Chimie generala [607186]

Chimie generala

5
id12748421 pdfMachine by Broadgun Software – a great PDF writer! – a great PDF creator! – http://www.pdfmachine.com http://www.broadgun.com

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

6 CUPRINS

CAPITOLUL 1. STRUCTURA ATOMULUI…………………………………………………5
1.1. Structura nucleului………………………………………………………………..9

1.2. Structura învelișului electronic…………………………………………………26
1.2.1. Modele atomice clasice……………………………………………….27
1.2.2. Modele atomice ondulatorii……………………………………………34

1.3. Structura învelișului electronic al atomului de hidrogen și al
Atomilor hidrogenoizi………………………………………………………….38

1.4. Structura învelișului electronic al atomilor ne-hridrogenoizi…………………44

1.5. Ocuparea orbitalilor cu electroni………………………………………………..45

CAPITOLUL 2. LEGÃTURI CHIMICE…………………………………………………….50
2.1. Legãturi intramoleculare………………………………………………………..51
2.1.1 Legãtura ionicã (electrovalentã)………………………………………51
2.1.2. Legãtura covalentㅅ……………………………………………….59
2.1.3. Legãtura coordinativㅅ…………………………………………..102
2.1.4. Legãtura metalicㅅ……………………………………………….105

2.2. Legãturi intermoleculare………………………………………………………118
2.2.1. Legãtura de hidrogen…………………………………………………118
2.2.2. Legãtura vand der Waals……………………………………………125

CAPITOLUL 3. NOȚIUNI DE ELECTROCHIMIE………………………………………130
3.1. Numãrul de oxidare……………………………………………………………131
3.1.1. Stabilirea coeficienților stoechiometrici în
reacțiile chimice……………………………………………….133

3.2. Stratul dublu electric……………………………………………………………134

3.3. Elemente galvanice (pile electrochimice)……………………………………137
3.3.1. Electrozi de referințã …………………………………………………137
3.3.2. Determinarea potențialelor redox ale electrozilor…………………140
3.3.3. Seria potențialelor standard – seria Beketov-Volta……………….146
3.3.4. Elemente galvanice folosite în practicㅅ……………………….147

3.4. Electroliza……………………………………………………………………….155

Chimie generala

7 3.4.1. Tipuri de electrozi folosiți în practicㅅ………………………….157
3.4.1.1. Electrozi bidimensionali…………………………………….157
3.4.1.2. Electrozi tridimensionali……………………………………157
3.4.2. Legile electrolizei……………………………………………………..163
3.4.3. Aplicațiile electrolizei…………………………………………………165
3.4.3.1. Obținerea electrochimicã a unor substanțe………………165
3.4.3.2. Rafinarea electrochimicã a metalelor…………………….169
3.4.3.3. Galvanotehnica……………………………………………..172
3.4.3.4. Lustruirea electrochimicㅅ……………………………..173
3.4.4. Tipuri de depozite obținute prin electrolizㅅ……………………176
3.4.4.1. Depozite compacte…………………………………………176
3.4.4.2. Depozite pulverulente………………………………………177

ANEXE……………………………………………………………………………………..183

BIBLIOGRAFIE…………………………………………………………………………….185

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

8
CAPITOLUL 1. STRUCTURA ATOMULUI

Începând cu Democrit (Figura 1.1.) [1], folozofii greci au dezvoltat o teorie filozoficã
care încerca sã explice concepția lor despre univers. Conform acesteia, materia este
compusã din particule foarte mici, indivizibile, denumite atomi (denumire care provine de la
termenul atomos care în limba greacã înseamnã indivizibil). Atomul ar reprezenta, cea mai
micã particulã componentã a materiei. În conformitatea cu teoria vechilor greci, toți atomii
sunt formați din același materiale de bazã, dar prin forma, dimensiunea și aranjamentul lor
imprimã elementelor proprietãți diferite.

Chimistul britanic J. Dalton (Figura 1.2.) [2], a prezentat câteva caracteristici legate de
adevãrata naturã a atomului. El a studiat cantitãțile în care se combinã diferite elemente,
pentru a forma diferite substanțe (ex. combinația dintre hidrogen și oxigen pentru formarea
apei). În cartea sa, Noul sistem al filosofiei chimice (1808), a inserat douã postulate, conform
cãrora :
 atomii aceluiași element sunt identici, dar diferiți între elemente
 atomii diferitelor elemente se pot combina între ei, formând substanțe
complexe.

Figura 1.2. John Dalton

Chimie generala

9
RAZELE CATODICE (ELECTRONII)

Savantul britanic Sir William Crookes, a studiat efectul produs de trecerea curentului
electric printr-un într-un tub prevãzut cu doi electrozi (anod și catod) în care existã o cantitate
foarte micã de gaz (presiune sub 0,01 torr) (Figura 1.4.) [4] . Aplicarea curentului electric a
condus la apariția uni flux de raze care a determinat apariția pe peretele opus catodului a unei
fluorescențe albãstrui. Aceste raze au primit numele de raze catodice.

Figura 1.4. Obținerea razelor catodice

Cercetãtorul britanic Sir Joseph John Thompson (Figura 1.5) [5, 6] a mãsurat viteza
razelor catodice și a arãtat (1894) cã acestea se mișcã cu viteza de 1,9·107 cm/s, mult mai
micã decât viteza razelor luminoase (3·1010 cm/s), deci par sã fie mai apropiate de conceptul
de particulã decât cel de undã. De asemenea, Thompson a desfãșurat o serie de
experimente în care a aplicat un câmp electric perpendicular pe traiectoria razelor catodice și
a observat cã acestea sunt deviate spre polul pozitiv (anod). Repetând experimentele cu
diferite gaze, a obținut aceeași direcție de deviație a razelor catodice. În anul 1897, J.J.
Thompson a anunțat marea descoperire: razele catodice sunt formate din particule de
aproximativ 1.000 ori mai mici decât cel mai ușor atom cunoscut (atomul de hidrogen) și cã
sunt încãrcate cu sarcinã electricã negativã. De aici concluzia cã aceste particule fac parte
din structura tuturor atomilor. El a denumit aceste particule corpuscles. Astãzi, aceste
particule sunt cunoscute sub numele de electroni, iar J.J. Thompson este considerat
descoperitorul lor. În anul 1906 J.J. Thompson a primit Premiul Nobel pentru descoperirea
primei particule sub-atomice, electronul. Descoperirea electronului a demonstrat cã Dalton
s-a înșelat atunci când a afirmat cã atomul este cea mai micã parte componentã a unui atom.
Atomul poate fi divizat în particule mult mai mici.

DETERMINAREA SARCINII ELECTRICE A ELECTRONULUI

Valoarea sarcinii electrice a electronului a fost determinatã în anul 1909 de cãtre
Robert Millikan (Figura 1.6.) [7, 8, 9], folosind instalația prezentatã în Figura (1.7.). El a
pulverizat picãturi de ulei într-o camerã și le-a expus razelor X, rezultând în urma ionizãrii catod anozi
–
+ Delocalizare
a razei

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

10 atât particule încãrcate cu sarcinã electricã pozitivã și particule încãrcate cu sarcinã electricã
negativã. Pentru picãturile încãrcate cu sarcinã negativã, Millikan a aplicat un câmp electric,
orientat astfel încât sã determine ridicarea acestora, urmãrindu-le prin intermediul unui
telescop gradat. Prin corelarea a trei parametri:
 viteza de ridicate a picãturilor de ulei încãrcate pozitiv
 intensitatea câmpului electric aplicat
 greutatea picãturilor
a calculat sarcina electricã a picãturilor încãrcate negative și a demonstrat cã aceasta are
valoare constantã întreagã (-1).

Figura 1.7. Montajul experimental pentru determinarea valorii
sarcinii electrice a electronului

Millikan a calculat masa unui electron, arãtând cã este egalã cu a 2000-a parte din
masa atomului de hydrogen, considera ca fiind cel mai mic atom cunoscut. Experimente mai
precise, au indicat pentru masa unui electron valoarea 9,11 ·10-28 g, echivalentã cu 1/1837 din
masa atomului de hidrogen).
Experiența lui Millikan a demonstrat cã electronul este cea mai micã particulã încãrcatã
cu sarcinã electricã negativã. În anul 1923 Millikan a fost distins cu Premiul Nobel pentru
fizicã, datoritã contribuției aduse la stabilirea sarcinii electrice a electronului și a efectului
fotoelectric.

STRUCTURA NUCLEULUI

Observarea unor fenomene fizico-chimice ulterioare descoperirii electronului și stabilirii
sarcinii lui electrice, a razelor pozitive, a arãtat cã cã atomii au o structurã complexã, având
pe lângã electroni și alte particule, locul în care acestea sunt localizate fiind denumit nucleu.
Experimentele fãcute de o serie de cercetãtori, au permis acumularea în timp a unor
informații pe baza cãrora s-a încercat descrierea structurii nucleului atomilor.Experimentele
cele mai importante care stau la baza descifrãrii structurii atomului au fost cele privitoare la
radioactivitatea elementelor.
DESCOPERIREA PROTONULUI picaturi de ulei
atomizor
Placi de
condensator
Raze X Observator
de picaturi

Chimie generala

11 Un pas înainte în stabilirea structurii nucleului a fost fãcut în momentul descoperirii
protonului de cãtre Ernest Rutherford.

