Legea conservării masei substanțelor și a numărului de atomi [623494]

UNIVERSITATEA ,,ALEXANDRU IOAN CUZA” DIN
IAȘI
FACULTATEA DE CHIMIE

LUCRARE METODICO – ȘTIINȚIFICĂ
PENTRU OBȚINEREA GRADULUI
DIDACTIC I ÎN ÎNVĂȚĂMÂNT

Coordonator științific,
Conf. dr. Nicoleta CORNEI Candidat: [anonimizat] ”George Tutoveanu”, Bârlad

Iași
2015 -2017

Experimentarea unui set de probe de evaluare
în cadrul unui program de învățare a
conceptelor și fenomenelor chimice la unitatea
de învățare ,, Reacții chimice.Calcule stoechiometrice pe
baza ecuațiilor reacțiilor chimice”.

3
MOTO :

„Copilul să nu știe nimic pentru că i -ai spus, ci pentru că a înțeles el însuși; să nu învețe
știința, ci s -o descopere”.

JEAN JAQUE ROUSSEAU

CUPRINS
I. Reacț ii chimice 6
I.1. Noțiuni generale despre reacț ii chimice 6
I.2. Clasificarea reacț iilor chimice 6
I.2.1. După natura procesului chimic 6
I.2.1.1.Reacț ii de combinare 6
I.2.1.2.Reacț ii de descompuner e 7
I.2.1.3.Reacț ii de substitutie 7
I.2.1.4.Reacț ii de schimb 7
I.2.2 Du pă viteza de reacț ie 8
I.2.2.1.Reacț ii lente 8
I.2.2.2.Reacț ii rapide 8
I.2.3 După efectul termic( că ldura de reacț ie) 9
I.2.3.1.Reacț ii exoterme 9
I2.3.2 Reacț ii endoterme 10
I.2.4 După prop orția participanților la reacț ie, echilibru (sensul de desfăș urare) 10
I.2.4.1 Reacț ii reversibile 10
I.2.4.2 Reacț ii ireversibile 10
I.2.5 Reacț ii catalizate 11
I.2.6 După natura particulei schimbate 12
I.2.6.1 Reacț ii cu transfer de protoni (acido -bazice) 12
I.2.6.2 Reacț ii de oxido -reducere (redox) 23
I.2.6.3 Reacț ii cu transfer de ioni, molecule ( de complexare) 34
II. Calcule stoechiometric e pe baza ecuațiilor reacț iilor chimice 43

4
II.1. Generalități. Algoritm de calcul 43
II.2. Legea conservării masei substanțelor, legea conservării numă rului de atomi,
legea echivalen ților chimici 43
II.3. Legile gazelor 44
II.4. Determinarea masei substan țelor, a numărului de moli și a volumelor de gaz 47
II.5. Șir de reacț ii 48
II.6. Determinarea concentraț iilor soluțiilor – concentrația procentuală, molară ,
normală 50
II.7. Puritatea substanț elor și randamentul unei reacții 51
III. Considerente teoretice metodice privind evaluarea la unitatea de învățare “Reacț ii
chimice. Calcule stoechiometrice pe baza ecua ției reacției chimice” 53
III.1. Concep tul de evaluare a rezultatelor ș colare 53
III.2. Funcțiile evaluă rii 56
III.3. Integrarea formelor de evaluare î n proc esul didactic – evaluare inițială,
sumativă, formative 56
III.4. Metode de evaluare 58
III.4.1. Examinare orală 58
III.4.2. Examinare prin probe scrise 61
III.4.3. Examinare prin probe practice 63
III.4.4. Testele docimologice 65
III.4.5. Modele de teste aplicate elevilor de clasa aVII-a și a VIII-a 67
III.4.6. Metode alternative de evaluare 77
III.5. Tipuri de itemi 78
III.5.1 . Itemi obiectivi cu alegere duală 78
III.5.2. Itemi obiectivi de împerechere 78
III.5.3. Itemi obiectivi cu alegere multiplă 79
III.5.4. Itemi semiobiectivi cu răspuns scurt 80
III.5.5. Itemi semiobiectivi de completare 80
III.5.6. Itemi semiobiectivi cu răspuns structurat 80
III.5.7. Itemi subiectivi – rezolvare de probleme 81
III.5.8 Itemi subiectivi de tip eseu 81
III.6. Modalităț i de notare 82
III.6.1. Notarea – componentă a evaluării 82

5
III.6.2. Sisteme de notare 82
III.7. Factori perturbatori 83
III.7.1. Factori care se referă la profesor 83
III.7.2. Factori care se referă la elev 84
III.7.3. Factori care se referă la disciplina de învățământ 84
III.7.4. Alți factori 84
IV. Prezentarea, analiza ș i interpretarea rezultatelor 85
IV.1. Motivația alegerii temei de cercetare 85
IV.2. Scop 86
IV.3. Ipoteza și obiectivele cercetă rii 86
IV.4. Mod ele de proiecte didactice 87
IV.5. Metodologia cercetă rii (mă surare, metode, mijloace) 117
IV.6. Prelucrarea statistică ș i analiza rezultatelor cercetă rii 136
IV.7. Concluzii 144
Bibliografie 147
Declarația de autenticitate 149

6
CAPITOLUL I
REACȚ II CHIMICE

I.1. Noțiuni generale despre reacț ii chimice

Reacțiile chimice reprezintă o problemă fundamentală a chimiei deoarece prin ele se
realizează inte rconversia milioanelor de compuși chimici, conducâ nd la noi substanțe de
importanță deosebită.Numărul de reacții chimice la care participă c ompuș ii anorganici este
mult mai mare dec ât numărul compuș ilor existenți.
O reacție chimică la nivel molecular reprezintă un pr oces ȋn care specii chimice
numite reactan ți, se ciocnesc astfel ȋnc ât se vor rupe una sau mai multe legături chimice și se
vor forma una sau mai multe leg ături noi, iar substanțele rezultate se numesc produși de
reacție .
Caracterizarea completă a unei tra nsformări chimice presupune cunoașterea mecanismului de
desfășurare, a stoechiometriei, termodinamicii și respectiv cineticii acesteia. Mecanismul de
desfășurare a unei reacții chimice descrie etapele elementare prin care aceasta se derulează.
Identificarea mecanismului presupune, de regulă, pe lângă ipoteze teoretice, observații
experimentale, nu întotdeauna ușor de obținut.

I.2. Clasif icarea reacțiilor chimice

Reacțiile chimice se pot clasifica după mai multe criterii:natura procesului chimic , viteza
de reacție (lente sau rapide) , natura efectului produs (exoterme sau endoterme) , dupǎ sensul
de desfǎsurare (totale sau reversibile) , starea de agregare a reactanților sau produ șilor (gaz,
lichid sau solid) , felul particulelor transferate (protoni, electroni, ioni, molecule) .

I.2.1 După natura procesului chimic (mecanismul de desfășurare) există patru mari
clase de reacții (unele dintre eleput ând apoi fi ȋmpărțite ȋn subclase):

I.2.1.1. Reacții de c ombinare
Reacția chimică prin care reactanții se transformă într -un singur produs de reacție se
numește reacție de combinare.
A + B → AB unde A ș i B pot fi substanțe simple sau substanțe compuse

7
2 NO + O 2 → 2 NO 2
P4O10(s) + 6 H 2O(l) → 4 H 3PO 4(aq)
Reacțiile de combustie intră parțial ȋn această clasă, dar există și excepții:
S + O 2 → SO 2
2 Mg + O 2 → 2 MgO
I.2.1.2. Reacții de d escompunere
Reacția chimică prin care un reactant –substanță compusă – se transformă în doi sau
mai mulți produși de reacție, se numește reacție de descompunere.
AB → A + B (pot fi procese redox sau nu)
Descompunerea se poate realiza pâ nă la substanțe simple sau substanțe compuse:
2 H 2O → 2 H 2 + O 2 ; 2 HgO → 2 Hg + O 2
2 KClO 3 → 2 KCl + 3 O2 ; CaCO 3 → CaO + CO 2
Următoarele reacții nu sunt ȋns ă reacții de descompunere ci de disociere ȋn soluție:
NaCl(s) + 6 H 2O → Na+(H2O)6 + Cl-
NH 4Cl(s) → NH 4+(aq) + Cl-
HNO 2 → H+(aq) + NO 2-(aq)
Unele reacții de descompunere sunt de fapt reacții de disproporționare :
4 KClO 3(s) → KCl(s) + 3 KClO 4(s)
I.2.1.3. Reacții de s ubstituție
Reacția chimică în care o substanță simplă înlocuiește într -o substanță compusă un
element chimic se numește reacție de subtituție.
AB + C → AC + B
Ca exemple sunt a tât reacții de substituție obi șnuite c ât și reacții ale acizilor cu metale :
HCl + Fe → FeCl 2 + H 2
CuCl 2 + Fe → FeCl 2 + Cu
[HgCl 4]2-(aq) + 4CN-(aq) →[Hg(CN) 4]2-(aq) +4Cl-
I.2.1.4. Reacții de schimb (dublă substituție)
Reacția de schimb este transformarea chimică în care primul element dintr -o substanță
compusă este înlocuit de primul element dintr -o altă substanță compusă.
AB + CD → AC + BD
Implică o discuție separată, ȋntruc ât majoritatea au loc ȋn soluție apoasă și deci
substanțele sunt disociate ȋn ioni sau nu. Aici se ȋncadrează reacțiile de precipitare, dar și
reacțiile de neutralizare, solvoliză etc.

8
Ba(NO 3)2 + H 2SO 4 → BaSO 4↓ + 2 HNO 3
2 NaCl + H 2SO 4 → Na 2SO 4 + 2 HCl↑
Dar reacții precum 2 NaNO 3 + H 2SO 4 ↔ Na 2SO 4 + 2 HNO 3 nu pot fi considerate ca având
loc ȋntruc ât substanțele scrise ȋ n stânga și ȋn dreapta sunt total disociate ȋ n soluție și deci vom
avea doar un amestec de ioni. P ână cand nu se extrage o pereche de ioni dinsistem reacția nu
are loc. Prin încălzirea acestei reacții la 70 -80 °C, HNO 3 se degajă și astfel reacția se poate
deplasa spre formare de produși. Această reacție se utilizează la obținerea acidului azotic în
laborator.

I.2.2 Clasificarea reacțiilor chimice după viteza de reacție
După viteza de reacție putem avea reac ții lente sau reacții rapide (prin adăugarea de
catalizatori o reacție lentă poate deveni rapidă):
H2O2 → H 2O + 1/2O 2 – reacție lentă, dar poate deveni rapidă prin adăugarea de MnO 2.
H2SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2H 2O (reacție rapidă – prin definiție reacțiile de neutralizare
sunt rapide) .
De asemenea , tot după viteza de reacție putem clasifica reacțiile ca av ând constant de viteză
de ordinul I, II sau III.
Pentru un proces simplu:
A + B  C + D
Există de fapt două reacții concurente, la echilibru cele două reacții ce au loc ȋn sens invers
având viteze egale (v 1=v2; deci starea de echilibru este una dinamică).
v1 = k 1・[A]・[B]
v2 = k 2・[C]・[D]
La echilibru v 1 = v 2 k1・[A]・[B] = k 2・[C]・[D], deci = = K, unde K
reprezintă constanta de echilibru.
Un exemplu clasic este cel al sintezei apei din hidrogen și oxigen. Un amestec
deoxigen ș i hidrogen la temperatura camerei nu reacționează, de și din punct de vedere
termodinami c nu este la echilibru. Acest fapt se datorează inerției chimice a legăturilor
existente ȋn H 2 și O 2. Reacția ȋnsă odată inițiată printr -o sc ânteie de exemplu, are loc
exploziv:
2H2 + O2 →2 H2O

9
Reacția este totală la temperaturi 1200 °C și este complet deplasată spre stâ nga la temperaturi
de peste 4000° C. Această reacție apare ca fiind reversibilă numai ȋn intervalul de temperatură
1200 -4000° C.
Printre factorii care pot influența viteza unei reacții chimice se numără: temperatura,
presiunea sau catalizatorii. În general prin adău garea acestor factori viteza de reacție cre ște.
Dar toți ace ști factori pot afecta și echilibrul chimic al reacției.
Conform principiului lui Le Chatelier ȋn momentul ȋn care un sistem este supu s unei
constr ângeri el va evolua ȋn acea direcție ȋn care efectele acelei constr ângeri sunt minime. În
consecință, pentru o reacție exotermă, cre șterea temperaturii va defavoriza reacția, iar pentru
o reacție endoterm ă, creșterea temperaturii va favori za deplasarea echilibrului spre dreapta.
În reacția de obținere a amoniacului care are loc la temperatura de 300 °C, presiune 1000 atm
și catalizator Fe 2O3
3 H 2 + N 2 → 2 NH 3
echilibrul este deplasat spre dreapta prin creșterea presiunii . Însă există cazuri ȋn care creștem
viteza de reacție și atingem echilibrul mai repede prin creș terea temperaturii, dar acel
echilibru este deplasat spre st ânga, reacția fiind exotermă.
În funcție de molecularitat e reacțiile chimice pot fi :
– Monomoleculare: CaCO 3 → CaO + CO 2
– Dimoleculare : NH 3 + HCl → NH 4Cl
– Trimoleculare: 2 NO(g) + O 2(g) →2 NO 2(g)

I.2.3 După efectu l termic ( căldura de reacț ie) :
Toate reacțiile s unt ȋnsoțite de un efect termic fie cu absorbție sau degajare de căldură.

I.2.3.1 . Reacții exoterme
Dacă ȋn cursul reacției se degajă energie , atunci transformarea este exotermă (Hr0<0).
Exemple :
1. Reacția de neutralizare 5. Alumino termia
HCl + NaOH
 NaCl + H 2O + Q 2 Al + Fe 2O3
Al2O3 + 2Fe + Q
2. Arderea c ărbunelui 6. Stingerea varului
C + O 2
CO 2 + Q CaO + H 2O – Q
 Ca(OH) 2
3. Arderea hidrogenului 7. Reacția sodiului cu apa
2H2 + O 2
2H2O + Q 2Na + 2H 2O – Q
 2NaOH + H 2

10
4. Arderea metanului
CH 4 + 2O 2
CO 2 + 2H 2O+Q

I.2.3.2 Reacții endoterme
Dacă ȋn cursul reacției se consumă energie , atunci efectul care ȋnsoțeste procesul este
endoterm (Hr0>0).
Exemple :
1. Descompunerile unor substan țe:
2 HgO
CtO 2 Hg + O 2
CaCO 3
CtO CaO + CO 2
CuCO 3
CtO CuO + CO 2
2. Reactia cărbunelului cu vapori de apă:
C + H 2O + Q
 CO + H 2
Reacții le endoterme sunt favorizate de creșterea temperaturii, iar reacțiile exoterme sunt
favorizate de scăderea temperaturii.
Schematic se poate compara energia reactanților cu cea a produ șilor de reacție. Într-un
proces exoterm produ șii de reacție au o energie mai mică față de reactanț i, diferența fiind
resimțiță ca efect termic (energie eliberată sub formă de căldură). Dacă reactanții au energie
mai mică față de produ șii de reacți e atunci procesul este endo term.

I.2.4. După propor ția participan ților la reac ție, echilibru (sensul de desf ășurare) :
Dupǎ sensul de desfǎsurare reacțiile pot fi:

I.2.4.1 Reacț ii reversibile (parțiale) – reacții care au loc p ânǎ la atingerea echilibrului
dinamic. Echilibru l se poate deplasa spre stanga sau spre dreapta prin modificarea condițiilor
de reacție (temperaturǎ, presiune, exces dintr -un reactant);
H2CO 3  CO 2 + H 2O N2 + 3 H2  2 NH 3

I.2.4.2 Reacț ii ireversibile (totale )– cu degajare de gaze, cu formare de precipitate sau
cu formare de substanțe greu disociabile.

11
Deplasarea echilibrului spre dreapta ȋntr -o reacție se poate realiza prin ȋnțelegerea
regulilor enunțate de Berthollet. Regulile lui Berthollet se referă la modul practic ȋ n care o
reacție se poate transforma dintr -o reacție la echilibru ȋntr -o reacție totală.
1. Doi ioni se pot elimina dintr -un sistem atunci c ând formează un compus greu solubil (de
exemplu precipitarea AgCl ȋn reacția HCl + AgNO 3 → AgCl↓ + HNO 3).
2. Doi ioni se pot elimina dintr -un sistem atunci c ând formează o moleculă volatilă (obținerea
amoniacului din CaO + NH 4OH → NH 3↑ + Ca(OH) 2).
3. Doi ioni pot fi ȋndepărtați din sistem atunci c ând se formează o moleculă puțin disociată
(CH 3COONa + HCl → CH 3COOH + Na+ + Cl-).
4. Doi ioni sunt eliminați din sistem c ând formează ioni complec și (de exemplu:
[Ag(NH 3)2]OH; Na 3[FeF 6] (din FeCl 3 si NaF); reactivul Nessler K 2[HgI 4]).

I.2.5 Reacț ii catalizate
Reacț iile catalizate sunt reacțiile chimice care au loc în prezenț a catalizatorilor.
Catalizatorii sunt substanțe care măr esc viteza unei reacții chimice , ei înșiși
rămânând aparent neschimbați și se regăsesc în produșii de reacț ie.
Exemple :
2KClO 3
2 MnO 2KCl + 3O 2

2H2O2
2 MnO 2H2O + O 2

Biocata lizatorii (enzimele sau fermenții) intervin în digestie , respirație și fotosinteză .
Reacțiile catalitice se împart în: a) reacții care au loc în cataliză omogenă; b) reacții care au
loc în cataliză eterogenă; c) reacții care sunt catalizate enzimatic .
– Reacțiile catalitice în sisteme omogene, conț in catalizatorul în aceeași fază cu reactanții .
De ex emplu, anionul I- catalizează reacția de descompunere a apei oxigenate în soluție apoasă
2 H 2O2(aq) = 2H 2O(l) + O 2(g)
– Reacțiile de cataliză eterogenă – catalizatorul se află în altă fază decât reactanții și produșii de
reacție – reacția având loc la interfața dintre cele do uă medii.
De ex. cataliza în sistemele solid -gaz sau soluție -solid, catalizatorul este reprezentat de
diverse metale sau oxizi metalici, cum ar fi în reacția dintre CO și H 2.
CO(g) + H 2(g)
   atm C Ni 101, 200 100, CH 4 + H 2O
CO(g) + H 2(g)
   atm C sOCr ZnO 500, 400),( ,32 CH 3OH + H 2O

12
CO(g) + H 2(g)
   atm C s ThOCo 201, 190),( /2 CH 4, C2H6 ,…H 2O
CO(g) + H 2(g)
   atm C sRu 200, 200),( hidrocarburi cu masa moleculară mare + H 2O

I.2.6. Clasificarea reacțiilor după natura particulei schimbate
I.2.6.1 Reacții cu transfer de protoni
A) Teorii asupra acizilor și bazelor
Se cunosc trei teorii mai importante care încearcă să precizeze conținutul noț iunilor chimice
"acid" ș i "baza".
 Teoria disociaț iei electrolitice (Svante Arrhenius, 1887)
Acizii sunt substanțe care eliberează prin disociere în sol uție apoasă ioni H+:
HA  A- + H+.
Bazele sunt substanțe care eliberează în soluție apoasă ioni HO-:
BOH  B+ + HO-
Această teorie este aplicabilă numai soluților apoase și limitează noțiunea de bază la
substanțe care conțin î n molecula lor grupa OH. Conform acestei teorii, nu se poate explica,
de exemplu, caracterul bazic al amoniacului.
 Teoria protolitică (J. N. Brönsted si Lowry, 1923)
Acizii sunt specii chimice (molecule sau ioni) capabile să cedeze protoni (H+), iar
bazele sunt specii chimice capabile să accepte protoni:
HA A- + H+ B + H+ BH+
acid baza
Protonul nu poate exista ca atare și de aceea un acid cedează protoni numai î n prezența unei
baze care să îl accepte. Prin urmare, o reacț ie cu schimb de protoni presupune un sistem
dublu conjugat:
HA + B →A- + BH+
a1 b2 b1 a2
 Teoria electronică (G.N. Lewis, 1923)
Acizii sunt substanțe capabile să accepte o pereche de electroni ( specii defici tare în
electroni – electrofili) , iar bazele sunt substanț e capabile sa cedeze o pereche de electroni
(posedă electroni neparticipanți – nucleofili).

13
De exemplu, în reacț ia AlCl 3 + Cl 2 →[AlCl 4]-Cl+, AlCl 3 este un acid, iar Cl- este o bază .
Conform acestei teorii, multe reacții din chimia organică și din chimia combinaț iilor
complexe pot fi considerate ca reacții î ntre acizi si baze.
B)Teoria protolitică a acizilor și bazelor
A fost elaborată de chimistul danez Johannes Bronsted ș i de chimistul engle z Thomas
Lowry, î n 1923, definițiile bazâ ndu-se pe transferul de protoni .
ACIZII – sunt specii chimice (ioni sau molecule) capabile să cedeze protoni (H+) în
soluție apoasă .
În molecula unui acid, atomul de H este legat de un a tom de nemetal printr -o legătură
covalenta polară . În general, tăria unui acid HA est e influențată de polaritatea și tă ria
legăturii hidrogen – nemetal ș i de stabilitatea anionului A-: cu cât legă tura hi drogen – nemeta l
este mai polară și mai slabă și cu câ t anionul A- este mai stabil, cu atâ t acid ul HA este mai
tare.
Acizii foarte tari cedează ușor protoni ș i ionizarea lor la dizolvarea în apă este totală :
HA + H 2O → A- + H 3O+
Acizii slabi c edează greu protoni ș i ionizează puțin în soluție apoasă, reacția fiind reversibilă :
HA + H 2O A- + H 3O+
După numărul protonilor transferaț i, acizii pot fi:
– acizi monoprotici (monobazici)
– acizi poliprotici (polibazici)
Acizii poliprotici cedează protonii î n trepte, de exemplu:
H2CO 3 + H2O → HCO 3- + H3O+
HCO 3- + H 2O →CO 32- +H 3O+
BAZELE – sunt specii chimice (ioni sau molecule) capabile să accepte protoni (H+)
în soluție apoasă .
O bază prezintă la unul dintre atomii să i o pe reche de electroni neparticipanți la legă tură, pe
care se poate fixa un proton (H+) printr -o legătură covalentă coordinativă .
Bazele tari (de exemplu hidrox izii metalelor alcaline) acceptă uș or protoni și disociază total
în soluție apoasă :
NaOH → Na+ +HO- (ion hidroxil)
Bazele slabe acceptă greu și ionizează puțin în soluție apoasă, reacția fiind reversibilă :
B + H 2O  BH+ + HO-
Bazele se pot clasifica, după numărul protonilor acceptați (după numărul grupărilor HO), î n :

14
– baze monoacide
– acizi poliacide.
Acizi conjugaț i și baze conjugate
Orice acid, prin cedare de protoni, se transformă într -o specie chimică cu caracter
bazic denumită baza conjugată acidului. Deci unui acid îi corespunde o bază conjugată :
Acid  Baza conjugată + H+
Exemple:
Cl- este baza conjugată acidului HCl
NH 3 este baza conjugată acidului NH 4+
HSO 4- este baza conjugată acidului H 2SO 4
Orice bază, prin accep tare de protoni, se transformă într-o specie chimică cu caracter
acid. Deci fiecă rei baze îi corespunde un acid conjugat :
Baza + H+  Acid conjugat
Exemple:
HCl este acidul conjugat bazei Cl-
Na+ este acidul conjugat bazei NaOH
NH 4+ este acidul conjugat bazei NH 3
HSO 4- este acidul conjugat bazei SO 42-
Observaț ii:
Unui acid tare îi corespunde o bază conjugată slabă , iar unui a cid slab îi corespunde o
bază conjugată slabă .
Unei baze tari î i corespunde un acid conj ugat slab, iar unei baze slabe î i corespunde
un acid conjugat tare.
C) Exponent de aciditate (pK a) și exponent de bazicitate (pK b)
Echilibrul de ionizare a unui acid este caracterizat de constanta de aciditate , care se
poate calcula astfel:
HA + H 2O A- + H 3O+
Ke = , dar [H 2O] = constant => Ka =
Ke – constanta de echilibru; Ka – constanta de aciditate ; [X] – concentrația molară (mol/L) a
speciei X, la echilibru .

15
Constanta de a ciditate este o marime specifică fiecărui acid și se defineș te ca fiind
raportul dintre produsul concentraț iilor speciilor A- si H 3O+ și concentraț ia acidului HA.
Acizii tari au K a>1. Deci un acid este cu atâ t mai tare cu cât valoarea constantei de aciditate
este mai mare.
Aciditatea unei soluții poate fi exprimată ș i cu ajutoru l exponentului de aciditate , pK a,
calculat cu relaț ia:
pKa = – lgK a
Acizii tari au pK a negativ, iar acizii slabi au pK a pozitiv.
Acizii poliprotic i ionizează î n mai multe trepte, fiecare treaptă de ionizare fiind caracterizată
de o constantă de aciditate.
Exemplu:
H2CO 3 + H 2O HCO 3- + H 3O+ , Ka1 = 4,3·10-7 mol/L, pK a = 6,37
HCO 3- + H 2O CO 32- + H 3O+, K a2 = 4,8·10-11 mol/L, pK a = 10,31.
Echilibrul de ionizare a unei baze este caracterizat prin constanta de ionizare, K b, care poate
fi determinată astfel:
B + H2O  BH+ + HO-
Ke= , dar [H 2O] = constant => Kb = .
Bazicitatea unei soluț ii poate fi exprimată ș i prin exponentul de bazicitate, pK b:
pKb = – lgK b.
O bază este cu atât mai tare cu câ t constanta de bazicitate este mai mare ș i exponentul de
bazicitate este mai mic (negativ).
D) Amfoliți acido -bazici . Autoprotoliza apei . pH-ul soluției apoase.
Unii compuș i anorganici sau organici prezintă aspecte structurale care le permit să se
comporte atât ca acizi cât și ca baze: existenț a unui atom de H legat covalent polar și
existenț a unei perechi de electroni neparticipanți la legatură , la unul dintre atomi.
Ex. NH 3 + H 2O  [NH 4]+ + HO- HCl + H 2O → Cl- + H 3O+
Baza Acid Acid Baza Acid Baza Baza Acid
Apa are rol de acid în reacție cu amoniacul (o bază) și de bază în reacț ia cu acidul
clorhidric (un acid).
Substanțele care se comportă ca acizi în reacț iile cu baze și ca baze în reacț iile cu
acizii se numesc substanț e amfotere sau substanț e amfiprotice sau amfoliț i.

