratǎ acidǎ şi orice valoare în intervalul 7-14 este consideratǎ bazicǎ.
Substanţele cu pKa mai mic ca zero (Ka > 1) sunt considerate acizi tari, iar
substanţele cu pKa mai mare decât zero (Ka < 1) sunt acizi slabi (verificând ȋn relaţia de
calcul pentru Ka se observă deci că acizii tari sunt acei acizi ce sunt disociaţi ȋn apă, ȋn timp
ce acizii slabi nu disociază la dizolvarea ȋn apă. Ca o consecinţă baza conjugată a unui acid
tare va fi o bază slabă şi baza conjugată a unui acid slab va fi o bază tare.
Dacǎ luǎm în considerare gradul de disociere al unui acid în apǎ (1 fiind total
disociat şi 0 nedisociat):
- acizii tari au un grad de disociere mai mare decât de 0.5;
- acizii medii au un grad de disociere cuprins între 0.01 şi 0.5;
- acizii slabi au un grad de disociere mai mic decât de 0.01.
Acizii poliprotici sunt specii chimice ce pot ceda mai mulţi protoni, reacţia de
neutralizare având loc ȋn trepte. De obicei Ka1 > Ka2 (pKa1 < pKa2). Empiric s-a constatat
că pentru oxiacizii ce contin două grupari –OH la acelasi atom, pKa2 este cu 5 unităţi mai
mare ca pKa1 (independent de natura ionului central). Acest fapt se datorează apariţiei unei
sarcini negative după prima treaptă de ionizare, smulgerea celui de al doilea proton având
loc mai dificil.
Efectul de nivelare al apei. In apă cel mai tare acid este specia H3O+ şi cea mai
tare bază este specia HO-. Indiferent de natura substanţelor dizolvate ȋn apă, acidul cel mai
tare rămâne H3O+ şi cea mai tare bază va fi HO-. Acizii tari ȋn apă disociaza total şi deci se
găsesc sub forma A- + H3O- (nu există sub forma nedisociată HA ȋn apă). Deci spre
exemplu ȋn apă nu se poate face diferenţă ȋntre tăria a doi acizi precum HI şi H2SO4. Pentru
aceasta avem nevoie de un solvent mai acid care să-i diferenţieze.
Dacă schimbăm solventul cu unul mai bazic spre exemplu, atunci acizii care ȋn apă
se manifestau ca acizi slabi vor deveni acizi tari, iar bazele tari din apa vor deveni baze
slabe ȋn noul solvent.
41
Efectul de nivelare apare pentru valori pKa < 0 şi anume pentru acizii tari. Pentru
pKa cuprins ȋntre 0 şi 14 apa poate constitui un solvent care să ierarhizeze tăria acizilor
respectivi. Ce se ȋntâmplă ȋnsa pentru pKa >14? Substanţa respectivǎ nu disociazǎ în apǎ.
Deci pentru a observa eventuale proprietǎţi acide ne trebuie un alt solvent mai bazic.
Constanta de autoprotoliză a solventului este cea care determină intervalul ȋn care
pKa este nivelat sau nu.
Tipuri de acizi şi baze. Variatia aciditatii Brønsted.
Există doua mari clase de acizi. Acizii ȋn care atomul de hidrogen este legat de
oxigen şi acizii ȋn care atomul de hidrogen este legat direct de un element “central”
(hidracizii).
Dacă numarul hidracizilor este mic (existând cate un hidracid pentru fiecare
element din grupele 6 şi 7) numărul oxiacizilor este impresionant mai mare.
Pentru hidracizi aciditatea creşte ȋn perioadă de la stânga la dreapta, pe măsură ce
elementul posedă un caracter mai electronegativ, iar ȋn grupă aciditatea creşte de sus ȋn jos
pe măsură ce creşte volumul atomic, legătura formată fiind din ce ȋn ce mai slabă şi deci
protonul poate fi cedat mai uşor. Cel mai puternic hidracid este HI. Deşi HF atacă sticla,
acesta este considerat un acid slab.
HI > HBr > HCl > HF > H2S >> H2O >> NH3
caracter acid amfoter caracter bazic
Pentru oxiacizi situaţia este ceva mai complicată. Aciditatea acestora provine de la
hidrogenul legat de oxigen ȋntr-o grupare –OH. Acest proton se numeşte hidrogen acid
pentru a-l deosebi de eventualii atomi de hidrogen legaţi de atomul central sau de alţi atomi
ai moleculei. Exista trei clase de acizi ce contin grupări hidroxilice:
1. Aquaacizii – protonul acid este conţinut de o moleculă de apă coordinata la
un ion metalic central:
E(OH2)aq + H2O � [E(OH)]- + H3O+ ;
spre exemplu [Fe(OH2)6]3+ - aquaacidul hexaaqua fier (III).
Tăria acestor acizi este influenţată de sarcina ionului metalic şi raza acestuia.
[FeII(H2O)6]2+ este un acid mai slab faţă de [FeIII(H2O)6]
3+. Sarcina mai mare
şi volumul mai mic pentru ionul Fe(III) face ca legătura Fe-O să fie mai
puternică şi slăbeşte legătura O-H, ȋn consecinţa protonul este cedat mai
usor.
42
2. Hidroxiacizii – protonul acid este situat la o grupare –OH fără a exista şi
grupări =O (oxo): Si(OH)4 – acidul silicic; B(OH)3 – acidul boric
3. Oxiacizii – protonul acid se află la o grupare –OH ȋn vecinatatea căreia se
găsesc una sau mai multe grupari oxo: H2SO4, HNO3, HClO4. Tăria
oxiacizilor creşte pe măsură ce elementul central are o stare de oxidare mai
mare, mai multe grupari oxo (atrag electronii de pe atomul central) şi un
volum mai mic. In consecinţa tăria oxiacizilor creşte ȋn perioadă de la stânga
la dreapta şi ȋn grupă de jos ȋn sus.
Cele trei clase se pot considera ca fiind etape succesive ȋn procesul de deprotonare
al unui aquaacid:
H2O-E-OH2 → HO-E-OH → HO-E=O
Din clasa oxiacizilor fac parte şi:
- peroxiacizii (H2SO5 – acid peroxosulfuric; H2S2O8 – acid peroxodisulfuric) –
oxiacizi în care existǎ o legǎtura O-O
- piroacizii (H2S2O7 – acid pirosulfuric; H2B4O7 – acid tetraboric sau piroboric;
H6Si2O7 – acid disilicic sau pirosilicic) – sunt oxiacizi obtinuţi în mod teoretic prin
condensarea mai multor molecule ale unui oxiacid (eliminarea apei prin încǎlzire)
H2SO4 + H2SO4 → H2S2O7 + H2O
H3PO4 + H3PO4 → H4P2O7 + H2O
- polioxiacizii (H2SnO6) – atomul central este legat de alţi atomi de acelaşi tip
(H2S4O6 – acid tetrationic).
Regulile lui Pauling privitoare la aciditate:
1. pKa ~ 8 – 5p pentru acizi de forma OpE(OH)q
2. pentru pKa-uri succesive (q>1) valorile cresc cu 5 unitati
In consecinţă hidroxiacizii neutri cu p = 0 au valori pKa ~ 8, oxiacizii cu o grupare
oxo au valori pKa ~ 3, iar cei cu două grupări oxo au pKa ~ -2. In baza acestor reguli au
putut fi determinate anomalii structurale (existenţa atomilor de hidrogen legaţi direct de
atomul central de exemplu). In consecinţă, oxiacidul cel mai tare este HClO4 cu o valoare
pKa calculată conform regulilor lui Pauling pKa = -7 (valoarea reală este -8).
HClO4 > HClO3 > H2SO4 > HNO3 > HIO3 > H2SO3 > H3PO4
← creşte caracterul acid
Şi bazele pot fi ȋmpărţite ȋn:
43
- baze tari (NaOH, KOH, CsOH) şi
- baze slabe (NH4OH, Al(OH)3, Be(OH)2).
Dupǎ natura lor, bazele pot contine grupǎri HO- sau nu:
- hidroxizi – bazici (NaOH; KOH) sau amfoteri (Al(OH)3; Zn(OH)2);
- oxihidroxizi – AlO(OH); FeO(OH);
- sǎruri bazice - PbCO3·Pb(OH)2, 2CuCO3·Cu(OH)2;
- baze care nu conţin gruparea HO- - CO32-; C6H5-NH2; C5H5N;
Acizii şi bazele se pot împǎrţi şi dupǎ numǎrul de protoni cedaţi sau acceptaţi:
- acizi monoprotici – HCl; HNO3; HF; HClO4;
- acizi diprotici – H2SO4; HOOC-COOH; H2CO3;
- acizi tri- şi poliprotici – H3PO4; C6H8O7 (acidul citric);
- baze monoacide – NaOH, NH4OH;
- baze diacide – Mg(OH)2; Ca(OH)2;
- baze triacide – Al(OH)3)
Din punctul de vedere al sarcinii existente acizii şi bazele se împart ȋn cationici,
neutri şi anionici, conform tabelului 6.
Tabel 6. Clasificarea acizilor şi bazelor dupǎ sarcina electricǎ
HCl, H2SO4, CH3-COOH, etc.;
neutri HCl + H2O � H3O+ + Cl-
A1 B2 A2 B1
HSO −4 , H2PO −
4 , HPO −24 , etc.
anionici HSO −
4 + H2O � H3O+ + SO −2
4
H3O+, NH +
4 , etc.
Acizi
cationici H3O+ + NH3 � H2O + NH +
4
A1 B2 B1 A2
NH3, H2O neutre
NH3 + HCl � NH +
4 + Cl-
HO-, Cl-, SO −24 , H2PO −
4 , HCO −3 , CO −2
3 , etc. anionice
HSO-4 + H+
� H2SO4
Baze
cationice H3N+-CH2- CH2-CH2-NH2
44
Superacizii
Prin modificarea structurii anumitor acizi se poate modifica tǎria acestora,
obţinându-se în general acizi cu o tǎrie superioara.
Astfel se poate modifica şi tǎria unor acizi organici, precum acidul acetic. Prin
introducerea unor atomi puternic electronegativi care sǎ atragǎ electronii (cum ar fi F sau
Cl) se poate creşte aciditatea:
C C
O
O
H
H
H H H
C C
O
O
Cl
Cl
Cl
La fel prin înlocuirea unei grupǎri HO- din acidul sulfuric cu un atom de fluor, F,
mai electronegativ, se obţine o deplasare a electronilor în molecula nou formatǎ (HSO3F -
acid fluorosulfuric) care duce la o creştere spectaculoasǎ a aciditǎţii. Valoarea
pKaHSO3F = -10 faţǎ de pKaH2SO4 = -3 sau pKaHClO4 = -8.
S
O
O
O
O
H
H
S
O
O
O
F
HS
O
O
O
C
H
F
F F
Reacţii de hidroliză. Având ȋn vedere că acizii (şi bazele) se ȋmpart ȋn două
categorii, slabi (parţial disociaţi ȋn apă) şi tari (complet disociaţi ȋn apă), sărurile rezultate
ȋn urma reacţiei dintre un acid şi o bază vor fi de patru feluri:
1. Săruri provenite de la un acid tare şi o bază tare (AT.BT). Aceste săruri nu pot
suferi reacţii de hidroliză. Ele se dizolvă ȋn apă, printr-un proces fizic, pH-ul
soluţiei rezultate fiind egal cu 7.
Intrucât acidul este tare, ȋn apă va fi complet disociat (la fel şi ȋn cazul bazei):
HCl + H2O → Cl- + H3O+
NaOH + H2O → Na+(aq) + HO-
In urma reacţiei stoichiometrice dintre cele două substanţe rezultă clorura de sodiu,
cantităţile de H3O+ şi HO- fiind egale şi neutralizându-se reciproc.
HCl + NaOH → Na+ + Cl- + H2O
Clorura de sodiu se dizolvă ȋn apă, dar nu hidrolizează.
2. Săruri provenite de la un acid tare şi o bază slabă (AT.BS). Aceste săruri suferă
reacţii de hidroliză, soluţiile având un caracter slab acid, pH < 7.
45
O astfel de sare este clorura de amoniu, NH4Cl. Aceasta provine de la acidul tare
HCl şi baza slabă NH4OH. In momentul dizolvării, NH4Cl suferă reacţia de hidroliză:
NH4Cl + H2O � NH4OH + HCl
Astfel dintr-un mol de NH4Cl rezultă un mol de NH4OH şi un mol de HCl. Cum
HCl este acid tare, complet disociat, rezultă ca vom obţine un mol de H3O+ ȋn apă.
Deoarece NH4OH este o bază slabă, aceasta va fi doar parţial disociată ȋn apă, şi putem
nota cu x cantitatea de grupări HO- generate, unde x < 1. Deoarece grupările HO- sunt
neutralizate de H3O+, rezultă ca doar o cantitate x de H3O
+ va fi consumată, restul
grupărilor H3O+, adică 1-x rămân ȋn soluţie, ȋn consecinţă pH-ul fiind uşor acid.
3. Săruri provenite de la un acid slab şi o bază tare (AS.BT). Aceste săruri suferă
reacţii de hidroliză, soluţiile având un caracter slab bazic, pH > 7.
Un exemplu de sare provenită de la un acid slab şi o bază tare este acetatul de sodiu
CH3COONa. Această sare suferă reacţia de hidroliză când este dizolvată ȋn apă:
CH3COONa + H2O � CH3COOH + NaOH
Astfel dintr-un mol de CH3COONa rezultă un mol de CH3COOH şi un mol de
NaOH. Cum NaOH este o bază tare, va fi complet disociată ȋn apă şi deci se va obtine un
mol de HO-. CH3COOH este un acid slab, parţial disociat ȋn apă, deci vom avea doar o
cantitate y de protoni puşi ȋn libertate, unde y < 1. Deoarece grupările H3O+ sunt
neutralizate de HO-, rezultă ca doar o cantitate y de HO- va fi consumată, restul grupărilor
HO-, adică 1-y rămân ȋn soluţie, ȋn consecinţă pH-ul fiind uşor bazic.
4. Săruri provenite de la un acid slab şi o bază slabă (AS.BS). Aceste săruri suferă
reacţii de hidroliză, soluţiile având un caracter slab acid sau slab bazic ȋn
funcţie de tăria relativă a acidului şi bazei.
O astfel de sare este acetatul de amoniu, CH3COONH4. Aceasta provine de la
acidul slab CH3COOH şi baza slabă NH4OH. In momentul dizolvării, CH3COONH4 suferă
reacţia de hidroliză:
CH3COONH4 + H2O � CH3COOH + NH4OH
Cum ambele substanţe vor fi parţial disociate ȋn apă, va conta care din ele va
disocia mai puternic (x < y sau x > y) pentru a putea stabili valoarea pH-ului. In orice caz
diferenţa ȋntre cele două valori fiind foarte mică, şi pH-ul va fi foarte puţin deplasat faţă de
valoarea 7.
46
Exerciţiu:
Se dau următoarele săruri: KCl, NH4NO3, C2H5COOK, Na2S, AlCl3. Precizaţi care
dintre soluţiile acestor săruri vor avea caracter bazic şi care vor fi acide.
Tipuri de reacţii ale acizilor
Proprietăţile acizilor pot fi ilustrate prin mai multe tipuri de reacţii:
- reacţii acid bază
HCl + NaOH → NaCl + H2O
- reacţii cu metale
Acizii reacţionează ȋn general cu metalele aflate ȋnaintea hidrogenului ȋn seria de
activitate. Există şi excepţii ȋn care metalul se acoperă cu un strat protector de oxid sau
sare, compact, inert faţă de acţiunea ulterioară a acidului, fenomen care se numeşte
pasivare. In cazul ȋn care acidul are şi caracter oxidant (H2SO4, HNO3 etc) sau se adaugă ȋn
mediul de reacţie un agent oxidant, este posibilă şi reacţia cu metale aflate după hidrogen
ȋn seria de activitate.
HCl + Fe → FeCl2 + H2↑
HCl + Cu nu reacţionează
8 HNO3 + 3 Cu → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO↑ + 4 H2O
Deşi Cr, Fe sau Al reacţionează uşor cu HNO3 diluat, ȋn cazul adăugării de HNO3
concentrat suprafaţa metalică se acoperă cu un strat compact de oxid care protejează restul
metalului de atacul acidului, şi spunem că aceste metale se pasivează ȋn HNO3 concentrat.
Co şi Ni sunt de asemenea pasivate de HNO3 concentrat. In mod similar Pb şi W se
pasivează ȋn H2SO4 (plumbul se acoperă cu un strat de PbSO4, solubil ȋn H2SO4 doar dacă
are o concentraţie mai mare de 70%).
- reacţii cu oxizi metalici
Oxizii metalici ȋn general au caracter bazic şi ȋn consecinţă reacţionează uşor cu
acizii:
CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O
MgO + 2 HCl → MgCl2 + H2O
- reacţii cu săruri
Acizii pot reacţiona cu săruri ale acizilor mai slabi sau cu săruri ale altor acizi tari
dacă ȋn urma reacţiei rezultă un precipitat sau un gaz.
CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl (CH3COOH este acid slab, HCl este acid tare)
47
Na2S + 2 HCl → 2 NaCl + H2S↑ (H2S este acid mai slab faţă de HCl)
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + CO2↑ (H2CO3 este un acid slab şi instabil)
2NaCl +H2SO4 →Na2SO4 + 2HCl↑ (HCl şi H2SO4 ȋn apă au aceeaşi tărie; HCl gaz)
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2 HCl (BaSO4 este precipitat deci părăseşte sistemul)
AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3 (AgCl este precipitat deci părăseşte sistemul)
48
6. Reacţii cu transfer de electroni - acizi şi baze Lewis
La baza conceptului Lewis stă reacţia de formare a unui complex A ← B, ȋn care A
(având orbitali vacanti) se leagă de :B prin perechea de electroni a acestuia. In accepţiunea
lui Lewis acizii sunt acele substanţe care acceptă electroni, iar bazele sunt substanţe care
cedează electroni.
Toţi acizii Brönsted sunt şi acizi Lewis şi toate bazele Brönsted sunt şi baze
Brönsted. De fapt corect este să se spuna ca acizi şi bazele Brönsted prezintă şi aciditate
sau bazicitate Lewis. Reacţiile de tip acid – bază sunt definitorii pentru substanţele care
prezinta aciditate Brönsted, şi aceste substanţe participă la puţine reacţii ȋn care să nu-şi
manifeste acest caracter. In cazul acizilor şi bazelor Lewis aceste reacţii nu sunt definitorii,
ele putând să participe la o varietate de tipuri de reacţii.