DESCOPERIREA NEUTRONULUI

In anul 1928, fizicianul german Walther Bothe și studentul lui Herbert Becker și-au
orientat cercetãrile spre descoperirea acestei neutronului. Ei au bombardat atomul de beriliu
cu particule alfa emise de atomul de poloniu și au obținut o radiație neutrã din punct de
vedere electric, cu putere mare de penetrare, pe care au considerat-o ca find fotoni de tip
gama.

Po á Be + fotoni gama cu energie ridicatã

IZOTOPII

Analiza mineralelor radioactive care conțin plumb, a dus la concluzia cã masa atomicã
a elementului Pb este diferitã, în raport cu minereul din care provine :
 plumbul din minereul de uraniu are masa atomicã 206
 plumbul din mineralele de actiniu are masa atomicã 207
 plumbul din mineralele de toriu are masa atomicã 208
ceea ce a permis avansarea ipotezei cã elementul plumb, a cãrei masã atomicã este 207,
21, este un amestec în proporții diferite de specii de plumb cu mase atomice diferite. Datele
experimentale au arãtat cã în plumbul obișnuit existã specii ale plumbului cu masele atomice
204, 206, 207 și 208 în proporțiile : 1,5%, 23,6%, 22,6% și 52,3%. Fiecare din aceste specii
are constant numãrul atomic Z.
Speciile chimice care au același numãr atomic Z, dar mase atomice diferite,
poartã numele de izotopi.
Ei se simbolizeazã astfel :

YA
Z

unde :
Y – simbolul chimic al elementului
A – numãrul de masã al elementului
Z – numãrul atomic al elementului

Foarte multe elemente din sistemul periodic, radioactive sat stabile, sunt alcãtuite din
amestecuri der izotopi. Izotopii elementelor radioactive se deosebesc între ei prin masa
atomicã și proprietãțile lor radioactive, în timp ce izotopii elementelor stabile, se deosebesc
prin masa atomicã și anumite proprietãți fizice.

1. Izotopii atomului de hidrogen

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

12
Astãzi de cunosc trei izotopi stabili ai atomului de hidrogen (Figura 1.36) [38]:
 Hidrogenul ușor (protiu), cu rãspindirea cea mai largã (99,84%) ; este
hidrogenul care apare în combinațiile chimice obișnuite (apã, hidrocarburi, hidruri, etc.) ;

H1
1 1e-, 1p+, 0n0

 Hidrogenul greu (deuteriu), rãspândit în proporție de 0,016%; apa care
conține acest atom de hidrogen (D2O – apa grea, nu este favorabilã vieții) ; izotopul se
folosește în procesele de fusiune nuclearã sau în tehnica rezonanței magnetice nucleare ;

H2
1 1e-, 1p+, 1n0

 Hidrogenul supragreu (tritiu), este radioactiv; el nu apare în naturã, și are
timpul de înjumãtãțre de 12,3 ani; datoritã proprietãții de radioactivitate pe care o posedã,
izotopul se folosește în analizele de structurã a diferitelor substanțe;
H3
1 1e-, 1p+, 2n0

De curând, au fost puși în evidențã și izotopii H4
1, H5
1, H6
1 și H6
1 dar sunt instabili,
timpul lor de viațã fiind foarte redus [39, 40].

Figura 1.36. Izotopii atomului
de hidrogen

IZOBARII

Studiul compoziției unor elemente, a arãtat cã acestea conțin câte un izotop cu
aceeași masã atomicã, dar cu sarcina nucleului diferitã. Atomii care au masele
atomice identice, dar aparțin unor elemente diferite, se numesc izobari (isos
baros – aceeași masã).
În aceastã categorie, intrã atomii :

Protiu Deuteriu Tritiu

Chimie generala

13 K40
19 Ar40
18 Ca40
20

STRUCTURA ÎNVELIăULUI ELECTRONIC

Datele teoretice și experimentale prezentate anterior au demonstrat cã a
atomul are o structurã complexã. Modul în care atomii sunt alcãtuiți, determinã
comportamentul lor electrochimic în reacțiile la care participã. Studii de specialitate
[42-45] demonstreazã cã în reacțiile chimice obișnuite, nucleul și electronii amplasați
în straturile interioare nu suferã modificãri, în aceste procese fiind implicați doar
electronii stratului exterior (stratul de valențã). În consecințã, modificãrile care se
produc în structura învelișului electronic al atomului determinã proprietãțile noilor
compuși care se formeazã din reacțiile chimice. Cunoașterea structurii învelișului
electronic al unii atom joacã un rol deosebit în înțelegerea fenomenelor chimice.
De-alungul timpului au fost propuse mai multe modele care sã explice structura
învelișului electronic și implicit și a atomului.

MODELE ATOMICE CLASICE

1. MODELUL LUI J.J. THOMPSON

Descoperirea razelor catodice (electronii) și stabilirea faptului cã aceștia sunt
încãrcați su sarcinã electricã negativã, l-au determinat pe J.J. Thompson (Figura 1.5.)
sã propunã, în anul 1904, primul model al atomului. Problema de care s-a lovit a fost
legatã de faptul cã menținerea în același atom a electronilor implicã neutralizarea lor,
respective existența unei sarcini pozitive. În acest scop, a propus urmãtoarea soluție:
a considerat atomul ca fiind o structurã sfericã cu o sarcinã electricã pozitivã distribuitã
uniform, prin care se mișcã electronii (Figura 1.38.) [46]. Acest model este denumit
Cozonacul cu stafide, aluatul fiind asociat cu sfera încãrcatã cu sarcinã electricã
pozitivã distribuitã uniform, iar stafidele reprezentâ electronii încãrcați cu sarcinã
electricã negativã.
Acest model atomic a avut o viațã foarte scurtã, fiind infirmat de descoperirile
ulterioare.

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

14

Figura 1.38. Modelul atomului
propus de J.J. Thompson
Electron

Sfera cu distribuție uniformã a sarcinii electrice pozitive

MODELUL LUI RUTHERFORD
Fizicianul Ernest Rutherford a verificat veridicitatea modelului propus de
Thompson. Rutherford a propus un model al atomului, în care, sarcina electricã
pozitivã este amplasatã în centrul atomului – nucleul, iar sarcina electricã negativã
este amplasatã în jurul nucleului. Electronii se rotesc în jurul nucleului pe traiectorii
circulare, denumite orbite (Figura 1.39.) [47], fiind menținuți pe traiectorie de acțiunea
a douã forțe: forța centrifugã, apãrutã ca urmare a mișcãrii electronului pe o traiectorie
circularã și forța de atracție coulombianã între sarcina electricã pozitivã a nucleului și
sarcina electricã negativã a electronilor, cele douã forțe compensându-se reciproc:

Figura 1.39. Modelul Planetar
al atomului propus de Rutherford

3. MODELUL LUI BOHR

Fizicianul danez Niels Bohr a observat cã o descãrcare electricã într-un tub de
sticlã care conține o cantitate redusã de gaz conduce la emiterea unei radiații de cãtre
atomii gazului. Aceastã radiație are o lungime de undã specificã și elemente chimice

Chimie generala

15 diferite genereazã radiații cu lungimi de undã diferite. Pornind de la aceste aspecte, el
a propus în anul 1913 un model al atomului, care este de fapt o extindere a modelului
lui Rutherford, în care se pãstreazã egalitatea celor douã forțe care asigurã electronul
în mișcarea circularã pe orbitã. În plus, Bohr a introdus douã postulate, conform
cãrora:
1 .Electronul se poate roti în jurul nucleului numai pe anumite orbite, considerate
circulare, numite orbite permise, orbite staționare, orbitali sau învelișuri (Figurile 1.42,
1.43.). În mișcarea sa pe orbitele permise, electronul nu emite și nu absoarbe energie.

Figura 1.42. Atom în stare fundamentalã Figura 1.43. Învelișurile nucleului

2. In cazul atomilor excitați în urma absorbției de energie, electronii pot trece de
pe orbita permisã, caracterizatã de o energie scãzutã, pe o altã orbitã permisã,
caracterizatã de o energie mai mare. Deoarece aceastã structurã este instabilã,
electronii pot reveni pe orbita inițialã sau pe orbitã intermediarã prin emiterea unei
cuante luminoase, a cãrei energie este egalã cu diferența energiilor orbitelor între care
s-a deplasat electronul (Figura 1.43. ) [51].

Figura 1.43. Tranziții electronice

Al treilea nivel
energetic
Al doilea nivel
energetic
Primul nivel
energetic
Emisie
foton
Absorbție

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

16

Figura 1.44. Formarea spectrului
atomului

4. Modelul lui Sommerfeld

Fizicianul german Arnold Sommerfeld (Figura 1.45.) [52], în încercarea de a
explica mai bine spectrele complexe ale unor elemnte chimice, dezvoltã modelul
atomic propus de Bohr, prin introducerea ipotezei conform cãreia, o parte din orbitele
permise pe care se mișcã electronii în jurul nucleului au formã elipticã, care admit ca
focar, centrul de masã al atomului (nucleul). În acest caz, poziția electronului în jurul
nucleului la un moment dat, este indicatã de raza vectoare variabilã a elipsei și unghiul
de rotație.
În aceastã situație, pentru poziționarea elevctronului este necesarã introducerea
unui nou parametru, denumit numãr cuantic orbital sau numãr cuantic secundar, l,
care poate lua valori în intervalul:
l ș [0÷ (n-1)]

Pentru n = 1, l = 0 și orbita are formã sfericã. Începând de la n = 2, orbitele
permise pe care se deplaseazã electronul au formã elipticã (Figura 1.46.) [53].