16
Prezintă caracter amfoter: apa, anionii rezultați la ionizarea în prima treaptă a unor acizi
diprotici, amfionii aminoacizilor, oxizii ș i hidroxizii unor metale.
a) HS- + H 2O→ S2- + H 3O+ b) HOOC – COO- + H 3O+ →HOOC – COOH + H 2O
HS- + H 3O+ →H 2S + H 2O HOOC – COO- + HO- → -OOC – COO- + H 2O
c) H 2SO 4 + H2O → HSO 4- + H3O+
HSO 4- + H 2O SO 4- + H 3O+
d) H 3N+ – CH 2 – COO- + H 3O+H3N+ – CH 2 – COOH + H 2O
H3N+ – CH 2 – COO- + HO- H2N – CH 2 – COO- + H 2O
e) Al 2O3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3 H 2O
Al2O3 + 2NaOH + 3H 2O → 2Na[Al(OH) 4]
f) Al(OH) 3 + 3HCl → AlCl 3 + 3H 2O
Al(OH) 3 + NaOH → Na[Al(OH) 4]
Apa este un amfolit acido -bazic; ea cedează protoni în mediu bazic și acceptă protoni
în mediu acid. Schi mbul de protoni poate avea loc și între moleculele de apă, dar în proporție
foarte mică, î n cadrul de ionizare a apei (autoprotoliza apei):
H2O + H 2O  H3O+ + HO- sau H2O  H+ + HO-
În cazul apei pure [H3O+] = [HO-], relație care arată un mediu neutru din punc t de
vedere acido -bazic. Echilibrul de ionizare a apei este caracte rizat de constanta de echilibru
Ke= , dar la echilibru: [H 2O] = constant ă
Astfel: Ke· = => K w = , produsul ionic al apei .
La 25°C, produsul ionic al apei are valoarea K w=10-14 mol2/L2.
Aciditatea și bazicitatea unei soluții poate fi exprimată cu ajutorul mă rimilor pH si
pOH:
pH = – lg [H 3O+] și pOH = – lg [HO-] = pKw – pH
pH-ul unei soluț ii apoase poate fi determinat experimental folosind hartia de pH și pH-metrul.
Acizii tari ionizează total în soluție apoasă , iar concentr ația ionilor hidroniu este egală
cu concentrația inițială a acidului, c HA:
[H3O+] = c HA=> pH = – lg c HA.
Bazele tari ionizează total în soluție ap oasă și concentrația ionilor hidroxil este egală
cu concentrația inițială a bazei, c B:
[HO-] = c B=> pOH = – lg c B, deci pH = pK w – pOH (pK w = -lgK w).
Acizii slabi ionizează parțial în soluție apoasă :

17
HA + H 2O A- + H 3O+,
Ka = , dar la echilibru: [H 3O+] = [A-] și [HA]=c HA -[H3O+] , iar K a devine
Ka = sau [H 3O+]2 + K a[H3O+] – KacHA = 0.
Din ultima ecuație se poate determina concentraț ia ionilor hidroniu:
[H3O+] = – +
Pentru acizii foarte slabi (K a<10-5), se neglijează termenii și și concentraț ia ionilor
hidroniu este dată de relaț ia :[H3O+] =
Bazele slabe ionizează puțin în soluție apoasă :
B + H 2O  BH+ + HO-
Kb= , dar la echilibru: [HO-] = [BH+] si [B] = cB -[HO-] , iar K b devine
Kb= sau [HO-]2 + K b[HO-] – KbcB = 0.
Prin urmare = – + .
Pentru bazele foarte slabe (K b<10-5), termenii și se neglije ază și concentraț ia ionilor
hidroxil devine [HO-] = .
Atunci pOH = -lg[HO-] = -lg√ , iar pH = pk w – pOH.
În funcție de valoarea concentraț iei ionilor hidroniu, r espectiv valoarea pH -ului,
soluț iile se pot clasifica î n:
– soluț ii acide, [H 3O+] > 10-7 mol/L si pH < 7
– soluț ii neutre, [H 3O+] = [HO-] = 10-7 mol/L si pH = 7
– soluț ii bazice, [H 3O+] < 10-7 mol/L si pH > 7
E. Reacția de neutralizare . Titrări acido -bazice .
Una dintre cele mai importante reacț ii cu transfer de protoni este reacț ia de
neutralizare.

18
Reactia de neutralizare reprezintă reacț ia cu schimb de protoni dintre un acid ș i o
bază, când se formează sare si apă .
Exemple:
HCl + NaOH → NaCl + H 2O
CH 3 – COOH + KOH → CH 3 – COOK + H 2O
HCl + NH 3 → NH 4Cl
De obicei se lucrează cu soluții apoase de acizi ș i baze. Studiind reacția dintre acidul
clorhidric ș i hidroxidul de sodiu, HCl + NaOH → NaCl + H 2O:
– în soluția de HCl se află ionii H 3O+ și Cl- rezultaț i la ionizarea acidului clorhidric la
dizolvarea î n apă :
HCl + H 2O → Cl- + H 3O+
– în soluția de NaOH se află ionii Na+ si HO- rezultaț i din dis ocierea NaOH la dizolvare
în apă :
NaOH
→ Na+ + HO-
Clorura de sodiu, NaCl, rezultată din reacție rămâne în soluț ie sub forma ionilor Na+ si Cl-.
Având î n vedere speciile chimice din soluție, ecuația reacț iei de neutralizare este:
H3O+ + Cl- + Na+ + HO- → Na+ + Cl- + 2H 2O.
Deoarece ionii Na+si Cl- nu participă la reacț ie, fiind "ioni spectat ori", ecuația reacț iei este:
H3O+ + HO- → 2H 2O.
Concluzie: Reacția de neutralizare în soluție apoas ă, dintre un acid tare și o bază tare constă
în schimbul de protoni dintre ionii hidroniu ( H3O+) și ionii hidroxil ( HO-) din soluț ie, cu
formare de molecule d e apă .
Cantitatea de acid sau de bază dintr -o probă se poate afla determinâ nd experimental
cantitatea dintr-o bază , respectiv acid, numite titrant, care neutralizează acidul sau baza din
probă. Acest demers practic poartă numele de titrare acido -bazică .
Pentru ca o titrare acido -bazică să conducă la un rezultat cât mai exact, trebuie să se
observe câ t mai bine punctul de echivalență , adică momentul în care toată cantitatea de acid
sau de bază din probă a fost neutralizată .
Punctul de echivalență se determină măsurând pH -ul soluției în timpul titră rii, cu ajutoru l pH-
metrului. Titrarea se oprește î n momentul î n care valoarea pH -ului este 7.

19
În practica obisnuită de laborator, pentru se sizarea punctului de echivalență se
utilizează soluț ia unui indicator acido -bazic : fenolfta leina, turnesol, metiloranj etc. Aceș ti
indicatori acido -bazici sunt compuș i organici, cu caracter slab ac id sau slab bazic, care
prezintă proprietatea de a -și schimba culo area odată cu modificarea valorii pH -ului.
Schimbarea culorii la indic atorii acido -bazici se datorează modifică rii structurii moleculelor
lor, în funcț ie de caracterul acid sau bazic al soluț iei.
Spre exemplu: dacă indicatorul f olosit la o titrare acido -bazică este un ac id slab
(HInd), acesta ionizează în soluție apoasă astfel:
HInd + H 2O  Ind- + H 3O+
a1 b2 b1 a2
culoare X culoare Y
La creșterea concentraț iei ionilor H 3O+ în soluț ie, e chilibrul se va deplasa spre stâ nga
conform P rincipiului lui le Chateliere , crescând concentraț ia speciei HInd, deci se intensifică
culoarea X. Dacă se micșorează cantitatea de ioni hidroniu din soluț ie, echilib rul se va
deplasa spre dreapta și crește concentraț ia ionilor Ind- și se intensifică astfel culo area Y. Deci,
în funcț ie de valoarea pH -ului, culoarea indicatorului virează de la culoarea A la culoarea B ș i
invers. Schimbarea culorii indicatorului nu are loc brusc, ci pe un interval de pH, numit
domeniu sau interval de pH (tabel I.1)

Tabel I.1. Virajul de culoare al unor idicatori în f uncție de pH
Indicator Domeniu de viraj Culoarea indicatorului
Mediu acid Mediu bazic
Metiloranj 3,2 – 4,4 Roșu Galben
Roșu de metil 4,8 – 6,0 Roșu Galben
Turnesol 5,0 – 8,0 Roșu Albastru
Albastru de bromtimol 6 – 7,6 Galben Albastru
Fenolftaleina 8,2 – 10,0 Incolor Roșu

Pentru a putea fi utilizat, un indicator acido -bazic trebuie să îndeplinească următoarele
condiț ii:
– să prezinte culori diferite, funcț ie de caracterul acido -bazic al elementelor
– să își schimbe câ t mai b rusc culoarea, pe un interval câ t mai mic de pH
– să fie solubil în mediul de reacț ie utilizat

20
– să fie stabil în condiț iile de lucru.
Observație: În titră rile acido -bazice, alegerea indi catorului este foarte importantă , pentru ca
punctul de echivalență să fie reperat câ t mai bine.
F) Soluții tampon în sistemele biologice
Pentru buna desfăș urare a proceselor biochimice este important ca va loarea pH -ului
mediului de reacție să fie menținut între anumite valori limită , chiar la adaugarea de mici
cantități de acid sau bază . Păstrarea constantă a valorii pH -ului se realizează cu ajutorul
soluț iilor tampon .
O soluț ie tampon conține specii chimice cu caracter acido -bazic total opus
(antagonist), care nu reacționează între ele, soluț ie care are capacitatea de a menț ine va loarea
pH-ului aproape constantă atunci când se adaugă mici cantităț i de acid sau bază .
În compoziția unei soluții tampon se gă sesc:
– un acid slab ș i baza sa conjugată (HA si A- de exemplu: H 2CO 3 și HCO 3-);
– o bază slabă si acidul să u conjugat (B ș i BH+, de exemplu: NH 3 și NH 4+).
O soluție tampon poate fi formată din:
– un acid slab ș i sarea sa cu o bază tare, de exemplu: CH 3COOH si CH 3COONa
– o bază slabă și sarea sa cu un acid tare, de exemplu: NH 3 si NH 4Cl.
1. Amestecul tampon format din acid acetic (CH 3COOH) ș i acetat de sodiu (CH 3COONa)
Acidul acetic este un acid slab și ionizează conform ecuaț iei:
CH 3COOH + H 2O  CH 3COO- + H 3O+
Acetatul de sodiu este un compus ionic, iar la dizolvare în apă disociază :
CH 3COONa CH 3COO- + Na+
Drept urmare, în soluție se află acidul acetic și baza lui conjugată , ionul acetat.
Dacă în soluția tampon se adaugă o bază tare (de exemplu NaOH) care eliberează î n soluț ie
ioni HO- (hidroxil), m oleculele de acid acetic cedează proto ni (H+) ionilor hidroxil și trec în
ioni acetat, neutralizând astfel adaosul de bază:
CH 3COOH + HO-CH 3COO- + H 2O.
Dacă în soluția tampon se adaugă un acid tare (de exemp lu HCl), care eliberează ioni
hidroniu (H 3O+), ionii acetat acceptă protonii de la ionii hidroniu și trec î n molecule de acid
acetic, neutralizand astfel adaosul de acid.
CH 3COO- + H 3O+CH 3COOH + H 2O

21
Astfel, concentraț ia ionilor hidroniu nu se modifică semnificativ și valoarea pH -ului ramâne
practic constantă .
2. Amestecul t ampon format din amoniac (NH 3) și clorură de amoniu (NH 4Cl)
Amoniacul este o bază slabă și ionizează puțin în soluție apoasă :
NH 3+ H 2O  NH 4+ + HO-
Clorura de amoniu este o substanță ionică și la dizolvare în apă disociază astfel:
NH 4Cl  NH 4+ + Cl-
În soluție se află amoniacul și acidul să u conjugat, ionul amoniu (NH 4+).
Dacă în soluție se adaugă o bază tare, ionii amoniu cedează protoni ionilor hidroxil, eliberați
în soluț ie de baza ta re și trec î n molecule de amoniac, neutralizând adaosul de bază :
NH 4+ + HO- NH 3+ H 2O
Dacă în soluția tampon se adaugă un acid tare, moleculele de amoniac acceptă proton i de la
ionii hidroniu, eliberați în soluție de acidul tare și trec î n ionii amoniu, ne utralizâ nd adaosul
de acid:
NH 3 + H 3O+ NH 4+ + H 2O
Valoarea pH -ului unei soluț ii tampon depin de de raportu l dintre concentrația acidului
și concentraț ia bazei conjugate, numit raport de tamponare .
Soluț iile tamp on sunt deosebit de importante î n procesele biochimi ce. Pentru că multe
dintre reacț iile biochimice sunt foarte sensibile la pH -ul mediului de reacție, organismele vii
și-au creat sisteme de menținere î n anumite limite a valorii pH -ului. De exemplu, sâ ngele
uman – fluid cu rol de transport – este ușor bazic, valorile normale ale pH -ului sângelui fiind
cuprinse într e 7,35 ș i 7,45. Orice modificare a valorii pH -ului sângelui î n afara ace stor limite
poate avea consecinț e foarte grave. Astfel, la pH de peste 7 ,45 se instaleaza o stare numită
"alcaloză ", iar la pH s ub 7,35 apare starea de "acidoză ". Dacă valoarea pH -ului sanguin scade
sub 6,8 sau creș te peste 7,8 poate surveni moartea.
pH-ul sângelui este menținut î n limite normale cu ajutorul mai multor sisteme tampon, care
sunt corelate cu mecanisme fiziologice realizate de organele de eliminare.
Acțiunea sistemului tampon format din acid carbonic (H 2CO 3) – carbonat acid (HCO 3-), cel
mai important sistem tampon din sânge, se bazează pe urmă torul echilibru:
H+
(aq) + HCO 3-
(aq)  H2CO 3(aq)  H2O (l) + CO 2(g)

22
Dacă în sânge apar substanț e cu caracter a cid, ionii carbonat acid fixează protonii
eliberați de substanț ele cu caracter acid, trecând î n molecule de a cid carbonic care se
descompun î n apa ș i dioxid de carbon:
HCO 3-
(aq) + H 3O+
(aq)  H2CO 3(aq) + H 2O (l)
În acelaș i timp, prin accelerarea respirației scade presiunea parțială a CO 2 din aerul pulmonar,
scade cantitatea de H 2CO 3 și echilibr ul este deplasat spre dreapta. În felul acesta, sunt
consumați ionii hidroniu existenți în exces și pH -ul sângelui rămâne î n limite normale.
Dacă în sânge apar substanț e cu caracter bazic, mol eculele de acid carbonic cedează
protonii ionilor hidroxil eliberați de baze și trec î n ionii carbonat acid:
H2CO 3(aq) + HO-
(aq)  HCO 3-
(aq) + H 2O (l)
Prin scăderea frecvenței respiratorii creș te presiunea parțială a CO 2 din aerul pulmonar, creș te
cantitatea de H 2CO 3 și echilibrul este de plasat spre dreapta. În felul acesta, sunt consumați
ionii hidroxil existenți în exces și pH -ul sângelui rămâne î n limite normale.
Dacă mecanismele respi ratorii nu pot compensa perturbă rile echilibrului acido -bazic,
intervine rinichiul care poate elimina fie excesul de acizi, fie excesul de baze .
Hemoglobina intră în constituția a două sisteme tampon: hemoglobina acidă (HbH) –
hemoglobinat de potasiu (Hb-K+) și oxihemoglobina (HbHO 2) – oxihemoglobinat de potasiu
(HbO 2-K+), care sunt cele mai importante sisteme tamp on cu componente proteice din sâ nge.
Acțiune de tamponare au și aminoacizii ș i unele proteine. Amf ionul unui aminoacid
poate reacționa atât cu acizii cât și cu bazele.

Exemplu:

Soluțiile tampon au multiple utilizări în chimia analitică , bioc himie, industria
farmaceutică, agricultură etc.

23
I.2.6.2 Reacții de oxido -reducere
Reacțiile redox sunt întâlnite în sistemele anorganice, organice și biochimice, în
sisteme omogene sau eterogene. Nenumărate procese din celulele vii se realizează pe baza
unor reacții redox, obținerea metalelor din minereuri, sinteza multor compuși anorganici care
stau la baza unor industrii, arderea combustibililor pentr u a obține energie, toate acestea se
realizează prin recții redox.
• Reacțiile chimice care au loc cu modificarea numerelor de oxidare al unuia sau mai
multor elemente din componența reactanților sunt reacții de oxidare -reducere .
• În reacțiile de oxidare un element (ca atare, în formă atomică sau moleculară, sau
component al unei specii chimice poliatomice) cedează electroni, deci își mărește
numãrul de oxidare.
• În reacțiile de reducere un element (atom, moleculă, ion monoatomic, ion poliatomic)
acceptă electroni, deci își scade numãrul de oxidare.
• Substanțele donoare de electroni se numesc reducători (Red., agent reducător = A. R.,
sistem reducător = S.R.), iar cele acceptoare de electroni, oxidanți (Ox., agent oxidant =
A.O., sistem oxidant = S.O.): Ox1 + n e-Red1
Red2  Ox2 + ne-
Ox1 + Red 2  Ox2 + Red 1
• Aceste ecuații cu schimb de electroni definesc un cuplu oxidant -reducător analog cuplului
acid – bază conjugată din procesele cu schimb de protoni. Prin urmare, oricărui oxidant îi
corespunde un reducător conjugat și oricărui reducător un oxidant conjugat.
• Substanțele care se comportă ca reducători față de oxidanți puternici, sau ca oxidanți față
de reducători puternici, se numesc amfoliți redox. Ele conțin elementele care se oxidează,
respectiv care se reduc, la un număr de oxidare intermediar față de valoarea minimă,
respectiv valoarea maximă posibilă pentru numerele de oxidare ale acelui element.
• Dupã sursele principale care pot furniza electroni , procesele redox se împart în:
electronice, radiochimice, electrochimice, chimice, fotochimice, termice. În practica de
laborator predominã reacțiile redox chimice și electrochimice.
• În reacțiile redox pot participa ca oxidanți și reducãtori diferite spe cii chimice, fie atomi,
fie ioni sau molecule. Ca urmare a transferului de electroni are loc modificarea stãrilor de
oxidare ale unor elemente din compușii participanți la reactie. Determinarea
coeficienților stoechiometrici ai reacțiilor redox se face țin ându -se seama de

24
conservarea masei substanțelor (bilanțul atomic) și a numărului electronilor
schimbați (bilanțul electronic).
• Reducători i pot fi:
– metalele Fe, Al, Mg, Ca, Na, K, etc. care au tendinta de a se transforma în ioni pozitivi
– nemetalele sla b electronegative C, P, Si
– cationi metalici la numere inferioare de oxidare: Sn2+, Fe2+, Cr2+
– compuși ai nemetalelor la numere de oxidare mici: P3-,N3-,S2-, X- (Cl-,Br-,I-),CO, SO 2etc.
• Oxidanți i pot fi :
– halogeni în formă moleculară X 2 (F2, Cl 2, Br 2, I2);
– oxigenul O 2 și ozonul O 3
– acizii oxigenați și sărurile lor conținând element e la numere de oxidare mari: – compuși
oxigenați ai halogenilor (XO-, XO 2-, XO 3-, XO 4-), K 2CrO 4, K 2Cr2O7, KMnO 4, K 2FeO 4,
– acizii și anhidridele lor : HNO 3 conc, H 2SO 4 conc.
– ioni metalici la nume re de oxidare superioare: Fe3+,Au3+,Hg2+,Ce4+,etc.
A) Reguli de atribuire a numerelor de oxidare ( N.O.)
1. N.O. al elementelor în stare liberă este 0: N 20, H20, Cl 20 etc
2. N.O al ionilor poliatomici este egal cu sarcina ionulu i. Metalele alc aline au
întotdeauna nr de oxidare +1, iar cele alcalino -pământoase +2: Na+1Cl-1, Ba +2Cl2-1 etc
3. Fluorul are N.O. -1 în toți compusii săi, deoar ece este cel mai electronegativ element
4. Oxigenul are N.O. -2 în majoritatea compușilor. Fac excepț ie peroxizii , unde N.O. al
oxigenului este -1și compușii cu fluorul în care O are N.O. +2 : H 2O2-1, Na 2O2-1, F2O-1
5. Hidrogenul are N.O. +1 în toți compușii lui, cu excepția hidrurilor ionice ale metalelor
alcaline și alcalino -pământoase în care există ionul hidrură H-.
6. Într-un compus neutru suma algebrică a numerelor de oxidare ale tuturor atomilor
trebuie să fie egală cu zero.
7. Într-un ion poliatomic suma algebrică a numerelor de oxidare ale tuturor atomilor
trebuie să fie egală cu sarcina ionului: (S6+O2-
4)2-, (C4+O-2
3)2-
B) Potențiale de electrozi
Măsura puterii oxidante sau reducãtoare a unui sistem este datã de valoarea
potențialului redox standard, determinat în raport cu potențialul standard (E°) al electrodului
normal de hidrogen, considerat convențional zero.
Electrodul unui metal – ansamblul format dintr -o lama metalică în contact cu o soluție

25
ce conține ionii metalului respectiv (Cu/Cu2+; Zn/Zn2+; etc.)
Practic este imposibilă măsurarea potențialului pentru un electrod, poate fi măsurată diferența
de potențial dintre doi electrozi.
Se alege un electrod de referință care să aibă potențialul de electrod egal cu zero –
electrodul normal de hidrogen (NHE) – format dintr -o placă de platină (inactivă chimic,
acoperită cu un strat poros negru de platină) în contact cu o soluție acidă (ioni H 3O+ de
concentrație 1 mol/L) de HCl 1M (sau H 2SO 4 2N), saturatã cu hidrogen gazos H 2(g) la
presiunea de 1atm și la temperatura de 25șC. Placa de Pt absoarbe H 2(g) și practic are
comportamentul unui electrod de metal în contact cu ionii săi în soluție:
2H(aq)+ + 2e- → H 2(g) E0 = 0,000 V
2H3O+ + 2 e – → H 2 + 2H 2O E0 = 0,000 V

Figura 1. Schema electrodului normal de hidrogen1

1 – placa de platină/negru de platină
2 – hidrogen gazos (condiții normale)
3 – soluția de acid (concentrația H 3O+ – 1 mol/L )
4 – siguranță pentru evitarea pătrunderii oxigenului
5 – rezervor pentru atașarea celulelor galvanice (ex. metal/ioni metalici) pentru
determinarea potențialului standard al cuplurilor conjugate
Valoarea forței electromoto are (F.E.M) măsurate în condiții standard (25șC și 1 atm) pentru
oricare cuplu redox conjugat, față de electrodul normal de hidrogen, reprezintă potențialul de
electrod standard = E° al respectivului cuplu redox. Toate potențialele standard de electrod
sunt măsurate comparativ cu NHE (IUPAC 1953) .
___________________
1http://oprean.xhost.ro/anorganica/cursuri1/Curs13.pdf

26
În tabelul I.2. sunt prezentate potențialele standard pentru unele semireacții de
reducere.
Tabelul I .2. – Potențialul de electrod standard E° (25șC și 1 atm) pentru diferite sisteme redox
în solutie apoasă:
Forma oxidatã Numãr de
electroni Forma redusã E°(V)
Li+ 1e- Li -3,05
Ca2+ 2e- Ca -2,87
Na+ 1e- Na -2,71
H2 2e- 2H- -2,25
Al3+ 3e- Al -1,66
Mn2+ 2e- Mn -1,18
Zn2+ 2e- Zn -0,76
Fe2+ 2e- Fe -0,44
Cd2+ 2e- Cd -0,40
Sn2+ 2e- Sn -0,14
Pb2+ 2e- Pb -0,13
2H+ 2e- H2 0,00
SO 42- + 2H+ 2e- SO 32- + H 2O 0,22
Cu2+ 2e- Cu 0,34
I2 2e- 2I- 0,54
Fe3+ 1e- Fe2+ 0,77
Ag+ 1e- Ag 0,80
Hg2+ 2e- Hg 0,85
NO 3-+ 4H+ 3e- NO + 2H 2O 0,96
Br2 2e- 2Br- 1,07
MnO 2 + 4H+ 2e- Mn2+ + 2H 2O 1,23
Cr2O72- + 14H+ 6e- 2Cr3+ + 7H 2O 1,33
Cl2 6e- 2Cl- 1,36
ClO 3- + 6H+ 6e- Cl- + 3H 2O 1,45
MnO 4- + 8H+ 5e- Mn2+ + 4H 2O 1,51
F2 2e- 2F- 2,87

27
• cu cât potențialul standard de reducere este mai „pozitiv ” cu atât crește tendința de
reducere a formei oxidate (agentul oxidant este mai puternic) ;
• cu cât potențialul standard de reducere este mai „negativ ” cu atât crește tendința de
oxidare a formei reduse (agent ul reducător este mai puternic) ;
• pentru un cuplu Ox./Red. există relația de egalitate în valoare absolută a potențialului
standard de oxidare și de reducere: Eox.0= – Ered.0
În concluzie , forma oxidată a unei specii chimice (1) este capabilă să oxideze forma
redusă a altei specii (2) printr -o reacție redox, dacă potențialul de reducere al speciei (2) este
mai mic decât cel al speciei (1), potențialul standard de reducere al reducătorului dintr-o
reacție redox să fie mai mic decât potențialul standard de reducere al oxidantului reacției.
Exemplu: Fe2+ + 2e- → Fe0 E0 = – 0,44 V → (2)
Cu2+ + 2e- → Cu0 E0 = 0,34 V →(1)
Forța electromotoare (FEM) pentru un cuplu redox oarecare se cal culează ca diferența
între potențialul polului pozitiv „+” (catodul = electrodul unde are loc procesul de reducere)
și potentialul polului „ -” (anodul = electrodul unde are loc procesul de oxidare:
F.E.M. = E0
(+) – E0(-)
F.E.M. = E0
catod – E0
anod
• Mãrimea potențialului redox standard este o măsurã a tendinței de reducere (deci a
capacității de a fi oxidant).
• Seria potențialelor redox standard permite:
 stabilirea seriei activității chimice (reactivității) a metalelor ( seria potențialelor
normale de electrod = seria Volta -Beketov ) – ordonând valorile potențialelor
normale de electrod de la valorile cele mai negative (corespunzătoare celor mai
electropozitive metale) către valorile pozitive cele mai mari (core spunzătoare
metalelor mai putin electropozitive). În această serie, în stânga hidrogenului se
situeazã cele mai electropozitive metale, iar în dreap ta hidrogenului metalele nobile :
Li, K, Na, Ca, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au, Pt
E° < 0 E° = 0V E° > 0
 aprecierea spontaneității unei reacții redox constă în scrierea unei reacții între un
oxidant și un reducător, cu indicarea produșilor de reacție și a raportului dintre
reactanți, având în vedere că numărul electronilor cedați și acc eptați trebuie să fie