Protonul (H+) prezintă şi aciditate Lewis ȋntrucât poate accepta electroni, iar ionul
hidroxil HO- prezintă bazicitate Lewis ȋntrucât poate ceda electroni. In consecinţă, teoria
aciditatii formulată de Brönsted poate fi considerată un caz particular al teoriei enunţate de
Lewis.
Clasificarea speciilor chimice care prezintă aciditate sau bazicitate de tip Lewis
O clasificare simplă a substanţelor ce prezintă aciditate Lewis poate fi făcută ȋn
modul urmator:
1. Cationii metalici - pot primi o pereche de electroni puşi la dispozitie de o bază
(spre exemplu compuşii coordinativi). In compuşi precum [Fe(H2O)6]3+ sau [Co(H2O)6]
2+
ionul metalic acceptă electronii pe orbitali vacanti (orbitali hibrizi sp3d2 sau d2sp3), de la
atomul de oxigen al apei. Practic toate combinaţiile complexe se obţin ȋn urma unor astfel
de procese.
2. O moleculă cu octetul incomplet ȋşi poate realiza completarea acestuia prin
acceptarea unei perechi de electroni.
BH3 + :NH3 → H3B ← :NH3 (reacţii asemanatoare se pot scrie pentru diverşi compuşi ai
borului BBr3, B(CH3)3 etc)
Există şi ȋn cadrul teoriei Lewis substanţe ce pot acţiona ca acizi sau ca baze ȋn
funcţie de reacţie. Se pot distinge următoarele cazuri:
a. Molecule ce prezintă atât centre deficitare ȋn electroni cât şi centre donoare de
electroni pot forma legături intra sau inter moleculare.
49
Spre exemplu, BF3 este o moleculă deficitară ȋn electroni, dar aciditatea Lewis este
scazută ȋntrucât orbitalul vacant al borului (hibridizat sp2) este deja implicat ȋntr-o legătură
π delocalizată cu atomii de fluor.
F
BF F
Legaturi intermoleculare de tip acid – baza Lewis apar ȋn molecule precum BeCl2:
BeCl
Cl Cl
ClBe
Cl
ClBe
AlCl3 ȋn fază gazoasă se află sub forma dimerului Al2Cl6, aceeaşi dimerizare putând
fi observată şi ȋn cazul Al2Br6 (AlF3 este substanţă ionica):
AlCl
Cl
Cl
ClAl
Cl
Cl
BH3 este un caz aparte, el dimerizează formând B2H6 ȋn care apar legături
bielectronice tricentrice (structura este asemănătoare cu cea a Al2Cl6).
Din motivele arătate anterior ȋn seria halogenurilor borului aciditatea cea mai mare
este prezentă ȋn cazul BCl3 (cu cât halogenul este mai electronegativ cu atât deficitul
electronic pe atomul de bor este mai pronunţat, dar ȋn cazul BF3 apar legături π
intramoleculare care stabilizează molecula). In cazul Cl sau Br orbitalli 3p şi respectiv 4p
nu mai pot forma legături π stabile cu orbitalul 2p al B (orbitalii devenind din ce ȋn ce mai
mari şi mai difuzi, nu se poate realiza o bună suprapunere a acestora, diferenţa energetică
fiind mare ȋntre ei). Astfel, chiar şi BI3 prezintă o aciditate Lewis superioară BF3.
BCl3 > BBr3 > BI3 > BF3
In cazul halogenurilor aluminiului, stabilizarea compuşilor are loc prin schimbarea
hibridizării de la sp2 la sp3 urmată de dimerizare (probabilitatea formării de legaturi π fiind
redusă).
b. Molecule precum SnCl2 pot da naştere unor specii care au atât caracter de acid
cât şi de bază Lewis:
SnCl2 + Cl- → [:SnCl3]-
50
[:SnCl3]- + Mn(CO)5 → Cl3Sn:→Mn(CO)5
sau
[:SnCl3]- + Cl- → [:SnCl4]
2-
Molecule precum SO2 care prezintă electroni neparticipanţi pe mai multe tipuri de
atomi (şi la S şi la O) pot funcţiona ca baze Lewis fie prin atomul de S fie prin cel de O, ȋn
funcţie de condiţiile de reacţie.
3. O moleculă sau un ion cu octetul complet ȋsi poate rearanja electronii de valenţă
şi poate accepta o pereche suplimentară de electroni de la o bază.
La formarea HCO3-, molecula de CO2 suferă rearanjări, carbonul devenind deficitar
ȋn electroni, acceptă o pereche de electroni de la atomul de oxigen al ionului HO- şi se
comportă ca un acid Lewis:
O
CO
-OH
O C O C OO- + HO
-
Condiţiile esenţiale pentru ca o astfel de rearanjare să aibă loc sunt existenţa
legăturilor duble (sau triple) – pentru că rearanjarea presupune ruperea unor legaturi de tip
π, şi aceste legături trebuie să fie polare astfel ȋncât ruperea să se facă heterolitic.
La obţinerea H2SO4, SO3 nu se dizolvă direct ȋn apă ci ȋn H2SO4 conform schemei
următoare:
O
SO O
+ SHO
OH
O
O
SO
O
O
HO
S
OH
O
O
4. O moleculă sau un ion ȋşi poate extinde octetul (adică ȋşi modifică hibridizarea
de la sp3 la sp3dn) pentru a putea accepta ȋn continuare perechi de electroni. O condiţie
esenţială este ca atomul central să posede orbitali vacanti de tip d, deci trebuie să fie cel
puţin din perioada a treia a sistemului periodic.
SiO2 + 4 HF → SiF4 + 2 H2O
SiF4 + 2 HF → H2[SiF6]
SbF5 + 2 HF → [SbF6][H2F]
Reacţii asemănătoare se pot scrie pentru SiX4, AsX3, PX5.
51
5. O moleculă cu ȋnveliş electronic complet poate folosi unul din orbitalii
moleculari de antilegatură pentru a accepta o pereche de electroni de la o baza Lewis.
TCNE (tetraciano etilena) acceptă electronii ȋn orbitalii de antilegatură vacanţi π*.
In mod asemănător se comportă şi acidul picric.
Tipuri de reacţii acid – baza Lewis
1. Reacţii simple de combinare
A + :B → A←:B
BF3 + :NH3 → F3B-NH3
SO3 + :O(CH3)2 → O3S-O(CH3)2
Aceste reacţii sunt ȋn general exoterme, perechea de electroni donată de bază fiind
de obicei dintr-un orbital de antilegatura, deci mai bogat ȋn energie:
LUMO
HOMO
OML
OMAL
2. Reacţii de deplasare
B:→A + :B’ → :B + B’:→A
R
O
R
B
F
F
F
+ N
R
O
R F
B
F
F N+
Atomul de azot cu o electronegativitate mai mică decât cea a oxigenului prezintă o
bazicitate mai mare şi deci cedează mai usor electroni pentru a forma legătura cu BF3.
3. Reacţii de dubla deplasare:
B:→A + B’:→A’ →B’:→A + B:→A’
Exemplu: R3Si-I + AgBr →R3Si-Br + AgI
Reacţia are loc pentru că AgI prezintă o solubilitate mai scazută decât cea a AgBr.
52
Variaţia acidităţii şi bazicităţii Lewis este influenţată de câţiva factori importanţi:
sarcina sau starea de oxidare, volumul, electronegativitatea, natura substituenţilor,
existenţa legăturilor π, efectele sterice.
Cu cât sarcina este mai mare cu atât un cation va prezenta aciditate mai mare. In
consecinţă Fe3+ este mai acid faţă de Fe2+. Un atom central mai electronegativ va ceda mai
greu electroni şi deci va prezenta o bazicitate mai redusă. Grupele şi atomii legaţi de
atomul central pot modifica proprietăţile acido-bazice ale substanţei prin micşorarea sau
creşterea densităţii electronice. O densitate electronică mai mică va determina o bazicitate
de tip Lewis mai redusă. Astfel NF3 are o bazicitate mai mică comparativ cu NH3 (atomii
de fluor au caracter electronegativ puternic, deci vor atrage electronii de pe azot).
7. Reacţii redox
Reacţiile redox sunt tot reacţii cu transfer de electroni, dar în care întotdeauna
exista cel putin douǎ elemente care îşi modificǎ starea de oxidare (în cazul reacţiilor acid –
bazǎ Lewis nu se modificǎ starea de oxidare). In reacţia dintre un agent oxidant şi un agent
reducǎtor nu se va forma un aduct, ci mai multe substanţe noi, deci nu se va putea vorbi de
o reacţie de tip Lewis.
În chimie se întâlnesc un număr foarte mare de reacţii cu transfer de electroni
numite şi reacţii de oxido-reducere (redox). Aceste reacţii se realizează printr-un transfer
de electroni de la un ion la altul. Orice proces redox se poate scrie sub forma a două
semireacţii
Ox1 + Red2 � Red1 + Ox2
sau semireacţii:
Ox1 + e- � Red1 reacţie de reducere; oxidantul se reduce
Red2 � Ox2 + e- reacţie de oxidare; reducătorul se oxidează
Reacţiile care se petrec cu cedare de electroni sunt reacţii de oxidare, iar reacţiile de
reducere sunt reacţiile care se petrec cu acceptare de electroni. Deci, reacţiile de
oxidoreducere constau într-un transfer de electroni de la reducător la oxidant.
Oxidantul produce oxidarea, ȋn procesul de oxidare el reducându-se, fiind un
acceptor de electroni. Când spunem ca o substanţă se reduce, ȋnseamnă că ȋşi micşorează
(ȋşi reduce) starea de oxidare. Dintre oxidanţi fac parte: nemetale (O2, Cl2, F2, S), ioni
53
metalici la trepte superioare de oxidare (Fe3+, Hg2+, etc.), săruri cu ioni poliatomici care
conţin elemente cu stare de oxidare maximă (KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4), apă oxigenată,
peroxizi, HNO3 şi H2SO4 concentrat, etc.
Reducătorul produce reducerea, el oxidându-se prin donarea de electroni.
Dintre reducători fac parte: metalele, cationii în treaptă inferioară de oxidare (Fe2+, Sn2+,
etc.), nemetale în trepte inferioare de oxidare (S2-, H2PO2-, etc.), H2, C, CO, H2S, HCl.
Exemple de reacţii redox:
H2 + ½ O2 → H2O
½ H2 – 1e- → H+ |·2
S.O. 0 +1 cedează electroni, deci se oxidează, are caracter reducător
½ O2 +2 e- → O2- |·1
S.O. 0 -2 acceptă electroni, deci se reduce, are caracter oxidant
Intrucât ȋntr-o reacţie redox numărul de electroni cedaţi trebuie să fie egal cu cel
acceptaţi, trebuie stabilit cel mai mic multiplu comun (ȋntre electronii implicaţi ȋn
semireacţia de oxidare şi cei din semireacţia de reducere), şi apoi multiplicată fiecare dintre
semireacţii astfel ȋncât sa se obţină egalitatea dorită. Coeficienţii de multiplicare sunt ȋn
acelaşi timp si coeficienţii procesului redox.
Pentru a putea scrie o reacţie redox este foarte important să putem stabili starea de
oxidare, notată cu S.O. (numit şi număr de oxidare, N.O.). Starea de oxidare reprezintă
sarcina formală a unui atom pentru care considerăm toate legăturile ca fiind 100% ionice.
El se calculează ca suma sarcinilor pozitive și negative ale unui atom, care indică indirect
numărul de electroni pe care atomul i-a acceptat sau cedat. În compuşii covalenţi se
atribuie un număr de oxidare negativ elementului cu electronegativitate mai mare şi număr
de oxidare pozitiv elementului cu electronegativitate mai mică. De ex. în HCl, N.O. pentru
Cl este -1, iar pentru H este +1. Pentru calcularea numerelor de oxidare se ţine cont de
următoarele reguli:
- substanţele elementare au S.O. zero: H20, O2
0, Cl20, S0, Na0, Cu0, Fe0, etc.;
- în compuşii ionici numerele de oxidare sunt egale cu sarcina electrică a ionului: Na+,
Ca2+, Al3+, O2- etc.;
- hidrogenul în compuşii covalenţi are S.O. +1, de ex.: H+Cl-, H2+O2-. În hidruri
metalice, hidrogenul are S.O. -1, de exemplu: Li+H-;
54
- oxigenul în compuşi covalenţi sau ionici are S.O. -2 de exemplu: H2+O2- ; Ca2+O2-;
In toţi compuşii care au legături peroxo (O-O) precum H2O2, Na2O2 etc. S.O. este
-1; In compuşii cu fluor, OF2, oxigenul fiind mai puţin electronegativ ca fluorul, va
avea S.O. +2.
- metalele au întotdeauna S.O. pozitive;
- suma algebrică a stărilor de oxidare într-o substanţă compusă neutră este zero, de
ex.: Ca+2O2-. Suma algebrică a stărilor de oxidare într-un ion poliatomic este egală
cu sarcina ionului.
Pentru a stabili S.O. ȋntr-un compus oarecare, va trebui sa comparăm
electronegativităţile elementelor. Legăturile ȋntre elemente cu electronegativităţi diferite
sunt considerate covalenţe polare, adică electronii nu aparţin ȋn mod egal celor doi atomi,
ci sunt deplasaţi spre elementul mai electronegativ, determinând o sarcină formală negativă
la acesta şi pozitivă la cel mai puţin electronegativ.
H1+-Cl1- ; O2-=S4+=O2- ; H31+N3- ; C2+=O2- ;
Pentru o substanţă poliatomică, H2SO4 spre exemplu, se vor trece valorile S.O.
pentru oxigen şi hidrogen, şi se va tine cont că molecula sa fie neutră. S.O. pentru O este
-2, pentru H este +1, deci pentru S o calculam ȋn felul următor ∑ S.O. atomi = 0
S.O.S + 4·S.O.O + 2·S.O.H = S.O.S – 8 + 2 = 0; deci S.O.S = + 6.
Pentru ioni poliatomici S.O. se calculează ȋn mod asemănător. Spre exemplu
Na3PO4, conţine ioni de Na+ cu S.O. +1 şi ionul PO43- cu sarcina -3. ∑ S.O. PO4
3- = -3.
Cum S.O. pentru O este -2, rezultă S.O. pentru P este + 5.
Daca legătura este realizată ȋntre atomi de acelaşi fel atunci electronii nu sunt
deplasaţi, covalenţa este nepolară, şi deci sarcina pe fiecare atom este 0. Din acest motiv
substanţele elementare au S.O. 0.
H0-H0 → H20; O0=O0 → O2
0
In cazul unor legături O-O precum cele din H2O2, legătura este covalentă nepolară,
deci această legătură nu aduce nicio contribuţie la valoare S.O. pentru oxigen. De aceea
S.O. a oxigenului va fi -1, aşa cum rezultă din contribuţia generată de legătura H-O:
H1+-O1--O1--H1+
In mod asemănător se calculează contribuţia fiecărei legături ȋn substanţele
organice. Spre exemplu ȋn acidul formic, atomul de carbon este legat de alţi trei atomi.
Numărul de oxidare ȋn legătura C-H va fi -1 pentru C şi +1 pentru H. Numărul de oxidare
55
ȋn legătura C=O va fi +2 pentru C şi -2 pentru O. Numărul de oxidare ȋn legătura C-OH se
va calcula ţinând seama de existenţa legăturii O-H. Intrucât S.O. totală a oxigenului este -2,
şi numărul de oxidare al H este +1, rezultă că numărul de oxidare al C este +1 ȋn această
legătură. Prin ȋnsumarea tuturor valorilor numerelor de oxidare pentru fiecare legătura a
atomului de C rezultă S.O. +2.
H C
O
O
H1+
1+
2-
2-
2+
Dacă discutăm despre aldehida acetică, aceasta are doi atomi de carbon. Pe legătura
C-C se consideră că nu avem vreo deplasare electronică şi deci contribuţia la S.O. va fi 0.
Atomul de C legat doar de atomi de H, va avea S.O. -3. Atomul de C din gruparea
aldehidică este legat de un atom de O cu S.O. -2, deci va avea un număr de oxidare
corespunzător acestei legături +2. In legătura cu atomul de H cu S.O. +1, atomul de C va
avea un număr de oxidare -1. Prin ȋnsumarea celor două valori rezultă S.O. pentru C
aldehidic +1.
H
CH
H
C
H
O
1+
1+1+
1+ 2-
3- 1+
Într-o reacţie redox se schimbă întotdeauna S.O. pentru cel puţin două elemente.
Pentru egalarea unei reacţii redox se întocmeşte sistemul redox, astfel încât numărul
de electroni cedaţi să fie egal cu numărul de electroni acceptaţi. De exemplu:
MnO2 + HCl → MnCl2 + H2O + Cl2
Se calculează numerele de oxidare care se scriu deasupra elementelor şi se alege
sistemul redox (elementele care se oxidează şi se reduc), calculându-se numărul de
electroni cedaţi şi acceptaţi:
Mn4+ + 2 e- → Mn2+ acceptă electroni, deci se reduce S.O. de la +4 la +2, are
caracter oxidant
Cl1- -1 e- → ½ Cl20 cedează electroni, deci se oxidează, are caracter reducător.
Cele două semiecuaţii redox se ȋnmulţesc pentru a obţine numărul de electroni
indicat de cel mai mic multiplu comun. In cazul de faţa prima semiecuaţie se ȋnmulţeşte cu
56
1 şi a doua semiecuaţie se ȋnmulţeşte cu 2. Coeficientul pentru substanţa care conţine Mn4+
va fi 1 şi coeficientul pentru substanţa care conţine ionii Cl1- (HCl) va fi 2.
Se egalează apoi restul atomilor care nu au suferit fenomenul de oxido-reducere.
MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + 2 H2O + Cl2
Pentru efectuarea egalării se respectă următoarea ordine:
- elementele care au schimbat stările de oxidare;
- cationii metalelor din grupa I, II, III, etc. principale;
- anionii monoatomici şi poliatomici în care elementele nu şi-au schimbat starea de
oxidare (ex.: Cl-, NO-3, SO4
2- );
- atomii de hidrogen şi oxigen care nu au participat la fenomenul de oxido-
reducere.
În cazul moleculelor diatomice participante la cuplul redox, dacă numărul de atomi
rezultaţi din sistem este impar, se dublează coeficienţii, de exemplu:
Al + HCl → AlCl3 + H2
Al0 - 3 e- → Al3+ |·1
H1+ + 1 e- → ½ H20 |·3
Al + 3 HCl → AlCl3 + 3/2 H2 |·2
Reacţia devine: 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2 ↑
Factorii care influenţează reacţiile de oxido-reducere sunt: mediul de reacţie,
catalizatorii, temperatura.
Spre exemplu aceeaşi reactanţi ȋn vor da naştere la produşi diferiţi ȋn funcţie de
natura mediului de reacţie: acid, neutru sau bazic.