Figura 1.46. Forma
orbitelor permise în
ipoteza modelului lui
Sommerfeld

Lungimea de undã Liniile spectrale
Orbitele electronice permise pentru primele patru numere
cuantice principale-modelul Bohr- Sommerfeld

Chimie generala

17 Conform teoriilor Bohr-Sommerfeld, electronul parcurge în mișcarea sa în jurul
nucleului o traiectorie închisã, generând propriului atom un câmp magnetic. Dacã
atomul este amplasat sub acțiunea unui câmp magnetic exterior, are loc o acțiune de
orientare spațialã a orbitelor, pozițiile pe care acestea le pot ocupa fiind definite prin
intermediul numãrului cuantic magnetic, m. Valoarea numãrului cuantic magnetic este
cuprinsã în intervalul:
m ș (–l, 0, +l)

Fizicienii danezi George Eugene Uhlenbeck și Samuel Abraham Goudsmit
(Figura 1.47.) [55] au demonstrat cã în afara mișcãrii de rotație pe care o executã în
jurul nucleului, electronii executã și o mișcare de rotație în jurul propriei axe, numitã și
mișcare de spin. Mișcarea de spin este de asemenea cuantificatã prin numãrul cuantic
de spin, s, care poate lua douã valori:

 s = +1/2 pentru rotația electronului în jurul propriei axe în același sens cu
mișcarea lui pe orbitã
 s = – ½ pentru rotația electronului în jurul propriei axe în sens contrar mișcãrii
lui pe orbitã

Pornind de la modelele atomice clasice prezentate anterior, se poate construi o
structurã a atomului:
 Centru atomului este reprezentat de nucleu, care conține mai multe
tipuri de particule și antiparticule și este încãrcat cu sarcinã electricã pozitivã;
 În jurul nucleului, menținuți prin forțe de naturã electrostaticã,
graviteazã electronii, particule încãrcate cu sarcinã electricã negativã, constituind
învelișul de electroni;
 Structura învelișului de electroni este stratificatã, astfel
● Electronii care se aflã la aceeași distanțã de nucleu, formeazã un
strat electronic, caracterizat de același numãr cuantic principal n. Stratul cu n = 1, este
cel mai apropiat de nucleu și are energia cea mai micã. Odatã cu creșterea valorii lui
n, distanța de la nucleu crește și implicit și energia straturilor.
● Electronii care ocupã un strat electronic se caracterizeazã prin
numere cuantice orbitale l, diferite. Deoarece l ș [0, (n-1)], rezultã cã într-un strat pot
exist mai multe tipuri de orbite. Pentru l = 0, orbita este sfericã, iar pentru l > 0, orbitele
sunt eliptice. Toate orbitele dintr-un strat (valori diferite ale lui l, dar aceeași valoare a
lui n), formeazã substraturi electronice.
● Electronii din același substrat, diferã între ei prin numãrul cuantic
magnetic, m, care poate lua valori în intervalul m ș (-l, 0, +l). Deci în fiecare substrat
existã 2l +1 orbite (orbitali).
● Fiecare orbital, poate fi ocupat maxim cu doi electroni, care diferã
prin valoarea numãrului cuantic de spin (+1/2 sau -1/2).
Modelele Bohr-Sommerfeld, deși destul de evoluate pentru a putea explica
spectrele complexe ale elementelor chimice, nu pot explica o serie de comportamente
chimice ale acestora (formarea unor tipuri de legãturi chimice). Limitãrile acestor

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

18 modele provin de la faptul cã, în explicarea structurii atomului, fizicienii au plecat de la
legile mecanicii clasice. Electronii au fost considerați ca având caracter corpuscular,
fiind asemãnați cu niște bile mici, cu masã și volum propriu și o anumitã vitezã de
mișcare.

MODELE ATOMICE ONDULATORII

În anul 1905, fizicianul german Albert Einstein (Figura 1.48.) [55], a
demonstrat, pornind de la o serie de date experimentale, cã lumina, care era
consideratã la acest moment ca fiind o formã de radiație electromagneticã, trebuie de
asemenea privitã și ca o particulã sau sub forma unor pachete discrete de energie.

1. Modelul lui Louis de Broglie

În anul 1912, Louis de Broglie (Figura 1.52.) [59], a demonstrat, pe baza unor
calcule teoretice, cã fiecãrei particule materiale i se asociazã, pe lângã masa proprie
și o undã (radiație), caracterizatã de o lungime de undã și frecvențã, punând bazele
științei denumite Mecanica Ondulatorie. Acest dualism particulã-undã se exprimã prin
relația:
mvhë (1.7.)
unde:
ë – lungimea undei asociate particulei
m – masa particulei
v – viteza de deplasar a particulei
h – constanta lui Planck

Conform relației, atunci când masa particulei are o valoare mare, lungime undei
asociate se reduce, pierzându-și semificația fizicã. Când însã masa particulei este
redusã, lungimea undei asociate intrã în cadrul posibilitãților de precizare. În
consecințã și electronului aflat în mișcare i se poate asocia o undã. Atunci când
electronul se mișcã în jurul nucleului pe o orbitã circularã, unda asociatã acestuia se
extinde în jurul orbitei, circumferința acesteia trebuind sã fie un multiplu întreg al
lungimii de undã asociate electronului

Figura 1.53. Unda asociatã electronului în mișcare;
orbitele punctate sunt razele medii;

Lungimea
de undã ë

Chimie generala

19 2. Modelul lui Schroedinger
În anul 1925, fizicianul austriac Erwin Schroedinger (Figura 1.54.) [61] a
propus o relație de calcul a undei asociate unui electron în mișcare, pornind de la
similitudinea acesteia cu undele macroscopice (undele produse la suprafața unui lac).
Ecuația, care îi poartã numele, descrie mișcarea electronului din atomul de
hidrogen în jurul nucleului:
0)pEt(E2hm28ø2  (1.9.)
unde:
Ø – funcția de undã asociatã electronului, respective zona din jurul nucleului în
care se gãsește cu probabilitate maximã electronul (peste 95%)
Et – energia totalã a electronului
Ep – energia potențialã a electronului
2- gradientul funcției de undã (operatorul lui Laplace), care are expresia:

2dz2d
2dy2d
2dx2d2 (1.10.)

STRUCTURA ÎNVELIăULUI ELECTRONIC AL ATOMULUI DE HIDROGEN
ăI AL ATOMILOR HIDROGENOIZI

Ecuația lui Schroedinger este o expresie diferențialã de ordin doi, a cãrei
complexitate crește odatã cu creșterea numãrului de electroni care se mișcã în jurul
nucleului.
Rezolvarea ei este mai ușoarã în cazul atomului de hydrogen, care posedã un
singur electron în invelișul electronic. Soluțiile ecuației au sens fizic doar pentru
anumite valori ale numerelor cuantice n, l, m și s, ceea ce indicã similitudinea dintre
modelele ondulatorii și modelul Bohr-Sommerfeld (ambele modele definesc aceleași
numere cuantice).
Numãrul cuantic principal, n, indicã nivelul energetic (stratul) din jurul
nucleului pe care se aflã poziționat electronul, n 1.

Numãrul cuantic secundar (orbital), l, definește tipurile de orbitali (orbite,
substraturi) dintr-un anumit strat energetic, l ș [0 ÷ (n-1)] (Figurile 1.55, 1.56.) [62].
Astfel:
 l = 0, orbitali de tip s; existã un singur orbital de tip s în fiecare strat, de
formã sfericã, fiind simetric fațã de nucleu
 l = 1, orbital de tip p; în numãr de trei în fiecare strat electronic, orbitalii
de tip p au formã bilobatã, cu ambii lobi egali, dispuși de o parte și de alta a nucleului;

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

20 sunt orientați dupã cele trei axe de coordonate fiind perpendiculari între ei ;
 l = 2, orbitali de tip d; în fiecre strat electronic sunt 5 orbitali de tip d, cu
formã tetralobatã, cu lobii egali, orientați dupã cele trei axe de coordonate și între
acestea ;
 l = 3,orbitali de tip f, în numãr de 7, cu formã complicatã

Numãrul cuantic magnetic, m, indicã numãrul orbitalilor de același tip care se
gãsesc într-un strat electronic, m ș (-l, 0, +l);

Numãrul cuantic de spin, s, indicã sensul de rotație al electronului în jurul
propriei sale axe și poate lua valorile +1/2 și -1/2, dupã cum rotația se face în același
sens cu cea din jurul nucleului sau în sens contrar.
Pornind de la umerele cuantice definite și semnificația lor, structura învelișului
electronic al atomului de hidrogen este cea prezentatã în Tabelul 1.3.
În cazul atomului de hidrogen și al atomilor hidrogenoizi (care au un singur
electron în înveliș – He+, Li2+), orbitalii de pe același nivel energetic (strat), au aceeași
energie, deci sunt degenerați (nu existã substraturi în același strat).
Reprezentând pentru simplificare orbitalii sub forma unor linii, structura
electronicã a atomului de hidrogen și a ionilor hidrogenoizi are forma îndicatã în Figura
1.57.

Figura 1.55. Orbitalii de
tip s, p și d

Orbitali s
Orbitali p
Orbitali d

Chimie generala

21 Orbitalul 4fy3
– 3×2
y corespunzând la n=4, =3, și
m=-3. ăase lobi orientați dupã colțurile unui hexagon
regulat în planul xy, o pereche de lobi de-a lungul axei x.
Cele trei planuri nodale trec printre lobi și intersecteazã
axa z

Orbitalul 4fxyz
correspunzând la n=4, =3, și m =-2. Opt lobi orientați
dupã colțurile unui cub, dintre care patru lobi în fața
iar ceilalți patru în spatele planului xy. Axele x și y
traverseazã fețele a patru fețe ale cubului (dintre lobi).
Axele x, y și z definesc trei planuri nodale.