28
același .
• Puterea oxidantã respectiv reducă toare este o mãrime relativă. Un amfolit redox
reprezintă o substanță chimică cu rol de oxidant sau reducător în funcție de partenerul de
reacție și de condițiile de reacție
Factori care influențează potențialul redox
Ox + ne –  Red E = E0 + log
– Potențialul redox se poate modifica prin modificarea valorii raportului [Ox] / [Red];
– Precipitarea: o dată cu scăderea concentrației oxidantului [Ox], scade și tensiunea
electromotoare E ;
– Complexarea: o dată cu scă derea concentrației reducătorului [Red], va crește și
tensiunea electromotoare E;
– Influența pH -ului în reacții redox care consumă protoni
Ox + ne- + mH+  Red + m/2 H 2O E = E0 +
log
 Scăderea pH -ului conduce la creșterea [H+], ceea ce înseamnă creșterea f.e.m. E
 Creșterea pH -ului conduce la scăderea [H+], ceea ce înseamnă scăderea f.e.m. E
+ 5 e- + 8 H+ = Mn2+ + 4 H 2O E0 = 1,52 V
E = E0 +
log

+ 3 e- + 4 H+ = MnO 2 + 2 H 2O E0 = 1,67 V
E = E0 +
log

C) Reacții redox – exemple și aplicații
a) Exemple
Reacțiile redox se pot desfășura în soluție (de obice i apoase) în mediu acid, bazic,
neutru sau în topitură.
În egalarea reacțiilor redox se parcurg următoarele etape:
– scrierea formulelor reactanțior și produșilor de reacție
– marcarea elementelor care –și modifică numărul de oxidare
– bilanțul electronic pentru egalarea numărului de electroni cedați și acceptați, adică

29
stabilirea coeficienților de bază ai reacției
– bilanț ul atomic – completarea cu coeficienți a ecuației chimice, ținând seama de
conservarea numărului de atomi.
Exemplul 1 – permanganat de potasiu + sulfat de fier (II) + acid sulfuric: ˉ
• scrierea formulelor reactanțior și produșilor de reacție:
KMnO 4 + FeSO 4 + H 2SO 4 → MnSO 4+ Fe 2(SO 4)3+ K 2SO 4+ H 2O
• marcarea elementelor care î și modifică numărul de oxidare:
KMnVIIO4 + Fe2+SO 4 + H 2SO 4 →Mn2+SO 4 + Fe23+(SO 4)3 + K 2SO 4 + H 2O
• scrierea proc eselor de oxidare și reducere ( semi-reacția de oxidare și semi -reacția de
reducere ):
MnVIIO4ˉ + 8 H+
→ Mn+2 + 4H2O /×2
2Fe+2 → 2 Fe+3 / × 5
În reducerea Mn(VII) la Mn(II), Mn(VII) acceptă 5e-, deci ionul MnO 4ˉ este oxidantul .
În oxidarea Fe(II) la Fe(III), Fe(II) cedează 1e-,dar avem doi atomi care își schimbă starea
de oxidare în consecință cedează 2 e-, deci ionul Fe(II) este reducătorul .
• “bilanțul electronic” pentru egalarea numărului de electroni cedați și acceptați, adică
stabilirea coeficienților de bază ai reacției:
MnO 4ˉ + 5e- + 8H+= Mn+2 + 4H2O/ × 2
2 Fe+2 -2e- = 2 Fe+3 / × 5

• completarea ecuației ținând seama de bilanțul atomic (conser varea numărului de
atomi). Reacț ia finalã este:
2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 8H 2SO 4→ 2MnSO 4 + 5Fe 2(SO 4)3 + K 2SO 4 + 8H 2O
care poate fi reprezentată și prin ecuația ionică:
MnO 4- + 5Fe2+ + 8H+ = Mn2+ + 5Fe3+ + 4H 2O
Există reacții în care agentul oxidant sau reducător participă la reacție și ca mediu de reacție,
oferind ioni de legă turã în sistem, fără să -și modifice numă rul de oxidare.
Exemplul 2 – acid azotic (în raport molar 1 : 1) + cupru:
3Cu0+ 8HNVO3 = 3Cu2+(NO 3)2 + 2NIIO + 4H 2O

30

→

→ |

ˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉˉ
3Cu + 2NO 3ˉ + 8H+ =3Cu2+ + 2NO + 4H 2O
Acidul azotic este și oxidant și mediu de reactie.
Exemplul 3 – oxidul de Mn(IV) + HCl concentrat:
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2O
MnIVO2 +4H+ +2e-→ Mn2+ + 2H 2O /×1
2Cl- -2e- → Cl 20 /×1
HCl este atât reducătorul, cât și mediu de reacție.
Exemplul 4 – topitura alcalină oxidantă:
• sulfat de crom + clorat de potasiu + hidroxid de potasiu:
Cr23+(SO 4)3 + KClVO3 + 10KOH = 2 K 2CrVIO4 + KCl1- + 3K 2SO 4 + 5H 2O
• dioxid de mangan + azotat de potasiu + hidroxid de sodiu:
MnIVO2 + KNVO3 + 2NaOH = Na 2MnVIO4 + KNIIIO2 + H 2O
Exemplul 5 – Amfoliți redox
Amfoliții redox sunt specii chimice care conțin un element la un număr de oxidare
intermediar (între minimul și maximul pe care le poate atinge), astfel că acestea se comportă
ca oxidanți față de reducători mai puternici decât ele, și ca red ucători față de oxidanți mai
puternici decât ele:M 2ISIVO3 ; H 2O2 ; MINIIIO2 ; CrX 3 ; M 2IHPIIIO3 etc.
• apa oxigenată (reducător) + permanganat de potasiu + acid sulfuric:
2KMnO 4 + 5H 2O2 + 3H 2SO 4 = 2MnSO 4 + 5O 2 + K 2SO 4 + 8H 2O
• apă oxigenată (oxidant) + iodură de potasiu + acid sulfuric:
2KI+ H 2O2 + H 2SO 4 = I2 + 2H 2O + K 2SO 4
Exemplul 6 – Reacții de disproporționare
Sunt reacțiile redox în care un element dintr -o specie chimică, aflat la un număr de
oxidare intermediar, participă concomitent la oxidare și la reducere, formând compuși în care
are numere de oxidare diferite (este deci și oxidantul, și reducătorul în ac ea reacție redox):

31
• sulf + hidroxid de sodiu:
3S0+ 6NaOH → Na 2SO 3 + 2Na 2S2- + 3H 2O
• manganat(VI) de potasiu + apă:
3K2MnVIO4 + 2H 2O → MnIVO2 + 2KMnVIIO4 + 4KOH
• clor + hidroxid de sodiu:
Cl0
2 + NaOH ↔NaCl+IO + NaCl-1 + H 2O
Exemplul 7 – Reacții de sinproporționare
Sunt reacțiile redox în care un element , aflat în aceeași substanță sau în substanțe
diferite, la diferite numere de oxidare, se oxidează și se reduce ajungând la aceeași stare de
oxidare, într -un singur compus:
• clorură de potasiu + clor at de potasiu + acid sulfuric.
5KCl1- + KClVO3 + 3H 2SO 4 → 3Cl 2 + 3K 2SO 4 + 3H 2O
• descompunerea termică a azotitului de amoniu:
N3-H4NVO2
→N20 + 2H 2O
• dioxid de sulf + hidrogen sulfurat:
SIVO2 + 2H 2S2- → 3S0 + 2H 2O
b) Factorii care influențează reacțiile redox :
1. Mediul de reacț ie:
Modul de desfãșurare al reacțiilor de oxido -reducere este influențat de pH -ul neutru,
acid sau bazic. Aceiași reactanți dar la pH -uri diferite pot genera produși de reacție diferiți –
vezi reacțiile permanganatului de potasiu cu diferiți reducători, în mediu acid, bazic sau
neutru:
2KMnVIIO4 + 5Na 2SIVO3 + 3H 2SO 4→ 5Na 2SVIO4 + 2Mn2+SO 4 + K 2SO 4 + 3H 2O
2KMnVIIO4 + 3Na 2SIVO3 + H 2O → 2MnIVO2 + 3Na 2SVIO4 + 2KOH
2KMnVIIO4 + Na 2SIVO3 + 2KOH → 2K2MnVIO4 + Na 2SVIO4 + H 2O
2. Concentrația
Reacțiile redox sunt reacții de echilibru (devin totale, ireversibile, când unul din produșii de
reacție părăsește sistemul fiind în stare gazoasă sau greu solubil în apă):
Ox1 + Red2 →Red1 + Ox2
Sunt cazuri când aceiași reactanți la concentrații diferite determină formarea unor produși de

32
reacție diferiți:
• iodura de potasiu + acidul sulfuric diluat – nu este o reacție redox, ci eliberarea
acidului iodhidric, un acid tare dar volatil, din sarea s a, de către un acid tare și stabil, cum
este acidul sulfuric:
2KI + H 2SO 4 dil.→ 2HI↑ + K 2SO 4
• iodura de potasiu + acid sulfuric concentrat – H2SO 4 conc. este un acid cu caracter
oxidant destul de puternic, astfel că ionul iodură se oxidează la iodul molec ular:
2KI1- + 2H 2SVIO4 conc. → I0
2 + SIVO2 + K 2SO 4 + 2H 2O
3. Temperatura :
Modifică viteza reacțiilor de oxidare -reducere sau poate determina modificarea
produșilor de reacție obținuți în urma reacțiilor la temperaturi diferite a acelorași reactanți.
1) Creșterea temperaturii produce o creștere considerabilă a vitezei de reacție pe seama
energiei cinetice a particulelor, implicit a numă rului ciocnirilor eficace din unitatea de timp:
• acid oxalic + permanganat de potasiu + acid sulfuric:
5H2C2IIIO4 + 2KMnVIIO4 + 3H2SO 4
→ 10CIVO2 + 2Mn2+SO 4 + K2SO 4 + 8H2O
• dicromat de potasiu + acid clorhidric concentrat:
K2Cr2VIO7 + 14HCl-
→ 2KCl + 2CrCl 3 + 3Cl0
2 + 7H 2O
• sulfat de mangan + dioxid de plumb + acid azotic concentrat:
2MnSO 4 + 5PbO 2 + 6HNO 3
→ 2HMnO 4 + 2PbSO 4 + 3Pb(NO 3)2+2H 2O
2) Creșterea temperaturii poate conduce reacția dintre aceiași reactanți la produși diferiți de
reacție:
• reacțiile clorului cu hidroxidul de sodiu la diferite temperaturi:
Cl0
2 + NaOH → NaClIO + NaCl-1 + H 2O t < 40șC
3Cl 20 + 6NaOH  NaClVO3 + 5NaCl- + 3H2O t=40 -70 C
4Cl 20 + 8NaOH  NaClVIIO4 + 7NaCl- + 4H 2O t 70 C
4. Catalizatorii:

33
Au rolul de a mãri viteza reacțiilor redox sau pot determina modificarea produșilor de
reacție obținuți în urma reacțiilor în absența și în prezența catalizatorilor , pornind de la
aceiași reactanți.
1) Catalizatorii măresc viteza reacțiilor redox prin micșorarea timpului necesar
stabilirii echilibrului redox:
• reacția de descompunere a apei oxigenate în prezența diox idului de mangan:
H2O2 → H2O + 1/2 O 2
• reacția de descompunere a cloratului de potasiu în prezența dioxidului de mangan:
KClO 3 → KCl + 3/2 O 2
2) Catalizatorii pot conduce reacția dintre aceiași reactanți la produși de reacție diferiți
față de reacția necatalizată:
• hidroxid de mangan + brom + hidroxid de potasiu:
Mn2+(OH) 2 + Br 20 + 2KOH → MnIVO2 +2KBr-1 + 2H 2O
În absența catalizatorului (CuSO 4) oxidarea ma nganului (II) se face numai până la manganul
(IV), în timp ce în prezența catalizatorului și la încălzire oxidarea are loc până la manganul
(VII):
2Mn2+(OH) 2 + 5Br 20 + 12KOH
→ 2KMnVIIO4 + 10KBr-1 + 8H 2O
• peroxodisulfat de amoniu + sulfat de mangan + apă:
În absența catalizatorului (AgNO 3) și la rece, oxidarea sulfatului de mangan se face numai
până la acidul manganos (dioxid de mangan hidratat), în timp ce în prezența catalizatorului la
cald, sulfatul de mangan este oxidat până la acid permanganic:
La rece :
(NH 4)S2O8 + Mn2+SO 4 +3H 2O→ H 2MnIVO3 + (NH 4)2SO 4 + 2H 2SO 4
La cald :
5(NH 4)S2O8+ 2 Mn2+SO 4 + 8H 2O→ 2HMnVIIO4 +5 (NH 4)2SO 4 +7 H 2SO 4
(NH 4)2S2O8 – are numai caracter oxidant datorită grupării peroxidice O 2-2 = 2O-1:
O22- + 2 e – → 2O-2
(NH 4)2S2O8 + 2 e – → (NH 4)2SO 4 + SO 42-

34
I. 2.6.3 Reactii cu transfer de ioni, molecule (de complexare)
A) Aspecte generale
Echilibru chimic în care particula transferată este ion sau moleculă este un echilibru de
complexare (cu transfer de ioni sau molecule).
Donor  Acceptor + π
De exemplu: [Ag(NH 3)2]+  Ag(NH 3)+ + NH 3
Fe(SCN) 3  [Fe(SCN) 2]+ + SCN–
Combinația complexă reprezintă donorul de ioni sau molecule . Orice donor complex are un
acceptor conjugat. Acceptorul primar poate fi un cation metal ic numit grupare centrală (M).
Particula transferată (ion sau moleculă) se numește ligand (L).
Echilibrele de formare a complecșilor se pot reprezenta în două moduri:
a) echilibre de formare succesivă a complecșilor caracterizate pri n constante de formare
succesivă (K1, K2, K 3,…….. KN)
M +L  ML K1 =

ML +L  ML 2 K2 =

ML 2 + L  ML 3 K3 =

…………………………………………..
ML N-1 +L  ML N KN =

În aceste echilibre se formează complecși de ordinul n unde 0 < n < N. Complexul
ML N este complexul superior de ordin N , este un policomplex adică un polidonor. Acceptorul
primar, M, este un poliacceptor , în mod formal este complexul de ordinul zero. Complecșii de
ordin 1 < n < N pot fi atât donori, cât și acceptori de liganzi, adică amfoliții complecși.
ML → M + L
ML + L → ML 2
__________________
2 ML → M + ML 2

b) echilibre de formare totale caracterizate prin constante totale de formare ( β1, β2,
β3,….. ,βN )
M + L  ML β1 =

35
M + 2L ML 2 β2 =

M +3L ML 3 β3 =

……………………………………..
M + NL ML N βN =

Între constantele de formare totale și constantele de formare succesive există
următoarele relații:
β1 = K1
β2 = K1× K2
…………………………………..
βN = K 1 K2 ……….K N =
Constantele de formare reprezintă o măsură a stabi lității combinațiilor complexe.
Complecșii sunt cu atât mai stabili cu cât constantele de formare sunt mai mari. Inversul
constantelor de formare definește constantele de instabilitate: K’
n =

În practica analitică se folosește adesea și mărimea pK d efinită de relația: pK = log K ,
unde K reprezintă constanta de stabilitate .
B) Reacții între donori și acceptori de ioni sau molecule
Considerăm echilibru d e disociere a ionului complex:
[Hg(SCN) 4]2–  Hg(SCN )3– + SCN–
Complexul Hg(SCN) 42– pune în libertate ionul SCN– numai în măsura în care în soluție există
un acceptor al acestor ioni ca de exemplu ionul Fe3+ care fixează ionul SCN– conform
echilibrului:
Fe3+ + SCN–  Fe(SCN )2+
Însumâ nd cele două echilibre se obține:
Hg(SCN) 42– + Fe3+  Hg(SCN) 3ˉ + Fe(SCN) 2+
cu constanta de echilibru: K= [ ( ) ] ( )
[ ( ) ]
Echilibrul de mai sus este de tip donor -acceptor și poate fi formulat la modul general astfel :
D1 + A 2 A1 + D 2

36
cu constanta de echilibru: K = =

Se observă că în timp ce constanta de echilibru K caracterizează interacțiunea dintre cupluri,
constantele K 1 și K 2 caracterizează stabilitatea cuplurilor donor – acceptor (1), respectiv (2).
Pentru a prevedea posibilitățile de reacție între donori și acceptorii de ioni sau molecule
este necesar să se cunoască constantele de stabilitate ale complecșilor implicați în reacție. În
acest scop am ales pentru exemplificare complecșii pe care acidul e tilendiaminotetraacetic
(EDTA) îi formează cu o serie de cationi metalici. Acidul etilendiaminotetraacetic are
formula:
CH2
CH2N
NCH2
CH2
CH2
CH2 COOH
COOH
COOH
COOH

și se notează prescurtat H 4Y.
În soluție apoasă ar e loc echilibrul protolitic: H4Y + 4 HOH  Y4– + 4 H3O+ din care rezultă
anionul Y4– ce constituie ligandul. În tabelul I.3 se dau constantele de stabilitate pentru o
serie de complecși ai anionului Y4– cu cationi metalici .
Tabel I.3. Constantele de stabilitate K1 pentru o serie de complecși ai ligandului Y4–
(EDTA)
Donor Acceptor pK1
LiY3– Li+ 2,8
AgY3– Ag+ 7,3
MgY2– Mg2+ 8,7
CaY2– Ca2+ 10,7
ZnY2– Zn2+ 16,3
CuY2– Cu2+ 18,8
FeY– Fe3+ 25,1

În tabelul I .3 complecșii sunt așezați în ordinea creșterii stabilității lor:
– complexul cel mai stabil (donorul cel mai slab) este FeY– căruia îi corespunde acceptorul
cel mai puternic Fe3+.

37
– complexul cel mai puțin stabil (donorul cel mai puternic) este LiY3– căruia îi corespunde
acceptorul cel mai slab.
– Un acceptor din acest tabel va reacționa cu oricare donor complex situat deasupra sa în
acest tabel.
Conform teoriei clasice a valenței, compușii se formează prin saturarea reciprocă a
valențelor atomilor componenți. În acest caz, compușii formaț i se numesc combinații simple
sau combinații de ordinul I. Ex: HCl, H 2O, NH 3. Prin interacțiunea combinațiilor de ordinul
I (exceptând reacțiile de substituție) se obțin combinații de ordin superior – combinații
complexe.
AgNO 3 + NaOH = AgOH + NaNO 3 – reacție de dublă substituție, se formează o combinație
simplă
AgOH + NH 3 = [ Ag(NH 3)2] OH – reacție de com plexare, se formează o combinați e de
ordin superior
O combinatie complexă este o moleculă ce conține un ion metalic numit ion central
de care sunt legați prin legături covalent – coordinative diverse molecule sau ioni (anioni
sau cation i), denumiți liganzi. Numă rul liganzilor legați coordinativ de ionul cent ral se
numește număr de coordinare. În cazul în care o combinație complexă disociază în so luție
apoasă, numai o componentă a ei dis ociază, cealaltă rămânând legată complex – rezultă
un ion complex.
[Co(NH 3)6]Cl 3 → [Co(NH 3)6]3++ 3Cl-
Număr de coordinare : 6

C) Teoria coordinaț iei a lui Werner
Teoria lui Werner postulează că în combinațiile complexe atomul central pr ezintă două

38
tipuri de valențe:
1.Valența principală – ionizabilă (electronii pot fi cedați pentru a forma ioni), corespunde
stării de oxidare și poate fi satisfăcută doar de ioni negativi (c orespund e – din stratul
superio r).
2. Valența secundară – ne-ionizabilă (nu pot fi cedați e – pentru a forma ioni), corespunde
numărului de coordinare, poate fi satisfăcută de ioni negativi sau molecu le neutre (ce au e – în
exces) (corespund orbitalilor d liberi din stratul superior al metalului) .
Fiecare atom de metal are un număr fix de valențe secundare ce sunt întotdeauna orientate în
direcții fixe în spațiu. Acest lucru duce la o geometrie (formă tridimensională) bine precizată
a compusului complex format .
Tipuri de geometrii întâlnite în combinațiile complexe (fig. 2)
-liniar – număr de coordinare 2, Ex:KAg(CN) 2
-trigonal planar – număr de coordinare 3, Ex: HgI 3−
-tetraedrică – – număr de coordinare 4, Ex: CoCl 42−
-trigonal bipiramidal – număr de coordinare 5, Ex: SnCl 5−
-octaedrală – număr de coordinare 6, Ex: Fe(H 2O)62+

Figura 2. Tipuri de geometrii în combinaț ii complexe

Pentru a putea funcționa ca ion central, ionul metalic trebuie săîndeplinească 2 condiț iii:
– să aibă un volum ionic mic
– să posede orbitali liberi în care să poatăaccepta electronii neparticipanț i ai ligandului,
ceea ce permite realizarea de legă turi covalente coordinative. (Ex: metale tranziționale)

39
Liganzii sunt moleculele ce donează o pereche de electroni și particpă astfel la formarea
legăturii coordinative. Liganzii pot fi:
– molecule : H 2O, NH 3, CO, etc. În acest caz sarcina electrică a ionului complex va fi
dată de sarcina pozitivă a ionului metalic. Ex : [Cu(NH 3)4]2+ ;
– ioni negativi precum F-, Cl-, Br-, I-, HO-, SO 42-, PO 43-, etc. În acest caz sarcina ionului
complex se calculează prin însumarea sarcinilor pozitivă a ionului metalic și produsul
dintre numărul de liganzi și sar cina negativă a ligandului . Ex:[FeCl]2+, [FeCl 2]+,
[FeCl 4]-.
Liganzii se clasifică după numărul de legături coordinative realizate cu atomul central în :
Liganzii monodentați – formează o singură legătură coordinativă cu atomul central.
Exemple : ionii : F-, Cl-, Br-, I-,CN-, SCN-, NO 2-, etc. sau moleculele : H 2O, NH 3, CO, etc.
Liganzii polidentați se leagă la același ion prin mai mulți atomi donori realizând mai multe
legăturicoordinative cu atomul central. Exemple :liganzii bidentaț i (C2O42-, S 2O82-,
etilendiamina) realizează două legături coordinative.

[M(H 2 O)6 ]z+ [Fe(C 2O4)3]3- Acid etilen -di-amino tetracetic (EDTA)
Numărul de coordinare :
– depinde în special de natura ionului central și doar parțial de natura liganzilor
– poate avea valori de la 2 la 12, cele mai frecvente valori întâlnite în combinații
complexe fiind 6 și 4.
D) Denumirea combinațiilor complexe
Formula combinațiilor complexe: ionul complex se scrie în pa ranteză pătrată în
interiorul că reia se indică simbo lul atomului central, liganzii anionici (negativi), liganzii
neutri și cei organici în ordine alfabetică.
La stabilirea denumirii u nei combinatii complexe se iau î n considerare : clasa de
compuși din care face combinația complexă: acid, hidroxid , sare; num ărul de coordinare;
numele ligandului; [Cu(NH 3)4](OH) 2- hidroxid de tetraaminocupru (II), numele ionului
central; numele ionului care neutralizeaza sarcina ionului central si numă rul acestor ioni.

40
a) La denumirea liganzilor se atașează sufixul “o”, de exemplu : cloro (Cl-), ciano (CN-)
etc., iar liganzii neutri se numesc : acvo (H2O), amino (NH 3), carbonil (CO) ș i nitrozil (NO).
Liganzii de același fel se denumesc cu prefixul mono-, di-, tri- etc.
b) În denumirea unui anion (ion negat iv) complex se indică în ordine :
1. liganzii în ordinea alfabetică
2. atomul central, adau gând la denumire sufixul “at” indicând de asemenea starea de oxidare
prin cifre romane în paranteză.
c) în denumire un ui cation (ion pozitiv) complex :
1. înaintea numelui se înscrie prepoziția “de”
2. în limba română se denumește mai întâ i anionul și apoi cationul, de și la scrierea lor se
procedează invers.
[Cu(NH 3)4](OH) 2 – hidroxid de tetraaminocupru (II),
[Ag(NH 3)2]NO 3 – azotat de diaminoargint (I),
Na[Al(OH) 4] – tetrahidroxoaluminat de sodiu,
[Co(NH 3)6]Cl 3 – triclorura de hexaaminocobalt (III)
K4[Fe(CN) 6] – hexacianoferat (II) de tetrapotasiu;
E) Izomeria combinațiilor complexe
Combinațiile complexe prezintă 4 tipuri de izomerie:
1. Izomeria de hidratare – rezultă din modul diferit de legare a moleculelor de apă într –
o combinație complexă ceea ce determină modificarea unor proprietăți precum
culoarea sau solubilitatea
[Cr(H 2O)6] Cl 3 triclorură de hexaacvocrom (III), gri – albastru
[CrCl(H 2O)5]Cl 2 •H2O diclorură de pentaacvoclorocrom (III) monohidratat, albastru – verzui
[CrCl 2(H2O)4]Cl•2H 2O clorură de tetraacvodiclorocrom (III) dihidratat, verde
2. Izomeria de ionizare – combinații complexe cu aceeași compoziție chimică,
ionizează diferit in soluție:
[Co(SO 4)(NH 3)5 ]Br → [Co(SO 4)(NH 3)5 ]+ + Br-
roșu – violet
[CoBr(NH 3)5]SO 4 → [CoBr(NH 3)5]2+ + SO 42-
violet – închis

41
3. Izomeria de coordinare – caracteristică combinațiilor constituite numai din ioni
complecși și se datorează posibilității de s chimbare a liganzilor între aceș ti ioni.
Ex.: [Co(NH 3)6][Cr(CN) 6] – galben -verzui; [Cr(NH 3)6][Co(CN) 6] – galben -deschis.
4. Izomeria sterică (geometrică) – distribuției spațiale diferite a liganzilor î n sfera de
coordinare a metalului.
Cei mai cunoscuți sunt izomerii cis -trans de tipul [MA 4B2]+n sau [MA 2B4]+n
Ex.: [Co(NO 2)2(NH 3)4]NO 3cis, galben -brun; trans, galben -portocaliu.