5 Na2SO3 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 → 5 Na2SO4 + K2SO4 + 2 MnSO4 + 3 H2O
3 Na2SO3 + 2 KMnO4 + H2O → 2 MnO2↓ + 3 Na2SO4 + 2 KOH
Na2SO3 + 2 KMnO4 + 2 KOH → Na2SO4 + 2 K2MnO4 + H2O
Se numesc amfoliţi redox substanţele care au în componenţă ioni monoatomici sau
poliatomici, care sunt sau conţin elemente în trepte intermediare de oxidare, şi de aceea se
pot comporta în diverse reacţii, fie ca oxidanţi fie ca reducători, în funcţie de caracterul
oxido-reducător al substanţei cu care reacţionează (ex. O22-, Hg2
2+, SO32-, NO2
-).
De exemplu ionul NO2- funcţionează:
- ca oxidant:
NO2- + e- + 2H+ � NO + H2O E0 = + 1,00 V
57
- ca reducător:
NO2- + H2O � NO3
- + 2e- + 2H+ E0 = -0,34 V
8. Reacţii de ȋnlocuire
Metalele sunt aşezate după potenţialele lor standard de oxidare ȋn seria potenţialelor
electrochimice. Fiecare metal dislocuieşte din combinaţii, ionii metalelor care ȋl urmează ȋn
serie, transformându-se el însuşi ȋn ion şi este dislocuit din compuşi de metalele care sunt
ȋnaintea lui în serie.
Pentru ca un metal să-şi manifeste caracterul său electropozitiv (oxidându-se),
trebuie să reacţioneze cu o specie chimică capabilă să accepte electronii cedaţi (reducându-
se).
Reacţia de oxido-reducere va decurge cu atât mai uşor cu cât metalul (reducător)
are un caracter mai electropozitiv, iar reactantul (oxidant) are un caracter mai
electronegativ.
Metalele cu cele mai importante aplicaţii practice sunt aranjate în următoarea
ordine, conform seriei de activitate a metalelor (Seria Beketov-Volta) expresie calitativă a
activităţii metalelor faţă de hidrogen (figura 6):
Figura 6. Seria Beketov-Volta
E0 este potenţialul redox standard la 25 0C şi 1 atm al electrodului de hidrogen.
Metalele sunt aşezate în serie, în ordine descrescătoare a capacităţii lor de a dislocui
alte elemente din combinaţii, în ordinea scăderii oxidabilităţii şi a caracterului reducător.
Mg + ZnCl2 → MgCl2 + Zn↓
Zn + FeSO4 → ZnSO4 + Fe↓
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓
Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Cu + HgCl2 → CuCl2 + Hg↓
58
9. Reacţii ȋn chimia organicǎ
O reacţie chimică implică, în toate cazurile, desfacerea unor legături şi refacerea
lor, prin redistribuirea electronilor din stratul de valenţă, indiferent dacă se formează
legături ionice, prin donare de electroni, sau, prin punere în comun de electroni, formarea
de covalenţe.
Atunci când efectuăm o reacţie chimică în laborator imaginăm o reţetă prin care
stabilim toţi parametrii reacţiei: reactanţii, raportul molar în care se află aceştia, solventul,
regimul de temperatură şi presiune, timpul de reacţie etc. Iar la sfârşitul reacţiei stabilim
care sunt metodele de separare şi purificare ale produsului dorit. Ceea ce vedem atunci
când lucrăm într-un balon de sticlă sunt reactanţii şi solventul care eventual îşi schimbă
culoarea, spumează, formează un precipitat şi în plus putem măsura parametri de reacţie ca
temperatura sau presiunea. Şi apoi stim cum să prelucrăm masa de reacţie. Ce nu putem
vedea însă este modul în care are loc ruperea unor legături şi formarea altora noi, cu toate
că această latură a problemei ne interesează în mod deosebit. Stiind cum se rup şi refac
legăturile în anumite reacţii ne va permite să prezicem modul în care se va comporta o
substanţă asemănătoare în condiţii de reacţie asemănătoare. Vom putea face deci predicţii
despre reactivitatea anumitor substanţe. Acest lucru ne-ar permite să imaginăm reacţii noi
şi să încercăm să obţinem compuşi noi, fără a lucra la întâmplare.
Chimia s-a dezvoltat până în secolul XX în acest mod, prin încercări repetate, de
multe ori cu eşecuri usturătoare şi rareori cu succese remarcabile, care au condus la
dezvoltarea acestei ştiinţe. La începutul secolului trecut, odată cu înţelegerea modului în
care legăturile chimice se transformă, s-au putut imagina mecanismele intime prin care are
loc trecerea unui compus în altul. Practic „am putut arunca o privire” în interiorul unei
reacţii şi să „vedem” cum decurge transformarea respectivă. Exact ca atunci când scriem
un text la computer: dacă apăsăm o testa, de exemplu „a” ştim acţiunea pe care am făcut-o
şi vedem pe ecran rezultatul afişat: litera „a”. Fără o pregătire de specialitate nu ştim exact
ce se întâmplă în interiorul computerului, cunoaştem doar acţiunea şi vedem rezultatul.
Teoria controlului este o ramură interdisciplinară a ştiinţelor inginereşti şi a matematicii
care se ocupă de comportatrea sistemelor dinamice şi care se ocupă cu imputurile în sistem
şi cum comportamentul sistemului se modifică în funcţie de un feedback. Obiectul teoriei
59
controlului este acela de a controla răspunsul unui sistem astfel încât acesta să urmărească
un anume semnal de control. Schematic funcţionarea unui astfel de sistem este redată mai
jos:
SISTEMValori de intrare Valori de iesire
feedback
Ceea ce se întâmplă în interiorul sistemului ne este necunoscut; referitor la
exemplul reacţiei chimice sau la scrisul la calculator sistemul este o „cutie neagră” şi
bănuim doar că valorile de intrare sunt controlate pentru a obţine răspunsul dorit. Dacă în
cazul scrisului la calculator totul pare simplu, în cazul reacţiilor chimice s-a constatat că nu
numai factori externi măsurabili sunt responsabili de rezultatul final al reacţiei, ci există o
sumă de factori interni ai sistemulul care determină produsul final. A privi în interiorul
sistemului şi de a putea descrie pas cu pas modul în care are loc reacţia se numeşte
mecanismul de reacţie al unei transformări; cunoaştere acestora este un domeniu de
interes în studiul chimiei.
Cum se desfăşoară reacţiile chimice veţi avea timp să aflaţi, pentru moment să ne
rezumăm la unele aspecte generale.
Pentru ca o legătură chimică să se rupă este necesară o anume cantitate de energie.
Această energie numită energie de disociere face ca între cei doi atomi X şi Y distanţa să
fie atât de mare încât nu îi mai putem consideraţi a fi legaţi. Principiul Franck – Condon
descrie relaţia care există între distanţa dintre atomi şi energia de legătură.
Energie
Distanta interatomica
energie de disociere
60
Există o distanţă minimă până la care nucleele se pot apropia datorită repulsiei
dintre nuclee. Pe măsură ce distanţa creşte energia scade până la o valoare minimă şi care
corespunde lungimii legăturii formate între cele două nuclee. Dacă distanţa creşte în
continuare se ajunge până la un moment în care cele două nuclee nu mai sunt legate.
Energia corespunzătoare acestei valori este energia de disociere a legăturii, energia
necesară desfacerii unei legături.
Modul în care se rupe o legătură covalentă depinde de mai mulţi factori, dar în
principal de polarizarea legăturii respective, de diferenţa de electronegativitate dintre cei
doi atomi.
Dacă legătura este omogenă sau cu diferenţe mici de electronegativitate între atomi:
H-H, Cl-Cl sau C-C în general, ruperea se va face simetric; fiecare dintre cei doi atomi
rămâne cu câte un electron. Această tip de rupere a legăturii este o rupere homolitică. Prin
acest tip de rupere se formează doi radicali liberi. Evident reacţia inversă, cea dintre doi
radicali este posibilă şi se numeşte coligare.
X Y X + Y. .
Dacă între cei doi atomi există o diferenţă de electronegativitate legătura va fi
polară iar perechea de electroni va aparţine mai mult unuia dintre atomi (cel mai
electronegativ). Acest tip de legături se rupe asimetric, astfel încât perechea de electroni va
aparţine unuia dintre atomi, iar celălalt nu va mai poseda vreun electron care să provină de
la legătura iniţială. Şi în acest caz reacţia inversă este posibilă, se numeşte coordinare şi
aminteşte de formarea legăturilor coordinative.
X Y X + Y.. _+
Acest tip de rupere este uzual şi pentru legăturile C-C din chimia organică, ruperea
având loc sub influenţa sub influenţa substituenţilor atomilor de carbon. Efectele pe care
substituenţii le exercită sunt inductive sau electromere – o să vedeţi aceste efecte când veţi
studia chimia orgnică; de remarcat că efectele pot preexista sau pot apărea în timpul
reacţiilor. Prin astfel de ruperi se formează un anion şi respectiv un cation, iar dacă speciile
ncărcate electric provin de la atomi de carbon ei vor fi carbanioni sau carbocationi.
Aceeaşi clasificare se poate face şi în cazul legăturilor multiple (legături π); şi în
cazul acestor legături ruperea se poate face homolitic sau heterolitic.
61
..
Rupere homolitică a unei legături π
+ .._
Rupere heterolitică a unei legături π
In funcţie de natura speciilor care sunt generate în recţie – radicali în cazul ruperilor
homolitice şi cationi sau anioni în cazul ruperilor heterolitice – reacţiile însăşi pot fi
homolitice sau heterolitice. În general, orice reacţie poate fi descrisă ca fiind o reacţie
dintre un reactant (R) şi un substrat (S) care conduce la formarea de produşi şi poate fi
scrisă sub forma:
R + S P
Modul în care se atribuie unuia dintre reactanţi denumirea de reactant şi celuilalt
cea de substrat este legat de fraza conform căreia într-o reacţie „sub influenţa reactantului
R substratul S se transformă în produsul P”.
Toate tipurile de reacţii pot fi clasificate în funcţie de natura reactanţilor şi a
substraturilor.
Reactanţii pot fi:
- radicali, R., specii de reactanţi care posedă un electron neîmperecheat. Unul dintre
atomii dintr-un radical posedă are un electron mai puţin în stratul de valenţă, de exemplu
R3C., H3C
., RO. etc. Tot drept radicali sunt catalogaţi atomii liberi de clor sau brom, Cl.,
Br..
- electrofilii, E+, sunt reactanţi care au un deficit de electroni la centrul de reacţie şi
au afinitate pentru speciile bogate în electroni. Deşi notaţi E+ electrofilii posedă ori o
sarcină pozitivă ori un orbital vacant în care poate fi plasată o pereche de electroni de la
substrat. Exemple de electrofili cu sarcină sunt: NO2+, Cl+, Br+, NO+, H+ , iar electrofili
fără sarcină sunt acizi Lewis: SO3, AlCl3, AlBr3.
- nucleofilii, Nu:-, sunt reactanţi care posedă o sarcină negativă sau o pereche de
electroni neparticipanţi şi care au afinitate faţă de centre de reacţie cu deficit de electroni.
Exemple de nucleofili cu sarcină sunt HO-, RO-, CN-, Cl-, Br-, în timp ce nucleofili care
posedă o pereche de electroni neparticipanţi sunt: H2O:, :NH3, :NR3 etc.
62
Substraturile reacţiilor chimice suferă, sub influenţa reactanţilor, o serie de
schimbări în legăturile atomilor de carbon din centrul de reacţie. Centrul de reacţie este
acel atom sau grup de atomi care este implicat în formarea sau ruperea de legături chimice.
Reacţiile de substituţie sunt acele reacţii în care un atom sau un grup de atomi este
rupt de la centrul de reacţie iar locul său este luat de un alt atom sau o altă grupare de
atomi.
Reacţiile de adiţie sunt reacţiile în care numărul de atomi sau grupe de atomi de la
atomul de carbon se măreşte.
Reacţiile de eliminare sunt reacţiile în care numărul de atomi sau grupe de atomi
de la atomul de carbon scade.
Transpoziţiile sunt o categorie aparte de reacţii în care are loc rearanjarea a
scheletului de atomi dintr-o moleculă.
Numele oricărui mecanism din chimia organică poate fi format, de cele mai multe
ori, denumind transformarea pe care o suportă substratul şi reactantul sub care are loc
această transformare. Astfel sunt posibile următoarele transformări:
1. reacţii de substituţie
a. substituţie electrofilă;
b. substituţie nucleofilă;
c. substituţie radicalică.
2. reacţii de adiţie
a. adiţie electrofilă;
b. adiţie nucleofilă;
c. adiţie radicalică.
3. reacţii de eliminare
a. eliminare unimoleculară;
b. eliminare bimoleculară.
4. transpoziţii
a. transpoziţii cu mecanism ionic;
b. transpoziţii cu mecanism radicalic;
La aceste reacţii se adaugă o serie de reacţii cu mecanism concertat numite „no
mechanism reactions” în care paşii unei reacţii nu au putut fi evidenţiaţi.
Pentru a uşura înţelegerea paşilor oricărui mecanism de reacţie implică:
63
a. generarea reactantului,
b. formarea unui intermediar de reacţie, în cazul reacţiilor radicalice propagare;
c. formarea produsului de reacţie, în cazul reacţiilor radicalice întrerupere.
Nu în toate cazurile vom găsi fiecare dintre etape, de exemplu hidroliza în mediu
bazic a unui derivat halogenat se efectuează în soluţie de hidroxid de metal alcalin.
Reactantul, ionul hidroxil HO- se adaugă în apă, el nu va fi generat.
R Cl HO-/H2O
R OH
Sau, în cazul unei reacţii de substituţie nucleofilă bimoleculară, când nu există un
intermediar de reacţie procesul având loc printr-o stare de tranziţie, se poate accepta că
„intermediarul” este starea de tranziţie însăşi.
R CH2Cl HO-/H2O
RCH2 OH
DNu: + Nu D
=
Nu + D:
Cu toate acestea, folosit ca model general, acest mod de abordare a mecanismelor
de reacţie creează premiza învăţării, pas cu pas, a chimiei organice.
64
10. Soluţii
Soluţiile sunt amestecuri omogene a douǎ sau mai multe substanţe. Soluțiile pot fi
saturate sau nesaturate (după cantitatea de substanță dizolvată).
In mod clasic o soluţie este formatǎ dintr-un solvent (substanţa care dizolvǎ) şi un
solvat (substanţa care se dizolvǎ). Există atât soluţii gazoase (de cele mai multe ori privite
ca amestecuri de gaze), lichide cât şi solide (aliaje). In prezentul capitol vom discuta doar
soluţiile lichide.
Dacă solventul este un lichid ȋn general, solvatul poate fi un gaz, un lichid sau un
solid:
- soluţia de HCl conţine un gaz dizolvat ȋn apă. La fel şi CO2, H2S sau O2 se
dizolvă ȋn apă;
- soluţia de H2SO4 conţine un lichid dizolvat ȋn apă. La fel şi se dizolvă şi HNO3,
C2H5OH sau CH3COOH;
- soluţia de NaCl conţine un solid dizolvat ȋn apă. La fel se dizolvă şi alte solide
precum zahărul, NH4Cl sau AgNO3.
Cel mai simplu mod de exprimare a concentraţiei unei soluţii este concentraţia
procentualǎ. Concentraţia procentualǎ reprezintǎ masa de substanţa dizolvatǎ în 100 g
soluţie. Astfel oţetul spre exemplu, o soluţie de acid acetic cu concentraţie de 5%, va
conţine 5 g acid acetic în 100 g soluţie.
Problemele legate de concentraţia procentualǎ au ca scop determinarea masei de
substanţǎ dizolvatǎ, a masei de soluţie sau a concentraţiei procentuale. Pentru a determina
oricare dintre necunoscute se va folosi regula de trei simple.
Exemple:
Sǎ se afle concentratia procentualǎ a unei soluţii care conţine 20g NaCl în 100g H2O.
R: Masa de soluţie rezultatǎ prin dizolvarea NaCl în H2O va fi de 120g.
120 g soluţie (ms) contin 20 g NaCl (md)
100 g soluţie conţin x g NaCl
x = md·100/ms = 20·100/120 = 16.66 g NaCl, deci Cp = 16.66%
O soluţie CuSO4 cu concentraţia 5% şi masa de 500 g este încǎlzitǎ pânǎ când pierde
100g H2O. Sǎ se afle concentraţia finalǎ a soluţiei.
65
R: Se va determina masa de CuSO4 dizolvatǎ în soluţie şi întrucât prin evaporare se
pierde doar apǎ, rezultǎ cǎ aceeaşi masǎ de CuSO4 se va regǎsi şi în soluţia finalǎ.
100g soluţie conţin 5 g CuSO4
500 g soluţie conţin x g CuSO4
x= 5·500/100 = 25 g CuSO4
Soluţia finalǎ are 500g-100g = 400g
400 g soluţie conţin 25 g CuSO4
100 g soluţie conţin y g CuSO4
y = 25·100/400 = 6.25 g CuSO4, deci Cp = 6.25%
400 g soluţie de NaOH cu concentraţia 10%, se adaugǎ peste 500 g soluţie HCl cu
concentraţia 8%. Sǎ se afle concentraţia soluţiei rezultate.
R: Soluţia finalǎ va avea masa cumulatǎ a celor douǎ soluţii, 400+ 500 = 900 g
solutie.
Reacţia care are loc este: NaOH + HCl → NaCl + H2O
Conform reacţiei 40 g NaOH reacţioneazǎ cu 36.5 g HCl, rezultând 58.5 g NaCl
Soluţia de NaOH conţine x g NaOH:
100 g soluţie conţin 10 g NaOH
400 g soluţie conţin x g NaOH
x = 10·400/100 = 40 g NaOH
Soluţia de HCl conţine y g HCl
100 g soluţie conţin 8 g HCl
500 g soluţie conţin y g HCl
x = 8·500/100 = 40 g HCl
In consecinţǎ HCl se aflǎ în exces, 40 -36.5 = 3.5 g HCl în exces.
In soluţia finalǎ vom avea 58.5 g NaCl şi 3.5 g HCl
900 g soluţie conţin 58.5 g NaCl şi 3.5 g HCl
100 g soluţie conţin w g NaCl şi z g HCl
w = 58.5·100/900 = 6.5 g NaCl, deci CpNaCl = 6.5%
z = 3.5·100/900 = 0.3(8) g HCl, deci CpHCl = 0.3(8) %
66
Intrucât în laborator cântǎrirea unor soluţii este un proces mai dificil faţǎ de
masurarea directǎ a volumului, din considerente practice au fost introduse două noi moduri
de exprimare a concentratiei soluţiilor: concentraţia molarǎ şi concentraţia normalǎ.