Orbitalul 4f5yz2
– yr2 corespunzând la n=4, =3, și m=-1.
ăase lobi orientați dupã colțurile unui hexagon regulat în
planul yz , cu o pereche de lobi orientatã de-a lungul axei x.
Trei plane nodale trec printer lobi și se intersecteazã în axa
y.

Orbitalul 4fz3
– 3zr2 corespunzând la n=4, =3, și m=0. Doi
lobi orientați de-a lungul axei z, cu douã inele în fața și în
spatele planului xz. Suprafața nodalã este în planul xy și o
suprafațã conicã trece prin nucleu și printre inele și lobi.

Orbitalul 4f5xz2
– xr2 corespunde la n=4, =3, și m=+1.
ăase lobi orientați dupã colțurile unui hexagon regulat în
planul xz, cu o pereche de lobi de-a lungul axei y. Trei planuri
nodale trec printre lobi și intersecteazã axa x.

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

22
Orbitalii 4fzx2
– zy2 corespund la n=4, =3, și m =+2. Are aceeași formã ca și
orbitalul 4fxyz, dar colțurile cubului sunt în planul definit de axele x, y și z, iar trei planuri
nodale taie între lobi și intersecteazã axa z de-a lungul ei.

Orbital 4fx3
– 3xy2 corespunde la n=4, =3, și m =+3. Este identic cu
orbitalul cu m=-3 cu excepția lobului care se intinde de-a lungul axei
y, în loc sã de întindã de-a lungul axei x.

Figura 1.56. Orbitalii de tip f

STRUCTURA ÎNVELIăULUI ELECTRONIC AL ATOMILOR NE-HIDROGENOIZI

În cazul atomilor care posedã doi sau mai mulți electroni în învelișul electronic
(atomi ne-hidrogenoizi), forma ecuației lui Schroedinger este mai complicatã,
deoarece include, pe lângã termenii specifici atomilor hidrogenoizi, un termen care
exprimã respingerile manifestate între electronii din înveliș. În acest caz, rezolvarea
ecuației se face folosind o serie de aproximãri. În urma aplicãrii unor astfel de metode,
s-au emis o serie de concluzii privitoare la soluțiile obținute:
1. Orbitalii atomilor nehidrogenoizi au aceeași formã cu cei ai atomilor
hidrogenoizi.
2. Datoritã forțelor de respingere care apar între electronii învelișului, energia
orbitalilor nu mai depinde doar de numãrul cuantic principal, ci și de numãrul cuantic
secunda (orbital), l, ceea ce are ca efect diferențierea energeticã între orbitalii
aceluiași strat 8cu aceeași valoare a lui n), deci apariția substraturilor, caracterizate
prin acceași valoare a lui n, dar valori diferite ale lui l.
3. Orbitalii de același tip dintr-un substrat (au aceeași valoare a lui n și l) sunt
caracterizați de aceeași energie, deci sunt degenerați, dar energia lor este diferitã de
energia orbitalilor de același tip dintr-un alt strat (caracterizați de o alta valoare a lui n,
dar valori identice pentru l).

Chimie generala

23 Atomul de hidrogen și atomii hidrogenoizi Atomii ne-hidrogenoizi

1s 1s
2s 2p 2s 2p
3s 3p 3d 3s 3p
4s 4p 4d 4f 4s 3d 4p
5s 5p 5d 5f 5s 4d 5p
6s 6p 6d 6f 6s 4f 5d 6p
7s 7p 7d 7f 7s 5f 6d 6p

OCUPAREA ORBITALILOR CU ELECTRONI

Ocuparea orbitalilor cu electroni se face pe baza urmãtoarelor reguli:

Principiul stabilitãții: în starea fundamentalã a atomului, electronii tind sã
ocupe orbitalii caracterizați de energia cea mai micã, dspre nucleu (n = 1) spre
exterior.
Principiul de excludere a lui Pauli (Figura 1.59.) [63]: doi electroni aparținând
aceluiași atom nu pot fi caracterizați de aceleași numere cuantice n, l, m și s. Chiar
dacã au identice numerele cuantice n, l și m, ei trebuie sã difere prin sensul rotație,
respectiv numãrul cuantic de spin. Deoarece numãrulcuantic de spin are doar douã
valori, +1/2 și -1/2, prin extrapolare, rezultã cã pe un orbital nu se pot amplasa decât
maxim doi electroni (care diferã prin valoarea lui s).
Regula lui Hund (Figura 1.60) [64]: electronii se distribuie în învelișul electronic
astfel încât numãrul electronilor cu spin paralel (necuplați) pe orbitalii cu acceași
energie (au aceleași numere cuantice n și l) sã fie cât mai mare. Reformulatã, regula
aratã cã în cazul orbitalilor degenerați din același strat (au energii egale) amplasarea
electronilor se face ocupând fiecare orbital degenerat cu câte un electron și apoi, dacã
încã mai existã electroni, se realizeazã cuplarea de spin a acestora.

Pornind de la aceste reguli, în Figura 1.61. este exemplificat modul de ocupare
cu electroni a învelișurilor electronice ale unor atomi.

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

24
Hidrogen Z = 1

Energia
1s1

1s

Heliul Z = 2

Energia
1s2

1s

Litiu Z = 3

Energia 1s2
2s1
2s

1s

Chimie generala

25
CAPITOLUL 2. LEGÃTURI CHIMICE

Majoritatea substanțelor cunoscute astãzi sunt combinații ale diferitelor
elemente chimice. Formarea acestora are loc în urma unor interacțiuni între atomii
elementelor, respectiv prezența unei forțe care menține atomii blocați în combinația
respectivã. Aceastã forțã poartã numele generic de legãturã chimicã.
Modul de formare a legãturii chimice a început sã fie înțeles doar dupã ce au
fost elucidate o serie de aspecte legate de structura atomului. Cercetãrile au arãtat cã
legãtura chimicã se aflã într-o corelație strânsã cu învelișul exterior al at atomilor care
participã la formarea ei. Studiul configurației electronice a elementelor a arãtat cã doar
gazele rare au configurația completã a ultimului strat, ceea ce le conferã o inerție
chimicã ridicatã. Atomii acestor gaze nu reacționeazã între ei și se comportã ca niște
sfere care, în mișcarea lor dezordonatã se ciocnesc elastic. Atomii celorlalte elemente
chimice tind sã își formeze configurație completã pe ultimul strat, iar atunci când vin în
contact unii cu alții, își modificã învelișul exterior al atomului și se leagã unii de alții
formând agregate atomice denumite compuși chimici. Deformarea învelișului atomic
exterior determinã apariția forțelor de interacțiune dintre atomi, respectiv legãtura
chimicã.
Formarea configurației complete a stratului de valențã, se poate realiza de cãtre
atomi prin una din variantele:
 primind unul sau mai mulți electroni de la un alt atom/atomi
 cedând cãtre alt atom/atomi unul sau mai mulți electroni
 punere în comun cu alt atom/atomi a unuia sau mai mulți electroni
În funcție de modul în care atomii își formeazã configurația completã a ultimului
strat, interacțiunile dintre ei (legãturile chimice) sunt diferite.
Legãturile chimice cunoscute astãri se clasificã astfel:
 Legãturi intramoleculare, care se stabilesc între atomii componenți ai
unei combinații chimice. În cadrul acestor tipuri de legãturi sunt incluse:
● Legãtura ionicã
● Legãtura covelantã
● Legãtura coordinativã
● Legãtura metalicã
 Legãturi intermoleculare, care se stabilesc între molecule deja formate.
Dintre acestea, cele mai importante sunt:
● Legãtura de hidrogen
● Legãtura van der Waals

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

26 LEGÃTURI INTRAMOLECULARE

LEGÃTURA IONICÃ (ELECTROVALENTÃ)

Descifrarea structurii atomului, respectiv stabilirea particulelor care îl alcãtuiesc
și a locului în care acestea sunt localizate, a dus la concluzia cã proprietãțile fizice și
chimice ale elementelor sunt conferite de electronii stratului exterior al atomilor,
denumit și strat de valențã.
W. Kossel (Figura 2.1.) a observat cã elementele situate în sistemul periodic în
jurul gazelor rare au tendința de a pierde sau accepta electroni, în scopul formãrii
configurației electronice complete a gazului rar cel mai apropiat, consideratã a fi
configurația cea mai stabilã (energia sistemului este minimã). Pornind de la aceastã
observație, el a arãtat cã în urma pierderii/acceptãrii de electroni, atomii se transformã
în specii chimice încãrcate cu sarcinã electricã pozitivã/negativã. Între ionul pozitiv și
cel negativ apare o forțã de atracție de naturã electrostaticã, denumitã legãturã ionicã.
Combinațiile chimice formate prin atracția ionilor de semn contrar rezultați în urma
unor procese de cedare/acceptare de electroni poartã numele de combinații ionice.