F) Exemple de combinații complexe cu importanță practică:
1. [Ag(NH 3)2]OH – hidroxid de diaminoargint (I) – reactiv Tollens
AgNO 3 + NaOH = AgOH + NaNO 3 AgOH + NH 3 = [ Ag (NH 3)2] OH
– agent de oxidare slab folosit la oxidarea aldehidelor și a glucozei;
2. Fe4[Fe(CN) 6]3 – hexacianoferat (II) de fier (III) – Albastrul de Berlin
produsul reacției specifice de identificare a ionului feric (III) cu hexacianoferatul de
potasiu (ferocianura de K) 4FeCl 3 + 3 K 4[Fe (CN) 6]3 = Fe3+
4[Fe2+(CN)-
6]3 + 12 KCl
3. Hemul din hemoglobină

– un atom de Fe2+ ce este coordinat tetra dentat de atomii de N dintr-un ligand organic –
porfirină
– legarea O 2 duce la convertirea Fe2+ în Fe3+. Fe3+ are geometrie octaedrală, una din legături

42
va fi satisfăcută de O 2, iar cea de -a doua de un atom de N din structura hemoglobinei.
4. Clorofila

– un atom de Mg2+ ce este coordinat tetra dentat de atomii de N din porfirină
– cea de -a 5 legătură coordinativă a atomului de N este satisfăcut ă de un atom de N din
structura proteinei asociate cu clorofila.

43
CAPITOLUL II
CALCU LE STOECHIOMETRICE PE BAZA ECUA ȚIILOR
REAC ȚIILOR CHIMICE
II.1. Generalități

Stoechiometria reacției chimice oferă informații legate de rapoartele molare de combinare
a reactanților și formare a produșilor de reacție, exprimându -se printr -o ecuație chimică . Într -o
ecuație chimică intervin formulele chimice ale substanțelor (care reprezintă molecu le sau atomi
de substanțe participante la reacție) și respectiv coeficienții stoechiometrici, care indică numărul
de molecule (sau atomi) implicate în transformare. Cunoașterea stoechiometr iei este importantă
în calculul cantităților (reactanți sau produși ) ce participă la o reacție chimică. Aceste cantități
pot reprezenta atomi, molecule, masă, volum (în cazul gazelor) sau numere de moli de atomi
sau moli de molecule, importante în analiza în care se realizează transformările chimice.
Algoritm de calcul :
– notarea datelor problemelor;
– scrierea ecuației reacției chimice;
– marcarea subst anțelor care se iau în calcul;
– trecerea datelor problemei pe ecuația reacției;
– notarea maselor molare înmulțite cu coeficienții;
– efectuarea calculelor.

II.2. Legea conservării masei substanțelor, legea conservării numă rului de atomi,
legea echivalen ților chimici
a) Legea conservării masei (descoperită, în mod independent, de către Lomono sov în
1760 ș i respectiv Lavoisier în 1785): Într-o reacție chimică , suma maselor substanțelor
intrate în reacție este egală cu suma maselor substanțelor rezultate din reacție.
b) Legea conservarii atomilor (consecința legii conservării masei substanțelor) : pentru
fiecare element participant la reacție, numărul atomilor intrați în reacție este egal cu
numărul atomilor rezultați din reacție.
Exemplu: Ce cantitate de oxigen este necesară pentru ca di n 30 g calciu să se obțină 38 g
CaO?
mCa=30g 2 Ca+ O 2 =2CaO

44
m CaO=38g mCa + =m CaO
=? 30 + = 38
= 8g
După stabilirea coeficienților chimici se verifică legea conservării numărului de atomi:
La reacție partic ipă 2 atomi de calciu și rezultă 2 atomi de calciu
La reacție partic ipă 2 atomi de oxigen și rezultă 2 atom i de oxigen
c) Legea echivalenților chimici
Două substanțe reacționează între ele în cantități p roporționale cu echivalenții lor chimici.
Echivalent chimic ( echivalent gram), Eg – cantitatea de substanță ce reacționează cu 1g H 2
sau 8 g O 2.
Reguli de stabilire a Eg:
Eg metal n – valenta metalului Eg Ca= =20g
Eg M(OH) n = n- nr. Grupărilor hidroxil Eg Fe(OH) 3 = =35,66g
Eg acid = n- valența radicalului Eg H 2SO 4 = =49g
Eg sare = n- valența met, x – valența nemetal (rad. Acid) Eg Fe 2(SO 4)3 =
= 66,66g
Eg redox =
n- nr. electronilor schimbați , depinde de reacția ce are loc
=
Exemplu :Oxidul unui metal divalent conține 40 % oxigen. Să se determine metalul.
mO = 28,57 g
= ⟹
= ⟹ Eg M =12g mM = 100 – 40 = 60 g
Eg M = ⟹ A = 24 uam ⟹ M: Mg
Eg O = 8g

II.3.Legile gazelor .

a) La trecerea unui gaz dintr -o stare 1, caracterizată prin parametrii p 1, V1, T1, într-o
stare 2, caracterizată prin parametrii p 2, V2, T2 , între aceste mărimi există relația:
P1V1/T1= P 2V2/T2

45
Exemplu : Cunoscând că la 20oC, presiunea unei cantități de azot dintr -un recipient este de 2
atmosfere, să se afle la ce temperatură azotul din recipient va avea presiunea de 6 atmosfere.
P1 = 2 atm
=

t1 =20°C T 1= 273+20 = 293K T2=
=
= 879K
p2=6 atm t 2 = 879-273= 606°C
V1= V 2
T2 =?
b)Legea lui Avogadro
Volume egale de gaze diferite, aflate în aceleași condiții de temperatură și presiune,
conțin același număr de particule.
– NA = 6,023∙ 1023 particule
– Mol – cantitatea de substanță egală cu masa moleculară exprimată în grame;
– Volumul molar – volumul ocupat de 1 mol de gaz în condiții normale (0oC, 1 atm.)
Vm = 22,4 l n= V/Vm
Exemplu: Să se determine: numărul de moli, numărul d e molecule și volumul ocupat în
condiții normale de 10 kg hidrogen.
= 2 uam; n = m/ M ⟹ n =10/2 = 5 moli H 2
= n × NA = 5 × 6,023× 1023 = 30,115 × 1023 molecule
= n × Vm = 5×22,4 =112 L

c) Determinarea masei moleculare și a densității gazelor
– densitatea absolută – masa unității de volum
= , dacă m = M și V=Vm (c. n.) ⟹ g/l, M =
– densitatea relativă (d) –arată de câte ori densitatea unui gaz este mai mare decât densitatea
gazului de referință
d =
= =
⟹ M1 = d × M2
Cel mai des se utilizează densitățile relative ale gazelor față de hidrogen și aer:
M = 2 × d; M = 28,9 × d M aer = 28,9
Exemple :

46
1 ) Să se determine și d aer a oxigenului
= =1,428 g/l
daer =
=
=1,107
2) 0,1 g substanță gazoasă, molecuă diatomică, ocupă în c.n. un volum de 1,12 L. Să se
determine substanța gazoasă.
n = = ⟹ = ⟹ M = 2 ⟹ A = 1 gazul: H 2

d) Ecuația de stare a gazelor perfecte .
– condiții normale : p o= 1 atm., t o = 0 ( T = 273 K ), Vm = 22,4 l
=
= R R – constanta general ă a gazelor perfecte
⟹ pentru 1 mol de gaz: pV = RT
Pentru n moli : pV = nRT ecuația de stare a gazelor perfecte
R = = 0,082 L atm/K mol
R = = 62400 cm 3 mmHg/K mol
R =
= 8.31 J/kmol K
Exemplu: Ce volum ocupă 14,2 g Cl 2 la 273oC și 6 atm.?
mCl 2 = 14.5g pV = nRT ; n =
t=273°C ⟹ T = 273 +273 = 546K pV = RT
p = 6 atm V =
= =1.49 L Cl 2
V=?
e) Legea presiunulor parțiale. ( legea lui Dalton)
– presiune parțială – presiunea pe care o are un gaz dacă s -ar găsi singur în vas ( Pi);
– presiunea unui amestec de gaze este egală cu suma presiunilor parțiale ale gazelor
componente ale amestecului ( legea lui Dalton);
P = P 1 + P 2 + P 3 + –––- + Pn
– fracția molară ( Xi) – raportul dintre numărul de moli ai unui component și numărul total de

47
moli;
Xi =
; ∑
Pi = Xip → X1∙p + X2∙p + X3 ∙ p +…………+ Xn∙ p n
– Pentru un amestec de gaze se determină – masa moleculară medie,
– densitatea absolută medie
– densitatea relativă medie
= X1∙ M 1 + X2∙M2 +………..+ Xn∙Mn ; =
g/l; aer =

Ex 1. Se dă un amestec de gaze ce conține : 0,5 moli CO 2, 33,6 L CO, 8 g H 2, și 0,001 kmoli
N2. Să se determine: aer
VCO = 33,6 L = 0,5moli = 44 g/mol
=8g n CO = 33,6/22,4 = 1,5moli MCO = 28 g/mol
= 0,001 kmoli = 8/2 =4moli = 2 g/mol
=1mol = 28 g/mol
nam = 0,5 + 1,5 + 4 + 1= 7 moli
=
∙ +
∙ M CO +
∙ +
∙
=
∙ 44 +
∙ 28 +
∙ 2 +
∙ 28 = 14,28
=
=
= 0,6375 g/l
aer =
=
= 0,494
Ex 2 : Într -un rezervor de 8 L se află, la 35oC, un amestec de H 2 și N 2. Știind că în rezervor
se găsesc 2 moli N 2 și că presiunea parțială a hidrogenului este de 0,8 atm., să se determine
presiunea totală a amestecului de gaze.
P = + T = 273 + 35 = 308 K
PV = nRT = 2 × 0,082 × 308/8 = 6,3 atm
V = RT P = 6,3 + 0,8=7,1 atm

II.4. Determinarea masei substan țelor, a numărului de moli și a volumelor de gaz

Cantitățile cunoscute de substanțe se pot exprima în unități de masă, volum sau moli.

48
Se pot trece în același timp toate cele trei tipuri de unități de măsură p e ecuație, dar pentru o
substanță se folos ește aceeași unitate de măsură.
Problema 1 : 195 g zinc reacționează cu o soluție de acid clorhidric. Se cere:
a) numărul de moli de clorură de zinc obținută;
b) volumul de hidrogen degajat (c.n.)
mZn = 195 g Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
= ? 195 g Zn…………x moli ZnCl 2……… y L H 2
= ? 65 g Zn…………1 mol ZnCl 2…….. 22,4 L H 2
a) x =195/65 = 3 moli ZnCl 2
b) y =(195 22,4)/65 = 67,2 L H2
Problema 2
Calculeaz ă cantitatea de soluție de clorură de sodiu cu concentrația 20% necesară pentru
obținerea a 100 L de clor (c.n.). Ce volum de hidrogen se obține la catod ?
Rezolvare
2 NaCl + 2 H 2O
→ 2 NaOH + H 2 + Cl 2
=
= 4,46 moli Cl 2
2 moli NaCl…………………..1 mol Cl 2
x moli NaCl………………..4,46 moli Cl 2
_______________________________________
x = 8,92 moli NaCl m = 522,32 g NaCl
c% =
100 s =
100 =
= 2611, 6 g soluție NaCl 20%
1 mol Cl 2……………………………. ol 2
4,46 moli Cl 2……………………….y oli 2 y oli 2
= 4,46 100 L H 2 (c.n.)

II.5. Șir de reacț ii
Problema 1 Se dă schema :
C → CO → CO 2 → CaCO 3
a) Să se scrie ecuațiile reacț iilor chimice;
b) Să se afle masa că rbunelui de puritate 75% necesară pentru obț inerea unui V de 89.6 dm3
CO 2 măsurat în condiț ii normale.

49
a) 2C + O 2 = 2CO
2CO + O 2 = 2CO 2
CO 2 + CaO = CaCO 3
b) Se calculează masa CO necesară în reacția: 2CO + O 2 = 2CO 2
2 ∙ 28 g CO ………….. 2 ∙ 22,4 L CO 2
x g CO ………….. …….. 89,6 L CO 2
de unde x = (2∙ 28 ∙ 89,6) /(2 ∙ 22,4) = 112 g CO
Se înlocuiește această valoare în prima reacție: 2C + O 2 = 2CO
și se determin ă masa C (pur) necesar:
2 12 g C ……….. 2 28 g CO
y g C ………. 112 g CO
de unde y = 2 12 112/2 28 = 48 g C pur
Din formula purității : p=
se determină mi:
mi = m p 100/p = 48 100/75 = 64 g C 75 %.
Se poate ș i mai simplu, calculând masa de C direct din reacț ia: C + O 2 = CO 2, rezultatul fiind
același, dar am respectat schema de reacții a problemei.

Problema 2 Se dau următoarele ecuații de reacț ii chimice :
(1) a → b + c ; (2) b + d → e ; (3) c + d → f ; (4) c + S → g ;
(5) c + Ca → h ; (6) h + H 2O → Ca(OH) 2 ; (7) c + Mg → i ;
Substanța „e” conține 75 % C și 25 % H, iar d este elementul cu Z=6. Se cere să
a) identificați substanțele de la a → i ; b) scrieți ecuațiile reacțiilor chimice .
Substanța „e” conține atomi de C (75%) și H (25%), putem determina nr de a tomi din fiecare
element astfel :
C:
= 6,25 6,25/6,25 = 1
H:
= 25 25/6,25 = 4
Formula chimică pentru substanța „e” este CH 4 (metan)
Substanța „d” cu Z = 6 este carbonul (C)
a) a – H2O, b – H2, c – O2, d – C, e – CH 4, f – CO 2, g – SO 2, h – CaO, i – MgO.
b) (1) 2 H 2O → 2 H 2 + O 2; (2) 2 H 2 + C → CH 4; (3) O 2+ C → CO 2;

50
(4) O 2+ S → SO 2; (5) O 2 + 2 Ca → 2 CaO ; (6) CaO + H 2O → Ca(OH) 2;
(7) O 2 + 2 Mg → 2 MgO
II.6. Determinarea concentraț iilor soluțiilor
a) Concentrația procentual ă
Problemă : Zincul reacționează cu 600 g soluție de acid clorhidric de concentrație 36,5 %.
Ce volum de hi drogen se obține (c.n.) ?
ms = 300 g Zn + 2 HCl → ZnCl 2 + H 2↑
c = 36,5% 2∙219 g HCl………… x L H 2
VH2= ? 36,5 g HCl …………22,4 L H 2
C = md×100/m s md = (600 36,5)100 = 219 g HCl
x = (219 22,4)/73 = 67,2 L H2
b) Concentraț ia molară (molaritatea )
Concentrația molară reprezintă numărul de moli dizolvați în tr- un litru soluție.
Vs- volumul soluției Vs L soluție…………………n moli substanță dizolvată
n- numărul de moli 1 L soluție………………… C M moli substanță dizolvată
CM – concentratia molară
CM =
n =
CM =

Exemplu : Se dizolvă 80 g NaOH în apă și se obțin 4 L soluție. Să se determine concentrația
molară a soluției .
MNaOH = 40 uam n = md/M =80/40= 2 moli NaOH
mNaOH = 80g CM = n/Vs= 2/4 = 0,5 M
CM =?
c) Concentratia normală (normalitatea)
Se notează cu CN și reprezintă numărul de echivalenți gram / 1 L soluție .
Eg – echivalentul gram; e – numărul de echivalenți gram; Vs – volumul soluției.
1 L soluție………………………….C N echivalenți gram
Vs L soluție…………………………e echivalenți gram
CN =

Exemplu: Se obțin 2 litri soluție prin dizolvarea în apă a 37 g hidroxid de calciu. Să
se determine concentrația normală a soluției.

51
Vs= 2 L Eg = M/nr gr OH = 74/2=37 g
md = 37 g Ca(OH) 2 CN = 37/ 2×37 = ½ = 0,5N
CN = ?

II.7. Puritatea substanț elor și randamentul unei reacții
a) Puritatea substanțelor
Substanțele se găsesc în natură foarte rar în stare pură, ele se găsesc în amestecuri cu alte
substanțe, iar pentru a putea fi analizate, ele trebuie separate din amestecuri prin diverse
metode. Gradul de puritate al unei substanțe reprezintă procentul în care este conținută
substanța respectivă în amestecuri de substanțe sau în minereul respectiv. Între masa de
substanță impură, masa pură și gradul de puritate p % există relația:
p =

mp = masa pură mp + mimpurități = m i
mi = masa impură
p = puritatea ( % ) mi g subst. impură…………..m p g subst. pură
100 g subst.impură ………….p g subst. pură
p = m p× 100/m i
– pe ecuație se trece totdeauna m p.
Exemplu: Ce cantitate de calcar de puritate 80 % este necesară pentru a obține 560 g CaO ?
mCaO = 560 g
p = 80 % CaCO 3 = CaO + CO
mi = ? 100 g CaCO 3……………56 g CaO
MCaCO3 = 100 g/mol x g CaCO 3…………….560 g CaO
MCaO = 56 g/mol x = 560 × 100/56 = 1000 g CaCO 3 (mp)
Mi= m p × 100/p=1000 × 100/80 =1250 g calcar
b) Randament ul reacției
Randamentul reprezintă procentul de reactant transformat în reacție.
Cp – cantitatea practică –cantitatea de materie primă care se transformă sau cantitatea de
produs obținută;
Ct – cantitatea teoretică – cantitatea de materie pri mă luată în lucru ( ar trebui să se
transforme), sau cantitatea de produs care se obține dacă toat ă materia primă se transformă.

52
ɳ- randament – procentul din materia primă luată în lucru care se trans formă în produși de
reacție.
Ct materie primă luată în lucru …………………C p materie primă se transformă
100% ………………… ……………………………ɳ
ɳ=

Cp, Ct – se pot exprima în unități de masă, volum sau moli.
Exemplu: Se ard 2 kg de CH 4 de puritate 96 % în atmosferă săracă de oxigen. Știind că se
obțin 1,152 kg negru de fum, care este randamentul reacției ?
Rezolvare:
Calculăm cantitatea de CH 4 pur:
100 kg de metan impur……………96 kg de metan pur………4 kg impurități
2 kg de metan impur………………x kg de metan pur………(2 – x) kg impurități
x = (2×96)/100 = 1,92 kg CH 4 pur
Calculăm cantitatea de negru de fum care s -ar obține din 1,92 kg CH 4 pur dacă
randame ntul ar fi de 100 % (ȵ = 100 %):
CH 4 + O2 → C + 2 H2O
1,92 kg CH 4……….. y kg C = 12 + 4 = 16 kg /mol
16 kg CH 4……… …..12 kg C
y = (1,92×12)/16 = 1,44 kg negru de fum
ȵ = (1,152×100)/1,44 = 80 %

53
CAPITOLUL III.
CONSIDERENTE TEORETICE METODICE PRIVIND EVALUAREA
LA UNITATEA DE ÎNVĂȚARE “ REACȚII CHIMICE. CALCULE
STOECHIOMETRICE PE BAZA ECUAȚIEI REACȚIEI CHIMICE ”

III.1. Conceptul de evaluare a rezultatelor școlare
Definiție: Evaluarea este o componentă a procesului instructiv – educativ și reprezintă
totalitatea activităților prin care se interpretează datele obținute în urma aplicării unor tehnici,
metode și instrumente de măsurare, elaborate în conformitate cu obiectivele și tipul evaluării,
în funcție de conținutul și grupul de lucru vizat, în scopul emiterii unei judecăți de valoare pe
care se bazează o anumită decizie în plan educațional.
Prin evaluare în învățământ se înțelege actul didactic complex integrat întregului pr oces
de învățământ care asigură evidențierea cantității cunoștintelor dobândite și valoarea, nivelul
performanțelor și eficiența acestora la un moment dat oferind soluții de perfecționare a
procesului de predare -învățare.
Presupune două momente distincte: măsurarea și aprecierea rezultatelor școlare.
Evaluarea elevilor determină promovarea sau nepromovarea lor dintr -o etapă de învățare în
alta. Din partea profesorilor examinatori se cer următoarele calități: pricepere, corectitudine,
obiectivitate și respon sabilitate.
Evaluarea rezultatelor școlare evidențiază valoarea, nivelul, performanțele și eficiența
eforturilor depuse de toți factorii educaționali și randamentul muncii de învățare.
Randamentul muncii școlare e evidențiat de rezultatele calitative la î nvățare ale elevilor.
Randamentul școlar include evaluarea rezultatelor obținute sub toate laturile personalității
elevului, ca și ale întregului proces instructiv –educativ al instituției școlare, inclusiv eficiența
pregătirii și învățământului în plan soc ial.
Randamentul școlar este direct legat de succesele și insuccesele școlare.
Succesele școlare includ procent relativ mare de promovabilitate, cu rezultate bune și
foarte bune (note7 -10), rezultatele practice de calitate și eficiența capacității intelectuale,
moral–cetățenești și profesionale ale elevilor de nivel ridicat, respectând disciplinele învățării
școlare, integrarea socio – profesională să fie eficientă și imediat după absolvirea instituției de
învățământ.

54
Insuccesele școlare includ în ge neral următoarele aspecte : număr mare de corigențe,
număr mare de repetenți, de exmatriculați, de abandonuri școlare, multe note sub 5 în timpul
anului școlar, număr mare de elevi sancționați, integrarea socio – profesională slabă etc.
Condiții ale unui ra ndament școlar bun : nivelul și calitatea conținutului de învățare,
calitatea pregătirii profesionale, calitatea relației profesor -elev, motivația de învățare,
calitatea metodelor și mijloacelor de predare –învățare, modul de organizare a timpului liber
al elevilor, existența condițiilor de studiu (laboratoare, cabinete, biblioteci, material didactic),
calitatea influenței factorilor educatori (familie, mass -media), a sănătății elevilor, a calității
evaluării cunoștințelor.
A evalua rezultatele școlare însea mna a determina măsura în care obiectivele
programei de instruire au fost atinse, precum și eficiența metodei didactice de predare –
învățare utilizate.
Știința care se ocupă cu studiul examenelor, concursurilor și notării, a mijloacelor și
procedeelor care asigură aprecierea obiectivă a celor examinați se numește docimologia .
Scopul evaluării este de a perfecționa procesul educațional.
Componente ale evaluării sunt controlul (verificarea), aprecierea, notarea.
Măsurarea și aprecierea rezult atelor școlare nu se face în sine și pentru sine, ci prin
raportare la obiectivele (competențele), conținuturile, metodele și mijloacele de învățare
folosite.
Sistemul de evaluare din învățământ vizează:
 Evaluarea obiectivelor curriculare și a strategiilor educaționale folosite în scopul
rezolvării acestora.
 Evaluarea activității de predare -învățare, a strategiilor didactice utilizate.
 Evaluarea nivelului structurilor psihice ale elevilor (cognitive, operaționale,
psihomotrice, atitudinal -valorice).
 Evaluarea întregului sistem de învățământ.
 Evaluarea performanțelor profesionale.
 Informarea elevilor, a parinților și a societatii cu privire la rezultatele obținute și
asupra cauzelor nerealizării obiectivelor curriculare propuse.
 Diversificarea metodelor si te hnicilor de evaluare, prin utilizarea unor procedee
alternative.
Termenul de evaluare școlară desemnează actul prin care – referitor la o prestație orală,
scrisă sau practică – se formulează o judecată prin prisma unor criterii. Evaluarea și notarea

55
școlară alcătuiesc o modalitate de codare numerică – însoțită de aprecieri calitative – a
rezultatelor obținute de elevi, servindu -se de scara de la 1 la 10.
Evaluarea este aplicabilă în două direcții:
1. cu referire la efectele învățării
2. cu referire la însuș i procesul instructiv -educativ
Primul plan vizează relația profesor -elev: nivelul de pregătire a elevilor și evoluția
acestora în timp, în funcție de posibilitățile lor reale de învățare prin raportare a
performanțelor obținute de școalăla cele așteptate d e societate.
Al doilea plan vizează autoestimarea profesorului, factorii de îndrumare și control ai
învățământului în vederea asigurării unei verificări sistematice și integrale a performanțelor
elevilor, a conceperii și realizării unui proces instructiv -educativ capabil să cultive interesul
pentru studiu al elevilor.
În didactică, evaluarea poate fi definită ca activitatea profesorului cu ajutorul careia se
realizează prelucrarea informațiilor obținute prin verificare, în sensul întăririi, aprecierii si
corectării cunoștințelor, priceperilor și deprinderilor elevilor. Ea reprezintă un proces
sistematic prin care profesorul încearcă să determine gradul în care obiectivele educaționale
sunt atinse de către elevi, o operație care constă într -o judecată de va loare asupra rezultatelor
școlare ale elevului.
Etape
Structura acțiunii de evaluare didactică include trei operații :
 măsurarea
 aprecierea
 decizia
Măsurarea presupune aplicarea unor tehnici specifice pentru a cunoaște efectele
acțiunii instructiv – educative și a obține date în perspectiva unui scop determinat. Exactitatea
măsurii este condiționată de calitatea și aplicabilitatea instrumentelor de măsură folosite.
Măsurarea presupune o determinare obiectivă prin acumularea unor achiziții și nu implică
emiterea unor judecăți de valoare.
Aprecierea sau evaluarea propriu -zisă constituie procesul de judecată de valoare a
rezultatelor constatate, prin compararea acestora cu scopurile urmărite.
Decizia reprezintă operația de evaluare care asigură prelungirea apr ecierii într -o notă
școlară, caracterizare, hotărâre, recomandare, etc.

56
Aceste 3 momente sunt strâns legate între ele, fapt ce reiese și din etapizarea procesului
evaluării, propusă de Tyler:
 definirea obiectivelor procesului de învățământ.
 crearea situațiilor de învățare care să permită elevilor achiziționarea
comportamentelor preconizate prin obiective.
 selectarea metodelor și instrumentelor de evaluare necesare.
 desfășurarea procesului de măsurare a cunoștințelor achiziționate.
 evaluarea și interp retarea datelor obținute.
 concluzii și aprecieri diagnostice și prognostice

III.2. Funcțiile evaluării
Funcțiile generale ale evaluării sunt următoarele:
• Funcția diagnostică: presupune surprinderea, depistarea cauzelor, mecanismelor care au
condus la anumite rezultate. Această funcție se realizează prin teste de cunoștințe de tip
diagnostic. Feedbackul pe care îl primește evaluatorul îi permite acestuia să -și regleze și să
modifice activitatea, dacă situația impune acest lucru.
• Funcția prognostică: p une în evidență performanțele viitoare ale elevilor. Prin aceast ă
funcție de predicție se încearcă anticiparea desfășurării activității în sistem.
Această funcție se realizează prin aplicarea testelor de aptitudini, prin teste care evaluează
capacitățile c e vor fi solicitate în activitățile viitoare.
• Funcția de constatare și de identificare: dacă o activitate s -a desfășurat în parametrii
proiectați.
• Funcția de informare (funcția socială): este vorba despre informarea societății despre stadiul
și evoluți a pregătirii populației școlare.
• Funcția de selecție: această funcție se exercită în momentul în care se dorește clasificarea,
ierarhizarea elevilor în urma concursurilor școlare.
• Funcția motivațională (educativă, psihopedagogică sau de stimulare a activității de învățare)
se manifestă în situația în care elevul recepționează pozitiv feedbackul furnizat de evaluare.
• Funcția de orientare școlară: evaluarea joacă un rol deosebit în alegerea unei forme de
educație.