Concentraţia molarǎ sau molaritatea reprezintǎ cantitatea de substanţǎ dizolvatǎ
(numǎrul de moli) într-un litru de soluţie (1000 cm3).
Problemele legate de concentraţia molarǎ au ca scop determinarea numǎrului de moli
de substanţǎ dizolvatǎ, a volumului de soluţie sau a concentraţiei molare. Pentru a
determina oricare dintre necunoscute se va folosi regula de trei simple.
Exemple:
Sǎ se afle numǎrul de moli de NaOH continuţi în 2 L soluţie cu concentraţia 0.5M.
R: Valoarea concentraţiei, 0.5M, înseamnǎ cǎ într-un litru de soluţie se gǎsesc 0.5
moli NaOH.
1 L soluţie conţine 0.5 moli NaOH
2 L soluţie conţine x moli NaOH
x = 2·0.5/1 = 1 mol NaOH (40 g NaOH), deci concentraţia molarǎ CM = 1M.
Pentru a putea trece din concentraţie molarǎ în cea procentualǎ şi invers avem nevoie
de densitatea soluţiei. Dacǎ în exemplul anterior considerǎm densitatea soluţiei ρ = 1.1
g/cm3 atunci putem calcula concentratia procentualǎ. Pentru aceasta vom face pe rând toate
transformǎrile necesare.
2 L soluţie conţin 1 mol NaOH
2000 cm3 soluţie conţin 40 g NaOH (am transformat L în cm3 şi molii în grame)
2200 g soluţie conţin 40 g NaOH (am transformat cm3 în grame cu ajutorul
densitǎţii)
100 g solutie contin y g NaOH
y = 40·100/2200 = 1.81 g NaOH, deci CpNaOH = 1.81%
Sǎ se afle concentraţia molarǎ a unei soluţii de acid sulfuric concentrat (Cp = 98%,
ρ = 1.84 g/cm3).
R. Intrucât cunoaştem concentraţia procentualǎ şi densitatea putem calcula rapid
molaritatea soluţiei prin transformǎri succesive:
100 g soluţie conţin 98 g H2SO4
67
54.34 cm3 soluţie contin 1 mol H2SO4 (am transformat g în cm3 cu ajutorul densitǎţii)
1000 cm3 soluţie conţin x moli H2SO4
x = 1·1000/54.34 = 18.4 moli H2SO4, deci concentraţia molarǎ este CM = 18.4 M
Concentraţia normalǎ sau normalitatea reprezintǎ numǎrul de echivalenţi de
substanţǎ dizolvatǎ într-un litru de soluţie (1000 cm3). Numǎrul de echivalenti se
calculeazǎ împǎrţind masa de substanţǎ la masa unui echivalent gram (Eg).
Echivalentul gram se calculeazǎ în mod diferit în funcţie de tipul de substanţǎ.
Echivalentul gram pentru acizi şi baze este egal cu masa molarǎ împǎrţitǎ la numǎrul de
protoni cedaţi sau acceptaţi. Pentru substantele care participǎ la o reacţie redox,
echivalentul gram se calculeazǎ ca fiind masa molarǎ împǎrţitǎ la numǎrul de electroni
cedaţi sau acceptaţi. Pentru sǎruri, oxizi etc echivalentul gram se calculeazǎ ca fiind masa
molarǎ împǎrtitǎ la numǎrul de ioni metalici înmultit cu valenţa acestora.
Egacizi/baze = M / nr. H+cedaţi/acceptaţi
Egredox = M / nr. e-cedati/acceptaţi
Egsǎruri = M / (nr. cationi·valenţa cationului)
Tabelul 7. Moduri de calculare a valorii echivalentului gram
Pentru elemente
echivalentul gram
reprezintă raportul
dintre masa atomică (A)
şi valenţa (v)
elementului (starea de
oxidare)
Eelement = A / v
Exemple: pentru
H=1/1=1, pentru
O=16/2=8, pentru
nuclidul 12C=12/4
=3 etc.
Pentru acizi
echivalentul gram
reprezintă raportul
dintre masa molară (M)
şi numărul protonilor
(H+) cedaţi
Eacid =
Macid/nr.H+cedaţi
Exemple: pentru
HCl = 36.5, pentru
HNO3 = 63, pentru
CH3COOH = 60 etc
Pentru baze
echivalentul gram
reprezintă raportul
dintre
Ebază = Mbază /
nr.HO-reactionate.
Exemple: pentru
NaOH = 40, pentru
NH4OH = 35 etc
68
masa molară (M) şi
numărul grupǎrilor
hidroxid reacţionate
Pentru săruri
echivalentul
gram reprezintă raportul
dintre masa molară (M)
şi produsul dintre
numărul şi valenţa
cationului
Esare=Msare/nr.catio
ni ·valenţa
cationului
Exemple: pentru
NaCl = 58.5, pentru
CaCl2 = 55.5,
pentru AlF3 = 28
etc
Pentru reacţii
redox
echivalentul
gram reprezintă raportul
dintre masa molară (M)
şi numărul de electroni
cedaţi sau acceptaţi
Eredox = Msubst/
nr.e-transferaţi.
Exemple: pentru
H2O2 = 17, pentru
KMnO4 = 158 sau
52.6 sau 31.6 în
functie de câţi
electroni sunt
transferaţi (1, 3 sau
5)
Exemple
Sǎ se calculeze valoare echivalentului gram pentru Mg(OH)2, HCl, CaCl2.
R: EgMg(OH)2 = 29; EgHCl = 36.5; EgCaCl2 = 55.5
Sǎ se calculeze concentraţia normalǎ a unei soluţii de acid sulfuric concentrat (Cp =
98%, ρ = 1.84 g/cm3).
R. Intrucât cunoaştem concentraţia procentualǎ şi densitatea putem calcula rapid
normalitatea soluţiei prin transformǎri succesive:
100 g soluţie conţin 98 g H2SO4 (masa unui EgH2SO4 = 98/2 = 49g)
54.34 cm3 soluţie contin 2 echivalenţi H2SO4
1000 cm3 soluţie conţin x echivalenţi H2SO4
x = 2·1000/54.34 = 36.8 moli H2SO4, deci concentraţia normalǎ este CN = 36.8 M
Verificând rezultatul CM şi CN pentru H2SO4 se poate observa o relaţie directǎ între
concentraţiile molare şi normale ale substanţelor care participǎ în reacţii cu schimburi de
particule: CN = p·CM, unde p este numǎrul de particule cedat sau acceptat.
69
Se poate observa uşor că modul de calcul al echivalentului gram depinde de tipul de
reacţie ȋn care este implicată o anumită substanţa. Echivalentul-gram se defineşte în funcţie
de reacţia chimică la care participă elementul, ionul, substanţa compusă pentru care se
determină această mărime. Dacǎ luam spre exemplu douǎ reacţii ale H2SO4:
H2SO4 + NaCl → NaHSO4 + HCl↑, EgH2SO4 = M / nr. H+cedaţi = 98/1 = 98
H2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2 HCl↑, EgH2SO4 = M / nr. H+cedaţi = 98/2 = 49
Deci pentru aceeaşi substanţǎ, implicatǎ în acelaşi tip de reacţie (dublu schimb), dar
cu reactanti diferiţi, putem avea valori diferite ale echivalentului gram şi deci valori diferite
ale normalitǎţii aceleiaşi soluţii. Ce se ȋntâmplă cu echivalentul gram pentru substanţele
care pot participa la diferite tipuri de reacţii? HNO3 este un acid, dar are şi caracter
oxidant, deci ȋn reacţiile acid-bază vom calcula echivalentul gram ȋntr-un fel şi ȋn reacţiile
redox il vom calcula ȋntr-un alt mod. In consecinţă rezultă că normalitatea soluţiei se
modifică ȋn funcţie de tipul de reacţie la care participă soluţia respectivă. Pentru a evita
astfel de confuzii s-a introdus un nou mod de exprimare a concentraţiei soluţiilor, titrul.
Titrul unei soluţii reprezintă masa de substanţă dizolvată dintr-un cm3 de soluţie şi
se exprimă ȋn g/cm3 (atenţie a nu se confunda cu densitatea).
Exerciţiu:
Să se calculeze titrul pentru o soluţie de NaOH cu concentraţia molară 1M.
R: 1L (1000 cm3) soluţie conţine 1 mol NaOH sau 40 g NaOH
1 cm3 soluţie conţine x g NaOH
x = 1·40/1000 = 0.0400 g/cm3, deci T = 0.0400 g/cm3
O soluţie poate avea o concentraţie oricât de mica, aceasta putând tinde la zero. O
soluţie cu concentraţie zero, este o soluţie infinit diluatǎ, sau putem spune ca aceasta
conţine doar solvent. Poate concentraţia soluţiilor sa ia orice valoare superioarǎ? Raspunsul
este nu. Din exemplele studiate anterior se observǎ cǎ soluţia de H2SO4 concentrat, 98%
are o molaritate de 18.4 şi o normalitate de 36.8. HNO3 pur, 99.9% are o concentraţie
molară de ~ 24M. Deci acestea sunt valorile maxime, şi nu putem obtine o soluţie de
H2SO4 sau HNO3 cu molaritatea 50, aşa cum nu se poate obţine o soluţie cu concentraţia
250%.
Nu toate substanţele se dizolvǎ la fel de uşor. Pentru acidul sulfuric, H2SO4,
concentraţia maximă este 98%, pentru acidul clorhidric, HCl, este 37%, iar pentru acidul
azotic, HNO3, concentraţia uzuală este 68%. Masa maximă de substanţă care se poate
70
dizolva ȋn anumite condiţii ȋntr-un solvent se numeşte solubilitate. Spre exemplu la 20oC o
soluţie apoasă de NaCl poate conţine maxim 359 g/L. O soluţie ȋn care există dizolvată
cantitatea maxima de solvat posibilă ȋn condiţiile date, se numeşte soluţie saturată. Orice
cantitate de solvat adăugată ȋn plus faţă de solubilitatea maximă va rămâne nedizolvată,
soluţia fiind deja saturată. Dacă măsurăm solventul ȋn litri, atunci solubilitatea va fi
exprimată ȋn g/L, iar dacă solventul este măsurat ȋn grame solubilitatea se va exprima ȋn
general pentru 100 g solvent sub formă de procente. O solubilitate de 25% ȋnseamnă că
100 g solvent dizolvă maxim 25 g solvat ȋn condiţiile date (atenţie a nu se confunda cu
concentraţia procentuală). Solubilitatea unei substanţe depinde de mai mulţi factori, printre
care: temperatura, presiunea, pH-ul şi natura solventului.
Solubilitatea substanţelor solide creşte ȋn general cu creşterea temperaturii, ȋn timp
ce solubilitatea gazelor scade pe măsură ce creşte temperatura şi scade presiunea.
Explicaţi de ce vara, ȋn perioadele foarte călduroase exista riscul ca peştii dintr-un
lac să moară. De ce după deschiderea unei sticle de apă carbogazoasă apar bule de gaz pe
pereţi? De ce zahărul se dizolvă rapid ȋn ceai cald, dar lent ȋn limonadă rece?
Să se afle concentraţia procentuală a unei soluţii saturate de NaCl ştiind că
solubilitatea este de 35.9%. Considerând densitatea apei 1 g/cm3 şi ca volumul soluţiei nu
se modifică ȋn urma dizolvării, calculaţi concentraţia molară a soluţiei.
R: Solubilitatea exprimată ȋn procente ȋnseamnă că 100 g apă dizolvă 35.9 g NaCl.
Deci 35.9 g NaCl se vor regăsi ȋn 135.9 g soluţie.
135.9 g soluţie conţin 35.9 g NaCl
100 g soluţie conţin x g NaCl
x = 100·35.9/135.9 = 26.41 g NaCl, deci CpNaCl = 26.41%
100 g apă = 100 cm3 şi pentru că nu se modifică volumul soluţiei ȋn urma
dizolvării, rezultă că 100 cm3 soluţie vor conţine 35.9 g NaCl. 1L (1000 cm3) soluţie va
conţine de 10 ori mai mult, deci 359 g NaCl. Masa molară a NaCl = 58.5, deci numărul de
moli este 6.13, deci CMNaCl = 6.13M.
Solubilitatea AlCl3 ȋn apă la 20oC este 45%, iar la 60oC este 50%. Ce masă de AlCl3
trebuie adăugată la 500g soluţie saturată de AlCl3 la 20oC pentru a obţine o soluţie saturată
de AlCl3 la 60oC?
71
R: Solubilitatea exprimată ȋn procente ȋnseamnă că 100 g apă dizolvă 45 g AlCl3.
Deci 45 g AlCl3 se vor găsi ȋn 145 g soluţie. Pentru temperatura de 20oC avem următoarele
relaţii:
145 g soluţie conţin 45 g AlCl3
500 g soluţie conţin x g AlCl3
x = 500·45/145 = 155.17 g AlCl3
Soluţia la 60oC va conţine deci 155.17 g AlCl3, plus cantitatea necunoscută y pe
care o adăugăm ca să obţinem o soluţie saturată. Solubilitatea maximă de 50% ȋnseamnă că
100 g apă dizolvă 50 g AlCl3. Deci cele 50 g AlCl3 se vor regăsi ȋn 150 g soluţie. Pentru
temperatura de 60oC avem următoarele relaţii:
150 g soluţie conţin 50 g AlCl3
(500 + y) g soluţie conţin (155.17 + y) g AlCl3
150·(155.17 + y) = 50·(500+y)
465.51 + 3y = 500 +y
y = 17.24 g AlCl3 trebuie adăugate pentru a obţine soluţia saturată la 60oC.
72
11. Legǎtura chimicǎ
Sub formă de atomi liberi pot exista numai gazele nobile, din grupa a VIII
principală. Stratul lor de valenţă este complet ocupat cu electroni. Toate celelalte elemente
tind spre configuraţii de gaz nobil, indiferent dacă acest fapt se manifestă prin cedare sau
acceptare de electroni sau prin punere în comun de electroni.
Regula care guvernează modificarea numărului de electroni din atomi pentru a
forma configuraţii mai stabile, de gaz nobil, este regula octetului. Dacă un anume atom
cedează, acceptă sau pune în comun electroni depinde de poziţia atomului în tabelul
periodic al elementelor.
Orice compus, indiferent de natura legăturilor pe care le conţine, este neutru din
punct de vedere electric.
Legături ionice
Elementele din grupele I şi II principale posedă unul, respectiv doi electroni în
stratul de valenţă. Este de aşteptat, fapt confirmat de experimente, ca ei să poată pierde
uşor aceşti electroni şi să formeze specii chimice ce conţin sarcini pozitive, numiţi
cationi,. Configuraţia acestor cationi sunt identice cu cele ale gazelor nobile (grupa VIII)
din perioada anterioară.
Exemplu
11Na : 1s22s22p63s1 → 11Na+ : 1s22s22p63s0 + e- (10Ne : 1s22s22p6)
20Ca : 1s22s22p63s23p64s2 → 20Ca2+ : 1s22s22p63s23p64s0 + 2 e- (18Ar : 1s22s22p63s23p6)
Elementele din grupele VII şi VI principale posedă, în stratul de valenţă, cu unul,
respectiv doi electroni mai puţin decât gazul nobil din aceeaşi perioadă. Ei pot accepta
pierde uşor aceşti electroni şi să formeze specii chimice ce conţin sarcini negative, numiţi
anioni.. Configuraţia acestor anioni sunt identice cu cele ale gazelor nobile (grupa VIII)
din perioada respectivă.
Exemplu
17Cl : 1s22s22p63s23p5 + e- → 17Cl- : 1s22s22p63s23p6 (18Ar : 1s22s22p63s23p6)
16O : 1s22s22p63s23p4 + 2 e- → 16O2- : 1s22s22p63s23p6 (18Ar : 1s22s22p63s23p6)
Un compus care conţine cationi şi anioni – compus ionic – şi care este neutru din
punct de vedere electric va conţine un număr egal de sarcini negative şi pozitive, indiferent
73
de la ce cationi şi anioni provin. De la ionii de mai sus se pot forma următorii compuşi:
NaCl, CaCl2, Na2O şi respectiv CaO. Toţi compuşii conţin un număr egal de sarcini
pozitive şi negative. În NaCl sarcina pozitivă a ionului de sodiu este compensată de sarcina
negativă a ionului de clor, iar în CaCl2 sarcina dublu pozitivă a ionului de calciu este
compensată de doi anioni de clor. Legătura chimică care se formează între cationi şi anioni
se numeşte legătură ionică. Legătura ionică este de natură electrostatică, foarte puternică
şi nu este orientată în spaţiu. Ea stă la baza reţelelor ionice care sunt agregate
tridimensionale de ioni.
In cristalele de sare de bucătărie, NaCl, fiecare ion de sodiu este înconjurat de şase
anioni de clor şi la rândul său un anion de clor este înconjurat de şase cationi de sodiu.
Perechile învecinate de ioni nu pot fi individualizate, iar compusul există numai în stare
solidă.
Atunci când clorura de sodiu este dizolvată în apă se formează ioni liberi. Existenţa
ionilor în soluţii este dovedită de capaciatea unei soluţii de sare de a conduce curentul
electric. Veţi vedea cum, sub influenţa curentului electric, dintr-o soluţie de sare se pot
obţine elementele pure ce constitutie soluţia respectivă. Procesul se numeşte electroliză iar
legile care guvernează procesul vor fi discutate în cadrul cursului de electrochimie pe care
îl veţi urma în anul III de studiu. Din clorura de sodiu se obţine atât clor, cât şi sodiu
metalic.
Proprietăţile compuşilor ionici sunt:
- starea de agregare, compuşii ionici fiind de cele mai multe ori, la temperatura
camerei substanţe solide, cristaline.
- punctele de topire şi de fierbere sunt ridicate. De asemenea densitatea acestor
compuşi este ridicată.
- solubilitatea în solvenţi polari, mai ales în apă.
- conductibilitatea electrică a soluţiilor şi topiturilor de compuşi ionici. In stare
solidă combinaţiile ionice nu sunt buni conductori ai curentului electric.
Legături covalente
Pentru atomii din grupele principale I, II, VI şi VII cedarea sau acceptarea de
electroni explică multe dintre proprietăţile acestor elemente, dar nu pe toate. De asemenea
nu poate fi explicat faptul că milioane de compuşi din chimia organică nu sunt substanţe
74
ionice. Sau, cum ar trebui să se comporte un atom situat în grupa IV principală, de
exemplu carbonul: să se transforme, prin cedare de electroni în ioni C4+ şi să ajungă astfel
la configuraţia atomului de heliu sau accepte 4 electroni, să formeze un anion C4- şi să
ajungă la configuraţia atomului de neon? In ambele cazuri densitatea de sarcină ar fi
extrem de mare şi ionii sunt foarte instabili.