Exemple:

1. Formarea NaCl (Figura 2.2.) [65]

Atomul de Na (Z = 11), situat în grupa I-a A, perioada 3-a, cedeazã 1e-
formându-și configurația stabilã a gazeului rar cel mai apropiat (Ne), rezultând cationul
Na+:

Na – 1e- → Na+

1s2 2s22p6 3s1 – 1e- → 1s2 2s22p6

[Ne] 3s1 – 1e- → [Ne]

Atomul de Cl (Z = 17), acceptã electronul cedat de cãtre atomul de Na și se
transformã într-un anion, cu configurația completã a argonului:

Cl + 1e- → Cl-

1s2 2s22p6 3s23p5 + 1e- → 1s2 2s22p6 3s23p6

[Ne] 3s23p5 + 1e- → [Ar]

Chimie generala

27

Figura 2.2. Formarea NaCl

Structura cristalinã a NaCl

atomi
Transfer electronic
ioni
Atracție electrostaticã
Legãtura ionicã
Legãturã nedirecționatã
Cl- Na+

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

28 Substanțele în care atomii componenți sunt legați prin legãturã ionicã, au o serie
de proprietãți specifice:

Starea de agregare
La temperaturã obișnuitã, substanțele ionice sunt solide. Forțele de atracție
puternice care se manifestã între ionii de semn contrar, determinã apropierea lor pânã
la distanțe specifice structurii compacte.

Solubilitate
Având un caracter polar (datoritã celor douã tipuri de ioni din structurã),
substanțele ionice se dizolvã în solvenți cu aceeași structurã cu a lor (ex: apa).

Conductibilitatea electricã
Ionii sunt menținuți în rețea prin forțe de naturã electrostaticã care nu le permite
deplasarea. În consecințã, substanțele ionice aflate în stare solidã nu conduc curentul
electric. În cazul în care legãturile ionice care mențin ionii în rețea sunt distruse (prin
dizolvare sau topire), ionii pãrãsesc rețeaua, devin mobili și pot asigura transportul
curentului electric.

Temperatura de topire
Legãtura ionicã este foarte puternicã, distrigerea ei necesintând un aport
energetic ridicat.
Cu cât diferența de electronegativitate dintre ionii componenți este mai mare, cu
atât temperatura de topire este mai mare, respectiv cu cât sarcina ionului pozitiv este
mai mare.

Comportarea la lovire
Substanțele ionice solide sunt casante. Sub acțiunea unei forțe exterioare,
planele de ioni din rețea se deplaseazã astfel încât, la un moment dat, ionii cu sarcini
electrice de același fel ajung unuii sub alții, ceea ce determinã apariția unei forțe de
respingere și desfacerea cristalului mare în cristale mai mici.

Chimie generala

29 LEGÃTURA COVALENTÃ

Legãtura covalentã se formeazã prin punerea în comun de electroni de
cãtre elemente cu caracter electronegativ (nemetale) identic sau apropiat.
Combinațiile chimice alcãtuite din atomi care pun în comun electroni se numesc
combinații covalente.
Legãtura covalentã este consideratã a fi o legãturã adevãratã, deoarece la
formarea ei, atomii interacționeazã direct între ei și nu sunt atrași prin forțe de naturã
electrostaticã ca și în cazul legãturii ionice.
Substanțele în care atomii sunt legați prin legãturi covalente se caracterizeazã
prin urmãtoarele proprietãți:
 atomii ocupã poziții fixe unii în raport cu alții, chiar și în cazul modificãrii strãrii
de agregare, ceea ce face ca molecula sã aibã o structurã geometricã foarte bine
definitã (liniarã, triunghiularã, etc.); de la aceste poziții ionii nu se pot îndepãrta decât
foarte puțin, prin ușoare mișcãri oscilatorii, creșterea amplitudinii acestora conducând
la distrugerea moleculei;
 pozițiile fixe ale atomilor implicã existența unor distanțe între atomi, denumite
raze atomice, a unor unghiuri de valențã și a unei energii de legãturã

De-a lungul timpului, au fost elaborate mai multe modele prin care sã se explice
formarea legãturii covalente, cea mai recenta fiind:

TEORIA MECANIC CUANTICÃ

Apariția concepției ondulatorii a stãrii electronului în jurul nucleului, a impus
renunțarea la conceãția clasicã a reprezentãrii electronilor ca și sarcini punctiforme.
Electronului, considerat o undã, i se atașeazã o funcție de undã, Ø, care reprezintã o
soluție a ecuației lui Schrodinger. Așe cum menționam la Capitolul 1, ecuația lui
Schrodinger exprimã probabilitatea de existențã a electronului într-o anumitã zonã în
jurul nucleului, ceea ce implicã renunțarea la traseele precise impuse de analiza
clasicã. Rezolvarea ecuației este destul de complicatã, ceea ce necesitã efectuarea
unor aproximãri ale funcției de undã. Soluțiile ecuației sunt numerele cuantice :
 numãrul cuantic principal
 numãrul cuantic secundar (orbital)
 numãrul cuantic magnetic
 numãrul cuantic de spin
În funcție de aproximãrile care se fac pentru rezolvarea ecuației lui Schrodinger,
se disting douã metode : Metoda Legãturii de Valențã și Metoda Orbitalilor Moleculari.

A. METODA LEGÃTURII DE VALENȚÃ (MLV)

A fost dezvoltatã de Pauling și a exercitat o influențã considerabilã asupra

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

30 chimiei structurale.
Conform MLV, formarea legãturii covalente este determinatã de tendința
elementelor de a realiza cuplarea de spin a electronilor neîmperecheați din stratul de
valențã prin suprapunerea orbitalilor atomici. În porțiunea comunã a orbitalilor
suprapuși densitatea electronicã este mãritã, tãria legãturii fiind direct proporționalã cu
densitatea electronicã.
Un atom poate participa la formarea atâtor legãturi covalente câte împerecheri
de spin poate realiza cu electronii sãi din stratul de valențã. Electronii straturilor
interioare nu contribuie la formarea legãturilor chimice. Ei atenueazã, prin ecranare,
sfero-simetric, atracția nucleului asupra electronilor de valențã, slãbind tãria legãturilor.
În acest fel, atracția dintre atomi, produsã prin suprapunerea orbitalilor atomici, se
echilibreazã prin respingerea electrostaticã dintre nucleele atomice.
Pentru a se putea întrepãtrunde, orbitalii trebuie sã aibã o anumitã orientare
spațialã care sã permitã interacțiunea. Modul în care aceștia se întrepãtrund
influențeazã numãrul de legãturi covalente formate.Astfel, atunci când orbitalii se
întrepãtrund dupã aceeași axã (cu câte un singur lob fiecare) se formeazã legãturi
simple, iar dacã întrepãtrunderea are loc dupã axe paralele (ambii lobi simultan) se
formeazã legãturi multiple. Sintetizând, se poate aprecia cã:
 Formarea legãturilor simple (sigma) se produce atunci când se întrepãtrund:
● orbitalii de tip s ai atomilor
● orbitali de tip s cu orbitali de tip p, d sau f
● orbitali de tip p,d sau f, dupã axã coliniarã
 Formarea legãturilor multiple (pi) se produce atunci când se întrepãtrund:
● orbitali de tip p, d sau f, dupã axe paralele.

Exemplul 1: Formarea moleculei de H2

ZH = 1 1s1 ZH = 1 1s1

E E

1s 1s

Conform MLV, molecula se formeazã prin
întrepãtrunderea orbitalilor sferici ai celor doi
atomi de hidrogen (Figura 2.9) [75], fiecare fiind
ocupat de câte un electron necuplat, spinul
celor doi electroni fiind opus.

Chimie generala

31

Figura 2.9. Formarea moleculei de H2

HIBRIDIZAREA ORBITALILOR

Hibridizarea orbitalilor este procesul prin care orbitalii puri ai stratului de valențã,
cu energii identice sau apropiate, se contopesc și formeazã orbitali hibrizi, a cãror
formã, energie și orientare spațialã este diferitã de forma, energia și orientarea
spațialã a orbitalilor puri din care provin. Orbitalii straturilor interioare nu participã la
hibridizare. Procesul de hibridizare a orbitalilor unui atom are loc doar în momentul
formãrii combinației chimice, în starea elementarã a atomului orbitalii pãstrându-și
forma, energia și orientarea spațialã. Diferența energeticã dintre orbitalii puri și cei
hibrizi nu este foarte mare, ceea ce permite considerarea lor ca fiind orbitali
degenerați, ocuparea cu electroni fãcându-se dupã regulile specifice ocupãrii cu
electroni a orbitalilor puri. Un orbital hibrid are formã bilobatã (Figura 2.17), densitatea
electronicã fiind concentratã în lobul mare, ceea ce face ca în cazul formãrii legãturilor
chimice la întrepãtrundere sã participle doar lobul mare. În consecințã, prin
întrepãtrunderea orbitalilor hibrizi se formeazã doar legãturi simple (sigma), iar orbitalii
nehibridizați, se întrepãtrund dupã axe paralele, formând legãtura  (Figura 2.18) Fãrã interacțiune
Începerea atracției Legãtura covalentã
Forțe de combinare

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

32 .

Figura 2.17. Forma unui orbital hibrid

Figura 2.18. Tipuri de legãturi formate cu orbitali hibrizi și orbitali nehibridizați
aflați în stratul de valențã

Existã mai multe tipuri de hibridizare, cele mai rãspândite în combinațiile
chimice fiind cele la care participã orbitalii de tip s, p și d.

Întrepãtrunderi dupã
axe paralele →
legãturã 
Întrepãtrunderi dupã
axe coliniare →
legãturã ó

Chimie generala

33
Tipuri de hibridizãri

1. Hibridizarea sp3

Participã la hibridizare un orbital de tip s și trei orbitali de tip p și se formeazã
patru orbitali hibrizi de tip sp3, orientați dupã colțurile unui tetraedru regulat, cu unghiul
de valențã de 109o28’ (Figurile 2.19, 2.20 ) [81, 82].