III.3. Integrarea formelor de evalu are în procesul didacti c – evaluare inițială,
formativă , sumativă

57
O activitate didactică pentru a fi eficientă trebuie să parcurgă trei etape: proiectarea,
desfășurarea și evaluarea. Conceperea activității de evaluare îsi propune valorificarea
concomitent ă a informațiilor privind rezultatele elevilor, utilizând cele trei tehnici, după cum
și didactica modernă le grupează astfel:
– evaluarea inițială, predictivă;
– evaluarea continuă, formativă, de progres.
– evaluarea sumativă, cumulativă, finală;
1. Evalu area inițială , prin care se stabileș te nivelul de pregatire al elevului la
începutul unei perioade sau etape de lucru (an școlar, semestru), la începutul unei teme mari,
capitol, precum și condițiile în care acesta se poate integra în programul de instruire. Are ca
obiectiv diagnosticarea n ivelul de pregătire la începutul anului, la începutul predării unei
discipline, de a cunoaște ce tipuri de cunoștințe și competențe stapân esc elevii la momentul
inițial pentru a ști de unde se va porni, ce trebuie perfecționat. Se folosesc baremuri
minima le.
Exemplu: testul docimologic (profesorul preferă răspunsurile de tip eseu, dar și rezolvarea de
probleme de calcul), concursuri.
2. Evaluarea continuă (formativă) , presupune verificarea permanentă a rezultatelor,
pe tot parcursul procesului de instruire , de obicei se aplică pe secvențe de instruire mici.
Trecerea la secvența următoare se realizează numai după ce se cunoaște modul de desfășurare
și eficiența educațională a secvenței evaluate, rezultatele obținute de elevi, prin adoptarea de
măsuri de amel iorare privind procesul de învățare și performanțele unor elevi. Evaluarea
continuă (curentă, de progres) – are ca obiectiv asigurarea pregătirii sistematice și continue,
pentru realizarea feed -back –ului pas cu pas, nu se programează și nu se anunță dinai nte,
exercită funcția de diagnoză.
Evaluarea formativă permite cunoașterea dificultăților în asimilarea cunoștințelor,
elimină stresul provocat de probele de evaluare, efectul de inferioritate dat de clasificare,
elimină efectul de sondaj: elevii cunosc ce ea ce se așteaptă de la ei.
Prin tot ceea ce presupune (organizare, metodologie de desfășurare, efecte, valorificarea
acestora), evaluarea formativă este considerată o componentă fundamentală a strategiei
„învățării depline”.
Exemplu: ascultarea curentă, verificare și fixare la sfârșitul orei, sau la începutul orei
cu itemi/ obiective din lecția anterioară (lecțiile anterioare).

58
3. Evaluarea sumativă, cumulativă sau finală , se realizează la sfârșitul unei etape
de instruire, a studierii unei teme, al unui capitol și, periodic, la sfârșitul semestrelor, al anului
școlar, al ciclului de școlarizare prin conceperea unor subiecte cuprinzătoare care să acopere
întreaga arie tematică abordată. Evaluarea finală –are ca obiectiv verificarea cunoștințelor
achizițion ate la sfârșitul unei secvențe pedagogice relativ mari , are caracter de „sondaj”, oferă
mai puține informații privind pregătirea de ansamblu a elevului.
Reușita școlară anuală se materializează prin promovări, sau în caz de insucces școlar,
corigență, repe tenție.
În concluzie, evaluarea sumativă este caracterizată ca fiind proces de control, de
certificare și selecție.
Exemplu: examane, examen de corigență .

III.4. Metode de evaluare
III.4.1. Examinarea orală
Se realizează printr -o conversa ție cu rol de verificare, prin întrebări și/sau sarcini de
lucru care solicită răspunsuri orale sau în scris. Examinarile orale prilejuiesc comunicarea
directă, demersurile de instruire /învățare și activitatea de evaluare fiind, de multe ori, legate.
Examinările orale nu se referă numai la probele care evaluează capacități și performanțe
lingvistice, specifice în învățarea limbilor străine, ci și la probele la care nu sunt evaluate
competențe lingvistice (analize gramaticale, rezolvări de exerciții și probleme, demonstr ații,
experiențe la diferite discipline școlare). Tehnicile de realizare a examinărilor orale sunt
numeroase, dintre acestea, cele mai frecvent utilizate sunt:
– conversația de verificare de tip catehetic;
– interviul ;
– verificarea orală pe bază de imagini, observații experimentale;
– povestirea unui conținut recepționat anterior prin diferite canale de comunicare;
– verificarea orală din cadrul unui examen.
Are ca dezavantaj subiectivitatea, poate apă rea inhibiț ia, intimidarea, nu se pot recorecta
răspunsurile; ca avantaj pentru profesori – poate pune întrebări suplimentare elevilor, iar ca
avantaj pentru elevi -li se pot pune întrebări ajutătoare.

59
Test de autoevaluare
1. Jocul cuvintelor! Descoperă cele patru cuvinte ascunse:
Gea le sei vă con lor rii țe ser ma stan sub (1p)
2. Completează spaț iile libere:
a) Legea fundamentală care stă la baza oricărei reacții chimice este legea……………….masei
substanț elor enunțată de………………..ș i………………..
b) Într-o reacție chimică numărul atomilor intrați î n reacție ………………cu numărul atomilor
rezultaț i din reacț ie. (1p)
3. Indicați prin săgeți coresponenț a dintre reactanți ș i produșii de reacție indicaț i mai jos:
1) Al + S a) CaO +CO 2↑
2) Zn + HCl b) Al 2S3
3) CaCO 3 c) Na2SO 4 +H 2O
4) NaOH + H 2SO 4 d) ZnCl 2 +H 2↑
Scrieți ecuațiile reacțiilor chimice corespunză toare și stabiliți coeficienț ii. (1p)
4. Alege ră spunsul corect: Reacția de substituț ie: (1p)
a) are loc între două substanț e compuse ; A F
b) reprezintă procesul chimic prin care o substanță simplă substitu ie alt element dintr -o
substanță compusă ; A F
c) decurge cu formarea a două substanțe simple A F
d) se utilizează frecvent î n laborator pentru obținerea hidrogenului A F
5. Câți moli de o xigen sunt necesari pentru a obț ine 121 g oxid de magneziu? (1p)
6. Câte grame de cupru se depun în urma reacț iei a 168 g Fe cu CuSO 4:
A) 182 g Cu ; B) 192 g Cu ; C) 192 Kg Cu ; D) 0,192 g Cu (1p)
7. Particularizați cazurile generale de mai jos ș i identificați tipul fiecărei reacț ii:
Cazuri generale: Cazuri particulare
Nemetal 1 + Nemetal 2 → Acid
Metal + Acid → Sare + H2
Sare → Oxid de metal + Oxid de nemetal
Acid + Baza → Sare + H2O (1p)
8. Se dă schema: + O 2 → X
X + H 2O → Y
2 X + O 2 → 2 Z

60
Determinați:
a) ecuațiile reacțiilor chimice care au avut loc și substanțele corespunzătoare literelor E; X, Y,
și Z;
b) masa oxigenului consumat în reacția c u E, dacă s -au obținut 6 moli X;
c) cum s -au împărțit cei 4 moli de X , dacă în final s-au obținut 2 moli Y și 320 g Z
d) Cum arde sulful ( precizați observația experimentală)?
e) Ce culoare are indicatorul turnesol în prezența acidului sulfuros? (3p)
Obs. Elevii vor rezolva testul ca temă pentru acasă și în clasă se vor autoevalua în funcție de
baremul acordat, după ce vor fi rezolvați toți itemii la tablă.

Test de autoevaluare etalon + Barem de notare
1. legea conservării masei substanțelor 0,25p 4 răspunsuri corecte
2. a) conservării, Lavoisier, Lomonosov. b) este egal 0,25p 4 răspunsuri corecte
3. 1-b, 2-d, 3-a, 4-c 0,25p 4 răspunsuri corecte
4. Corect: a)F b)A c)F d)A 0,25p 4 răspunsuri corecte
5. a) Scrierea ecuației reacț iei chimice 2 Mg + O 2 → 2 MgO 0,25p
b) Calculul M MgO = 24 + 16 =40 0,25p
c) Masa de O2 reacț ionat 121 32/80 = 48,4 g O 2 0,25p
d) Nr. moli de O 2 reacț ionat 48,4/32 = 1,5 moli O 2 0,25p
6. Corect:B 1p
a) Scrierea ecuației reacț iei chimice : Fe + CuSO 4 → Cu + FeSO 4 0,5 p
b) Calcularea masei de cupru m Cu = 168 64/56 = 192 g Cu 0,5 p
7. Cl2 + H 2 =2 HCl 0,25p
Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 0,25p
CuCO 3 = CuO + CO 2 0,25p
H2SO 4 +2 NaOH = Na 2SO 4 + 2 H 2O 0,25p
8. a) 0,25p 3 ecuații scrise corect
S + O 2 → SO 2
SO 2 + H 2O → H2SO 3
2 SO 2 + O 2 → 2 SO 3
E= S; X = SO 2 ; Y = H 2SO 3; Z = SO 3 0,25p 4 substanțe chimice corecte

61
b) x g 6 moli
S + O2 → SO 2
32 g 1 mol
x = 32 6 = 192 g O 2 0,25p
c) y 2 moli
SO 2 + H 2O → H2SO 3
1 mol 1 mol
y = 2 moli SO 2 folosiți pentru a II -a reacție 0,25p
z 320g
2 SO 2 + O 2 → 2 SO 3
2 moli 2 80 g
z = 4 moli SO 3 folosiți pentru a III -a reacție 0,25p
d) Sulful arde cu flacară albastră, se formează un gaz incolor, toxic , cu miros înnecăcios SO 2
0,25p
e) Culoarea roșie. 0,25p

III.4.2. Examinare prin probe scrise
Permite verificarea tuturor elevilor într -un timp relativ scurt, fără niciun fel de intervenție
din partea profesorului.
Probele scrise pot fi clasificate astfel:
a) Probele de control curent (extemporalele) solicită răspunsuri scurte la câteva
întrebari din lecțiile curente, într -un timp scurt (10 -15 minute); natura itemilor se dorește a fi
orientată spre capacități de aplicare, nu numai de reproducere.
b) Probele de evaluare periodică sunt probe aplicate la sfârșitul unui capitol sau al
unei unități de învățare, din arii de conținut mai mari decât o lecție; pot dura toata ora, pot fi
lecții speciale de verificare, având caracter cuprinzător și îndeplinind o importantă funcție
diagnostică.
c) Probe semestriale – tezele, au caracter de bilanț și sunt pregătite prin lecții de
recapitulare și sinteză. Aria de conținut verificată este mai mare decât la probele de evaluare
periodică, iar pe lângă funcția diagnostică, îndeplinesc și o funcție prognostică.
d) Teste:
– teste de inventar, cu scopul de a pune în evidență numărul și precizia cunoștințelor generale
ale elevului;

62
– teste de nivel, prin care se arată gradul de dificultate la care poate ajunge un elev într -o
anumită lucrare;
– teste de viteză, în care factorul urmărit este rapiditatea;
– teste diagnostice, având drept scop identificarea cauzei/cauzelor care explică dificultățile la
o anumită disciplină;
– testele prognostice – care au ca scop sa prevadă în ce măsură un elev va fi apt să se îndrepte
spre un anumit fel de studii.
Dezavantajele lucrărilor scrise constau în faptul că ele nu permit ca unele erori să fie lămurite
și corectate pe loc, ci mai târziu; nu e posibilă orientarea elevilor către răspunsul corect;
aceleași subiecte pot determina „colaborări” între colegii de bancă, sporește rolul întâmplării
în evaluarea rezultatelor, mai ales atunci când conținutul lor nu acoperă decât o mică parte
din materia ce este verificată.

Test calcule stoechiometrice
I. Dacă 4 grame de substanță A reacționează cu 6 grame de substanță B pentru a forma 7
grame de substanță C și o cantitate de substanță D, câte grame de substanță D rezultă?
II. Se dă ecuația chimică: ….CuSO 4 +…… KOH =…. Cu(OH) 2 ↓ + …K 2SO 4
1. Stabiliți coeficienții stoechi ometrici ( egalați ecuația chimică).
2. Calculați câți moli de precipitat se obțin utilizând 5 moli de KOH.
III. Câte grame de oxigen (O 2) sunt necesare pentru a obține 240 g rame de oxid de magneziu
(MgO)?
IV. În 50 g soluție de acid clorhidric de concentrație 36,5 % se introduce zinc. Câte grame de
clorură de zinc se obțin?
( A Zn = 65, ACl = 35,5 , A H = 1, Ao =16 )

Se acordă : 1 punct din oficiu
2 puncte pt. subiectul I
2 puncte pt. subiectul II
2 puncte pt. subiectul III
3 puncte pt. subiectul IV
Test etalon + Barem de corectare
I. 4 g A + 6 g B = 7 g C + x g D
Conform legii conservării masei substanțelor x =3g D …………………………..2p

63
II. a) CuSO 4 + 2 KOH = Cu(OH) 2↓ + K2SO 4 ……………………………1p
2 moli KOH………………………..1 mol Cu(OH) 2
5 moli KOH………………………..x
___________________________________________
x = 2,5 moli Cu(OH) 2 …………………………………..1p
III. 2 Mg + O 2 = 2 MgO ………………………………..0,5p
= 16+ 16 =32 ; 1 mol O2 = 32g ………………………….……0, 25p
= 24 + 16 = 40 ; 1 mol Mg O =40g ………………………………..0,25p
32 g O 2 ………………………….2 40 g MgO
x g O 2…………………………..240 g MgO
____________________________________________
x =
96 g O 2 …………………………1p
IV. Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 ………………………….1p
c =
; m d =
=
= 18,25 g HCl …………………………..1p
MHCl = 36,5 ; 1 mol HCl = 36,5g ………………………0,25p
= 65 + 71 =136 ; 1 mol ZnCl 2 = 136g ……………………..0,25p
2 HCl………………………..136 g ZnCl 2
18,25 g HCl………………………………x
x = 34 g ZnCl 2 ……………………….0,5p
……………………1p oficiu
Total 10 puncte
III.4.3. Examinare prin probe practice
Probele practice verifică modul cum elevul execută o lucrare, în care aplică atât
cunoștințele, cât și priceperile și deprinderile formate sau atinge un anumit nivel de
performanță. Prin lecțiile de chimie se urmărește și formarea deprinderilor practice de lucru a
elevilor în laborator. Elevilor li se poate da ca sarcină de lucru să obțină soluții de anumi te
concentrații, să efectueze activități experimentale prin care să stabilească proprietățile unor
substanțe simple sau compuse, să recunoască unele substanțe pe baza observațiilor în urma
efectuării unor experimente chimice cu diverși reactivi, să stabile ască concentrația unor
soluții etc.

64
FIȘĂ DE ACTIVITATE EXPERIMENTAL Ă
Nr.
Crt Denumirea
experimentului Materiale
necesare Mod de lucru Observații Concluzie
1. Reacția de
neutralizare
dintre NaOH și
HCl
(5 puncte ) – Balanță
-2 pahare
Berzelius
-25 mL soluție
HCl 0,1M
– Soluție
NaOH
0,1M 1. Așezați paharul cu
soluție de HCl și pe
cel ce conține soluție
de NaOH pe talerul
balanței;
2. Cântăriți;
3. Adăugați treptat sol.
NaOH peste sol de
HCl și puneți paharul
gol înapoi pe taler;
4. Cântăriți din nou; 1. Masa inițială este:
m = …. g ( se verifică
legea conservării masei
substanților)
2. Masa finală este:
m = ….. g ( se verifică
legea conservării masei
substanțelor)
3. A avut loc o ………
chimică
4. NaOH reacționează
cu HCl cu degajare de
…………. ;
5. V s NaOH 0,1 M
necesar, conform
ecuației stoechiometrice
este… Masa
reactanților
este
………..
cu masa
produșilor
de reacție.
2. Reacția dintre
NaCl (soluția
rezultată la
experimentul
1) și AgNO 3
( 4 puncte ) – Balanță
– 2 pahare
Berzelius
– 50 mL sol.
NaCl
– 50 mL sol.
AgNO 3 1. Așezați paha rele ce
conțin soluțiile de
NaCl și AgNO 3 pe
taler;
2. Cântăriți;
3. Turnați cu grijă
soluția de NaCl peste
cea de CuSO 4 și lăsați
paharul gol înapoi pe
taler;
4. Cântăriți din nou; 1. Masa inițială este:
m = ….g
2. A avut loc o ………
chimică
3. S -a obținut un
precipitat de
culoare…….
4. Masa finală este:
m = ….. g Masa
reactanților
este
………..
cu masa
produșilor
de reacție.
Obs. Se accord ă 1 punct din oficiu

65
FIȘĂ DE ACTIVITATE EXPERIMENTALĂ ETALON
Nr.
Crt Denumirea
experimentului Materiale
necesare Mod de lucru Observații Concluzie
1
1. Reacția de
neutralizare
dintre NaOH și
HCl – Balanță
-2 pahare
Berzelius
-25 mL solu ție
HCl 0,1M
– Soluție
NaOH
0,1M 1. Așezați paharul cu
soluție de HCl și pe
cel ce conține soluție
de NaOH pe talerul
balanței;
2. Cântăriți;
3. Adăugați treptat
sol. NaOH peste sol
de HCl și puneți
paharul gol înapoi pe
taler;
4. Cântăriți din nou; 1. Masa inițială este:
m = 50 g
2. Masa finală este:
m = 50 g
3. A avut loc o reacție
chimică
4. NaOH reacționează
cu HCl cu degajare de
căldură ;
5. V s NaOH 0,1 M
necesar, conform
ecuației stoechiometrice
este 0,025L (25 mL) Masa
reactanților
este egală
cu masa
produșilor
de reacție.
2
2. Reacția dintre
NaCl (soluția
rezultată la
experimentul
1) și AgNO 3 – Balanță
– 2 pahare
Berzelius
– 50 mL sol.
NaCl
– 50 mL sol.
AgNO 3 1. Așezați paharele ce
conțin soluțiile de NaCl
și AgNO 3 pe taler;
5. 2. Cântăriți;
6. 3. Turnați cu grijă
soluția de NaCl peste
cea de AgNO 3 și lăsați
paharul gol înapoi pe
taler;
7. 4.Cântăriți din nou; 1. Masa inițială este:
m = 100 g
2. A avut loc o reacție
chimică
3. S -a obținut un
precipitat de culoare
albă
4. Masa finală este:
m = 100 g Masa
reactanților
este egală
cu masa
produșilor
de reacție.

III.4.4. Testele docimologice
Cuvântul test provine din limba engleză și înseamnă probă, examen. Ramura științelor
care se ocupă cu problemele examinării și evaluarii rezultatelor școlare se numește
”Docimologie”. Un test este un instrument de măsurare a cunoștințelor, aptitudinilor,

66
deprinderilor etc., prin intermediul căruia obținem informații necesare fundamentării
științifice a unor decizii.
Testul docimologic reprezintă o modalitate de examinare care cuprinde un set de
întrebări, exerciții (itemuri) cu ajutorul cărora se verifică nive lul cunoștințelor asimilate de
elevi prin raportarea răspunsurilor la o scară de evaluare, elaborată anterior.
Testele trebuie să corespundă unor cerințe între care menționăm: validitatea,
fidelitatea (stabilitatea), etalonarea, standardizarea.
Validitat ea reprezintă gradul în care „testul măsoară ceea ce este destinat să măsoare”.
Când elaborăm un test e necesar să ne clarificăm ce vrem să măsurăm cu el și să -i formulăm
itemurile în acord cu conținuturile care constituie obiectul testării.
Fidelitate este calitatea probei de a obține rezultate constante (aceleași sau cu
diferențe minime).
Etalonarea – de regulă se poate aplica testul pe un eșantion reprezentativ făcându -se
ulterior clasificarea rezultatelor testului în raport cu o anumită distribuție stat istică.
Standardizarea – aplicarea și interpretarea testului se fac în mod uniform pentru toți
subiecții.
Elaborarea unui test docimologic permite parcurgerea următoarelor etape:
– Precizarea obiectivelor și a conținuturilor esențiale ce urmează a fi verificate;
– Documentarea științifică;
– Conceperea și selecționarea problemelor reprezentative pentru întreaga materie de verificat;
Operațiile ce trebuie efectuate sunt:
a) stabilirea obiectivelor concrete specifice temei;
b) precizarea conținutului în acord cu obiectivele;
c) fragmentarea conținutului în unități;
d) stabilirea unui număr de itemi pentru fiecare unitate.
– tipul testului – modul de redactare al testului este în funcție de forma sa: de învățare (test
care verifică gradul de cunoaștere a m ateriei de verificat), test de clasificare;
– experimentarea testului – pentru verificarea accesibilității lui, în funcție de nivelul
intelectual al fiecărui elev;
– analiza statistică (măsurarea și evaluarea răspunsurilor după etalonul de eva luare stabili t
dinainte) –urmată de operatii de ameliorare a testului ;
e) Validarea, etalonarea, realizarea fidelităț ii testului.
Testul docimologic prezintă atât avantaje cât și dezavantaje.

67
Avantaje
– obiectivitate sporită (datorită corelării intrinseci între obiectivele didactice, conținuturile
învățării și itemii testului);
– rigurozitate în măsurarea achizițiilor elevului și în aprecierea modului de rezolvarea itemilor
conținuți în test;
– dezvoltă capacitatea de autoevaluare, în măsura în care cei evaluați pot verifica singuri
corectitudinea modului de rezolvare a itemilor;
– oferă prin rezultatele obținute, posibilitatea adoptării de decizii oportune și în timp util,
destinate ameliorării actului didactic.
Dezavantaje
– se elaborează greu, efortul pentru re alizarea lui fiind relativ mare datorită complexității
itemilor și cuantificării diferențiate a acestora;
– necesită mult timp pentru evaluare;

III.4.5. Modele de teste aplicate elevilor de clasa a VII-a și a VIII-a

TESTUL 1. (TEST INIȚIAL )
Clasa a VIII-a
 Pentru rezolvarea corectă a tuturor cerinț elor din P artea I și din Partea a II -a se acordă
90 de puncte. Din oficiu se acordă 10 puncte
 Timpul efectiv de lucru este de 50 minute.

PARTEA I -40 puncte
1) Bifează în coloana corespunzătoare ră spunsul corect:
Exemple de fenomene Fenomen
fizic Fenomen
chimic
Vara, șinele de tren se dilată
Magnetizarea oț elului
Fermentarea sucului de struguri
Coclirea cuprului
Formarea ceț ii
Topirea zaharului

68
Descompunerea hranei în stomac prin
acțiunea sucului gastric
Ruginirea fierului
8 puncte
2) Într-un pahar Berzelius cu apă se adaugă o spatulă de pilitură de fier și una de zahăr.
Separarea celor două substanțe se realizează prin:
a) decantare urmată de cristalizare
b) filtrare urmată de cristalizare
c) filtrare urmată de distilare
d) distilare urmată de cristalizare 4 puncte
3) Care din următoarele amestecuri sunt omogene:
a) apă + zahar ; b) apă + nisip ; c) apă + ulei ; d) rocile 2 puncte
4) Un element are Z=17 si A=35. Alegeți varianta corectă corespunză toare elementului dat
a) p=35, n=17, grupa VII, perioada a 3 -a
b) p=17, n=35, grupa VII, perioada a 3 -a
c) p=17, n=18, grupa VII, perioada a 3 -a
d) p=35, n =17, grupa VIII, perioada a 3 -a 4 puncte
5) Asociază formulelor chimice 1 -8 din coloana din stanga denumirile c orespunză toare a -h
din coloana din dreapta, scriind litera în spaț iul punctat.
………1) Na 2S a. sulfat de sodiu
………2) SO 2 b. clorura de mercur (II)
………3) MnCl 2 c. dioxid de sulf
………4) Cu(OH) 2 d. sulfura de sodiu
………5) H 2SO 4 e. Acid sulfuric
………6) Na 2SO 4 f. clorura de mangan
………7) HgCl 2 g. hidroxid de cupru (II)
………8) CuO h. oxid de cupru (II) 8 puncte
6) Calculați masa unei soluț ii cu c=20% dacă se dizolvă 40g sare în apă .
a) 200g ; b) 20g ; c) 320kg ; d) 100g 8 puncte
7) Completați pentru MgSO 4:
a) Raportul atomic: Mg: S: O = ……… … d) c Mg = ……….%
b) Raportu l de masă: Mg: S: O = …………….. e) 3 moli MgSO 4 = ………….g

69
c) Masa moleculară: …………….. f) 1200 g MgSO 4 = ……..molecule
6 puncte
PARTEA a II -a 50 puncte
Pentru următorii itemi se cer rezolvă rile complete pe foaia de test
1) Clasificați în oxizi, baze, acizi și săruri următoarele substanț e compuse: CO 2, Mg(OH) 2,
K2SO 4, HNO 3, CaCl 2, ZnO, HCl, Fe(OH) 3, H 2CO 3, H 2S, Ca 3(PO 4)2, SO 3, Al 2O3, CuCO 3,
H2SO 4 15 puncte
2) a) În câ te grame de Cu(OH) 2 se gă sesc 32 g cupru?
b) Câți atomi de cupru se găsesc î n 0,1 moli? 10 puncte
3. Complet ați ecuațiile reacț iilor chimice, stabiliți coeficienț ii și precizați tipul reacțiilor
chimice:
H2 + Cl 2 →………
CO 2 +H 2O →………..
CaCO 3 → ………. +…………↑
Al + O 2 →……….
KClO 3 → ………. + ……….. ↑
Zn + HCl → ………… +……….↑
NaOH + HCl → ……….. +………..
NaCl + AgNO 3 → ……….↓ +……….. 25 puncte

Mase atomice: Cu -64, O -16, H -1
Numarul lui Avogadro: 6,022·1023 particule/mol

BAREM DE EVALUARE Ș I DE NOTARE
PARTEA I -40 puncte
1) Câ te 1p pent ru fiecare răspuns corect 1p 8=(8p)
2) răspunsul co rect este b) (4 p)
3) ră spunsul corect este a) (2p)
4) ră spunsul corect este c) (4 p)
5) 1p 8= (8p)
6) ră spunsul corect este b) 320g (8 p)
7) a) Mg: S: O = 1: 1: 4 d) c Mg = 24/120 . 100 = 20%
b) Mg: S: O = 24: 32: 64 = 3: 4: 8 e) 3 moli = 360 g

70
c) M MgSO 4 = 120 g/mol f) 60,23 23 molecule
1 p pentru fiecare răspuns corect = 6puncte
PARTEA a II -a 50 pun cte
1) -se acordă 1p pentru fiecare răspuns corect 1p 15= (15p)
2) a) (6p)
b) (4p)
3) -(13p) -câte 1p pentru fiecare substanță identificată ;
– scrierea ecuațiilor chimice ș i stabilirea coeficientilor (8p);
– tipul reacțiilor chimice (4p)

TEST 2 – DE PROGRES (ECUAȚII CHIMICE)
Clasa a VII -a

(1p) I. Com pletați spațiile punctate:
Transformările pe care le suferă substațele chimice se numesc ……………………… Substanțele
care reacționează între ele se numesc …………….., iar substanțele rezultate din reacție se
numesc ………………………………. Reprezentarea unei reacții chimice cu ajutorul simbolurilor și
……………………… se numește ecuația reacției chimice.