Pentru a putea explica aceste observaţii teoria lui Lewis pleacă de la conceptul că
prin punerea în comun de electroni din stratul de valenţă un element se poate completa
octetul (dubletul). Se formează astfel o legătură covalentă ce conţine doi electroni şi care
aparţin, în egală măsură, celor doi atomi de la care au provenit. Ambii atomi îşi
completează astfel octetul (dubletul). Cel mai simplu exemplu este atomul de hidrogen.
Pentru a ajunge la configuraţia heliului el poate accepta un electron şi să formeze n ion
hidrură H:-, sau poate pierde un electron şi să formeze un cation, H+ care este de fapt un
proton liber. Nici una dintre speciile de mai sus nu apare liberă, ci doar în cursul reacţiilor
sau în unii compuşi. Hidrogenul se prezintă sub forma unor molecule formate din doi
atomi, moleculă diatomică, H2.
Fiecare dintre atomii de hidrogen a pus în comun electronul pe care îl are, iar
perechea de electroni formată aparţine în egală măsură fiecărui atom. Astfel fiecare atom
are, simultan, configuraţia atomului de heliu.
H + . H. ..H H
+. . .
.H H HH
In acest mod s-a format o moleculă covalentă stabilă în care cei doi atomi de
hidrogen se leagă prin intermediul perechii de electroni. Spre deosebire de compuşii ionici,
în moleculele covalente legătura formată nu va fi desfăcută de factori externi – cum ar hi
dizolvarea în cazul legăturii ionice – decât în cazul unor reacţii chimice; atunci când
molecula înceteză să mai existe ca entitate individuală.
De exemplu metanul CH4, un gaz în care atomul de carbon central formează patru
covalenţe cu câte un atom de hidrogen. Cele patru perechi de electroni completează octetul
atomului de carbon şi, în acelaşi timp, fiecare dintre cele patru perechi de electroni
completează dubletul celor patru atomi de hidrogen implicate în molecula de metan.
Ruperea oricărei legături implică „distrugerea” moleculei de metan şi formarea altor
75
compuşi chimici. Spre exemplu în reacţia cu oxigenul are loc arderea când se rup toate
legăturile C-H şi se formează dioxid de carbon şi apă (vapori de apă). Reacţia o faceţi
singuri ori de câte ori aprindeţi aragazul!
Cum ar putea fi explicat faptul că atomii din această grupa a VII-a – fluor, clor,
brom iod – se regăsesc şi ei sub formă de molecule diatomice: F2, Cl2, Br2, I2? Ca şi atomii
din perioada a doua, grupele V şi VI, N2 şi O2. Atomul de clor, de exemplu, nu se poate
găsi liber! Explicaţia acestui fapt este acceaşi ca şi în cazul moleculei de hidrogen: cei doi
atomi de clor pun în comun câte un electron pentru a-şi completa, fiecare, octetul.
Cl + Cl : :. .
. .. .
. .. . Cl Cl : :. .
. .. .
. .:
+. .Cl
. .
. ... . .
. .
.
..
. .. .Cl
. .
. ... . .
. .
.
... .
.. Cl
..
......
..
.
..
... .Cl
. .
. ... . .
. .
.
... .
Legăturile care se formează se numesc legături σ şi se formează prin
întrepătrundere directă între orbitali.
Atomul de oxigen are 6 electroni în stratul de valenţă iar în molecula diatomică
neutră fiecare dintre atomi are un octet complet de electroni. Pentru aceasta trebuie ca
fiecare dintre atomi să pună în comun câte doi electroni. Se formează implicit două legături
covalente, corespunzător unei legături covalente duble. Una dintre legături este o legătură
σ, cealaltă, care se formează prin întrepătrundere laterală este o legătură π.
Atenţie, nu există legături π fără legături σ!
O + O : :. .
. .
. .. . O O . .. .
. .::. .
+. .
. .
. ... . .
. .
.
..
. .. .
. .
. ... . .
. .
.
..
. ....
.....
..
.
..
.. .. .
... . .
. ...
.OO O O
76
In molecula diatomică de azot trebuie ca fiecare atom să pună în comun trei
electroni pentru a forma trei legături covalente, astfel încât octetul fiecărui atom să fie
complet.
N + N : :.
. .
.. . N N :: : ::
+. .. .. ... . .
. . .. .
. ..
. ... . .
. .
.
...
.....
..
..
.
.. . .
. ..
... .
. ....
N N N N
In molecula de azot există o legătură σ şi două legături π.
Atenţie, între doi atomi nu poate exista mai mult de o legătură σ!
In toate exemplele de mai sus perechile de electroni puse în comun aparţin în egală
măsură celor doi atomi, iar legătura este nepolară.
Reprezentarea unei perechi de electroni care formează o covalenţă se face,
convenţional, printr-o liniuţă. Bineînţeles că unei legături duble sau triple îi corespund
două, şi respectiv trei liniuţe.
Cl Cl C HH
H
H
O O N N
Pentru substanţele ionice în care legătura se formează prin cedare, respectiv
acceptare de electroni NU se foloseşte acest mod de scriere. O substanţă de tip Na-Cl NU
ARE SENS, ea pu şi simplu NU EXISTĂ!
Dacă însă între cei doi atomi care pun în comun electroni există o diferenţă mare de
electronegativitate, perechea de electroni va fi mai puternic atrasă de atomul mai
electronegativ. Într-o legătură covalentă formată între un atom de carbon şi unul de clor în
care perechea de electroni va fi atrasă mai puternic de atomul mai electronegativ.
Urmarea va fi că legătura covalentă va fi polarizată, iar o astfel de legătură este o
legătură covalentă polară. Fiecare dintre cei doi atomi primeşte o sarcină electrică parţială
care se notează cu δ+ sau δ
-. Atunci când veţi studia reacţiile din chimia organică veţi
vedea modul în care polaritatea moleculei influenţează reactivitatea moleculelor.
77
Existenţa a doi poli induce apariţia unui moment de dipol în acest tip de legături.
Momentul de dipol al moleculelor se notează µ, poate fi măsurat şi reprezinta suma
vectorială a momentelor de dipol ale tuturor legăturilor.
In seria derivaţilor halogenaţi ai metanului momentul de dipol este diferit de zero în
clorura de metil, clorura de metilen, cloroform şi este zero în tetraclorura de carbon.
C Cl CCl Cl C
Cl
Cl Cl C
Cl
Cl
Cl Cl
clorura de metil clorura de metilen cloroform tetraclorură de carbon
µ ≠ 0 µ ≠ 0 µ ≠ 0 µ = 0
Fiecare legătură clor – carbon este polară şi primii trei derivaţi sunt molecule
polare. In tetraclorura de carbon fiecare legătură în parte este polară, dar, în ansamblul ei,
molecula este nepolară, pentru că suma vectorială a momentelor de dipol ale legăturilor C-
Cl din molecula simetrică este nulă.
Probleme legate de apariţia de orbitali moleculari şi de alte particularităţi ale
legăturii covalente nu fac obiectul prezentului curs.
Legături covalent – coordinative
În legăturile covalente întâlnite până acum fiecare dintre atomii participanţi
contribuie cu unul sau mai mulţi electroni la formarea legăturii, astfel încât fiecare dintre
atomii participanţi să posede un strat de valenţă complet (dublet sau octet).
Dacă la formarea legăturii participă însă un atom care posedă un orbital ce
acomodează o pereche de electroni şi un alt atom care are un orbital liber se poate forma
un tip special de covalenţă: legătura covalent – coordinativă. Odată formată această
legătură are aceleaşi carceteristici ca toate celelalte legături covalente din moleculă; ea
diferă de o legătură covalentă doar prin modul în care s-a format, nu prin caracteristicile
sale.
Exemplul clasic este molecula de amoniac NH3. Octetul atomului de azot este
satisfăcut de trei electroni proveniţi de la câte un atom de hidrogen, în acelaşi timp fiecare
atom de azot are dubletul satisfăcut de câte un electron provenind de la atomul de azot.
78
Atomul de azot are o pereche de electroni neparticipanţi pe care o poate ceda unui
ion de hidrogen (proton), formând astfel o legătură covalent – coordinativă. În ionul de
amoniu însă toate legăturile sunt identice.
:NH
H
H
+ H+ NH
H
H
N+
Acest tip de legătură se întâlneşte cel mai des în combinaţiile complexe, în care
orbitalii liberi ai unor atomi sau ioni metalici se completează cu perechi de electroni
provenind de la molecule sau ioni care conţin perechi neparticipante de electroni.
Hidroxidul tetraamino cupric [Cu(NH3)4](OH)2 sau reactivul Tollens, hidroxidul
diaminoargentic [Ag(NH3)2]OH sunt compuşi care conţin legături covalent-coordinative.
Legăturile covalent-coordinative se reprezintă prin săgeţi ce pleacă de la atomul
care cedează electroni la atomii care îi acceptă. Ftalocianina de cupru este un pigment
albastru larg utilizat în diverse domenii – lacuri şi vopsele, înregistrarea electronică a
datelor, electronică etc. – şi conţine două legături covalent coordinative. Acestea sunt,
evident, reprezentate cu săgeţi, de la atomii care cedează perechi de electroni (azot în cazul
acesta) spre atomii care acceptă perechile de electroni (cupru).
N
N
N
N
N
N
N
N
Cu
RECAPITULARE
Atomii se pot lega între ei prin diverse tipuri de legături. Practic există două situaţii
extreme:
- atunci când un atom cedează sau acceptă unul sau mai mulţi electroni, atomul
primind astfel o sarcină electrică, + sau - . Speciile ionice care apar astfel, cationi (+) sau
anioni (-), se atrag electrostatic şi formează combinaţii ionice. Legăturile ionice nu sunt
orientate în spaţiu, iar compuşii au puncte de topire şi fierbere ridicate şi sunt solubile în
solvenţi polari, mai ales în apă;
79
- atunci când doi atomi pun în comun câte un electron se formează o legătură
covalentă. Legătura covalentă este orientată în spaţiu, iar orice perturbare a unei legături
covalente conduce la formarea unui compus nou.
Formarea unor legături covalente multiple – duble sau triple – implică existenţa a
două tipuri de legături covalente:
- σ format prin întrepăturundere frontală între 2 orbitali;
- π format prin întrepăturundere laterală între 2 orbitali.
Intre doi atomi nu poate exista decât o legătură σ, dar pot exista mai multe legături π !!!
ATENTIE! Un atom poate forma mai multe legături σ, dar nu cu acelaşi atom.
In etilenă H2C=CH2 fiecare dintre atomii de carbon este legat de celălalt atom de
carbon printr-o legătură σ şi una π, dar prin alte două legături σ de doi atomi de hidrogen.
Fiecare atom de carbon formează 4 covalenţe, trei σ şi una π.
HIBRIDIZAREA
Se cunoaşte faptul că o legătură covalentă se formează prin întrepătrunderea unor
orbitali atomici generând un orbital molecular în care 2 electroni graviteză în jurul
nucleelor celor 2 atomi. Iar tăria unei legături este cu atât mai mare cu cât întrepătrunderea
orbitalilor este mai mare. Dacă privim acest fapt, fără a intra în amănunt, am spune că într-
un compus care formează mai multe legături de acelaşi tip există legături mai puternice şi
unele mai slabe în funcţie de tipurile de orbitali atomici care participă la formarea legăturii.
In cazul atomului de carbon distribuţia de electroni este redată în diagrama de mai jos:
1 s
2 s
2 p
E
La formarea de covalenţe vor participa orbitalii din sttratul de valenţă, stratul 2. Cei
4 electroni sunt distribuiţi în orbitalul s şi în 2 dintr orbitalii p. Se observă că între aceşti
orbitali există o diferenţă de energie. Urmarea logică ar fi că ar trebui să se formeze
80
covalenţe de tărie diferită. Dar metanul (CH4), care formează legături prin întrepătrunderea
orbitalilor 2s şi 2p din atomul de carbon cu orbitalii 1s din atomii de hidrogen. Dar nu
există nici o dovadă că legăturile covalente formate ar diferi în vreun fel din punct de
vedere energetic sau geometric. Unghiul între legăturile C-H din molecula de metan este de
109o 28’ şi nu de 90o după geometria celor 2 orbitali de tip p care ar fi implicaţi. Cele 4
legături C-H sunt identice. Acest lucru poate fi explicat doar dacă ne imaginăm că toţi
orbitalii din stratul 2 să „se contopească” formând 4 orbitali identici.
s
p
E E
sp3hibridizare
Din cei 3 de tip p şi 1 orbital de tip s sunt generaţi 4 orbitali hibrizi care au ¼
caracter de orbital s şi ¾ caracter de orbital p. Aceşti orbitali nou formaţi vor purta
denumirea de orbitali hibrizi sp3 .
+3 4
Pentru ca molecula să fie cât mai stabilă, energia sistemului trebuie să fie minimă,
iar cei 4 orbitali hibrizi trebuie să fie distribuiţi cât mai uniform în spaţiu. Iar pentru cele
patru elemente (orbitalii hibrizi sp3) aranjarea optimă, de energie minimă, este cea cu
orbitalii orientaţi spre vârfurile unui tetraedru regulat, cu un unghi de 109o 28’ între
orbitali.
In molecula de CH4 atomul de carbon este legat prin 4 legături covalente de 4 atomi
de hidrogen. Legăturile se formează prin întrepătrunderea frontală a orbitalilor hibrizi sp3
din atomul de carbon cu orbitalii s din atomii de hidrogen. Acest tip de legătură covalentă
este denumită legătură σ. Legătura σ permite rotaţia liberă a atomilor în jurul axei
legăturii.
Folosind mecanica cuantică se confirmă de fapt observaţiile făcute de van’t Hoff şi
le Bel încă de la 1874 şi care, din raţiuni geometrice, propuneau un model tetraedric pentru
valenţele atomului de carbon.
81
x
z
y
x
z
y
Cauza acestei comportări o reprezintă tendinţa orbitalilor atomici de a se
întrepătrunde maxim la trecerea în orbitali moleculari de legătură.
Contopirea unor orbitali atomici, de energie diferită, în orbitali hibrizi, de energie
egală, este o proprietate a atomilor în general, şi astfel şi alţi atomi din perioada a 2-a sunt
hibridizaţi sp3.
De exemplu ionii BH4-, NR4
+ sau moleculele conţinând electroni neparticipanţi ca
de exemplu H2O sau NH3. Cei doi ioni de mai sus au câte patru legături σ şi acelaşi număr
de electroni ca şi metanul. Sarcina atomilor centrali variază datorită numărului Z al
atomului central.
B
HH H
_C
HH H
N
HH H
+
HH H
Cunoaşterea tipurilor de orbitali hibrizi, geometria lor oferă un instrument de lucru
util şi rapid, orice structură organică putând fi imaginată uşor.
82
Dacă una dintre axe este ocupată de orbitalul p nehibridizat, rămâne ca ceilalţi trei
orbitali, de energie egală, să ocupe planul format de celelalte două axe. Acesta observaţie
precum şi aceea că energia minimă a sistemului se atinge atunci când orbitalii de energie
egală sunt distribuiţi cât mai simetric în spaţiu conduce la faptul că cei trei orbitali hibrizi
sunt situaţi în acelaşi plan, cu unghiuri de 120o între ei şi formând un unghi de 90o cu
orbitalul p nehibridizat. . Aceasta conduce la concluzia că poate exista un nou tip de
hibridizare care implică un orbital s şi doi orbitali p. Este hibridizarea sp2 .
s
p
E E
sp2hibridizare
p
Geometria planară în cazul hibridizării sp2 este redată în figura de mai jos.
x
z
y
x
z
y
y
x
z
83
Urmarea acestei geometrii atomice este aceea că doi atomi hibridizaţi sp2 vor fi
legaţi între ei cu două tipuri de legături covalente. Cele de tip σ sunt formate de orbitalii
hibrizi prin întrepătrundere frontală; cel de al doilea tip de legături covalente se formează
prin întrpătrundere laterală a orbitalilor p nehibridizaţi şi sunt denumite legături π.
Legăturile π conferă rigiditate legăturii, iar planul format de legătura π este perpendicular
pe cel format de cele legături σ.
σ
π
σ
σ
σ
σ
Dacă două dintre axe sunt ocupate de orbitali p nehibridizaţi, rămâne ca ceilalţi doi
orbitali, hibridizaţi, deci de energie egală, să ocupe axa rămasă liberă. Ştiind că energia
minimă a sistemului se atinge atunci când orbitalii de energie egală sunt distribuiţi cât mai
simetric în spaţiu disponibil este uşor de intuit că cei doi orbitali hibrizi sunt situaţi în
lungul aceleiaşi axe (colineari), cu unghiur de 180o între ei. Cei doi orbitali nehibridizaţi
formează între ei un unghi de 90o. Acest tip de hibridizare se numeşte, după orbitalii
atomici implicaţi, hibridizare sp.
s
p
E E
sp
hibridizare p
Doi atomi hibridizaţi sp vor fi legaţi între ei prin trei legături covalente dintre care
una este o legătură σ, iar celelalte două sunt legături π.
84
π
σπ
σ σ
Recapitulare
Să rezumăm din nou:
1. În molecule de tipul CH4 nu există diferenţe între cele patru legături C-H. In
conformitate cu regulile de ocupare cu electroni ele provin de la cei 4 orbitali ai stratului de
valenţă: de la orbitalul 2s şi respectiv orbitalii 2p, mai bogaţi în energie. Pentru ca cele 2
informaţii să fie simultan corecte este necesar ca cei patru orbitali să se contopească în
orbitali hibrizi sp3. Există astfel 4 orbitali de energie egală, fiecare ocupat cu câte un
electron.
2. Geometria orbitalului hibrid respectă atât geometria orbitalului s cât şi pe cea a
orbitalilor p. Conţine ca şi orbitalul p doi lobi, dar eceştia nu sunt egali, unul dintre ei fiind
mai mare, în conformitate cu geometria orbitalului s.
3. Cei patru orbitali hibrizi sp3 sunt orientaţi spre vârfurile unui tetraedru regulat. Ei
adoptă cea mai simetrică geometrie posibilă, astfel încât energia sistemului să fie minimă.
4. Cei patru orbitali hibrizi sp3 pot forma cu alţi orbitali atomici – hibrizi sau nu -
legături σ prin întrepătrundere frontală. Lungimea unei legături σ C-C este de 1,39Å.
5. Cei patru orbitali de pe stratul 2 al atomului de carbon pot prezenta şi alte tipuri
de hibridizare, în funcţie de numărul de orbitali atomici care participă la hibridizare.
6. Prin contopirea orbitalului s cu doi dintre orbitalii p se formează 3 orbitali hibrizi
sp2.