Figura 2.19. Hibridizarea sp3

Figura 2.20. Orientarea spațialã a orbitalilor hibrizi sp3

2. Hibridizarea sp2

Participã la hibridizare un orbital de tip s și doi orbitali de tip p și se formeazã trei
orbitali hibrizi de tip sp2, orientați dupã colțurile unui triunghi echilateral, cu unghiul de
valențã de 1200 (Figurile 2.21, 2.22) [83].
Combinare cu formarea a patru orbitali hibrizi sp3

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

34

Figura 2.21. Hibridizarea sp2

Figura 2.22. Orientarea spațialã a
orbitalilor hibrizi sp2

Orbitalul p rãmas nehibridizat, își pãstreazã orientarea spațialã și va fi orientat
perpendicular pe planul orbitalilor hibrizi sp2.

3. Hibridizarea sp

Participã la hibridizare un orbital de tip s și un orbital de tip p și se formeazã doi
hibridizare
Trei orbitali hibrizi sp2
Orbital hibrid sp2
Atom hibridizat sp2

Chimie generala

35 orbitali hibrizi de tip sp, orientați coliniar, unghiul de valențã fiind de 1200 (Figurile 2.23,
2.24) [84].

Figura 2.23. Hibridizarea sp

Figura 2.24. Orientarea spațialã a orbitalilor hibrizi sp
Orbitalii de tip p rãmași nehibridizați, își pãstreazã orientarea spațialã, fiind
orientați perpendicular între ei și perpendicular pe planul orbitalilor hibrizi sp.

Figura 2.33. Formarea moleculei de apã
hibridizare

Nuclee de H Nucleu de O

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

36 Exemplul 2. Formarea moleculei de aldehidã formicã H2CO

Figura 2.36. Formarea moleculei de H2CO

2.1.4. LEGÃTURA METALICÃ

Din cele 106 elemente chimice cunoscute astãzi, 73 sunt metale. Ele sunt
amplasate în sistemul periodic atât în grupele principale cât și în grupele secundare și
se prezintã o serie de caracteristici generale:
 conductibilitate electricã și termicã ridicatã
 transportul sarcinilor electrice se face fãrã transport aparent de materie
(se numesc conductori de speța I)
 au luciu metalic
 sunt opace
 au însușiri mecanice specifice: maleabilitate (pot fi bãtute sub formã de
foi) și ductilitate (pot fi trase sub formã de fire), iar unele dintre ele au rezistențã mare
la compresiune
 caracter chimic electropozitiv (cedeazã electroni de pe stratul de
valențã transformându-se în ioni pozitivi)
 în stare de vapori au molecule monoatomice (Hg) sau biatomice (Li2,
Na2)
 înlocuiesc hidrogenul din acizi, formând sãruri
 vaporii metalici sunt transparenți sau incolori, se amestecã în orice
proporție cu alte gaze și nu conduc curentul electric
Aceste caracteristici le sunt conferite metalelor de tipul special de legãturã
existentã în structura lor – legãtura metalicã.
Legãtura metalicã poate fi explicatã cu o precizie mai mare pe baza Metodei
Orbitalilor Moleculari – MOM . În explicarea legãturii metalice pe baza MOM,

Chimie generala

37 Sommerfeld, Fermi și Pauli pornesc de la ipoteza cã existã o diferențã între modul de
distribuire a electronilor într-un atom metalic izolat și un atom metalic implicat în
rețeaua metalicã.
Atunci când atomii metalici se apropie unul de altul, are loc combinarea
orbitalilor atomici din straturile de valențã ai acestora, cu formarea orbitalilor
moleculari. Dintre aceștia, jumãtate sunt caracterizați de energie joasã (orbitali de
legãturã), iar cealaltã jumãtate sunt caracterizați de energie ridicatã (orbitali de
antilegãturã). Pe mãsurã ce numãrul atomilor metalici implicați în rețea crește,
numãrul orbitalilor moleculari formați crește și concomitent, scade diferența energeticã
dintre orbitalii de legãturã și cei de antilegãturã. La un numãr foarte mare de atomi
metalici prezenți în rețea (cazul unui metal compact), diferența energeticã este foarte
redusã. Totalitatea nivelurilor energetice care se gãsesc într-o succesiune foarte
strânsã formeazã o bandã de energie. Lãțimea unei benzi depinde de gradul de
suprapunere a orbitalilor atomici. În cazul electronilor interiori, localizați foarte aproape
de nucleu, gradul de suprapunere a orbitalilor este minim și lãtimea benzii este
redusã. Electronii din aceste benzi au energii aproximativ egale cu cele ale electronilor
pe de nivelele energetice similare din atomii metalici izolați. Pe mãsurã ce se
îndepãrteazã de nucleu, energia orbitalilor atomici care se suprapun crește, iar lãțimea
benzii rezultate va fi mai mare.
Comparativ, în timp ce starea unui electron dintr-un atom izolat este
caracterizatã de trei numere cuantice distincte (cu excepția spinului), în cristalul
metalic, fiecare stare cuanticã specificã electronilor din atomul izolat este înlocuitã cu
benzi de stãri electronice Acestea sunt de douã categorii, în funcție de energia lor :
benzi electronice permise și benzi electronice interzise. Benzile electronice
permise sunt caracterizate, de energii care corespund stãrilor posibile ale electronilor
în metal (nivele energetice joase, respectiv orbitali moleculari de legãturã), în timp ce
benzile electronice interzise conțin domenii de energie pe care nu se pot gãsi
electronii (energie ridicatã, respectiv orbitali moleculari de antilegãturã). În pricipiu,
fiecare bandã electronicã permisã corespunde unui nivel cuantic din atomul izolat, iar
fiecare bandã interzisã corespunde salturilor energetice ale electronilor de la o stare
cuanticã la alta.
Banda electronicã permisã, pe care în condiții obișnuite sunt amplasați electronii
de valențã ai atomilor din rețeaua metalicã mai poartã numele de bandã de valențã,
iar banda energeticã interzisã, pe care electronii ajung doar în anumite condiții, se mai
numește bandã de conducție.

Exemplul 1: Legãtura metalicã în metalele alcaline

În Figura 2.57. [100] sunt prezentate, comparativ, structurile stratului de valențã
a atomului de Na (ZNa = 11 1s2 2s2 2p6 3s1), aflat în stare izolatã și în interiorul rețelei
metalice. În rețeaua metalicã a Na (formatã prin asocierea a 1, 2, 3…n atomi de Na),
orbitalii atomici ai straturilor interioare, 1s, 2s și 2p, au grad redus de întrepãtrundere
iar lãțimea benzilor energetice rezultate este foarte micã. Acești orbitali sunt complet
ocupați cu electroni, aceștia neparticipând la formarea legãturii metalice. În schimb,

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

38 orbitalii moleculari rezultați prin combinarea orbitalilor stratului de valențã, 3s, sunt
extinși în spațiu, fiind ocupați cu electronii de valențã proveniți de la atomii din rețea.

Figura 2.57. Structura rețelei metalice a Na

Dacã în rețea existã doi atomi de Na: prin combinarea a doi orbitali de tip s din
straturile de valențã ale celor doi atomi de Na, se formeazã doi orbitali moleculari :
unul de legãturã și altul de anti-legãturã. Cei doi electroni proveniți de pe orbitalii
atomici combinați se vor amplasa, conform regulilor de ocupare, pe orbitalul de
legãturã, realizându-și cuplarea spinului. În acest fel, orbitalii moleculari sunt ocupați
doar pe jumãtate.
Dacã în rețea existã trei atomi de Na: prin combinarea a trei orbitali de tip s din
straturile de valențã ale celor trei atomi de Na, se formeazã trei orbitali moleculari: unul
de legãturã, unul de anti-legãturã și al treilea de tranziție, amplasat între ceilalți doi.
Cei trei electroni proveniți de pe orbitalii atomici combinați se vor amplasa astfel : o
pereche pe orbitalul de legãturã și un electron pe orbitalul de tranziție. Se poate
considera cã rețeaua metalicã a sodiului este o moleculã giganticã alcãtuitã dintr-un
numãr foarte mare de atomi de Na (în jur de 1020 atomi).
Distanța micã la care se aflã atomii rețelei metalice unii fațã de alții, face ca
structura spațialã a acesteia sã fie foarte compactã.
Dintre cele mai rãspândite tipuri de rețele întâlnite printre metale menționãm :

E
N
E
R
Gi
E antilegãturã
legãturã

Chimie generala

39  Hexagonalã (Figura 2.62.) [101]

Figura 2.62. Rețea hexagonalã

 Cubicã cu fețe centrate (Figura 2.63.) [101]

Figura 2.63. Rețea cubicã cu fețe centrate Celula de
bazã

Celula de
bazã

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

40
 Cubicã centratã internat (Figura 2.64) [101]

Figura 2.64. Rețea cubicã centratã intern

PROPRIETÃȚI FIZICE ALE METALELOR

CULOAREA
În tãieturã proaspãtãt, metalele sunt, în general, alb argintii, deoarece reflectã
aproape în totalitate lumina și majoritatea celorlalte radiații electromagnetice cu alte
lungimi de undã, reflexia producându-se în cele câteva straturi atomice de la suprafața
metalului. Sub influența oxigenului din aer,, metalele se acoperã pe suprafațã cu un
strat cenușiu de oxid metalic, fenomen denumit pasivare. În stare de pulbere, toate
metalele sunt cenușii.
Existã și metale colorate în stare compactã: Au (galben), Cu (roșietic), Ce
(gãlbui), culoarea lor fiind datã de absorbția preferențialã a unei anumite lunigmi de
undã din spectru și reflectarea culorii complementare.