(1p) II. Alegeți ră spunsul corect.
1. Într -o reacție chimică, masa totală a reactanț ilor:
a) este mai mare decât masa totală a produșilor de reacț ie;
b) este mai mică decât masa totală a produșilor de reacț ie;
c) este egală cu masa totală a produșilor de reacț ie.
2. Reacționează 7 g de fier cu 5 g de sulf. Rezultă :
a) 12 g de FeS;
b) 2 g de FeS;
c) 35 g de FeS.
3. Într -o reacție chimică, numărul atomilor de acelaș i fel:
a) se conservă ;
b) nu se conservă ;
c) variază .

71
4. Reactanții conțin 4 atomi de hidrogen. Produș ii de reacție conț in:
a) 2 atomi de hidrogen;
b) 4 atomi de hidrogen;
c) 8 atomi de hidrogen.

(1p) III. Alegeț i variantele care descriu o reacție chimică :
a) apa solidă → apa lich idă;
b) magneziu + oxigen → oxid de magneziu;
c) soda caustica + apa → soluț ie apoasă de sodă caustica;
d) fier + sulf → sulfura de fier;
e) zinc + acid clorhidric → clorura de zinc + hidrogen;
f) cristal de sare de bucatarie → pulbere de sare de bucatarie .

(2p) IV. Completați ecuaț iile chimice și stabiliți coeficienții:
Mg + HCl → MgCl 2 + ……….
Al + O 2 → ……….
NaOH + CuSO 4 → ………. + Na 2SO 4
HgO → Hg + ……….
H2SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 + ……….

(2p) V. Denumiți reactanții și produșii de reacție de la exercitiul anterior:
Reactanț ii Produșii de reacț ie

(2p) VI. Clasificați toate substanțele întâlnite în e xercițiul IV încadrându -le în rubricile
tabelului de mai jos:

72
Substante simple Substante compuse
Metale Nemetale Oxizi Baze Acizi Săruri

Se acorda 1 punct din oficiu.
Toate subiectele sunt obligatorii.
Timp de lucru – 45 de minute

TEST DE EVALUARE DE PROGRES (REZOLVAT)
ECUAȚ II CHIMICE
Clasa a VII -a

(1p) I. Completați spațiile punctate:
Transformările pe care le suferă substațele chimice se numesc reactii chimice . Substanțele
care reacționează între ele se numesc reactanti, iar substanțele rezultate din reacție se numesc
produși de reacț ie. Reprezentarea unei reacții chimice cu ajutorul simbolurilor și formulelor
chimice se numește ecuația reacției chimice.

(1p) II. Alegeți ră spunsul corect.
1. Într -o reacț ie chimică, masa totala a reactanț ilor:
a) este mai mare decât masa totală a produși lor de reacț ie;
b) este mai mică decât masa totală a produșilor de reacț ie;
c) este egală cu masa totală a produșilor de reacț ie.
2. Reacționează 7 g de fier cu 5 g de sulf. Rezultă:
a) 12 g de FeS;
b) 2 g de FeS;
c) 35 g de FeS.
3. Într -o reacție chimică, numărul atomilor de acelaș i fel:

73
a) se conservă ;
b) nu se conservă ;
c) variază .
4. Reactanții conțin 4 atomi de hidrogen. Produșii de reacție conț in:
a) 2 atomi de hidrogen;
b) 4 atomi de hidrogen;
c) 8 atomi de hidrogen.

(1p) III. Alegeți variantele car e descriu o reacție chimică :
a) apa solidă → apa lichidă ;
b) magneziu + oxigen → oxid de magneziu;
c) soda caustica + apa → soluție apoasă de sodă caustică ;
d) fier + sulf → sulfur ă de fier;
e) zinc + acid clorhidric → clorura de zinc + hidrogen;
f) cristal de sare de bucătarie → pulbere de sare de bucă tarie.

(2p) IV. Completați ecuaț iile chimice și stabiliți coeficienții:
Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2
4Al + 3O 2 → 2Al 2O3
2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2SO 4
2HgO → 2Hg + O 2
H2SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 + 2HCl

(2p) V. Denumiți reactanții și produșii de rea cție de la exerciț iul anterior:
Reactantii
Produsii de reactie
magneziu , acid clorhidric clorura de magneziu , hidrogen
aluminiu , oxigen oxid de aluminiu
hidroxid de sodiu , sulfat de cupru hidroxid de cupru , sulfat de sodiu
oxid de mercur mercur , oxigen
acid sulfuric , clorura de bariu sulfat de bariu , acid clorhidric

74
(2p) VI. Clasificați toate substanțele întâlnite în exercițiul IV în cadrându -le în rubricile
tabelului de mai jos:
Substanț e simple Substanț e compuse

Metale Nemetale Oxizi Baze Acizi
Saruri
Mg
Al
Hg

H2
O2 Al2O3
HgO NaOH
Cu(OH) 2

HCl
H2SO 4 MgCl 2
CuSO 4
Na2SO 4
BaCl 2
BaSO 4
Se acorda 1 punct din oficiu.
Toate subiectele sunt obligatorii.
Timp de lucru – 45 de minute.

BAREM DE CORECTARE
Item 1 – 1 punct
reacț ii chimice 0,25p
reactanț i 0,25p
produși de reacț ie 0,25p
formulelor chimice 0,25p

Item 2 – 1 punct
1 – c 0,25p
2 – a 0,25p
3 – a 0,25p
4 – b 0,25p

Item 3 – 1 punct
b 0,33p
d 0,33p

75
e 0,33p

Item 4 – 2 puncte
Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2 0,40p
4Al + 3O 2 → 2Al 2O3 0,40p
2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2SO 4 0,40p
2HgO → 2Hg + O 2 0,40p
H2SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 + 2HCl 0,40p

Item 5 – 2 puncte
Reactanț ii Produșii de reacț ie
magneziu , acid clorhidric clorura de magneziu , hidrogen
aluminiu , oxigen oxid de aluminiu
hidroxid de sodiu , sulfat de cupru hidroxid de cupru , sulfat de sodiu
oxid de mercur mercur , oxigen
acid sulfuric , clorura de bariu sulfat de bariu , acid clorhidric

Item 6 – 2 puncte
Substanț e simple Substanț e compuse
Metale Nemetale Oxizi Baze Acizi Săruri
Mg
Al
Hg H2
O2 Al2O3
HgO NaOH
Cu(OH) 2 HCl
H2SO 4 MgCl 2 , CuSO 4
Na2SO 4, BaCl 2
BaSO 4
Se acordă 1 punct din oficiu.
Total – 10 puncte.

TEST 3 – DE EVALUARE FINALĂ LA CHIMIE PENTRU CLASA AVIII -A

1. Se dă șirul de substanțe chimice: FeO, NaOH, BaSO 4, P2O5, H 2SiO 3, AlCl 3, HCl,
Ca(OH) 2, Al 2O3, H 2SO 4. Selectează și denumește: a) acizii; b) bazele. (1,25p)
2. Completeaz ă ecuațiile reacțiilor chimice, stabilește coeficienții stoechiometrici: (1p)
a) H 2SO 4 +Zn = ……. b) CuO + HNO 3 =………

76
c) AlCl 3 + KOH =……. d) Cu(OH) 2 + HCl =……..
3. Alege (A) sau (F) din afirmațiile de mai jos: (1p)
a) Apa este un electrolit tare – A sau F
b) Hidrogenul și oxigenul sunt gaze incolore și inodore -A sau F
c) Apa se descompune sub acțiunea curentului electric -A sau F
d) Electroliții nu conduc curentul în soluții sau în topituri – A sau F
4. Cu care din următoarele substanțe: H 2SO 4, Cu(OH) 2, MgO, SO 3, H 2O, Pb(NO 3)2, Cu, Al,
va reacționa acidul clorhidric (HCl)? Scrie ecuațiile reacțiilor posibile. (1p)
5. Calculează masa de sare de bucatarie (NaCl) care este necesară pentru a prepara
soluția cu masa de 200 g și partea de masă NaCl -5%. (1p)
6. Realizează următoarele transformări, scriind ecuațiile reacții lor respective:
S → SO 2 → H2SO 3 →Na2SO 4 (0,75p)
7. Găsește corespondența între oxizii și acizii care le corespund:
SO 2 H3PO 4
SO 3 H2SO 4
CO 2 H2SO 3
P2O5 H2CO 3 (1p)
8. O cantitate de 400g Cu tehnic cu 12% impurități se tratează la cald cu H 2 SO 4 concentrat.
Se cere:
a) să se determine câți moli de dioxid de sulf se degajă
b) să se calculeze câte grame de apă rezultă la sfârșitul reacției
c) să se determine concentrația soluției finale de acid sulfuric. (2p)
1 punct oficiu
BAREM DE CORECTARE

1. Pentru fiecare alegere corectă 0,25 puncte – total 1,25p
2. Pentru fiecare ecuație scrisă corect și egalată – 0,25p – total 1p
3. Pentru fiecare ră spuns core ct 0,25 puncte -total 1p
4. Pentru fiecare ecuație chimică scrisă corect, 0,25 puncte. – total 1p
5. Scrierea formulei de calcul pentru m(NaCl) -0,5 puncte
Pentru calcule – 0,5 puncte
6. Pentru fiecare ecuație corectă – 0,25 puncte – total 0,75 puncte
7. Pentru fiecare alegere corecta 0,25 puncte – total 1punct

77
8. Ecuația reacției chimice -0,5puncte
masa cupru pur – 0,25puncte , nr moli SO 2 – 0,25puncte, masa de apă de la sfârșitul reacției
– 0,5 puncte, concentrația sol finale de H 2SO 4 – 0,5 puncte.
1 punct oficiu

III.4.6 . Metode alternative de evaluare
Referatul poate fi o alternativă pentru evaluare. Există două categorii de referate
– Referate alcătuite pe baza unor activități experimentale. De exemplu:
 Proprietăți fizice și chimice ale sărurilor;
 Proprietăti ale nemetalelor;
– Referate bazate pe informarea documentară, bibliografică, acestea fiind în concordanță cu
programa școlară. Exemple de teme :
 Reacții de oxidare care se petrec în organismul uman;
 Poluarea aerului, efecte ale poluării aerului;
 Utilzarea îngrășămintelor chimice etc.
Portofoliul reprezintă o metodă de evaluare complexă, proiectată într -o secvență mai
lungă de timp, care oferă posibilitatea de a se emite o judecată de valoare, bazată pe un
ansamblu de rezulta te – orale, scrise și practice.
Structura, elementele componente obligatorii și criteriile de evaluare sunt stabilite de către
profesor, în funcție de vârsta evilor și de nivelul lor de pregătire.
Portofoliul poate contine:
• lucrări scrise, teze
• teste
• chestionare
• referate
• fișe, caiete cu probleme rezolvate
• proiecte
• informații despre activitățile extrașcolare la care elevul a participat etc.

78
III.5. Tipuri de itemi
Itemii dintr -un test pedagogic reprezintă sarcini de evaluare ce evidențiază legatura
permanentă cu conținuturile disciplinei, prin raportarea la obiectivele de referință
/competențele specific corespunzătoare ariei curriculare din care face parte disciplina școlară.
Itemii se clasificăîn funcție de gradul de obiectivitate al notării în :itemi obiectivi (cu
alegere duală, de tip pereche, cu alegere multiplă), itemi semiobiectivi (cu ră spuns scurt, de
completare, întrebări structurate), itemi subiectivi (rezolvări de probleme, eseu structurat,
semistructurat, li ber sau nestructurat).
Întrebarile structurate fac trecerea de la itemii cu răspuns închis, de tip obiectiv la cei
cu răspuns deschis (liber).
III.5.1. Itemi obiectivi cu alegere dual ă
Elevii trebuie să aleagă unul din două răspunsuri posibile: adevărat/fa ls, da/nu,
corect/greșit, mai mare/mai mic etc.
Se utilizează pentru recunoașterea unor termeni, proprietăți, principii, diferențierea
între enunțuri de opinie sau factuale, identificarea de relații de tip cauză – efect.
Exemple:
La următoarele afirmații răspunde cu A/F, corect/greșit, da/nu.
 Aluminiu este un metal mai reactiv decât fierul și îl poate substitui pe acesta
din oxidul de fer III, Fe 2O3 în procesul aluminotermiei (A/F);
 În urma reacției de ardere a metalelor și nemetalelor se obțin oxizi meta lici și
oxizi nemetalici corespunzători. (corect/greșit)
 Conform teoriei protolitice, acizii sunt specii chimice (molecule sau ioni)
capabile să cedeze protoni (H+), iar bazele sunt specii chimice capabile să
accepte protoni. (da/nu)
III.5.2. Itemi obiectivi de împerechere
Elevii trebuie să stabilească asocieri între cuvinte, propoziții sau alte categorii de
simboluri din două coloane.
Exemple
 Unește prin săgeți noțiu nile din coloana A cu variantele posibile din coloana B:
A B
1. 1 mol = 100 g a) CaO
2. Prin combinarea cu H 2O formează varul stins b) CaCO 3

79
3. Bază c) H 3PO 4
4. Acid d) HCl
5. Raportul atomic este 1:1 e) NaOH
III.5.3. Itemi obiectivi cu alegere multiplă
Acest item este format dintr -un enunț urmat de un număr de opțiuni din care elevul
trebuie să aleagă soluția corectă. Itemii pot fi cu complement simplu (a legerea unui singur
răspuns cor ect) sau cu complement grupat.
 Itemi de tip complement simplu
Ex. Ce masă de acid sulfuric 98% exprimată în kg se poate obține din 2 t de pirită de puritate
80%?
a) 2606 kg; b) 2666,6kg; c) 2616,6 kg; d)2600 kg.
Rezolvare: Varianta corectă este b).
4 FeS 2 + 11 O 2→ 2 Fe 2O3 + 8 SO 2
8 SO2 + 4 O 2 →8 SO 3
8 SO 3 + 8 H 2O→ 8 H 2SO 4
4 120 kg 8 98 kg
4 FeS 2 → 8 H 2SO 4 Mpirita =56 + 64 = 120
1600 kg y kg
100 t pirită…………………….80 t FeS 2 pură
2 t pirită………………………..x t FeS 2 pură x = 1,6 t FeS 2 pură = 1600 kg
y = 2613,3 kg H 2SO 4 ( m d)
c = 98% ms =
=
= 2666,6 kg soluție H2SO 4 98%
• Itemi de tip complement grupat
În acest caz elevii au de analizat 4 enunțuri care au un element comun, ei trebuie să
dea răspunsul conform unei grile construite special.
În următoarele exerciții este redată o cerință și 4 situații numerota te de la 1 la 4. Marcați în
grila de răspunsuri varianta:
A – dacă soluțiile 1, 2 și 3 sunt corecte;
B – dacă soluțiile 1 și 3 sunt correct;
C – dacă soluțiile 2 și 4 sunt corecte;
D – dacă numai soluția 4 este corectă;
E – dacă toate soluțiile sunt corecte.

80
Exemplu 1: Care din următoarele specii chimice prezintă caracter reducător:
1. Iodura de potasiu; 2. Acidul sulfhidric; 3. Sulfitul de sodiu; 4. Permanganat de potasiu
Răspuns corect: A
Acest item răspunde obiectivului ca elevul „să identifice dintr-o listă speciile chimice cu
caracter reducător”.
Exemplu 2: Hidroxidul de aluminiu (Al(OH) 3) este un precipitat alb gelatinos insolubil în:
1. HCl; 2. HNO 3; 3. NaOH; 4. H 2O; 5. NaF.
Răspuns corect: D
III.5.4. Itemi semiobiectivi cu ră spuns scurt – acest tip de item solicită elevul
să formuleze un răspuns scurt astfel încât acesta să aibă sens și valoare de adevăr.
Exemplu :
1. Exemplificați prin ecuații chimice proprietățile chimice ale hidroxidului de natriu.
2. Ce sunt amfoliții acid o-bazici. Exemplificați prin ecuații chimice.
III.5.5. Itemi semiobiectivi de completare – elevii sunt solicitați să
completeze un spațiu liber (lacunar) cu un cuvânt sau un grup de cuvinte, pentru a verifica
cunoștințele dobândite.
Exemplu: Completați spațiile libere din enunțurile de mai jos:
1. La neutralizarea acidului sulfuric cu hidroxid de natriu rezultă…………………..;
2. Reacția de tulburare a apei de var este o reacție…………..;
3. Pentru identificarea ionului clorură din HCl sau o sare a lui se utilizează………….,
când se obține un precipitat alb brânzos de ……………..
III.5.6. Itemi semiobiectivi cu răspuns structurat
Sunt itemii care conțin mai multe subîntrebări sau un minieseu și fac trecerea de la
itemii obiectivi la itemii subiectivi legate între ele printr -un element comun.
Exemplu: 1. Se dă schema de reacții:
a +b →c
d → c + e↑
c + H 2SO 4→f+ H 2O
a+ H 2SO 4→f+ H 2O+g↑
g+ H 2O↔h
Știind că substanța a este un metal de culoare roșcată și substanța d este un carbonat se cere:
a) să se determine substanțele a -h; b) să se precizeze denumirile tehnice ale substanțelor a și
f; c) să se scrie ecuațiile reacțiilor chimice.

81
2. Scrie ecuațiile reacțiilor chimice prin care se realizează următoarele transformări:
C → CO 2→ CaCO 3→CaCl 2→CaSO 4
III.5.7. Itemi subiectivi – rezolvare de probleme
Acest tip de item se referă la o situație -problemă, în care elevul se confruntă, în
general, cu un caz pentru care nu există o soluție învățată anterior, o unică soluție și testează
obiective care vizează creativitatea și originalitatea. Scopul este de a pune elevul să -și
folosească cunoștințele și deprinderile însușite la obiectul respectiv, dar nu numai, pentru a
formula o posibilă soluție a problemei.
Problemele pot fi : probleme – întrebări, problem e care se rezolvă prin calcul
matematic și pr oblem e cu caracter experimental.
1. Probleme – întrebări :
Propune trei metode de obținere a NaCl prin : o reacție de combinare, o reacție de înlocuire
și o reacție de schimb.
2. Probleme care se rezolvă prin calcul numeric
Exemplu: Cantități diferite a două elemente chimice X si Y care prezintă Z=12 și respectiv
Z=13 se tratează fiecare cu o cantitate de 73 g soluție HCl de concentrație 10 % . Să se
determine:
a) configurația electronică a celor două elemente‚ locul în sistemul periodic‚ asemănări si
deosebiri‚ caracterul chimic si electrochimic;
b) cantitatea și volumul de hidrogen degajat în urma reacțiilor chimice;
c) tipul de reacții chimice și importantă practică a acestora.
3. Probleme cu caracter experimental
Exemplu: Urmărește următoarele experiențe demonstrative:
a) arderea aluminiului în clor; b) arderea cuprului în clor.
– Scrie ecuațiile reacțiilor care au loc;
– Indică reacții prin care pot fi identificați ionii formați;
– Verifică experimental prezența ionilor în soluțiile apoase.
III.5.8. Itemi subiect ivi de tip eseu
Eseul reprezintă o compunere specifică disciplinelor umaniste, dar se poate utiliza și
la chimie. Se pot folosi întrebări structurate de tipul:
– Metode de obținere a acizilor;
– Proprietăți fizice și chimice ale nemetalelor care determină dif erite utilizări;
– Aplicații ale reacției de schimb ( dublă înlocuire)

82
Ordinea integrării cerințelor nu este obligatorie, eseul structural vizând atât cunoștințele
punctuale ale elevului, cât și creativitatea și originalitatea.

III.6. Modalități de notare
III.6.1. Notarea – componentă a evaluării
Notarea reprezintă o componentă a evaluării. După măsurare și apreciere, notarea
reprezintă actul de decizie asumat de cadrul didactic față de rezultatele obținute de elevi.
Nota constă în evaluarea unei performanț e sau a unei conduite, specifice domeniului
educației/instruirii, în diferite forme exprimate prin cifre, calificative, simboluri, scoruri
etalonate, norme (DeLandsheere, apud Cristea, 2000).
Există trei modele fundamentale de realizare a notării:
a) prin raportarea la cerințele programei;
b) prin raportare la gr up (la ceilalți elevi ai clasei ) ;
c) notarea individualizată (raportarea rezultatelor obținute de elevi la rezultatele anterioare ale
acestora).
Notarea se realizează și în funcție de specificul disciplinei, astfel, la disciplinele exacte se
utilizează, notarea după bareme (se bazează pe atribuirea unui punctaj fix pentru fiecare
secvență îndeplinită), în timp ce la disciplinele umaniste este mult mai eficientă notarea
analitică (în cadrul acestei a se stabilesc punctaje diferite pentru nivelul de cunoștințe, forma
de exprimare, opinia personală).
Nota poate îndeplini mai multe funcții:
– funcția de informare (elevii, părinții, profesorii sunt formați în legătură cu prestația
elevilor);
– funcția de reglare a procesului de învățare;
– funcția stimulativă (de întărire a rezultatelor);
– funcția de selecție (conduce la ierarhizarea, clasificarea elevilor).

III.6.2. Sisteme de notare
Sistemele de notare sunt sisteme convenționale de apreciere a rezultatelor învățării.
Cel mai frecvent sistem de notare este cel numeric, cu scale diferite. Sistemul de notare 1 -10
în România, 1 -13 în Danemarca, 1 -20 în Franța. Sistemul literal, cu ajutoru l literelor este
utilizat în Anglia și S.U.A. Alături de acestea se mai folosesc: sistemul binar (admis sau
respins), prin calificative („Foarte bine”, „Bine”, „Suficient”, „Insuficient”), cu bile colorate,

83
cu aprecieri formulate în limba latină („Magna cu m laudae”, „Cum laudae”), cu diplomă de
merit etc.
III.7. Factori perturbatori și erori de evaluare
În cazul evaluării curente, se întâlnesc o serie de factori perturbatori care conduc la
apariția erorilor în evaluare. Aceștia pot fi generați de trăsăturil e de personalitate și de
activitatea cadrului didactic, de particularitățile de personalitate ale elevului, de specificul
disciplinelor de învățământ, de metodele de evaluare didactică și de circumstanțele sociale în
care se realizează evaluarea (Jinga, Istrate, 2001, pp. 341 -343).
III.7.1. Factori care se referă la profesor
– Efectul halo este fenomenul de subiectivitate în notare, sub influența impresiei generale pe
care și -a făcut -o profesorul despre elevi, care se manifestă fie prin supraaprecierea, f ie prin
subaprecierea rezultatelor școlare ale acestora. În acest caz, există tendința de a nu lua în
calcul greșelile sau rezultatele mai slabe la elevii buni și de a ignora progresele elevilor slabi.
– Efectul Pygmalion se mai numește și de anticipație întrucât aprecierea rezultatelor obținute
de unii elevi este puternic influențată de părerea nefavorabilă pe care profesorul și -a format -o
anticipat despre capacitățile acestora.
– Efectul de ordine se caracterizează prin faptul că profesorul manifestă severitate crescută la
începutul anului pentru a intimida elevii, iar spre sfârșitul anului devine indulgent. La fel se
comportă și în cadrul examenului: exigent la început și indulgent la sfârșit.
– Efectul de contrast apare în situația examinării unui elev bun după unul slab sau invers.
Astfel, răspunsul elevului bun poate fi supraevaluat iar cel al elevului slab, subevaluat.
– Efectul de contaminare se referă la situația în care profesorul este influențat în evaluare de
notele elevilor la alte discipline.
– Efectul blând se referă la tendința unor cadre didactice de a aprecia cu indulgență elevii
cunoscuți în comparație cu cei mai puțin cunoscuți.
– Eroarea de generozitate se manifestă printr -o exigență scăzută a cadrului di dactic,
dezvoltată din interesul acestuia de a masca unele probleme, eșecuri sau chiar incompetența
în activitatea didactică.
– Eroarea logică se referă la înlocuirea unor criterii de apreciere a rezultatelor în raport cu
obiectivele, cu variabile adiacent e acestora cum ar fi: forma grafică, modalitatea de
prezentare etc.
– Stilul personal al evaluatorului rezultă din stilul de evaluare sau gradul de exigență al
fiecărui cadru didactic manifestat în aprecierea rezultatelor școlare. Pe lângă aceste efecte sa u

84
erori în evaluare legate de activitatea cadrului didactic adăugăm și factorii de personalitate ai
acestuia, care pot influența actul evaluării. Aceștia se referă la atitudinea, echilibrul și
constanța în comportament față de elevi.
III.7.2. Factori care se referă la elev
Elevul, poate introduce elemente de distorsionare în evaluare. Astfel starea de
inhibiție, tipul de temperament, emoțiile constituie factori care pot favoriza sau defavoriza un
elev în momentul evaluării.
III.7.3. Factori care se referă la disciplina de învățământ
Lucrările scrise la disciplinele de învățământ ca matematică, fizică, chimie pot fi
apreciate mai obiectiv decât cele de la literatură, istorie etc. De asemenea, examinarea orală
la o disciplină umanistă, la o limbă străină, und e se verifică capacitatea de interpretare sau de
pronunție, oferă examinatorului posibilitatea unei evaluări mult mai obiective.
III.7.4. Alți factori
Factorii care pot interveni în evaluarea rezulatelor școlare pot ține și de metodele și
strategiile de ev aluare utilizate. Verificările orale nu permit întotdeauna aprecieri complete, la
fel cum unele teste scrise nu pot evalua componenta afectiv -atitudinală a elevului. De
asemenea, circumstanțele sociale, politice în care se realizează evaluarea pot contribu i la
sporirea subiectivității unor cadre didactice.