7. Cei trei orbitali hibrizi sp2 sunt coplanari şi pot forma trei legături σ cu alţi atomi.
Legăturile σ vor fi la rândul lor coplanare, cu unghiuri de 120o între ele. Perpendicular pe
acest plan se află orbitalul p nehibridizat.
8. Orbitalii p nehibridizaţi din atomi hibridizaţi sp2, pot forma, prin întrepătrundere
laterală, un nou tip de legătură, legătura π. Planul legăturii π va fi perpendicular pe planul
legăturilor σ. Dacă legătura σ permite rotaţia liberă în jurul axei, planul legăturii π este
rigid şi nu permite rotaţia liberă; o consecinţă a acestui fapt este posibilitatea apariţiei
izomeriei cis – trans în molecule ce conţin duble legături.
85
9. Lungimea legăturii C=C este de 1,31Å, mai mică decât legătura C-C, în
concordanţă cu contribuţia mai ridicată a orbitalului s la formarea orbitalului hibrid sp2.
10. Existenţa unei legături C≡C se explică prin hibridizarea sp a celor doi atomi de
carbon. Cei doi orbitali hibrizi sp, proveniţi de la orbitalul s şi unul dintre orbitalii p, sunt
coliniari, iar cei doi orbitali p de la fiecare atom de carbon pot forma, prin întrepătrundere
laterală, două legături π perpendiculare între ele.
11. Lungimea legăturii C≡C este de 1,21Å, în conformitate cu proporţia mai
ridicată de orbital s care contribuie la orbitalul hibrid sp.
86
12. Interacţii intermoleculare
Pe lângă legăturile clasice care există ȋntre atomi sau ioni, moleculele pot participa
la formarea unor legături intermoleculare, existenţa acestora fiind responsabilă pentru
existenţa diverselor proprietăţi fizice precum punct de topire, punct de fierbere, viscozitate
etc.
Interacţiile de tip van der Waals sunt interacţii intermoleculare, de tip electrostatic,
care apar ȋntre specii chimice (ioni, molecule) independente. Formarea fazelor condensate
(lichidă sau solidă) ale speciilor neutre, abaterile gazelor de la o comportare ideală, efectul
Joule-Thomson (răcirea gazelor ȋn momentul destinderii) se datorează acestui tip de
interacţii.
Interacţiile de tip van der Waals sunt mult mai slabe faţă de covalenţele normale.
Chiar si legăturile de hidrogen au doar ~10% din energia unei legături covalente. Forţele
van der Waals variază invers proporţional cu (distanţa)7 acţionând pe distanţe foarte mici şi
sunt aditive - se aseamănă cu legătura ionică şi nu pot fi saturate precum o covalenţă,
manifestându-se uniform ȋn jurul moleculelor.
Există mai multe tipuri de interacţii van der Waals, corespunzătoare diverselor
situaţii:
1. Forţe de dispersie London). Sunt interacţii care apar ȋn toate tipurile de
substanţe (polare sau nepolare), fiind totodată singurul tip de interacţii care apare ȋntre
moleculele nepolare. Aceste interacţii apar datorită unor fluctuaţii temporare ale densităţii
electronice dintr-o moleculă, care duc la apariţia unor momente de dipol. Acestea provoacă
la rândul lor apariţia unor momente de dipol indus ȋn moleculele vecine, etc. Rezultatul va
fi apariţia unor interacţii de atracţie, ȋntre dipolii temporari (figura 7).
Aceste forţe acţionează la orice temperatură şi ȋn orice tip de substanţă. Nici la 0K
aceste forţe nu dispar. Forţele de dispersie London sunt cu atât mai puternice cu cât masa
moleculară a substanţei este mai mare (mai mulţi electroni ȋnseamnă o probabilitate mai
mare de a exista fluctuaţii ale densităţii electronice).
87
Figura 7.
a) molecule nepolare (stare
iniţială)
b) apariţia unui moment de dipol
temporar
c) prin inducţie apare un moment
de dipol şi ȋn moleculele vecine.
Intre molecule apar interacţii
dipol-dipol
2. Interacţiile de orientare de tip Debye. Sunt interacţii de tip dipol-dipol
permanent şi apar doar ȋntre molecule polare. Dipolii tind să se orienteze datorită forţelor
de atracţie şi de repulsie existente, orientarea fiind perturbată permanent de agitaţia
termică. In timp, se realizează un echilibru descris printr-o distribuţie statistică a
momentelor de dipol (figura 8).
Figura 8. Orientarea moleculelor prin interacţii dipol-dipol (Debye)
3. Forţe de inducţie de tip Kesson. Aceste interacţii apar ȋntre molecule polare şi
moleculele nepolare şi se pot suprapune peste forţele de orientare de tip Debye. Moleculele
nepolare pot dobândi un moment de dipol indus, sub acţiunea câmpului electric al
moleculelor polare (asemănător cu fenomenul ilustrat ȋn figura 7c). Forţele de inducţie sunt
independente de temperatură şi variază direct proporţional cu polaritatea.
Intre moleculele polare acţionează simultan toate cele trei tipuri de forţe van der
Waals, iar energia şi tăria interacţiilor va fi cu atât mai mare cu cât moleculele sunt mai
88
polare. Intre moleculele nepolare acţionează numai forţele de dispersie London şi deci tăria
interacţiilor va fi mai scăzută. In consecinţă, moleculele nepolare vor avea cele mai mici
puncte de topire şi de fierbere (pentru compuşi cu mase moleculare asemănătoare).
Spre exemplu ȋn grupa gazelor rare punctele de topire cresc de la Ne spre Xe, ȋn
aceeaşi direcţie ȋn care creşte şi masa moleculară (sunt numai forţe de dispersie London).
Gaz rar Ne Ar Kr Xe
p.t. (oC) -248,6 -189,4 -156,6 -111,5
In general, cu cât greutatea moleculară a unei substanţe este mai mică, cu atât volatilitatea
acesteia este mai mare şi temperaturile de fierbere şi de topire sunt mai mici.
Intre moleculele mici şi foarte polare sunt dominante forţele de orientare Debye, iar
ȋntre cele cu volume mari sau cele care sunt uşor polarizabile sunt dominante forţele de
dispersie London.
Datorită forţelor de atracţie van der Waals existente, moleculele tind să se apropie
foarte mult unele de celelalte, pe măsură ce agitaţia termică le permite. Dar pe măsură ce se
apropie unele de altele, ȋnvelişurile electronice ajung prea apropiate şi apar repulsiile
interelectronice ȋntre molecule concretizate ȋn forţe van der Waals de repulsie. Forţele de
repulsie se manifestă ȋn cazul comprimării gazelor spre exemplu, sau la scăderea
temperaturii pe măsură ce moleculele sunt aglomerate de forţele de atracţie van der Waals,
iar ȋn stare solidă, forţele de repulsie echilibrează forţele de atracţie astfel ȋncât molecula să
se plaseaze la o anumită distanţă intermoleculară de echilibru.
Figura 9. Structura stratificată a grafitului.
89
Unele proprietăţi ale substanţelor lichide sau solide se explică prin existenţa
interacţiilor van der Waals. In cazul grafitului, clivajul şi aspectul unsuros al acestuia se
explică prin distrugerea uşoară a legăturilor van der Waals dintre straturi şi alunecarea
acestora paralel unul faţă de celălalt, figura 9.
Pe fiecare plan generat de atomii de carbon apare un orbital de tip π extins, generat
de orbitalii p nehibridizaţi ai fiecărui atom de carbon. Legăturile dintre planuri se
realizează prin intermediul interacţiilor slabe de tip van der Waals, iar la clivaj, planurile
succesive se pot deplasa uşor unul faţă de altul. Această structură explică conductibilitatea
electrică şi termică, culoarea şi clivajul grafitului.
Legătura de hidrogen
Legătura de hidrogen se poate defini ca fiind legătura care apare ȋntre un atom de
hidrogen care este legat de un atom puternic electronegativ (F, O, N) şi atomul puternic
electronegativ al altei molecule din imediata apropiere a acestuia. Intrucât atomul de
hidrogen este legat de un atom puternic electronegativ, legătur va avea o polaritate
crescută, şi avem o separare de sarcină mare. Centrul pozitiv care apare pe atomul de
hidrogen va putea forma o legătură cu un centru negativ al altei molecule prin intermediul
electronilor neparticipanţi. Conform acestei definiţii, ȋn această categorie sunt incluse
legăturile N–H---N, şi O–H---O, F–H---F, dar sunt excluse legături precum Cl-H---Cl sau
HS-H---SH2 – legături care intră ȋn sfera interacţiilor dipol-dipol.
Existenţa legăturii de hidrogen a fost teoretizată mai ales pentru a explica asocierile
moleculare observate la apă, alcooli, fenoli, amine, amoniac, acid fluorhidric, acizi
organici etc.
Legăturile de hidrogen deşi sunt mult mai slabe decât legăturile covalente, au totuşi
o influenţă puternică asupra proprietăţilor moleculelor respective. Se poate observa ȋn
figura 10 variaţia punctelor de fierbere pentru hidrurile din grupele 16 şi 17. Pentru
elementele din perioadele 3-5 variaţia este normala, punctele de fierbere crescând cu
creşterea masei moleculare. Pentru elementele din perioada a doua se observă o variaţie
anormală a punctelor de fierbere, ȋn sensul că sunt mai mari decât ar fi fost normale. Acest
fapt se datorează existenţei legăturilor de hidrogen ȋn aceste substanţe, legături ce necesită
un consum sporit de energie pentru a fi rupte, deci o temperatură de fierbere mai mare.
In tabelul de mai jos sunt trecute valorile energiilor pentru legăturile de hidrogen
formate de N, O şi F. Aşa cum era de aşteptat energia legăturii de hidrogen creşte de la N
90
la F pe măsură ce elementul devine mai electronegativ şi realizează o separare de sarcină
mai mare. Se poate pune ȋntrebarea de ce dacă energia legăturii de hidrogen este mai mare
ȋn cazul atomului de F faţă de atomul de O, H2O are punctul de fierbere mai ridicat faţă de
HF?
.
. . ..
. . .
H2O
HF
HCl HBr
HIH2S
H2Se
H2Te
Tem
pera
tura
fie
rber
e
Figura 10. Variaţia punctelor de fierbere pentru hidrurile elementelor din grupele 16 şi 17
Moleculă NH3 H2O HF
Energia legăturii de H (kJ/mol) 17 22 29
p.f. (oC) -33 100 19
Pentru a putea explica această anomalie trebuie să ne reamintim faptul că fluorul
are trei perechi de electroni neparticipanţi ȋn molecula de HF, ȋn timp ce oxigenul are două
perechi de electroni neparticipanţi ȋn molecula de H2O. Este evident că şi numărul de atomi
de hidrogen este diferit ȋntre cele două molecule. Variaţia anormală observată ȋn cazul apei
se poate explica uşor dacă luăm ȋn considerare numărul de legături de hidrogen care pot sa
se formeze. Astfel ȋn timp ce ȋn cazul HF se poate forma doar o legătură de hidrogen /
moleculă, ȋn cazul H2O se pot forma două legături de hidrogen / moleculă. In consecinţă
numărul mai mare de legături de hidrogen conduce la un punct de fierbere mai ridicat.
91
Deşi legătura de hidrogen are la bază fenomenul de polarizare, nu este totuşi o
legătură de natură electrostatică “pură” ci are parţial un caracter asemănător legăturii
covalente deoarece:
- este dirijată ȋn spaţiu;
- se saturează.
Legăturile de hidrogen pot să apară şi ȋn interiorul aceleiaşi molecule (legături
intramoleculare), caz ȋn care proprietăţile fizice ale substanţei se modifică ȋn mod
corespunzător:
N
O
HO
O
p.t. = 450C
N
OO
O H O
NOH
O
p.t. = 970C
92
13. Aplicaţii
1. Indicaţi care din următoarele afirmaţii este adevărată?
a) atomii nu au masă proprie;
b) masa atomică relativă a unui element reprezintă raportul dintre masa atomică a
elementului respectiv şi 1/12 din masa atomică a izotopului 12C;
c) substanţele simple au moleculele formate din atomi diferiţi;
d) substanţele compuse au moleculele formate din atomi identici;
e) legǎtura covalentǎ într-o moleculǎ se realizeazǎ prin cedare/acceptare de electroni de la
un atom la altul.
2. Care din următoarele afirmaţii este adevăratǎ?
a) materia este prezentǎ doar sub formă de particule;
b) materia se regǎseşte doar în stare solidǎ;
c) materia se regǎseşte sub formǎ de substanţe sau energie;
d) materia existǎ doar sub formǎ de energie;
e) materia nu are formǎ sau culoare.
3. Care din următoarele afirmaţii referitoare la metale, sunt adevărate?
a) toate se prezintă numai în stare solidă;
b) sunt transparente;
c) sunt bune conducătoare de căldură şi electricitate;
d) nici un metal nu prezintă rezistenţă mecanică;
e) nici un metal nu se poate prelucra mecanic.
4. Care din următoarele afirmaţii referitoare la nemetale, este adevăratǎ?
a) sunt substanţe solide, lichide sau gazoase la temperatura obişnuită;
b) nu sunt bune conducătoare de căldură şi electricite;
c) cele solide sunt incolore;
d) cele gazoase sunt colorate;
e) toate prezintă rezistenţă mecanică.
5. Care din următoarele afirmaţii sunt adevărate?
a) elementele sunt alcătuite numai din particule indivizibile, numite molecule;
b) atomii unui element au proprietăţi identice;
c) atomii diferitelor elemente au proprietăţi identice;
93
d) atomii nu participă la reacţiile chimice;
e) molecula este cea mai mică particulă din componenţa unei substanţe simple.
6. Care din următoarele afirmaţii sunt adevărate?
a) masa moleculară este dată de suma maselor atomice ale elementelor componente;
b) masa molarǎ reprezintă cantitatea în moli dintr-o substanţă, numeric egală cu masa
moleculară a acelei substanţe;
c) masa molecularǎ reprezintă cantitatea în grame dintr-un element, numeric egală cu
masa atomică relativă a elementului;
d) volumul molar reprezintă volumul ocupat de un mol de substanţă gazoasă la
temperatura de 0 K şi presiunea de 10 atmosfere;
e) obţinerea combinaţiilor chimice se face prin analiză chimică, iar descompunerea unei
combinaţii în vederea identificării elementelor sale componente se numeşte sinteză
chimică.
7. Care din următoarele afirmaţii referitoare la echivalentul chimic, sunt adevărate?
a) pentru o sare, echivalentul chimic este dat de raportul dintre masa moleculară a sării şi
valenţa anionului;
b) pentru orice element, echivalentul chimic se poate calcula ca suma dintre masa atomică
şi valenţa elementului respectiv sau numărul său de oxidare;
c) pentru acizi, echivalentul chimic este dat de raportul dintre masa moleculară şi
bazicitatea acidului considerat;
d) pentru baze, echivalentul chimic rezultă din raportul dintre masa moleculară şi
aciditatea bazei respective;
e) echivalentul gram reprezintă cantitatea exprimată în grame dintr-un element sau dintr-o
substanţă compusă care se poate combina (sau substitui) cu 1 g hidrogen sau cu 8 g
oxigen.
8. Selectaţi denumirile corecte ale formulelor chimice de mai jos:
a) dioxid de carbon, CO2;
b) dioxid de azot, N2O;
c) dioxid de sodiu, NO2;
d) dioxid de sulf, SO3;
e) oxid de diazot, N2O5.
9. Care din următoarele afirmaţii sunt adevărate?
94
a) un mol dintr-o substanţă conţine 6,023·1023 molecule;
b) numărul de molecule dintr-un mol de substanţă este variazǎ în funcţie de temperaturǎ;
c) formula brută a unei substanţe indică doar felul atomilor constituenţi fǎrǎ a preciza
numǎrul acestora;
d) formula moleculară a unei substanţe precizează numărul şi tipul atomilor ce compun
acea moleculă;
e) întotdeauna formula brută a unei substanţe este identică cu formula moleculară a
substanţei.
10. Masa electronului este:
a) mult mai mică decât cea a protonului sau a neutronului;
b) egală cu a protonului;
c) mai mare ca a neutronului;
d) egală cu numărul de masă al atomului de hidrogen;
e) egală cu suma dintre masa neutronului şi a protonului.
11. Numărul atomic sau numărul de ordine (Z) reprezintă:
a) numărul electronilor din stratul exterior;
b) numărul protonilor din nucleu;
c) numărul electronilor şi neutronilor;
d) numărul protonilor, electronilor şi neutronilor;
e) numărul protonilor şi numărul neutronilor din nucleu.
12. Sarcina electrică a protonului este:
a) negativă;
b) egală cu sarcină electrică a neutronului;
c) egală cu zero, protonul fiind neutru;
d) egală cu numărul de masă al deuteriului;
e) pozitivă.
13. Izotopii sunt:
a) specii de atomi, care au numărul atomic şi numărul de masă diferite;
b) specii de atomi, care au acelaşi număr de masă şi numere atomice diferite;
c) specii de atomi, care au acelaşi număr atomic şi acelaşi număr de masă;
d) specii de atomi, cu acelaşi număr atomic şi cu numere de masă diferite;
e) specii de atomi, ce diferă prin numărul de protoni şi neutroni.
95
14. Sarcina electrică a nucleului este determinată de suma:
a) sarcinilor electrice ale protonilor;
b) sarcinilor electrice ale protonilor şi electronilor;
c) sarcinilor electrice ale protonilor, neutronilor şi electronilor;
d) masei protonilor şi a masei atomice;
e) numărului protonilor şi a numărului atomic.
15. Numărul atomic sau sarcina nucleară (Z) indică:
a) numărul de protoni din nucleul unui atom şi corespunde numărului de ordine al
elementului respectiv în sistemul periodic;
b) numărul total de protoni şi neutroni din nucleul unui atom;
c) numărul total de neutroni şi electroni dintr-un atom;
d) suma neutronilor din nucleul unui atom şi a numărului de masă;
e) masa atomică a unui element chimic.
16. Nucleonii sunt:
a) protonii şi neutronii;
b) protonii şi electronii;
c) electronii şi neutronii;
d) protonii, neutronii şi electronii;
e) electronii, protonii, neutronii şi mezonii.
17. Într-un atom, numărul electronilor este:
a) egal cu numǎrul protonilor;
b) dublu faţă de cel al neutronilor;
c) egal cu suma protonilor şi neutronilor;
d) egal cu numărul de masă;
e) egal cu masa atomică.
18. În învelişul electronic al unui atom sunt:
a) electroni;
b) protoni;
c) neutroni;
d) electroni şi protoni;
e) electroni şi neutroni.
19. Elementul chimic reprezintă specia de atomi care are:
96
a) acelaşi număr atomic;
b) acelaşi număr de masă;
c) acelaşi număr de electroni pe ultimul strat;
d) acelaşi număr de neutroni;
e) toate afirmaţiile sunt corecte.