Exemplul 1:
Au absoarbe preferențial din spectru lungimea de undã specificã culorii
albastre și reflectã radiația galbenã.
Cu absoarbe preferențial din spectru lungimea de undã specificã culorii
verzi și reflectã radiația roșieticã.

DENSITATEA
În funcție de densitatea lor, metalele se clasificã în douã categorii:
 metale ușoare, cu d < 5 Kg/m3: Li (0,53 Kg/m3), K (0,86 Kg/m3),
caracterizate prin sisteme de cristalizare mai relaxate
 metale grele cu d > 5 Kg/m3: Pt (21,45 Kg/m3), Os (22,5 Kg/m3 – cel

Chimie generala

41 mai greu metal), caracterizate prin sisteme de cristalizare compacte.
TEMPERATURA DE TOPIRE
Temperatura de topire a metalelor depinde de compactitatea rețelei metalice și
de intensitatea legãturii metalice.
În general, metalele cu volum atomic mic se topesc la temperaturi ridicate,
deoarece structura compactã necesitã un aport energetic ridicat pentru a fi distrusã.

Exemplul 2:
Cu Tt = 10830C
Fe Tt = 15360C
W Tt = 34100C

Metalele cu volum atomic mare, care implicã o rețea metalicã mai relaxatã, au
temperaturi de topire mai coborâte.

Exemplul 3:
Na Tt = 97,80C
K Tt = 63,50C
Cs Tt = 24,60C

CONDUCTIBILITATEA ELECTRICÃ
Conductibilitatea electricã a metalelor este indusã de existența electronilor liberi
(delocalizați) prezenți în rețeaua metalicã a cãror mișcare, în condiții obișnuite, este
haoticã. Dacã asupra metalului este aplicat din exterior un câmp electric, crește
energia electronilor din orbitalii moleculari ai stratului de valențã și aceștia pot sã
efectueze saltul de pe banda de valențã pe banda de conducție, asigurând astfel
transportul curentului electric (Figura 2.65) [102].

Figura 2.65. Evidențierea transportului
curentului electric prin conductori metalici

În cazul metalelor alcaline, unde banda de valențã este pe jumãtate plinã cu
electroni, conductibilitatea electricã este mai bunã decât în cazul metalelor alcalino-
pãmântoase, care au banda de valențã complet ocupatã. De asemenea, o

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

42 conductibilitate electricã foarte bunã se manifestã și în cazul metalelor din grupele IB:
Cu, Au și Ag.
Metalele cu conductibilitatea electricã cea mai bunã sunt:

Ag 0,98 (Ù·cm)1 Cu 0,593 (Ù·cm)1 Au 0,42 (Ù·cm)1 Al 0,38 (Ù·cm)1

iar cele cu conductibilitatea electricã cea mai scãzutã:

Pb 0,046 (Ù·cm)1 Hg 0,011 (Ù·cm)1

Conductibilitatea electricã a metalelor scade odatã cu creșterea temperaturii
acestora (variație inversã fațã de cea a electrolitților) și cu creșterea concentrației
impuritãților din rețeaua metalicã (variație inversã fațã de cea a semiconductorilor).
Prin creșterea tem,peraturii, vibrațiile cationilor din nodurile rețelei metalice cresc în
intensitate, undele staționare ale electronilor se formeazã mai greu perturbând
mișcarea lor. Aproape de zero abolut (-273,6oC), metalele iși pierd complet rezistența
electricã și devin conductori perfecți, fenomen denumit supraconductibilitate.

CONDUCTIBILITATEA TERMICÃ
Conductibilitatea termicã este datoratã mișcãrilor de vibrație pe care le
manifestã cationii din rețeaua metalicã. Acești cationi ocupã pziții fixe în rețea iar
singurele mișcãri pe care le pot executa sunt cele de vibrație. Atunci când un metal
este încãlzit, intensitatea mișcãrilor de vibrație a cationilor se amplificã, iar în urma
coliziunii ionilor învecinați are loc transmiterea energiei termice în toatã rețeaua.
Metalele cu conductibilitatea termicã cea mai bunã sunt:

Ag 4,1 J/(cm·s·grad) Cu 3,9 J/(cm·s·grad) Au 3 J/(cm·s·grad) Al 2,1 J/(cm·s·grad)

iar cele cu conductibilitatea termicã cea mai scãzutã:

Pb 0,13 J/(cm·s·grad) Hg 0,08 J/(cm·s·grad)

MALEABILITATEA
Proprietatea unui metal de a fi tras în foi prin comprimare la temperaturi
inferioare temperaturii de topire se numește maleabilitate.Maleabilitatea depinde de
structura rețelei metalice. Ea se manifestã cel mai intens, la metalele care
cristalizeazã în rețele cubice cu fețe centrate. Temperatura este un factor care
infleuenteazã decisiv maleabilitatea metalelor. Creșterea temperaturii pânã la o
anumitã valoare, mãrește maleabilitatea metalelor ca urmare a diminuãrii forțelor de
coeziune din interiorul rețelei (Figura 2.65a) [103], iar depãșirea acestei valori face ca
metalul sã devinã casant (Figura 2.65b)[102] ca urmare a formãrii unor pelicule de oxid
între cristale.

Chimie generala

43

a

b
Figura 2.65. Reprezentarea schematicã a maleabilitãții metalelor

DUCTILITATEA
Proprietatea unui metal de a fi tras sub formã de fire se numește ductilitate.
Existã o serie de metale cu ductilitate ridicatã (Al, Cu), precum și metale care nu
prezintã aceastã proprietate (Pb).

Aplicarea
unei forțe Aplicarea
unei forțe

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

44 3.4. ELECTROLIZA

Electroliza reprezintã procesul de orientare sub acțiunea curentului electric,
cãtre electrozii de semn contrar, a ionilor din soluțiile /topiturile de electroliți, urmat
de descãrcarea lor și formarea unor substanțe noi. Procesul implicã cedarea-
acceptarea unui numãr egal de electroni, care se desfãșoarã simultan la cei doi
electrozi:
 electrodul polarizat negativ, poartã numele de catod; la catod are loc
procesul de acceptare de electroni (reducerea)
 electrodul polarizat pozitiv poartã numele de anod; la anod are loc
cedarea de electroni (oxidarea)

Electroliza se desfãșoarã într-o celulã de electrolizã a cãrei structurã
generalã este prezentatã în Figura 3.16 [121].

Figura 3.16. Reprezentarea schematicã a unei instalații de electrolizã

Sub acțiunea curentului electric, cationii se orienteazã spre catod, acceptã
electroni și se reduc, iar anionii se orienteazã spre anod, cedeazã electroni și se
oxideazã. În funcție de tipurile de cationi și anioni prezenți în electrolit, la cei doi
electrozi pot avea loc reacții principale și reacții secundare. Reacția principalã
implicã descãrcarea la catod/anod a unui singur cation/anion, în timp ce reacțiile
secundare implicã descãrcarea mai multor specii chimice la același electrod.
Ordinea de descãrcare a cationilor/anionilor la electrozi depinde de
potențialele lor de reducere/oxidare. baterie
catod anod
electrozi
Celulã de
electrolizã
electrolit anioni cationi

Chimie generala

45

Catozi de aluminiu

Catozi de cupru

Anod de nichel Anod de cupru

Anozi de titan

Figura 3.17. Electrozi bidimensionali

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

46 3.4.2. LEGILE ELECTROLIZEI

Cunoscute sub numele de Legile lui Faraday (Figura 3.21.) [167], se folosesc
pentru caracterizarea cantitativã a procesului de electrolizã, deoarece includ corelațiil
între diferiți parametri care influențeazã procesul.

Figura 3.21. Michel Faraday

Legea I.

Cantitatea de substanțã obținutã la electrod este direct proporționalã cu
cantitatea de electricitate consumatã.

m = K·Q = K·I·t (3.5.)
unde:
m – cantitatea de substanțã obținutã la electrod, g
Q – cantitatea de electricitate consumatã, C
I – intensitatea curentului electric care traverseazã electrolitul, A
t – timpul de electrolizã, s
K – coeficientul de proporționalitate, denumit și echivalent electrochimic, se
definește ca fiind: cantitatea de substanțã care se separã la electrod la trecerea unei
cantitãți de electricitate egalã cu 1 C, Eg/C

96500zA
zFAK (3.6)

Inserând ecuația (3.5) în ecuația (3.6), se obține expresia matematicã a primei
legi a electrolizei:
tI96500zAtIzFAtIKm  (3.7)

Chimie generala

47
Legea a II-a.
Masele substanțelor obținute la electrozi sunt proporționale cu echivalenții
lor electrochimici.
2K1K
2m1m
 (3.8)
unde:
m1, m2 – masele substanțelor obținute la electrozi, g
K1, K2 – echivalenții electrochimici ai substanțelor, Eg/C

In aprecierea eficienței procesului de electrolizã, se folosesc douã tipuri de
randament.