85
CAPITOLUL IV
PREZENTAREA, ANALIZA ȘI INTERPRETAREA
REZULTATELOR

IV.1. Motivația alegerii temei de cercetare
În clasele gimnaziale elevii dobândesc cunoștințe elementare de stabilire a formulelor
chimice, simbolizarea unei reacții pe baza unei ecuaț ii chimice, experimentarea unor
fenomene chimice , formarea depri nderilor de calcul pe baza ecuaț iei reactiei chimice, precum
și formarea și acreditarea convingerii că toate cunoștinte le dobândite au legatură directă cu
viața, ca utilitate practică .
Evaluarea, asemenea procesului de predare -învățare , este o componentă importantă a
procesului de învățământ , deoarece ajută la reglarea din mers a metodologiei folosite.
Alegerea temei ” Experimentarea unui set de probe de evaluare în cadrul unui program
de învățare a conceptelor și fenomenelor chi mice la unitatea de învățare ,, Reacții chimice.
Calcule stoechiom etrice pe baza ecuațiilor reacțiilor chimice” se justifică prin:
– numeroasele aplicații prac tice ale reacțiilor chimice [chimie organică, agricultură, tehnică,
industria chimică (masele plastice, explozivi, coloranți, hârtie), medicină, farmacie, cercetare,
petrochimie, construcții , etc].;
– cunoașterea stoechiometriei este importantă în calculele de bilanț masic, stabilirea relațiilor
cantitative între reactanți și produșii de reacț ie, în analiza și dimensionarea utilajelor în care
se realizează transformările chimice;
– evaluarea rezultatelor activității instructiv -educative este un act necesar aflat în strânsă
legătură cu luarea deciziilor privind perfecționarea metodologiei, deoarece cu cât profesorul
va dispune de posibilit ăți mai bune de informare continuă în cursul desfășurării activității,
asupra comportamentelor elevilor săi, cu atât își va da seama fără întârziere de eficacitatea și
eficiența sau ineficiența activității sale. Altfel spus, esența evaluării este cunoașter ea efectelor
activității desfășurate , pentru ca pe baza informațiilor obținut e să se poată ameliora din timp.
Evaluarea poate avea efecte la nivelul personalităț ii elevilor, deoarece le poate afecta
statutul în clasă și în viaț a de familie și, prin urmare, trebuie să existe un efort în direcția
realizării ei cu obiectivitate, dar ș i unul pent ru a o folosi ca element motivaț ional, evaluarea
trebuie să fie în serviciul copilului, ea trebuie să -l ajute să -și construiască viitorul.

86

IV.2. Scopul cercetării
Pornind de la premiza că explorarea universului chimiei reprezintă o modalitate
esențială pentru dezvoltarea creativității și a gândirii critice, ne -am pus problema dacă lecțiile
care implică activ elevii, în rezolvarea de probleme (calcule chimice) care urmăresc obiective
clare și sunt bine organizate sunt cele care asigură învățare a cea mai profundă și de durată, iar
aplicarea diverselor metode de evaluare vor contribui la stimularea motivație i pentru înv ățare,
la dezvoltarea capacității de autoevaluare a elevului , pentru creșterea randamentului școlar.
IV.3. Ipoteza și obiectivele cercetării
Ipoteza cercetării
Chimia e o disciplină complexă, reprezintă un obstacol dificil pentru elevi. Ea
impune o gândire logică, creativă, o inteligență dezvoltată, capacități de transfer,
sistematizare, selecție, abstractizare, generalizare. Dacă elevul nu reușește în clasele a -VII-a
și a VIII -a să înțeleagă și să -și însușească noțiunile de chimie, foarte g reu va parcurge materia
în anii următori. Ajuns în clasa a -IX-a, un astfel de elev nu va avea nicio atracție față de ora
de chimie, ci va manifesta dezinteres. Experiența și profesionalismul, priceperea profesorului,
compatibilitatea între structura psihol ogică a acestuia și metoda aleasă pot determina
recuperarea indivizilor inactivi.
Utilizarea de către profesor a diverselor strategii de evaluare a cunoștințelor,
priceperilor și deprinderilor determină creșterea randamentului școlar și a motivației pentr u
învățare.
Implicarea elevilor în activitatea de evaluare și autoevaluare determină dezvoltarea
capacității de autoevaluare a elevilor.
În vederea îmbunătățirii performanțelor procesului de predare – învățare – evaluare la
nivelul tuturor elevilor și în special la nivelul celor cu performanțe slabe, activitatea de
cercetare își propune implicarea elevilor în desfășurarea lecțiilor în care se folosește
evaluarea diferențiată aplicând teste de evaluare cu un grad mai scăzu t de dificultate
(evaluare orală, scrisă sau evaluare prin experiment de laborator ).
Obiectivele cercetării
Prin experimentarea unui set de probe de evaluare în cadrul unui program de învățare
a conceptelor și fenomenelor chimice la unitatea de învățare ,,Reacții chimice. Calcule
stoechiometrice pe baza ecuațiilor reacțiilor chimice” , se urmărește înzestrarea elevilor cu

87
abilități intelectuale și practice superioare, cu capacități și competențe cognitive,
psihomotorii, afectiv -atitudinale, compo rtamentale, de conduită, precum:
1. Obținerea de rezultate bune la învățătură în rândul elevilor prin a doptarea și adaptarea
celor mai potrivite metode de evaluare, conforme cu nivelul clasei, cu specificul discipline i,
cu volumul de cunoștințe .
2. Dezvoltarea capacității de autoevaluare prin a plicarea diverselor forme de evaluare .
3. Formarea deprinderii de lucru individual sau în pereche/grup/echipă și optimizarea
relației de colaborare între elevi.
4. Creșterea responsabilității elev ilor față de calitatea evaluării.
Realizarea acestor obiective este condiționată de implicarea activă a elevilor în
procesul instructiv -educativ , alegerea tehnicilor de evaluare să fie adaptate niv elului de
pregătire al elevilor, instaurarea unor relații de cooperare constructivă între profesor și elevi,
relații bazate pe comunicare reală, pe stimă și încredere reciprocă .
IV.4. Modele de proiecte didactice
Proiect didactic nr. 1
Disciplina : Chimie
Profesor: Munteanu Oana Roxana
Clasa: a VIII -a
Tema: Legea conservării masei substanțelor și a numărului de atomi
Tipul lecției: de dobândire de noi cunoștințe, cu experiment integrat
Competențe specifice
1.1. Explicarea observațiilor în scopul identificării unor aplicații ale fenomenelor chimice.
2.1. Analizarea, interpretarea observațiilor/ datelor obținute prin activitate investigativă.
2.2. Formularea de concluzii și de generalizări în scopul demonstrării legii conservării masei
în reacțiile chimice.
3.1. Demonstrarea legii conservă rii masei prin rezolvarea problemelor cantitative.
3.2. Rezolvarea de probleme în scopul aplicării regulilor/ legilor în studierea reacțiilor
chimice.
4.1. Comunicarea sub formă scrisă/ orală a rezultatelor unui demers de investigare folosind
terminolog ia științifică.
Obiective operaționale: La sfârșitul activității, elevii vor fi capabili:
 să redea prin simboluri, în scris, formulele unor substanțe simple sau compuse;

88
 să denumească, după reprezentarea simbolică, formulele unor substanțe simple sau
compuse;
 să identifice, pe baza formulelor chimice, categoria de substanțe chimice din care fac
parte acestea;
 să verifice experimental legea conservării masei substanțelor;
 să-și formeze deprinderi de utilizare a ustensilelor și substanțelor de laborator;
 să respecte normele de securitate în laboratorul de chimie;
 să descrie observațiile efectuate în terminologia specifică chimiei;
 să-și formeze deprinderi de muncă intelectuale pe baza noilor activităților desfășurate;
 să aplice noile informații în rezolva rea de exerciții și probleme.
Metode de învățământ: conversația euristică, jocul didactic, experimentul de laborator ,
învățarea prin descoperire, problematizarea, exercițiul.
Mijloace de învățământ: Sistemul periodic al elementelor, substanțele chimice necesare,
aparatura și ustensilele de laborator, balanța digitală, fișa de activități experimentale, fișe de
activitate/evaluare , manualul, tabla magnetică, magneți, laptopul , videoproiectorul – pentru
prezentarea materialelor PowerPoi nt, ecran de proiecție, tablă, cretă colorată.

89
SCENARIUL DIDACTIC
Etapele lecției Activitǎți desfǎșurate de profesor Activitǎțile elevilor
1. Moment organizatoric
2. Captarea atenției elevilor

 Se face prezența; se verificǎ existența mijloacelor necesare
desfǎșurǎrii lecției.
 Se capteazǎ atenția elevilor anunțându -se activitǎțile ce vor fi
desfǎșurate pe parcursul orei .
 Rezolvarea unor întrebări și exerciții recapitulative despre
substanțele simple sau compuse și reacțiile chimice
 Deducerea experimentală a legii conservării masei substanțelor
 Rezolvarea unor exerciții și probleme în care se aplică legea
conservării masei  Elevii se pregǎtesc pentru
lecție și se așeazǎ la mesele de
lucru.
3. Enunțarea obiectivelor
4. Actualizarea
cunoștințelor anterioare  Argumentează necesitatea cunoașterii legii conservării masei,
indicând obiectivele propuse
 Verifică cunoștințele anterioare, referitoare la reacțiile chimice,
substanțele simple sau compuse:
1.Ce sunt reacțiile chimice?
2.Dar reactanții / produșii de reacție ?
3.Ce tip de substanțe pot fi reactanții? Dar produșii?
4.Cum se clasifică substanțele simple? Dar cele compuse?  Participă la discuție

 Răspund întrebărilor lansate
de profesor

 Argumentează răspunsurile
formulate

90
5.Cum recunoaștem oxizii? De câ te tipuri pot fi?
6.Cum recunoaștem bazele? Dar acizii? Dar sărurile?
 Propune un joc didactic: împarte elevii pe grupe; fiecare grupă
primește câte 10 cartonașe cu diferite formule chimice de
substanțe simple sau compuse; elevii au la dispoziție un minut
pentru a așeza formulele pe coloane, în funcție de categoria din
care fac parte (substanțe simple, nemetale/metale, substanțe
compuse, oxizi, acizi, baze, săruri; primii care încheie
clasificarea ridică stegulețul; grupa câștigatoare merge la tabla
magnetică și completează tabelul cu formulele respective; dacă
au greșit, cei de pe locul II au șansa de a fi câștigătorii (dacă
răspunsurile lor sunt cele corecte); în caz de egalitate între două
grupe, elevii celorlalte grupe le pun întrebări din lecția anterio ară
până la departajare;
Câștigătorii vor primi un „+” și vor fi notați în caietul
profesorului.  Se așează pe grupe de câte
patru elevi

 Analizează cartonașele
primite

 Realizează clasificarea

 Ridică stegulețul atunci când
au încheiat activitatea

 Completează tabelul cu
ajutorul magneților
5. Anunțarea temei și
prezentarea scopului

 Anunțǎ și scrie pe tablă tema: „Legea conservării masei
substanțelor”
 Prezintǎ scopul lecției: „Pe baza observațiilor experimentale și a
exercițiilor de muncǎ independentǎ prezente în fișa de lucru, vom  Notează titlul lecției pe
caiete.
 Elevii ascultǎ cu atenție
planul activităților ce vor

91
deduce împreună legea conservării masei substanțelor, o lege
care, alături de cea a conservării energiei, r eprezintă 2 legi
importante ale conservării materiei” .
 Împarte elevii pe grupe la mesele de lucru și distribuie fișele de
lucru (Fișa 1). urma.
 Primesc fișele
 Își reamintesc regulile de
protecție în laboratorul de
chimie
6. Dirijarea învățării

 Discută cu elevii și face precizări referitoare la sarcinile de lucru
primite;
 Atrage atenția elevilor în legătură cu respectarea normelor de
laborator și cu mânuirea substanțelor chimice;
 Supraveghează și monitorizează desfășurarea corectă a
activităților
 Oferă sprijin elevilor care întâmpină dificultăți
 Monitorizează implicarea elevilor din grupe în realizarea și
interpretarea experimentelor
 Ajută elevii – dacă este necesar – să formuleze observațiile
desprinse după efectuarea experimentelor)
 Împreună cu elevii formulează enunțul legii conservării masei
substanțelor după care au loc transformările chimice
 Precizează că legea a fost dedusă experimental de chi mistul rus  Elevii citesc cu atenție
instrucțiunile din fișa de lucru
 Respectă regulile de
protecție în laboratorul de
chimie
 Efectuează experimentele
cu substanțele indicate
urmărind atent modul de lucru
 Formulează observații cu
privire la experimentele
efectuate
 Înregistrează în fișe datele
obținute:
– au avut loc transformări
chimice între reactanți

92

Lomonosov și, independent de acesta, de chimistul francez,
Lavoisier, fiind o lege fundamentală a materiei;
 Enunță legea conservării materiei:
„Într-un sistem izolat, suma maselor și a energiilor rămâne
constantă”;
 Pentru a arăta că legea este valabilă pentru toate transformările
chimice propune spre exemplificare studiul reacției de formare a
sulfurii de zinc (Fișa 2);
 Deduce, pe baza rezolvării fișei, că legea conservării masei are o
consecință importantă și anume legea conservării atomilor;
 Formulează enunțul: „Numărul atomilor care intră într -o reacție
chimică este egal cu cel al atomilor de același fel rezultați din
reacția chimică”;
 Generează concluziile finale referitoare la importanța legii:
 a permis : – scrierea ecuațiilor reacțiilor chimice
– studiul cantitativ al transformărilor chimice (între
acestea legea constanței compoziției substanțelor)
– efectuarea calculelor chimice – suma maselor substanțelor
intrate în reacție este egală cu
suma maselor substanțelor
rezultate din reacția chimică

 Elevii ascultă enunțul legii

 Notează în caiete enunțul
celor două legi

 Primesc fișele
 Rezolvă împreună cu
profesorul fișa
 Deduc enunțul legii
 Notează enunțul în caiete

 Ascultă explicațiile
 Rețin informațiile
7. Asigurarea feedbackului
(obținerea performanței)  Propune spre rezolvare Fișa 3 (fișa de evaluare și înregistrare a
progresului);  Participă la construirea
schemei folosind cunoștințele

93

8. Evaluarea performanței  Îi informează pe elevi despre nivelul atins în asimilarea
cunoștințelor;

 Apreciază și evaluează participarea elevilor la lecție. acumulate în timpul orei.
 Rezolvă la tab lă și în caiete
schema problematizată
 Elevii nominalizați prezintă
carnetele de note profesorului
9. .Asigurarea retenției și a
transferului  Indică tema pentru acasa: probl. 9/pag.78, manual, ed.Corint
 Temă de portofoliu: culegerea de informații despre viața și
activitatea chimiștilor Lavoisier și Lomonosov.  Notează în caiete tema
pentru acasă.
 Ascultă indicațiile
referitoare la realizarea temei
de portofoliu

94
FIȘA 1
FIȘA DE ACTIVITATE EXPERIMENTAL Ă

Nr.
Crt. Denumirea
experimentului Materiale
necesare Mod de lucru Observații Concluzie
1. Reacția oxidului de
calciu cu apa – Balanță
-2 pahare
Berzelius
– Apă
– CaO 1. Așezați paharul cu apă și pe cel ce
conține CaO pe talerul balanței;
2. Cântăriți;
3. Adăugați treptat CaO peste apă și
puneți paharul gol înapoi pe taler;
4. Cântăriți din nou; 1. Masa inițială este:
m = ….g
2. A avut loc o ……… chimică
3. Oxidul de calciu reacționează
energic cu apa;
4. Masa finală este:
m = ….. g Masa reactanților
este ……….. cu
masa produșilor
de reacție.
2. Reacția dintre NaOH
și CuSO 4 – Balanță
– 2 pahare
Berzelius
– sol. NaOH
– sol. CuSO 4 1. Așezați paharele ce conțin
soluțiile de NaOH și CuSO 4 pe taler;
2. Cântăriți;
3. Turnați cu grijă soluția de NaOH
peste cea de CuSO 4 și lăsați paharul
gol înapoi pe taler;
4. Cântăriți din nou; 1. Masa inițială este:
m = ….g
2. A avut loc o …… chimică
3. S -a obținut un precipitat de
culoare…….
4. Masa finală este:
m = ….. g Masa reactanților
este ……….. cu
masa produ șilor
de reacție.

95
FIȘA 2
FIȘA DE CONSOLIDARE

Sulfura de zinc se obține prin reacția chimică dintre zinc și sulf. Experimental s -a dovedit că 65 grame de zinc (Zn) reacționează cu 32
grame de sulf (S) formând 97 grame 95sulfură de zinc (ZnS). Demonstrați legea conservării masei substanțelor în această reacție. ( A Zn = 65, A S
= 32).
Zn + S = ZnS

65g Zn 32g S 97 g ZnS
… mol Zn … mol S … mol ZnS
6,023∙ 1023 atomi Zn 6,023∙ 1023 atomi Zn 6,023∙ 1023 molecule ZnS

1 atomZn
1 atom S
mreactanți = … + … = … g m produși = … g
… atomi Zn intrați în reacție … atomiZn rezultați din reacție
… atomi S intrați în reacție … atomiS rezultați din reacție
1. Ce concluzie referitoare la numărul atomilor se deduce?
2. Cum ați putea formula “Legea conservării atomilor într -o reacție chimică”?

96
FIȘA 3
FIȘA DE EVALUARE ȘI ÎNREGISTRARE A PROGR ESULUI
1. Completează schema cu numele participanților la reacție și indicați din ce categorie de substanțe pot face parte:

2. Completează spațiile libere astfel încât să obții propoziții corecte:
a) Suma maselor reactanților este ………… cu suma maselor ……………….. de reacție;
b) Numărul …………. de acelaș i tip care intră în reacția chimică este ………… cu numărul atomilor de același fel care ies din reacție;
3. Aplicați legea conservării masei și legea conservării atomilor pentru reacția:
Azotat de argint + clorură de sodiu = clorură de argint + azotat de sodiu
REACȚIA
CHIMICĂ

97
Proiect didactic nr. 2
Data :
Clasa : a VI II -a
Titlul lecției : Calcule pe baza ecuațiilor reacțiilor chimice
Tipul lecției : mixtă
Elemente de conținut :
 Definirea calculului stoechiometric .
 Prezentarea algoritmului de lucru pentru un calcul stoechiometric în care se cunoaște masa unui
reactant și se cere masa produșilor de reacție și invers .
 Clasificarea calculelor chimice după enunțul problemei în calcule după formulă și după ecuația
reacției chimice .
 Rezolvarea problemelor folosind algoritmii cunoscuți .
Obiective operaționale :
La sfârșitul lecției elevii trebuie să :
O1 – să recunoască tipul de calc ul chimic , după formulă sa u după ecuația reacției chimice , pe
baza datelor din enunțul problemei;
O2 – să calculez e raportul de masă în care se combină două sau mai multe elemente pentru a
forma un compus chimic;
O3 – să calculeze compoziția procentua lă a unei substanțe compuse , cunoscând formula ;
O4 – să calculeze cantitatea unui element corespunz ătoare masei substa nței compuse;
O5 – să calculeze cantitatea de substanță compusă cor espunzătoare masei unui element;
O6 – să definească calculul stoechi ometric ;
O7 – să calculeze masa unui produs de reacți e cunoscând masa unui reactant;
O8 – să calculeze cantitatea de materii prime utilizate pentru obținerea unei anumite mase de
produs finit .
Metode didactice utilizate : conversația, problematizarea, învățarea prin descoperire dirijată ,
exercițiul .
Mijloace de învățământ : manualul , fișe d e lucru .
Desfășurarea activității
Captarea atenției : Pentru a crea o imagine completă asupra calculelor chimice să ne amintim
tipurile de calcule întâlnite în lecțiile anterioare din clasa aVII -a și apoi să extindem aria
calculelor în cazul ecuațiilor re acțiilor chimice .

98
Enunțarea obiectivelor :
După această oră va trebui să efectuați calcule stoechiometrice .
Actualizarea cunoștințelor învățate anterior ( O 2-5) se va realiza cu ajutorul fișei de lucru 1. Se
va trece la direct la rezolvarea problem elor din fișă, elevii sunt lăsați să lucreze independent timp
de 4 -5 minute , profesorul deplasându -se printre mese va urmări corectitudinea și forma de
prezentare a soluțiilor problemelor . Soluțiile exercițiului se vor prezenta la tablă de către elevii
indicați de către profesor .
Fișa de lucru nr.1
1.Completați :
MH2O =
1mol H 2O =
1 Kmol H 2O =
2. Determinați numărul de moli existenți în 180 g H 2O .
n =
Mm n =
3. Din informațiile de mai jos calculează valorile necunoscute pentru apă , H2O .
Compoziție procentuală % H =………….. % O =…………….
Raport de masă
= ….
…. raport atomic .
. = ….
….

=…………+………….=………………, 1 mol =……………….g
În 360 g H 2O se găsesc ……………….g H ? g H 2O vor conține 80 g O

Fixarea ideilor ancoră
În practica de laborator sau în industrie este necesar să se determine prin calcul
compoziția cant itativă a substanțelor chimice , precum și cantitățile de reac tanți sau de produși
de reacție .
Calculele chimice se pot grupa în :
– calcule pe baza formulelor chimice ;
– calcule pe baz a ecuațiilor reacțiilor chimice .
Conducerea învățării
Informație
H2O
denumirea……

99
Înlocuind într -o reacție chimică simbolurile și formulele substanțelor prin număr de moli,
ecuația chimică devine ecuație stoechiometrică .
Activitate independentă
 Scrieți ecuația reacției chimice de combi nare a hidrogenului cu oxigenul .
………. + ……….. = ……………
 Înlocuiți formulele cu molii substanțelor respective .
…………….. + ……………… = ……………………..
 Transformați moli i în gra me.
…………….. + ……………… = ……………………..
O6 – Informație
Stoechiometria este partea de chimie care ne învață să determinăm prin calcul, pe baza
formulelor și a ecuațiilor chimice , masa și volumul reactanților și pe cele ale produșilor de
reacție .
Activitate independentă :
Elevii urmăresc la tablă etapele de rezolvare în cazul primului c alcul pe baza ecuației reacției , își
notează etapele de rezolvare .
Fixarea cunoștințelor și stimularea capacitǎții de operare cu cunoștințele învǎțate : se poate
realiza prin rezolvarea fișei de lucru nr. 2 la tablă , de către profesor , pe baza următorului
algoritm: – citește enunțul pro blemei și notează datele corect;
– efectuează experiențele, dacă problema cere acest lucru;
– scrie ecuațiile reacțiilor chimice cerute de problemă;
– calculează masele moleculare și nr de moli, stabilește proporția acestora, notează cantitățile pe
substanțele implicate în problemă ținând cont de coeficienții stoechiometrici;
– optează pentru rezolvarea „în moli”, astfel calculele vor fi mai simple;
– determină necunoscutele prin calcule bazate pe „metoda proporției ”, „regula de trei simplă”,
„regula de trei compusă” și interpretează rezultatele.

(O1 ,O7 ) 1) a . 480 g sulfat de cupru CuSO 4 se tratează cu hid roxid de natriu NaOH. Să se
determine cantitatea de hidroxid de cupru Cu(OH) 2 rezultată exprimată în grame și moli .
Datele problemei :
=480 g Ecuații și calcule:

100
( ) = ?
( ) = ? 160g 98g
____ ______
CuSO 4 + 2 NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2SO 4
____ _______
480g x

x =
= 294 g Cu(OH) 2

n =
; n =
= 3 moli Cu(OH) 2
Mase moleculare . Moli
= 64 + 32 + 16 4=160
1 mol CuSO 4 =160 g
( ) = 64 + 32 +2 =98
1 mol Cu(OH) 2 = 98 g
Răspuns
x = 294 g Cu(OH) 2
n = 3 moli Cu(OH) 2

– (O8) 1)b. Ce cantitate de NaOH s -a consumat și câți moli de sare au rezultat din această reacție ?
Datele problemei :
=480 g
= ?
= ? Ecuații și calcule :

160 g 80 g 1 mol
_____ _______ ______
CuSO 4 + 2 NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2SO 4
_____ _______ ______
480 g x y

x =
= 240 g NaOH

y =
= 3 moli Na 2SO 4

Mase moleculare . Moli
= 64 + 32 + 16 4 = 160
1 mol CuSO 4 =160 g
MNaOH = 23 + 16 + 1= 40
1 mol NaOH = 40g
= 46 + 32 + 64 =142
1 mol Na 2SO 4 = 142g

Răspuns
x = 240 g NaOH
y = 3 moli Na 2SO 4

101
Fișa de lucru nr. 2
1) a) 480g sulfat de cupru CuSO 4 se tratează cu hidroxid de natriu NaOH. Să se determine
cantitatea de hidroxid de cupru Cu(OH) 2 rezultată exprimată în grame și moli .
Datele problemei :

Ecuații și calcule :

Mase moleculare . Moli

Răspuns

1)b. Ce cantitate de NaOH s -a consumat și câți moli de sare au rezultat din această reacție.
Datele problemei :

Ecuații și calcule :

Mase moleculare . Moli

Răspuns

102
Întărirea retenției și asigurarea transferului : se poate realiza prin rezolvarea unor probl eme de tipul
(fișa de lucru 3 ):

Fișa de lucru individual nr. 3

1. 112 g fer reacționează cu o soluție de acid clorhidric cu concentrația de 36,5%. Calculați:
a) masa de clorură de fier obținută în urma reacției;
b) masa de soluție de acid clorhidric necesară reacției;
c) numărul de moli de hidrogen care se degajă.

2. 400g soluție de NaOH cu c 1=30% reacționează cu o soluție de HCl de c 2=50%.
a) Ce cantitate de soluție de HCl s -a consumat?
b) Ce produși rezultă și câte grame din fiecare substanță?