20. Izotopii unui element diferă între ei prin:
a) numărul de neutroni;
b) numărul de electroni;
c) numărul de protoni;
d) suma protonilor şi electronilor;
e) numărul atomic.
21. Seria chimică, ce conţine izotopii aceluiaşi element chimic, este:
a) 126C, 14
7N, 168O;
b) 126C, 14
6N, 166O;
c) 23492U, 235
92U, 23892U;
d) 3517Cl; 19
9F; 8035Br;
e) 168O; 16
9O; 1610O.
22. Cel mai greu izotop al hidrogenului conţine în nucleu:
a) doi protoni;
b) un proton şi un neutron;
c) un proton şi doi neutroni;
d) un proton şi trei neutroni;
e) doi protoni şi un neutron.
23. Într-un anion, numărul electronilor este:
a) egal cu al protonilor;
b) mai mare decât cel al protonilor;
c) mai mic decât cel al protonilor;
d) egal cu al neutronilor;
e) egal cu suma protonilor şi neutronilor.
24. Într-un ion divalent pozitiv, M2+, numărul electronilor este:
a) cu două unităţi mai mic decât numărul protonilor;
b) cu două unităţi mai mare decât numărul protonilor;
97
c) egal cu cel al protonilor;
d) egal cu cel al neutronilor;
e) egal cu suma protonilor/ şi neutronilor.
25. Mai mulţi atomi diferiţi, dar care au aceeaşi sarcină nucleară se numesc:
a) ioni;
b) anioni;
c) izotopi;
d) particule elementare;
e) compus chimic.
26. Nu este corectă afirmaţia:
a) numărul straturilor electronice ale unui atom este indicat de numărul perioadei din care
face parte elementul respectiv;
b) fiecare perioadă începe cu un metal alcalin şi se termină cu un gaz rar;
c) elementele la care se completează cu electroni orbitalii de tip s sau p ai ultimului strat
(ns şi np) se găsesc în grupele principale ale sistemului periodic;
d) elementele tranziţionale au electronul distinctiv într-un orbital de tip p;
e) lantanidele şi actinidele au electronul distinctiv într-un orbital de tip f.
27. Perechea de ioni pentru care configuraţia electronică a cationului este diferită de cea a
anionului este:
a) 11Na+ şi 9F–
b) 19K+ şi 17Cl–
c) 4Be2+ şi 1H–
d) 13Al3+ şi 9F–
e) 13Al3+ şi 17Cl–
28. Electronii cuplaţi reprezintă:
a) doi electroni cu spin opus, dintr-un orbital atomic;
b) electronii acceptaţi de un atom la formarea unui anion;
c) electronii cu spin opus, din doi orbitali diferiţi;
d) doi electroni cu acelaşi spin, din orbitali diferiţi;
e) electronii ns1 ai metalelor alcaline.
29. Cei 5 orbitali de tip d conţin maximum:
a) 10 electroni;
98
b) 2 electroni;
c) 4 electroni;
d) 6 electroni;
e) 3 electroni.
30. Stratul K:
a) este cel mai apropiat de nucleu şi deci, are energia cea mai mică;
b) este cel mai depărtat de nucleu şi deci, are energia cea mai mare;
c) reprezintă statul de valenţă pentru toţi atomii;
d) se mai notează şi cu cifra 0;
e) poate fi ocupat cu maximum 4 electroni
31. Configuraţia electronică a azotului (Z = 7) este:
a) 1s2 2s
2 2p
3;
b) 1s2 2s
2 2p
4;
c) 1s2 2s
2 2p
5;
d) 1s2 2s
4 2p
1;
e) 1s2 2s
2 2p
4 3d
2.
32. Elementul al cărui atom are 6 electroni în orbitalii 2p este:
a) 6C
b) 8O
c) 10Ne
d) 9F
e) 5B.
33. Elementul al cărui atom are 5 electroni în orbitalul 3d este:
a) 20Ca;
b) 23V;
c) 28Ni;
d) 25Mn;
e) 21Sc.
34. Numărul maxim de electroni din orbitalii f este:
a) 2;
b) 6;
c) 10;
99
d) 14;
e) 7.
35. Numărul de orbitali f dintr-un nivel este:
a) 1;
b) 3;
c) 5;
d) 7;
e) 2.
36. Afirmaţia corectă este:
a) numărul maxim de electroni dintr-un strat este 2n2;
b) numărul maxim de electroni dintr-un substrat este 2n;
c) numărul maxim de electroni dintr-un strat este 2n;
d) numărul maxim de electroni cedaţi de un atom depinde de masa lui atomică;
e) numărul maxim de electroni acceptaţi de un atom nu depinde de configuraţia lui
electronică.
37. Afirmaţia corectă este:
a) într-un orbital poate exista maximum un electron;
b) orbitalii de energie egală se ocupă succesiv cu câte doi electroni;
c) electronul distinctiv tinde să ocupe în atom orbitalul vacant cu energie minimă;
d) ocuparea straturilor se face independent de energia lor;
e) ocuparea substraturilor se face independent de energia lor
38. Elementul cu Z = 21 este situat în sistemul periodic în:
a) perioada a 2-a, grupa I A;
b) perioada a 3-a, grupa a III-a A;
c) perioada a 4-a, grupa a III-a B;
d) perioada a 4-a, grupa I A;
e) perioada a 3-a, grupa I B.
39. Afirmaţia incorectă este:
a) elementul 3Li formează un ion pozitiv cu configuraţie de dublet;
b) elementul 21Sc este primul din seria 3d;
c) elementul 55Cs are 5 electroni în substratul 5s;
d) elementul He are Z = 2;
100
e) elementul 9F are 5 electroni ȋn stratul p.
40. Afirmaţia incorectă, referitoare la orbitalii 4p este:
a) ocuparea acestora cu electroni începe după elementul 30Zn (4s2 3d
10);
b) sunt complet ocupaţi cu electroni la elementul 36Kr (4s2 3d
10 4p6);
c) ocuparea cu electroni se face în ordinea crescătoare a energiei: 4s 3d 4p;
d) sunt în numărul de 5;
e) pot fi ocupaţi cu maximum 6 electroni.
41. Numărul de elemente din perioada a 3-a a sistemului periodic este:
a) 8;
b) 6;
c) 10;
d) 18;
e) 28.
42. Care din următoarele substraturi (subnivele) electronice nu există?
a) 3p;
b) 3d;
c) 3f;
d) 4d;
e) 4f.
43. Numărul straturilor (nivelelor) electronice ale unui atom este indicat de:
a) numărul de ordine al elementului;
b) numărul grupei din care acesta face parte;
c) numărul grupei (numai pentru cele principale);
d) numărul perioadei din care acesta face parte;
e) numărul atomic al elementului.
44. Orbitalii de tip f apar începând cu stratul:
a) 2;
b) 3;
c) 4;
d) 5;
e) 6.
101
45. Care dintre următoarele elemente sau ioni prezintă trei electroni în substratul 3p? (Se
dă Z pentru: P = 15, N = 7, O = 8, Al = 13)
a) P3−;
b) N;
c) O2−;
d) P;
e) Al.
46. Particulele cuprinse în nucleul izotopului radioactiv al oxigenului 188O* sunt:
a) Numai 10 protoni;
b) Numai 8 neutroni;
c) Numai 8 protoni;
d) 18 neutroni şi 8 protoni;
e) 8 protoni şi 10 neutroni.
47. Formulele corecte ale fluorurilor elementelor din perioada a 2-a a sistemului periodic
sunt:
a) LiF, BeF2, BF3, CF4, NF3;
b) LiF, BeF2, BF3, CF4, NF5;
c) Li2F, BeF3, BF4, CF5, NF6;
d) LiF, BeF3, BF5, CF9, NF3;
e) LiF, BeF2, AlF3, CF4, NF3.
48. Care din următoarele afirmaţii sunt false?
a) atomul este divizibil şi are o structură complexă;
b) toate particulele care alcătuiesc un atom se numesc particule fundamentale;
c) atomul este format din nucleu şi înveliş electronic;
d) protonii şi neutronii formează nucleul atomului;
e) într-un atom, numărul electronilor este diferit de numărul protonilor.
49. Afirmaţia incorectă este:
a) elementele din grupele principale au electronii distinctivi în orbitalii de tip s sau p;
b) metalele tranziţionale din perioada a 4-a au electronul distinctiv în orbitalii 4d;
c) lantanoidele au în curs de completare orbitalii 4f;
d) fierul este un metal tranziţional;
e) halogenii au configuraţia electronică a ultimului strat ns2 np5.
102
50. Când orbitalii de tip d ai unui substrat (subnivel) sunt complet ocupaţi, conţin:
a) 6 electroni;
b) 8 electroni;
c) 10 electroni;
d) 12 electroni;
e) 14 electroni.
51. Deuteriul este:
a) izotopul cel mai greu al hidrogenului;
b) izotopul cel mai uşor al hidrogenului;
c) un atom cu 1 proton şi 2 neutroni în nucleu;
d) un atom cu 1 proton şi 1 neutron în nucleu;
e) un atom fără neutroni în nucleu.
52. Care din următoarele afirmaţii referitoare la numărul de masă, sunt adevărate?
a) suma numărului de electroni şi a numărului de neutroni, N din nucleu se numeşte
număr de masă;
b) suma numărului de electroni şi a numărului de protoni, Z din nucleu se numeşte număr
de masă;
c) suma numărului de protoni, Z şi a numărului de neutroni, N din nucleu se numeşte
număr de masă;
d) numărul de masă se notează cu Z;
e) pentru calcule, dacă se cunosc Z şi A, rezultă că în nucleul unui atom se găsesc Z
protoni şi (A - Z) electroni.
53. Care din următoarele afirmaţii referitoare la numărul lui Avogadro (NA), sunt
adevărate?
a) reprezintă numărul de grame de substanţă dintr-un echivalent chimic, în condiţii
normale de presiune şi temperatură;
b) reprezintă numărul de molecule (atomi sau ioni) dintr-un mol de substanţă (atomi sau
ioni) sau dintr-un volum molar de gaz, în condiţii normale de presiune şi temperatură;
c) are valoarea exactă 22,415 L;
d) are valoarea convenţional adevărată 6,023•2310 particule/mol;
e) reprezintă numărul total de protoni şi neutroni din atom.
103
54. Se consideră metalele: 11Na, 19K, 37Rb, 3Li, 55Cs. Caracterul metalic al acestora creşte
în ordinea:
a) Na, K, Rb, Li, Cs;
b) Na, Rb, Li, K, Cs;
c) Li, Na, Rb, Cs, K;
d) Li, Rb, Na, K, Cs;
e) Li, Na, K, Rb, Cs.
55. În sistemul periodic, caracterul electropozitiv al elementelor variază astfel:
a) scade în perioada de la stânga la dreapta şi în grupele principale, de jos în sus;
b) creşte în perioada de la dreapta la stânga şi în grupele principale, de jos în sus;
c) creşte în perioada de la stânga la dreapta şi în grupele principale, de sus în jos;
d) creşte în perioada de la stânga la dreapta şi în grupele principale, de jos în sus;
e) scade în perioada de la dreapta la stânga şi în grupele principale, de jos în sus.
56. Tăria acizilor oxigenaţi ai elementelor din perioada a 3-a creşte în ordinea:
a) HClO4, H2SO4, H3PO4, H4SiO4;
b) H3PO4, H4SiO4, HClO4, H2SO4;
c) H4SiO4, H3PO4, H2SO4, HClO4;
d) H4SiO4, H3PO4, HClO4, H2SO4;
e) H3PO4, H2SO4, H4SiO4, HClO4.
57. În sistemul periodic, caracterul electronegativ al elementelor variază astfel:
a) scade în perioada de la stânga la dreapta şi în grupa, de jos în sus;
b) scade în perioada de la stânga la dreapta şi creşte în grupa de sus în jos;
c) creşte în perioada de la dreapta la stânga şi în grupa, de sus în jos;
d) creşte în perioada de la dreapta la stânga şi scade în grupa de jos în sus;
e) creşte în perioada de la stânga la dreapta şi în grupa, de jos în sus.
58. Numărul de masă (A) reprezintă:
a) suma protonilor şi neutronilor din nucleu;
b) suma protonilor, neutronilor şi a electronilor;
c) masa moleculară;
d) suma maselor protonilor şi electronilor;
e) suma protonilor din nucleu.
59. Aranjaţi ȋn sens crescător al bazicităţii următorii compuşi:
104
a) NaOH, Al(OH)3, Ca(OH)2, KOH;
b) NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)3, KOH;
c) Al(OH)3, Ca(OH)2, NaOH, KOH;
d) KOH, Ca(OH)2, Al(OH)3, NaOH;
e) KOH, NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)3.
60. În sistemul periodic, elementele chimice sunt plasate în ordinea creşterii:
a) numărului atomic;
b) masei atomice;
c) numărului de masă;
d) numărului de neutroni;
e) caracterului metalic.
61. Sistemul periodic este alcătuit din:
a) 18 grupe, 7 perioade;
b) 8 grupe, 7 perioade;
c) 10 grupe, 7 perioade;
d) 14 grupe, 6 perioade;
e) 18 grupe, 6 perioade.
62. În seria de mai jos, cel mai accentuat caracter metalic îl prezintă elementul:
a) 13Al
b) 3Li
c) 80Hg
d) 55Cs
e) 82Pb.
63. Variaţia razelor atomice în sistemul periodic are loc astfel:
a) razele atomice scad în grupă de sus în jos şi în perioadă, de la stânga la dreapta;
b) razele atomice cresc în grupă de sus în jos şi în perioadă, de la stânga la dreapta;
c) razele atomice scad în grupă de sus în jos şi cresc în perioadă, de la stânga la dreapta;
d) razele atomice cresc în grupă de sus în jos şi scad în perioadă, de la grupa I A, la grupa
a VIII-a A;
e) razele atomice variază continuu, fiind proprietăţi neperiodice.
64. Elementele din aceeaşi perioadă a sistemului periodic, prezintă:
a) număr diferit de straturi electronice;
105
b) acelaşi număr de straturi electronice;
c) acelaşi număr de electroni de valenţă;
d) acelaşi număr de electroni pe ultimul strat;
e) acelaşi număr de electroni pe substraturile ultimului strat.
65. Elementele din aceeaşi grupă principală a sistemului periodic, prezintă:
a) un număr egal de straturi;
b) orbitali diferiţi în ultimul strat;
c) acelaşi număr de electroni pe ultimul strat;
d) acelaşi număr de substraturi;
e) număr egal de straturi şi număr egal de electroni.
66. Fluorul (Z = 9), atomul cu electronegativitatea cea mai mare dintre toate elementele
sistemului periodic, are cel mai pronunţat caracter:
a) acid;
b) bazic;
c) amfoter;
d) deficitar în electroni;
e) oxidant.
67. Seria formată numai din specii chimice cu caracter amfoter este:
a) BaO, Mg(OH)2, Pb(OH)2;
b) Zn(OH)2, Al2O3, Ba(OH)2;
c) Na2O, H2O, H4SiO4;
d) ZnO, CaO, PbO, Al2O3;
e) H2O, Be(OH)2, Al(OH)3.
68. Seria care conţine numai elemente cu caracter electronegativ este:
a) Li, F, S, O;
b) Na, S, O, I;
c) F, S, O, Br;
d) Al, S, Cl, P;
e) Si, Mg, P, S.
69. Caracterul electrochimic al unui element este determinat de:
a) suma protonilor şi electronilor;
b) suma protonilor şi neutronilor;
106
c) numărul izotopilor;
d) masa atomică;
e) poziţia în sistemul periodic şi configuraţia electronică a elementului.
70. Dintre substanţele de mai jos, cel mai tare acid este:
a) H2S;
b) HF;
c) H2Se;
d) HClO4;
e) HCl.
71. Afirmaţia incorectă este:
a) caracterul bazic al hidroxizilor NaOH, Mg(OH)2, Al(OH)3 variază în acelaşi sens cu
caracterul metalic al elementelor respective;
b) caracterul acid al oxiacizilor H2CO3, HNO3, HClO4 creşte cu creşterea
electronegativităţii elementelor respective;
c) Mg(OH)2 este o bază mai tare decât Ba(OH)2;
d) tăria hidracizilor HF, HCl, HBr, HI variază în sens invers cu variaţia
electronegativităţii halogenilor;
e) elementele 33As şi 51Sb sunt semimetale şi generează acizi sau hidroxizi cu caracter
amfoter.
72. Singurul halogen, care poate fi înlocuit din halogenuri MX, de către ceilalţi trei
halogeni, este:
a) Cl;
b) Br;
c) I;
d) F;
e) N.
73. Tăria oxiacizilor din perioada a 3-a variază în ordinea:
a) HClO4 > H2SO4 > H3PO4;
b) scade în sistemul periodic de la stânga la dreapta;
c) H3PO4 > H2SO4 > HClO4 > H4SiO4;
d) H2SO4 > HClO4 > H3PO4 > H4SiO4;
e) H3PO4 > H2SO4 > H4SiO4 > HClO4.
107
74. Dintre hidroxizii elementelor din perioada a 3-a, singurul care are un caracter amfoter
este hidroxidul de:
a) calciu;
b) sodiu;
c) magneziu;
d) potasiu;
e) aluminiu.
75. Dintre atomii elementelor din grupele principale, cea mai mare rază atomică o are:
a) 55Cs;
b) 56Ba;
c) 1H;
d) 53I;
76. Sodiul (Z = 11) este un element:
a) puternic electronegativ, cu cea mai mare temperatură de topire dintre toate elementele
sistemului periodic şi cu caracter semimetalic pronunţat;
b) puternic electronegativ, cu caracter metalic pronunţat;
c) puternic electronegativ, cu caracter nemetalic pronunţat;
d) puternic electropozitiv, cu caracter nemetalic pronunţat;
e) puternic electropozitiv, cu caracter metalic accentuat.
77. Numărul atomic (Z) şi masa atomică (A) sunt:
a) constante universale identice pentru toate elementele chimice din sistemul periodic;
b) proprietăţi chimice legate strict numai de învelişul de electroni al atomilor;
c) proprietăţi periodice (cu variaţii în grupe şi respectiv perioade);
d) proprietăţi ale elementelor, legate de structura nucleului;
e) constante fizico-chimice.
78. Tăria hidroxizilor de-a lungul unei perioade a sistemului periodic:
a) creşte în acelaşi sens cu creşterea caracterului electropozitiv;
b) creşte în acelaşi sens cu creşterea caracterului electronegativ al elementelor chimice;
c) nu depinde de caracterul electropozitiv şi electronegativ al elementelor chimice;
d) rămâne, cu mici excepţii, constantă;
e) creşte de stânga la dreapta (de la grupa I A, la grupa a VII-a A), ca urmare a creşterii
tendinţei de oxidare a metalelor.