Randamentul de extracție, çextracție

100
tmpm
(%)extractieç  (3.9)
în care:
mp – masa practicã obținutã la electrod, g. În cazul în care la electrod se depune
o substanțã, masa practicã se calculeazã ca diferențã între masa electrodului dupã
terminarea electrolizei și masa electrodului înainte de începerea electrolizei. În cazul
în care la electrod se degazã un gaz, se mãsoarã volumul gazului și pe baza legilor
gazelor se calculeazã masa acestuia.
mt – masa depusã /degajatã teoretic la electrod, g. Reprezintã masa de
substanțã care s-ar depune/degaja la electrod dacã nu ar exista pierderi în sistem și
se calculeazã pe baza Legii I a electrolizei

Randamentul de curent, çcurent

100
pQ(%)curentçtQ (3.10)
unde:
Qt – cantitatea de electricitate teoretic necesarã procesului de electrolizã, C. Se
calculeazã prin relație:
Qt = I·t (3.11)

I – intensitatea curentului electric care traverseazã electrolitul, A
t – timpul de electrolizã, s
Qp – cantitatea de electricitate practic necesarã procesului de electrolizã, C. Se
calculeazã pe baza relației:
m = K·Qp (3.12)

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

48 3.4.3. APLICAȚII ALE ELECTROLIZEI

Electroliza se folosește cu preponderențã în urmãtoarele scopuri:
 Obținerea electrochimicã a unor substanțe:
● Metale: Cu, Ag, Au, Pb, Al, Ni, Cr, Zn, metalele alcaline, etc.
● Nemetale: O2, H2, X2
 Rafinarea electrochimicã a metalelor (Cu, Au, Ag, etc.)
 Galvanotehnicã
 Lustruire electrochimicã

3.4.3.1. OBȚINEREA ELECTROCHIMICÃ A UNOR SUBSTANȚE

1. Obținerea electrochimicã a cuprului se face în instalația de electrolizã
prezentatã în Figura 3.22a [121], folosind ca electrolit o soluție de CuSO4 acidulatã cu
H2SO4 pentru creșterea conductivitãții electrice. Catodul este confecționat din tablã
subțire de cupru (Figura 3.22b), iar anodul dintr-o foițã de plumb-antimoniu. Celula de
electrolizã este formatã din beton armat, lemn cãptușit cu plumb sau rãșinã sinteticã,
pentru a rezista la coroziunea acidã. Procesele care au loc în sistem sunt:
 ionizarea substanțelor care alcãtuiesc electrolitul:

HOHO2H
2
4SO2Cu4CuSO
-2
4SO2H4SO2H 

 descãrcarea speciilor chimice la electrozi:

(-) catod – reducere: Cu2+ + 2e- → Cu reacție principalã
(+) anod – oxidare: 2HO- – 2e- → 2HO → H2O + 1/2O2 reacție principalã

 combinarea în soluție a speciilor chimice nedescãrcate la electrozi:

2H+ + SO42- → H2SO4

Reacția globalã va avea forma:

CuSO4 + H2SO4 + 2H2O  aelectroliz Cu + H2O + 1/2O2 + 2H2SO4

sau, simplificatã:
CuSO4 + H2O  aelectroliz Cu + 1/2O2 + 2H2SO4

Chimie generala

49 În realitate, la catod se obține și hidrogen, ca produs secundar, în urma
desfãșurãrii reacției de descãrcare a hidrogenului (rdH), a cãrei pondere devine
importantã în electroliții puternic acidulați:

(-) catod – reducere: 2H+ +2e- → 2H →H2 reacție secundarã

Cuprul obținut prin aceastã metodã are o puritatea de 99,2% – 99,95%.

a b

Figura 3.22. Instalație de extragere electroliticã a cuprului

2. Obținerea electrochimicã a aluminiului se face într-o celulã de electrolizã cu
structura prezentatã în Figura 3.23 [121].
Celula de electrolizã este de formã paralelipipedicã, este confecționatã din oțel
inoxidabil cãptușit cu plãci de carborund, peste care sunt depuse plãci de grafit pentru
a rezista la coroziunea termicã. Acste plãci de grafit sunt polarizate catodic. Anodul
este confecționat din bare de grafit. Electrolitul este reprezentat de un amestec de
criolit și aluminã, care se topește ca urmare a efectului Joule apãrut în urma trecerii
curentului electric (60.000 – 100.000 A). La cei doi electrozi au loc atât reacții
principale cât și secundare, unele dintre ele încã neexplicate. Reacțiile principale sunt:

Catod (-) 4Al3+ + 12e- 4Al
Anod (+) 6O2- – 12e- 3O2

Aluminiul rezultat, aflat în stare topitã, are o densitate mai mare decât cea a
amestecului de aluminã și criolit, ceea ce permite cãderea lui la baza celulei de
Sursã de
tensiune
Electrozi catod anod
CuSO4 + H2SO4

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

50 electrolizã și curgerea lui în exterior. Metode permite obținerea unei puritãți de 98,5-
99,8%. Pentru obținerea de aluminiu de înaltã puritate se folosește fie rafinarea
electrochimicã, fie topirea zonarã a aluminiului impur.
Oxigenul format la anod, reacționeazã cu grafitul:

O2 (g) + Cgrafit CO2(g)

ceea ce necesitã înlocuirea periodicã a anozilor.

Figura 3.23. Reprezentarea schematicã a celulei de electrolizã pentru obținerea
aluminiului;

3.4.3.2. RAFINAREA ELECTROCHIMICÃ A METALELOR

Metoda se numește și electrolizã cu anod solubil și are la bazã o electrolizã în
care anodul este confecționat din metalul care trebuie purificat și care, pe parcursul
electrolizei se dizolvã anodic. Ionii metalului trec în soluție și se depun pe catod într-un
depozit foarte pur.

1. Rafinarea electrochimicã a cuprului (Figura 3.25.)[121] permite obținerea
unui depozit de cupru cu puritate de 99,999%. Catodul este format dintr-o foaie subțire
de cupru pur, iar electrolitul conține soluție de CuSO4 acidulatã cu H2SO4. Anodul este
format dintr-o placã groasã de cupru impur, care conține:
 metale mai electronegative decât cuprul: Ni, Fe, Zn, Sn, Pb
 metale mai electropozitive decât cuprul: Au, Ag, Pt, Ir, Bi
 metale cu potențiale de depunere foarte apropiate de cel al cuprului Anozi de grafit
Amestec topit de
Al2O3 și Na3AlF6 Bule de CO2 Celula de
electrolizã
Al topit

Chimie generala

51 Pe parcursul procesului de electrolizã, aceste impuritãți se comportã diferit (Figura
3.26)[ 170]:
 metalele din prima categorie se dizolvã anodic odatã cu cuprul, trec
însoluție sub formã ionicã și sub acțiunea acidului sulfuric precipitã formând nãmolul
anodic;
 metalele mai electropozitive decât cuprul se desprind din placa de
cupru brut și se depun în nãmolul anodic sub formã solidã
 metalele din grupa a treia trec în soluție sub formã ionicã și având
potențiale de reducere apropiate de acesta, tind sã se reducã la catod și sã se
înglobeze în rețeaua cristalinã a acestuia, cu efecte negative asupra proprietãților
mecanice și electrice ale depozitului; din acest motiv, se recomandã înlãturarea cât
mai avansatã a acestor elemente din cuprul brut folosit ca anod.

Reacțiile care au loc la electrozi pot fi sintetizate astfel:

 dizolvarea anodicã a cuprului brut:

Cuimpur -2e → Cu2+
(aq)

 obținerea depozitului de cupru brut:

Cu2+
(aq) +2e → Cus

Procesul de electrolizã este costisitor datoritã consumului mare de energie
electricã, dar valorificarea metalelor prețioase din nãmolul anodic compenseazã
cheltuielile.

Nãmol anodic
Ag, Pt, Au Cu pur
catod Cu
impur
anod baterie

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

52
Figura 3.25. Reprezentarea schematicã a instalației folosite pentru rafinarea
electrochimicã a cuprului;
a – vedere de ansamblu a unei secții de rafinare a cuprului;
b – structura instalației de electrolizã

Figura 3.26. Comportamentul electrochimic al impuritãților anodului de cuprului
M – metale mai electropozitive decât cuprul, Mx+ – metale mai electronegative
decât cuprul sau cu potențiale electrochimic apropiate de cel al cuprului ;

3.4.3.4. LUSTRUIREA ELECTROCHIMICÃ

Metoda (Figura 3.29.) [173] se aplicã în general pieselor din oțel, care fiind dure
se lustruiesc foarte greu pe cale mecanicã. De asemenea, se recomandã lustruirii
pieselor profilate atunci când lustruirea mecanicã nu poate asigura un luciu uniform pe
întreaga suprafațã. Procesul are la bazã o dizolvare anodicã parțialã, controlatã
(Figura 3.30.) [174], a obiectului care trebuie lustruit, care decurge în douã etape:
 dizolvarea anodicã, în urma cãreia pe suprafața piesei metalice se
formeazã un strat de oxid, subțire pe proeminețe și gros pe zonele mai adânci
 acumularea în zonele adânci a cationilor metalici rezultați în urma
dizolvãrii anodice
Ca urmare a acestor douã procese, densitatea de current devine variabilã
pe diferite zone ale piesei, fapt ce contribuie la netezirea și lustruirea ei.
Catod
Anod
Nãmol anodic

Chimie generala

53

Piese nichelate Piesã zincatã

Piesã cupratã Piesã auritã

Figura 3.27. Decorațiuni obținute prin galvanostegie

Figura 3.28. Decorațiuni obținute prin galvanoplastie

A. Mihaly Cozmuța L. Mihaly Cozmuța

54

Piesã lustruitã mecanic Piesã lustruitã electrochimic.

Figura 3.29. Prezentarea comparativã a lustruirii mecanice și electrochimice

Figura 3.30. Reprezentarea schematicã a lustruirii electrochimice

izolator izolator
izolator izolator