108
79. Care dintre următoarele substanţe conduce curentul electric?
a) NaCl topită;
b) H2SO4 sol.1N;
c) KOH sol.1N;
d) KCl sol.1N;
e) toate răspunsurile sunt corecte.
80. Care din următorii conductori electrici sunt consideraţi conductori ionici?
a) Cu;
b) Al;
c) Fe;
d) NaCl topită;
e) Ag.
81. Care din următoarele substanţe sunt considerate izolatori?
a) Al;
b) K;
c) S;
d) Fe;
e) NaCl topită.
82. Care din afirmaţiile următoare sunt false?
a) substanţele se dizolvă în solvenţi cu polaritate asemănătoare;
b) apa are molecule polare şi dizolvă numai substanţe cu structură polară;
c) lichidele cu molecule nepolare (CCl4, C6H6) sunt solvenţi pentru substanţe cu structură
nepolară;
d) uleiul se dizolvă în apă;
e) lichidele care nu formează soluţii între ele se numesc nemiscibile.
83. Care din următoarele afirmaţii sunt incorecte?
a) două lichide care se dizolvă unul în altul sunt miscibile;
b) lichidele care nu formează soluţii între ele sunt nemiscibile;
c) solubilitatea gazelor în lichide creşte cu creşterea temperaturii;
d) prin răcirea soluţiilor saturate are loc procesul de cristalizare;
e) solubilitatea gazelor în lichide creşte cu creşterea presiunii.
84. O soluţie cu concentraţia 1M de HNO3 conţine:
109
a) 0,5 g HNO3 dizolvate într-un litru de soluţie;
b) 0,5 moli HNO3 dizolvat în 1000 g soluţie;
c) 12,6 g HNO3 dizolvate în 1000 mL soluţie;
d) 31,5 g HNO3 dizolvate în 1000 g apă;
e) 0,5 moli HNO3 dizolvat în 500 mL de soluţie.
85. Care din seriile următoare de substanţe conţin doar specii al căror echivalent este egal
cu masa moleculară:
a) NaOH, KOH, HCl;
b) AgBr, NaHCO3, Cr(OH)3;
c) Mg, HCl, CaCO3;
d) AlCl3, Ba(OH)2, FeO;
e) Na3PO4, H2CO3, CsF.
86. Care din seriile următoare conţin numai substanţe el căror echivalent gram este o
treime din masa moleculară (respectiv masa atomică) a substanţei:
a) Na3PO4, FeCl3, Al(OH)3;
b) K2CrO4, AgNO3, Be(OH)2;
c) AlCl3, Fe, ZnSO4;
d) NaNO3, BaCO3, NiCl2;
e) SnS, Cr(OH)3, NH3.
87. Care din seriile următoare conţin numai substanţe al căror echivalent gram este o
şesime din masa moleculară a substanţei:
a) K2Cr2O7, Al(NO3)3, CoCl3;
b) FeCO3, GaCl3, K3[Fe(CN)6];
c) Al2(SO4)3, Bi2S3, Cr2(SO4)3;
d) FeSO4, Ca3(PO4)2, KClO3;
e) Pb3O4, TiCl4, Ca3P2.
88. Relaţia între concentraţia molară şi normală pentru o soluţie de sulfat de aluminiu este:
a) CN=1/3 CM;
b) CN=1/2 CM;
c) CN=1/6 CM;
d) CN=6 CM;
e) CN=3 CN.
110
89. Relaţia între concentraţia molară şi normală pentru acidul sulfuric este:
a) CM = 2 CN;
b) CM = ½ CN;
c) CM = 3 CN;
d) CM = 1/3 CN;
e) CM = CN.
90. Relaţia între concentraţia molară şi normală pentru acidul fosforic este:
a) CM=2 CN;
b) CM=1/2 CN;
c) CM=6 CN;
d) CM=1/3 CN;
e) CM=3 CN.
91. Relaţia între concentraţia normală şi molară pentru o soluţie de hidroxid de bariu este:
a) CN=1/2 CM;
b) CN=CM;
c) CN=3 CM;
d) CN=1/3 CM;
e) CN=2 CM.
92. Relaţia între concentraţia normală şi molară pentru o soluţie de sulfat de sodiu este:
a) CN=CM;
b) CN=2 CM;
c) CN=3 CM;
d) CN=1/2 CM;
e) CN=1/3 CM.
93. Relaţia între concentraţia normală şi molară pentru o soluţie de azotat de bariu este:
a) CN=6 CM;
b) CN=1/2 CM;
c) CM=3 CN;
d) CN=2 CM;
e) CN=1/3 CM.
94. Relaţia între concentraţia normală şi molară pentru o soluţie de iodură de potasiu este:
a) CM = 2·CN;
111
b) CN = CM;
c) CM = 1/3 CN;
d) CN = 5 CM;
e) CM = 1/6 CN.
95. Care sunt concentraţiile procentuală şi normală ale unei soluţii de acid sulfuric 3 M
care are ρ=1,18 g/cm3?
a) 24,91%, 6 N;
b) 24,91%, 1,5 N;
c) 34,70%, 6 N;
d) 34,70%, 1,5 N;
e) 24,91%, 3 N.
96. Precizaţi volumul de soluţie de acid sulfuric 98% cu ρ=1,83 g/cm3 necesar pentru a
prepara 250 mL soluţie 2 M.
a) 27,32 mL;
b) 53,50 mL;
c) 250,51 mL;
d) 12,35 mL;
e) 8,51 mL.
97. Care sunt concentraţiile molară şi normală ale unei soluţii de acid sulfuric 30% cu
ρ=1,307 g/cm3?
a) 4 M; 8 N;
b) 2,6 M; 3,2 N;
c) 1,3 M; 0,65 N;
d) 3,9 M; 7,8 N;
e) 3,9 M; 1,95 N.
98. Se amestecă 400 cm3 soluţie acid sulfuric 0,8 N cu 600 cm3 soluţie de acid sulfuric 1,6
M. Care este concentraţia molară a soluţiei obţinute?
a) 1,12 M;
b) 1,55 M;
c) 0,65 M;
d) 1,55 M;
e) 3,21 M.
112
99. Precizaţi cantitatea de permanganat de potasiu pur care se găseşte în 1800 mL soluţie
de concentraţie 0,2 M?
a) 56,88 g KMnO4;
b) 11,55 g KMnO4;
c) 2,24 g KMnO4;
d) 50,68 g KMnO4;
e) 11,1 g KMnO4.
100. Ce cantitate de substanţă dizolvată conţine un volum de 100 mL soluţie de HNO3 0,1
N?
a) 63 g HNO3;
b) 6,3 g HNO3;
c) 0,63 g HNO3;
d) 37,5 g HNO3;
e) 3,75 g HNO3.
101. Ce concentraţie procentuală are soluţia obţinută prin dizolvarea a 25 g NaOH în 475 g
apă?
a) 5,26%;
b) 5%;
c) 2,56%;
d) 4,75%;
e) 9%.
102. O soluţie de H3PO4 cu volumul de 1 litru conţine 98 g H3PO4. Care din următoarele
afirmaţii sunt adevărate?
a) soluţia are concentraţia 3 N;
b) soluţia are concentraţia 1 M;
c) soluţia are concentraţia 3 M;
d) soluţia are concentraţia 0.1 N;
e) soluţia are concentraţia 12 N.
103. O soluţie de H2SO4 cu volumul de 1 litru conţine 98 g H2SO4. Care din următoarele
afirmaţii sunt adevărate?
a) soluţia are concentraţia 0.1 M;
b) soluţia are concentraţia 1 N;
113
c) soluţia are concentraţia 2 N;
d) soluţia are concentraţia 0,5 N;
e) soluţia are concentraţia 2 M.
104. O soluţie conţine 0,8 g NaOH în 50 mL soluţie. Care din următoarele afirmaţii sunt
adevărate?
a) soluţia are concentraţia 0,4 N;
b) soluţia are concentraţia 0,2 M;
c) soluţia are concentraţia 0,2 N;
d) soluţia are concentraţia 0,8 M;
e) soluţia are concentraţia 2 N.
105. Acizii sunt substanţe care:
a) pun în libertate protoni;
b) pun în libertate electroni;
c) pun în libertate neutroni;
d) acceptă protoni;
e) acceptă electroni.
106. În reacţia cu amoniacul, apa manifestă caracter:
a) acid;
b) bazic;
c) neutru;
d) oxidant;
e) reducător.
107. O soluţie cu pH=10 are caracter:
a) acid;
b) neutru;
c) amfoter;
d) bazic;
e) oxidant.
108. Care din următorii acizi este monobazic?
a) sulfuric;
b) fosforic;
c) azotic;
114
d) sulfhidric;
e) arsenic.
109. Care din următoarele concentraţii în ioni de hidroniu corespunde unei soluţii acide?
a) 7·10-5;
b) 10-7;
c) 3·10-9;
d) 5·10-11;
e) 8·10-12.
110. Care din următoarele concentraţii în ioni hidroxil corespunde unei soluţii bazice?
a) 8·10-10;
b) 5·10-9;
c) 3·10-8;
d) 10-7;
e) 2·10-5.
111. Care din următoarele concentraţii în ioni hidroniu corespunde unei soluţii neutre?
a) 8·10-2;
b) 5·10-4;
c) 3·10-5;
d) 10-7;
e) 9·10-10.
112. Apa este o substanţă cu caracter:
a) oxidant;
b) reducător;
c) acid;
d) bazic;
e) amfoter.
113. O soluţie cu pH=3 are caracter:
a) acid;
b) neutru;
c) amfoter;
d) bazic;
e) oxidant.
115
114. Bazele sunt substanţe care:
a) pun în libertate protoni;
b) pun în libertate electroni;
c) pun în libertate neutroni;
d) acceptă protoni;
e) acceptă electroni.
115. Care din următoarele săruri care hidrolizează, provin de la o bază tare şi un acid slab?
a) Na2S
b) Al2(SO4)3
c) SnCl2
d) Bi(NO3)3
e) ZnSO4.
116. Care din următoarele săruri care hidrolizează, provin de la un acid tare şi o bază
slabă?
a) NH4CO3;
b) NaHSO4;
c) Na3PO4;
d) Na2S;
e) AlCl3.
117. Soluţia rezultată la hidroliza compusului sulfură de sodiu, Na2S are caracter bazic,
deoarece:
a) se formează acidul slab H2S şi NaOH, bază tare;
b) Na+ este un acid foarte slab;
c) este o sare care provine de la un acid tare şi o bază tare;
d) se formează un acid tare şi o bază slabă;
e) colorează în roşu, indicatorul turnesol.
118. Care din următoarele săruri hidrolizează, iar soluţia apoasă rezultată are caracter slab
acid?
a) Na2S;
b) NH4Cl;
c) Na2SO4;
d) (NH4)2S;
116
e) NaCl.
119. Definiţia corectă pentru o anhidridă acidă, este:
a) un oxid nemetalic, care în reacţie cu apa formează acizi;
b) un oxid metalic, care în reacţie cu apa formează acizi;
c) un oxid nemetalic sau metalic, care în reacţie cu apa formează acizi;
d) un oxid nemetalic, care în reacţie cu apa formează baze;
e) un oxid nemetalic, care în reacţie cu apa formează numai acizi tari.
120. Prezenţa ionului SO42- în mediul de reacţie, poate fi pusă în evidenţă cu ajutorul unei
soluţii de:
a) NaCl;
b) HCl;
c) BaCl2;
d) CaSO4;
e) AgNO3.
121. Referitor la reacţiile redox, este corectă afirmaţia:
a) oxidantul acceptă protoni;
b) reducătorul cedează protoni;
c) oxidantul acceptă electroni;
d) reducătorul acceptă electroni;
e) numărul electronilor cedaţi este mai mare decât cel al electronilor acceptaţi.
122. Care din reacţiile următoare este de tip redox?
a) NH4Cl → NH3 + HCl (uşoară încălzire)
b) NH3 + HNO3 → NH4NO3
c) CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4
d) Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
e) Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2
123. Care din reacţiile următoare nu este de tip redox?
a) obţinerea HCl din elemente
b) obţinerea H2 din Zn + HCl
c) obţinere Cl2 din MnO2 + HCl
d) reacţia HCl + AgNO3
e) obţinerea FeCl3 din Fe şi Cl2
117
124. Care dintre următoarele perechi de reactanţi pot reacţiona unul cu celălalt?
a) Cu + Zn2+ →
b) Cu + Fe2+ →
c) Cu2+ + Hg →
d) Cu2+ + Bi →
e) Cu + Hg2+ →
125. Reacţia în care nu are loc un proces redox este:
a) K2Cr2O7 + C → Cr2O3 + CO + K2O
b) (NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + H2O (la cald)
c) NaNO3 → NaNO2 + O2
d) Pb(NO3)2 → PbO + NO2 + O2
e) NH4Cl + CaO → CaCl2 + H2O + NH3
126. Care din următoarele substanţe prezintă caracter oxidant?
a) H2;
b) F2;
c) fosforul;
d) H2S;
e) NaF.
127. Care din următoarele substanţe prezintă caracter reducător?
a) PbO2;
b) KMnO4;
c) K2Cr2O7;
d) Carbonul;
e) Ozonul.
128. Amfoliţi redox sunt substanţele:
a) KI;
b) H2O2;
c) H2;
d) K2CrO4;
e) HNO3.
129. Care din următoarele substanţe funcţionează ca agent oxidant?
a) Carbon;
118
b) Fosfor ;
c) Siliciu ;
d) PbO2;
e) Tiosulfaţii.
130. În care din următoarele reacţii chimice redox, coeficienţii stoechiometrici sunt corect
stabiliţi?
a) 6 HNO3 + S → H2SO4 + 6 NO2 + 3 H2O
b) 4 NH3 + 4 O2 → 2 N2 + 6 H2O
c) Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2 H2O
d) 2 KBr + 2H2SO4 → 2 Br2 + 2 SO2 + 2H2O + K2SO4
e) 2 FeSO4 + 2 KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + H2O
131. În care din următoarele reacţii chimice redox, coeficienţii stoechiometrici sunt corect
stabiliţi?
a) MnSO4 + 2 PbO2 + H2SO4 → HMnO4+ 2 PbSO4 + H2O
b) 2 MnSO4 + 2 PbO2 + HNO3 → 2 HMnO4+ PbSO4 + Pb(NO3)2 + H2O
c) NaNO2 + K2Cr2O7 + 4 H2SO4 → NaNO3 + Cr2(SO4)3 + 2 K2SO4 + H2O
d) 2 KMnO4 + 16 HCl → 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 2 KCl + 8 H2O
e) 2 CrCl3 + 3 KNO3 + 5 Na2CO3 → 3 Na2CrO4 + 3 KNO2 + 5CO2 + 6NaCl
132. În care din următoarele reacţii chimice redox, coeficienţii stoechiometrici sunt corect
stabiliţi?
a) 5Na2SO3 + 2KMnO4 + H2SO4 → 5Na2SO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + H2O
b) Na2SO3 + 2KMnO4 + KOH → Na2SO4 + K2MnO4 + H2O
c) Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O → Na2SO4 + MnO2 + KOH
d) 2MnSO4 + 5Br2 + 16KOH → 2KMnO4 + 16KBr + 2K2SO4 + 8H2O
e) 5H2C2O4 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 10CO2 + 8H2O
119
Răspunsuri aplicaţii
1-b 28-a 55-a 82-d 109-a
2-c 29-a 56-c 83-c 110-e
3-c 30-a 57-e 84-e 111-d
4-a 31-a 58-a 85-a 112-e
5-b 32-c 59-c 86-a 113-a
6-a 33-d 60-a 87-c 114-d
7-e 34-d 61-a 88-d 115-a
8-a 35-d 62-d 89-b 116-e
9-a 36-a 63-d 90-d 117-a
10-a 37-c 64-b 91-e 118-b
11-b 38-c 65-c 92-b 119-c
12-e 39-c 66-e 93-d 120-c
13-d 40-d 67-e 94-b 121-c
14-a 41-a 68-c 95-a 122-d
15-a 42-c 69-e 96-a 123-d
16-a 43-d 70-d 97-a 124-e
17-a 44-c 71-c 98-a 125-e
18-a 45-d 72-c 99-a 126-b
19-a 46-e 73-a 100-c 127-d
20-a 47-a 74-e 101-b 128-b
21-c 48-e 75-a 102-b 129-d
22-c 49-b 76-e 103-c 130-c
23-b 50-c 77-d 104-a 131-d
24-a 51-c 78-a 105-a 132-e
25-c 52-c 79-e 106-a
26-d 53-b 80-d 107-d
27-e 54-e 81-c 108-c
120
BIBLIOGRAFIE
1. Bărbulescu, G., Teste de chimie, Editura Teora, Bucureşti, 1995
2. Caraman, C., Miftode, M., Culegere de teste pentru admitere, Chimie anorganică,
Tipografia UMF. Gr. T. Popa, Iaşi, 1997
3. Chiru, L., Ilieş, F., Cojocaru, L., Bacalaureat-2002, Chimie anorganică. Teste,
Editura Humanitas Educaţional, Bucureşti, 2002
4. Guran, C., Chimie anorganică, Editura Printech, Bucureşti, 2001
5. Guran, C., Berger, D., Oprea, O., Dumitru, F., Chime anorganică, Aplicaţii, Editura
Printech, Bucureşti, 1999
6. Guran, C., Jitaru, I., Chimie anorganică – Probleme, Întrebări, Răspunsuri, Editura
Tehnică, Bucureşti, 1995
7. Mihăilă, V., Vlad, M., Nistor, M., Bâclea, D., Culegere de probleme de Chimie
anorganică şi generală pentru bacalaureat şi concursuri şcolare, Editura All,
Bucureşti, 2000
8. Popescu, F., Popescu, M., Bejenariu, I., Întrebări, teste grilă şi probleme de Chimie
Anorganică, Editura All, Bucureşti, 1999
9. Negreanu–Pîrjol, T., Stoicescu, I., Chimie generală şi anorganică. Teste grilă,
Editura Printech, Bucureşti, 2014
10. Stoica, L., Guţul, M., Guran, C., colaboratori, Chimie anorganică. Teste grilă,
Editura Printech, Bucureşti, 1999
11. Tamaş, M., Oprean, L., Biologie vegetală, Chimie anorganică, Editura Medicală
Universitară Iuliu Haţeganu, Cluj Napoca, 2000
12. Vîlcu, R., Perişanu, Şt., Găinar, I., Ciocăzanu, I., Cenuşe, Z., Probleme de
Termodinamică chimică, Editura Tehnică, Bucureşti, 1998