3. Ce cantitate de sulf poate arde cu formare de dioxid de sulf cu oxigenul rezultat prin
descompunerea a 4 moli de clorat de potasiu ? Care este volumul de oxigen utilizat și volumul de SO 2
format ?
Se dau : A S = 32 , A O = 16 , A K = 39, A Cl = 35,5
Volumul molar V m = 22,4 L ( volumul ocupat de 1 mol de gaz în condiții normale de temperatură și
presiune).

Indicarea temei pentru acasa : finalizarea exercițiilor din fișa nr 3
Notarea elevilor care au răspuns pe parcursul orei

103
Proiect didactic nr. 3
Data:
Clasa : a VIII -a
Profesor: Munteanu Oana
Obiectul : Chimie
Titlul lecției : ”Calcule stoechiometrice pe baza ecuației reacției chimice ”
Tipul lecției: Lecție de recapitulare și sistematizare a cunoștințelor prin rezolvare de exerciții și
probleme
Competente generale:
1. Cunoașterea și înțelegerea fenomenelor chimice a terminologiei și a conceptelor specifice
domeniului chimiei;
2. Dezvoltarea capacității de explorare/investigare a realității și de rezolvare de probleme
specifice domeniului chimiei;
3. Dezvoltarea capacitații de comunicare, utilizând limbaj ul specific domeniului chimiei;
Competente specifice:
3.2. Rezolvarea de problem e în scopul aplicării regulilor/legilor în studierea reacțiilor chimice;
3.3. Aplicarea regulilor/legilor în scopul rezolvării de probleme;
Obiective operaționale :
Elevii trebuie să aplice cunoștințele dobândite în rezolvarea unei fișe de exerciții și probleme
din care să rezulte că știu:
O1 – să scrie corect și complet ecuația unei reacț ii chimice cu ajutorul formulelor chimice și
coeficienț ilor;
O2 – să aplice al goritmul d e rezolvare pentru calculul numărului de moli când se cunoaște masa
substanței ș i invers ;
O3 – să calculeze cantități de substanțe chimice specificate în cerințele problemei, în funcție de o
cantitate dată de reactant ;
O4 – să calculeze cantități de soluții de concentrație cunoscută consumate într -o reacție, în care
se dă cantitatea de reactant utilizat ;
O5 – să rezolve probleme bazate pe ecuațiile unor reacții chimice în care se folosesc substanț e
impure , sau exces de s ubstanțe ;
O6 – să aplice algoritmul de calcul în rezolvarea unor probleme de calcul stoechiometric cu șir de
reacții dintr -o schemă program .
Metode folosite :

104
– conversația, explicația, exercițiul, problematizarea, algoritmizarea, modelarea, experimentul de
laborator, jocul didac tic.
Mijloace de învățământ :
– manual, tablă, cretă, f ișe de lucru, culegere, planșe , ustensile de laborator, substanțe și reactivi
chimici .
Forme de organizare a activității: frontală, individuală, în grupuri mici de lucru diferențiat.

Desfășurarea lecției
Etapele lecției Activitǎți desfǎșurate de profesor Activitǎțile elevilor
Moment
organizatoric
 Organizarea clasei : 3min
– notarea absențelor;
– restabilirea ordinei în clasă.
Elevii indică absenții și se
pregǎtesc pentru lecție, se
așeazǎ în bănci grupați în echipe
de lucru

1. Captarea
atenției

Enunțarea
obiectivelor
 Informează elevii cu privire la
activitățile ce vor fi desfășurate în cadrul
orei:
– recapitularea pe baza unui plan;
– verificarea cunoștințelor anterioare (40
min) prin rezolvarea unei fișe de lucru ce
conține exerciții teoretice și practice
(experimentale) de consolidare a
cunoștințelor
 Profesorul anunță obiectivele
propuse .
– să aplice algoritmul de rezolvare
pentru calculul numărului de moli când
se cunoaște mas a substanței și invers;
– să calculeze cantități de substanțe
chimice specificate în cerințele
problemei, în funcție d e o cantitate dată
Ascultă cu atenție obiectivele
enunțate de profesor;

105
de reactant;
– să calculeze cantități de soluții de
concentrație cunoscută consumate într -o
reacție, în care se dă ca ntitatea de
reactant utilizat;
– să rezolve probleme bazate pe ecuațiile
unor reacții chimice în care se folosesc
substanțe impure, sau exces de
substanțe; La sfârșitul orei elevii vor fi
capabili :
– să aplice algoritmul de calcul în
rezolvarea unor probleme de calcul
stoechiometric.
2. Anunțarea
temei și
precizarea
scopului
 “În scopul îmbunătățirii
performanțelor voastre, vom realiza o
recapitulare a calculelor stoechiometrice
pe baza ecuației reacției chimice ”
 Anunță și scrie pe tablă tema:
“Calcule stoechiometrice pe baza ecuației
reacției chimice” Ascultă explicațiile
profesorului

Notează în caiete titlul

3. Dirijarea
învățării

 Propune rezolvarea unei fișe de lucru
recapitulative

 Împarte elevii pe grupe de lucru

 Distribuie fișele elevilor

 Reamintește elevilor regulile de protecție
în laboratorul de chimie

 Monitorizează efectuarea experimentelor
de către elevi din grupa nr 4
Primesc fișele

Se așează pe grupe de câte 5
elevi

Citesc cu atenție cerințele din
fișă

Se implică în rezolvarea
sarcinilor /experimentelor în
cadrul grupului
Vizualizează/extraginfo rmațiile/

106

FIȘA RECAPITULATIVĂ
CALCULE STOECHIOMETRICE PE BAZA ECUAȚIILOR REACȚ IILOR
CHIMICE

GRUPA I
Să se rezolve rebusul ch imic de mai jos, pe baza definiț iilor:

Orizontal:
1. Sare a acidului sulfuric.
2. Reacția dintre acizi ș i baze.
3. pH<7.
4. Particulă elementară încărcată negativ.
5. Hidroxid.
6. Tip de reacț ie.
7. Apă cu sare de bucãtãrie.
8. Sare a acidului azotic.
9. Compus binar al oxigenului cu un alt element.
Vertical: Denumirea uzualã a NaCl (3 cuvinte). formulează concluziile
Elevii vor fi atenți la
răspunsurile colegilor; vor nota
în caiete rezolvările exerciț iilor.
4. Tema pentru
acasa Propune elevilor sǎ rezolve câteva
probleme de calcul din fiș a de lucru, ca
temǎ pentru acasǎ Își notează tema în caiet
Evaluarea
finalǎ Profesorul noteazǎ elevii care au rǎspuns
și au rezolvat cel mai corect sarcinile din
fișa de lucru distribuitǎ. Elevii care au primit note
prezintǎ carnetele.

107
GRUPA II
1. Joc logic structura t, bazat pe reacțiile acidului clorhidric :
Zn

HCl
+
CuO NaOH

a) Scrieți ecuațiile reacțiilor acidului clorhidric cu substanțele indicate în schemă;
b)Ce masă de clorură de cupru II se obține prin reacția a 73 g HCl ?

2. Ce tip de r eacție este modelat în figură? Scrie ecuația reacț iei chimice .

a) Calculează volumul total de gaze obț inut din 8 moli de apă ;
b) Câte grame de sodiu pot fi oxidate de cantitatea de oxigen obținută anterior?

GRUPA III
1. Elementul din grupa II A, perioada a 4 -a reacț ioneazã cu 16 g de oxigen. Scrie ecuația
reacției și calculează masa produsului de reacț ie.
2. Câț i moli de hidrogen se degajã în urma reacției dintre zinc și acid clorhidric, dacă se
consumă 10 g soluț ie de acid clorhidric de concentraț ie 36,5%?
3. Se dã schema:
a → b + c↑
b + HCl → d + e
c + KOH → f + e

108
f + H 2SO 4 → g + e + c↑
Să se determine:
• substanț ele a și b știind cã substanț a b conține elementele cu Z1 = 20 ș i Z2 = 8, iar substanț a
a conține 40% Ca, 12% C ș i 48% O;
• să se scrie ecuațiile reacț iilor chimice;
• să se calculeze masa de substanță a, știind că din prima reacție se obțin 88 g de substanț ã c.

GRU PA IV – ACTIVITATE EXPERIMENTALĂ
Exp 1
* Într-o capsulă se pun câ teva cristale de sulfat de cupru ș i cristale de hidroxid de sodiu, cu o
baghetă se amesteca cu grijă cele două substanț e; ce se observă ?
…………………………………………………………………………………………………
* Pe o sticlă de ceas se picură 10 pică turi de soluție de hidroxid de sodiu și 10 pică turi de
sulfat de cupru ; se observă că î n soluție cele două substanțe reacționează ;
…………………………………………………………………………………………………
* Să se scrie ecuația reacț iei chimice care a avut loc:
………………………………………………………………………………………………….
Problema 1 : Câț i moli de hidroxid de cupru se formează în urma reacției a 22,4 g soluție de
hidroxid de sodiu , cu concentraț ia de 10 % , cu sulfatul de cupru ?

Exp 2
Aveti KI si Pb(NO 3)2 pe sticlele de ceas precum și în două eprubete etichetate.
a) într-o eprubetă uscată introdu câ teva cristale di n ambele substanțe , cu ajutorul spatulei
și agită ;
b) prepară apoi soluții ale acestor substanțe (folosind substanțele etichetate ), efectuează
aceeași reacț ie ;
c) concluzionează ;
d) scrie ecuația reacției care are loc și determină cantitățile de reactanț i necesare obț inerii
a doi moli de azotat de potasiu ;
e) stabilește masa soluției de KI cunoscând că este de concentraț ie 20% ;
f) stabilește masa soluției de azotat de plumb cunoscând că are concentraț ia 30 % .

109
GRUPA V
1. Plecând de la câteva informaț ii date, compuneți și rezolvați o problemă care conține
următoarele informații :
– reactionează H2SO 4 și NaCl ; se obtine 284 g de sare ;

2. Rezolvă problema (exces de substanță) :
26,84 g soluț ie AgNO 3 cu concentraț ia de 38%, reacționează cu clorura de bariu , din
reacție rezultâ nd 5,74 g precipitat.
a) Scrieți ecuația reacției chimice și precizaț i tipul ei ;
b) Care este masa de azotat nereacț ionat?
3. Rezolvă problema (impurități)
Se descompun 200g de calcar de puritate 80% , oxidu l de calciu rezultat de tratează cu
HCl.
Să se calculeze câti moli de clorură de calciu rezultă .

110
Proiect didactic nr. 4

Data:
Disciplina: chimie
Clasa : a VIII -a
Unitatea de învățare: Reacții chimice. Calcule stoechiometrice pe baza ecuației reacției
chimice
Tema: Test de evaluare
Tipul lecției: de evaluare a cunoștințelor
Durata: 1h
Cadrul didactic: Munteanu Oana
Elemente de conținut :
1. Legea conservării maselor substanțelor și a atomilor în reacții chimice
2. Ecuația stoechiometrică
3. Probleme de determinarea a numărului de moli
4. Probleme de determinare a masei de substanță, a volumului de gaz
5. Probleme cu impurități și exces
6. Probleme cu soluții.
7. Probleme cu șir de reacții
Competențe specifice:
1.1. Explicarea observațiilor în scopul identificării unor aplicații ale fenomenelor chimice;
2.2. Formularea de concluzii și de gener alizări în scopul demonstrării legii conservării masei
în reacțiile chimice;
2.4. Utilizarea aparaturii și echipamentelor de laborator, a tehnologiilor informatice pentru
studiul diferitelor reacții chimice;
3.1. Demonstrarea legii conservării masei prin r ezolvarea problemelor cantitative;
3.2. Rezolvarea de probleme în scopul aplicării regulilor/legilor în studierea reacțiilor
chimice;
3.3. Aplicarea regulilor/legilor în scopul rezolvării de probleme.

Obiective exprimate în termeni de competenț e:
 să modeleze ecuațiile unor reacții chimice și să stabilească corect coeficienții ;
 să calculeze masa unui produs de reacție cunoscând masa unui reactant și invers;

111
 să verifice legea conservării maselor substanțelor dar și c onsecința acesteia (legea
conservării numărului de atomi);
 să aplice algoritmul de rezolvare a unor probleme de calcul stoechiometric;
 să completeze spațiile lacunare cu datele nece sare (masa, nr de moli, formule
chimice în urma efectuării unor experimente virtuale);
 să analizeze problemele pentru a stabili contextul, relațiile relevante, etapele rezolvării și
să aplice principiile științifice/regulile/legile în rezolvarea problemelor de calcul
stoechiometric;
Strategii didactice
Metode didactice: conversatia, algoritmizarea, problematizarea, experimental virtual.
Mijloace de învățământ: sistemul periodic, soft educational AeL, calculatoare.
Forme de organizare: individual
Scenariu didactic
1. Moment organizatoric
Profesorul verifică prezența elevilor și creează atmosfera necesară desfășurării
activității didactice.
2. Captarea atentiei
Profesorul explică că reacțiile chimice și calculele chimice le întâlnim la tot pasul în
viața de zi cu zi și au mu lte aplicații practice, drept dovadă, vor efectua un test de evaluare
utilizând programul AeL care conține 5 aplicații la acest capitol.
3. Anunțarea temei și enunțarea obiectivelor la nivelul clasei
Profesorul anunță elevii ca vor primi un te st de evaluare și le comunică elevilor să
deschidă calculatoarele.
4. Evaluarea el evilor prin susținerea testului
Profesorul dă indicații despre modul de rezolvare a testului.
Elevii rezolvă testul.
Profesorul supraveghează elevii în timpul rezolvării testului.
5. Tema pentru acasa: rezolvarea a trei probleme de calcul stoechiometric din revista
Delta.

Testul de evaluare cuprinde aplicații ale calculelor chimice pe ecuația chimică de tipul:
1. Reacții
2.Amestec de soluții – Aplicație

112
3. Stingerea varului – Aplicație
4. Reacția carbonatului de calciu cu acidul clorhidric – Aplicație
5. Reacția termitului

Momentul 1

Fig 1. Reacții. Calcule chimice1

__________________________
1 Soft Educațional AEL Chimie
Momentul 2

113

Fig. 2 Amestec de soluții2.
Momentul 3

Fig. 3 Stingerea varului3.

________________________________
2Soft Educațional AEL Chimie
3Soft Educațional AEL Chimie

114
Momentul 4

Fig. 4 Reacția carbonatului de calciu cu acid clorhidric4
Momentul 5

Fig. 5 Reacția termitului5
_________________________________________
4Soft Educațional AEL Chimie
5Soft Educațional AEL Chimie

115
Test
1. Completați spațiile libere folosind următoarele formule:
n =
; m = n M, unde n= numărul de moli, m = masa de substanță, M = masa moleculară
a) 4 Al + 3 O 2 → 2 Al 2O3 b) 2 Na + 2 H 2O → 2 NaOH + H 2
0,2 moli ? moli ? moli ? moli ? moli ? moli ? moli
? g 4,8 g ? g 4,6 g ? g ? g ? g
c) 2 KClO 3 → 2 KCl + 3 O 2 d) 2 NaOH + H 2SO 4 → Na2SO 4 + 2 H 2O
4 moli ? moli ? moli ? moli 0,5 moli ? moli ? moli
? g ? g ? g ? g ? g ? g ? g
(4p)
2. Se dizolvă 5,85 g NaCl în 100 ml de apă, iar în alt pahar se dizolvă 17 g AgNO 3 în 100 ml
apă.
a) Scrieți ecuaț ia reacției care are loc prin amestecarea celor două soluții de săruri (realizați
experimentul);
b) Calculați masa de precipitat obținut;
c) Determinați concentrația procentuală a sării din soluție.
(1,25p)
3. Pentru a vărui tavanul unei camere ( 4m 3m), un zugrav a utilizat 4 k g de var stins pe
care l -a obținut din 3 kg de var nestins și 1 kg de apă.
a) Determinați ecuația reacției care are loc la stingerea varului (realizați experimentul);
b) De ce cantitate de var nestins mai are nevoie zugravul pentr u obținerea varului stins
necesar văruirii celor patru pereți ai camerei?
(1,25p)
4. Cochiliile scoicilor conțin carbonat de calciu. Pe talerul unei balanțe a fost așezat un pahar
Berzelius care conține o soluție de HCl de concentrație 17,25%. În pahar se introduc două
cochilii de scoici.
a) Determinați ecuația reacției care a avut loc la introducerea cochiliilor de scoici în soluția
de HCl, (realizarea experimentului);
b) calculați masa de carbonat de calciu existent în cele două cochilii de scoici.
(1,25 p)
5. Pentru sudarea șinelor de tren se utilizează reacția termitului. Se știe că Fe 2O3 folosit are
20% impurități, iar volumul găurii din șină este de 28,71 cm3 . Se dă = 7,8 g/cm3.

116
a) Determină ecuația reacției care are loc la sudarea șinelor;
b) Determină cantitatea de Fe 2O3 necesară pentru finalizarea lucrării.
(1,25p)
1 p Oficiu

Barem de evaluare și notare

1. a) 0,15 moli O 2; 0,1 moli Al 2O3; 5,4 g Al; 10,2 g Al 2O3…………………………………………….1p
b) 0,2 moli Na; 0,2 moli H 2O; 0,2 moli NaOH, 0,1 moli H 2; 3,6 g H 2O; 8 g NaOH; 0,2 g
H2…………………………………………………………………………………………………………….. …………1p
c) 4 moli KCl; 6 moli O 2; 490 g KClO 3; 298 g KCl; 192 g O 2 ……………………………………..1p
d) 1 mol NaOH; 0,5 moli Na 2SO 4; 1 mol H 2O; 40 g NaOH; 49 g H 2SO 4; 71 g Na 2SO 4; 18
g H 2O …………………………………………………………………………………………………………….. …..1p
Total 4p
2. a) Ecuația reacției chimice: NaCl + AgNO 3 → NaNO 3 + AgCl ……….. …………………. .0,25 p
b) mAgCl =?
mNaCl = 5,85 g , n NaCl = 0,1 moli
= 17 g, = 0,1 moli
nAgCl = 0,1 moli , M AgCl = 143,5 m = 0,1 143,5 = 14,35 g AgCl …………………0,5p
c) c% sol finale =?
= 0,1 0,1 85 = 8,5 g
ms final =100 + 100 + 8,5 = 208,5 g
c% =
= 4,07% ……………………………………………………………………………. ….0,5p
3. a) ecuația chimică CaO + H 2O → Ca(OH) 2 ……………………………………………………….. 0,25p
b) S – suprafața tavanului
St – suprafața totală a pereților
S = L = 4 3 = 12 m2
St = supraf celor 4 pereți – supraf ușă – supraf. Fereastră = (9 -1) + 12 + 9 + (12 -2) = 39 m2
( ) cantitatea de var stins utilizată la văruirea tavanului
( ) – cantitatea de var stins necesară zugravirii tuturor pereților
S…………………………….. ( )

117
St …………………………….. ( )
( ) = 39
= 13 kg ……………………………………………………………….0,5 p
3 kg CaO folosit la văruirea tavanului……………………..4 kg Ca(OH) 2 fol. la văruirea tavanului
mCaO…………………………………………………………………….13 kg
mCaO = 13 /4= 9,75 kg …………………………………………….. ………..0,5 p
4. a) Ecuația chimică CaCO 3 + 2 HCl → CaCl 2 + H 2O + CO 2…………….. …………… ……..0,25p
b) degajat = 4,4 g(cantitate descoperită prin echilibrarea balanței cu greutăți)
n = 4,4/44 = 0,1 moli CO 2………………………………………………………………………………. ……0,5p
= 0,1 moli , m = 0,1 M = 0,1 =10 g CaCO 3……………………………… …..0,5p
5. a) ecuația chimică Fe 2O3 + 2 Al → 2 Fe + Al 2O3………………………………………….. ……..0,25p
b) Vgaură =VFe= 28,71 cm3
=?
mFe = V = 28,71 cm3 7,8 g/ cm3 = 224 g
nFe = 224 / 56 = 4 moli Fe
= 2 moli = 320 g Fe 2O3 pur……………………………………………….0,5p
P =
100 =
100 =
=400 g Fe 2O3 impur…………………0,5p

Se acordă 1 punct din oficiu
Total 10 puncte

IV.5. Metodologia cercetării (mă surare, metode, mijloace)
Perioad a de cercetare s -a desfășurat în anul școlar 2015 -2016 , la clasele aVIII-a la
Școala Gimnazială „George Tutoveanu”, Bârlad, jud. Vaslui.
Pentru alegerea eșantionului de control și a eșantionulu i experimental s -au dat testări
inițiale celor trei clase: a VIII -a A, aVIIII -a B, a VIII -a C.
Eșantionul experimental : clasa a VIII-a A, formată d in 30 de elevi, 13 băieți și 17 fete.
Eșantionul de control : clasa a V III-a B, formată din 29 de elevi, 15 băieți și 14 fete.
Nivelul de pregătire al colectivului de elevi a fost omogen din punct de vedere al
potențialului intelectual, elevii provenind din familii care le asigură condițiile necesare
desfășurării actului învățării.

118
Multe familii ale elevilor sunt în șomaj, ajutor de șomaj, au servi cii temporare. Clădirea în
care învață este o clădire fr umoasă, modernă, dispunând de 20 săli de clasă, laboratoare de
chimie, biologie, fizică, o sală de sport modernă , teren de sport, o sală pentru desfășurarea
orelor de informatică, bibliotecă , cabinet medical, de consiliere psihologică și cabinet de
logopedie .
Eșantionul de conținut :
Unitatea de învațare : „Reacții chimice. Calcule stoechiometrice pe baza ecuațiilor
reacțiilor chimice ”, din programa de studiu a clasei a V III-a.
Conținuturi de evaluat
1. Legea conservării maselor substanțelor și a atomilor în reacții chimice
2. Ecuația stoechiometrică
3. Probleme de determinarea a numărului de moli
4. Probleme de determinare a masei de substanță, a volumului de gaz
5. Probleme cu impurități și exces
6. Probleme cu soluții.
7. Probleme cu șir de reacț ii
8. Evaluare
Competențe specifice evaluate
1.1. Explicarea observațiilor în scopul identificării unor aplicații ale fenomenelor chimice;
2.1. Analizarea, interpretarea observațiilor/datelor obținute prin activitate investigativă;
3.1. Demonstrarea legii conservării masei prin rezolvarea pr oblemelor cantitative;
3.2. Rezolvarea de probleme în scopul aplicării regulilor/legilor în studierea reacțiilor
chimice;
4.1. Comunicarea sub formă scrisă/orală a rezultatelor unui demers de investigare folosind
terminologia științifică;
5.1. Aprecierea a vantajelor și a dezavantajelor utilizării unor substanțe chimice;
Metodele didactice pe care le -am aplicat au fost selectate astfel încât să răspundă
principalelor cerințe ale unei investigații . Astfel pentru confirmarea sau infirmarea ipotezei de
la care am plecat am folosit un sistem metodologic compus din:
• metoda anchetei;
• metoda autoobservației;
• metoda observației sistematice;

119
• metoda analizei produselor activității;
• metoda experi mentului psihopedagogic / didactic, colectiv, de durată medie,
desfășurat în trei etape: preexperimentală (test inițial) , experimentală (test formativ) ,
postexperimentală (test final) .
Instrumentele de cercetare utilizate pentru a obține informații în le gătură cu
personalitatea elevilor, cu nivelul de cunoștințe și competențe ale acestora, cu
comportamentele și gradul de implicare al lor în procesul educativ au fost : testele pedagogice
de cunoștințe; fișele de lucru; chestionarul ; proiecte ; portofolii .
Aceste instrumente, în marea lor majoritate, au fost preluate și ad aptate conținuturilor
studiate, particularităților elevilor și obiectivelor vizate.
Etapele investigației
A. Etapa preexperimentală
Are rolul de a stabili nivelul existent în mo mentul inițierii experimentului
psihopedagogic, atât la eșantionul experimental, cât și la cel de control.
Am aplicat un test inițial care a avut în vedere atât nivelul de cunoștițe acumulat de
elevi în clasa aVII -a, cât calitatea gândirii elevilor.
Obiectivele operaționale urmărite în cadrul testului inițial au fost:
– să scrie corect simbolurile și formulele chimice;
– să scrie corect ecuațiile reacțiilor chimice respectând legea conservării masei substanțelor;
– să denumească corect substanțele chimice simple și compuse;
– să descrie răspândirea și importanța unor substanțe în viața de zi cu zi;
– să clasifice și să compare diferite particule, componente ale soluțiilor, reacții chimice
studiate ;
– să identifice legi sau principii specifice unor particule, mărimi caracteristice, proprietăți ale
unor substanțe ;
– să rezolve diferite probleme cu caracter teoretic sau aplicativ.
TEST DE EVALUARE INIȚIALĂ
Disciplina : chimie
Clasa : a VIII -a
Data susținerii testului: ………………….
Conținuturi evaluate:
 Structura atomului. Izotopi

120
 Soluții
 Reacții chimice
 Calcule chimice pe baza formulelor chimice
 Concentrația procentuală
Competențe corespunzătoare nivelurilor taxonomice:
C1: identificarea le gilor, principiilor, caracteristicilor definitorii ale unor particule, mărimi
caracteristice, proprietăți ale unor substanțe chimice;
C2: clasificarea și compararea diferitelor particule, componente ale soluțiilor, a unor reacții
chimice studiate;
C3: rezolvarea unor probleme cu caracter teoretic sau aplicativ;
C4: analizarea/generalizarea/interpretarea relațiilor cauzale prezente în cadrul fenomenelor
fizice și chimice studiate
C5: aprecierea/evaluarea/transferul proceselor, fenomenelor, situ ațiilor în contexte diferite.

Relația competențe specifice urmărite – conținuturi de evaluat:
Competențe de
evaluat
Conținuturi C1 C2 C3 C4 C5
Structura atomului x
Soluții X x
Reacții chimice X x
Calcule chimice x x
Concentrația procentuală x x x

Relația competențe specifice urmărite – itemi:
Competențe de
evaluat
Itemi C1 C2 C3 C4 C5
1. X
2. X
3. x
4. x

121
5. X x x
6. x x
7. x x
8. x x x

STRUCTURA TESTULUI INIȚIAL
Partea I (40 puncte)
1. (8 p) Adevărat sau fals? (A/F)
a. Soluția din paharul A e cea mai concentrată.
b. Amestecând soluțiile B și C obținem o soluție de concentrație A.
c. Dizolvarea are loc mai repede în paharul B.
d. Soluțiile din paharele B și C au concentrații egale.

2. (8 p) Care din următoarele relații sunt corecte? (A/F)

3. (8p)
Subliniază răspunsul corect : Zahărul se topește/dizolvă în apă. Doi izotpi ai
aceluiași element diferă prin numărul de protoni/neutroni. Concentrația procentuală
reprezintă cantitatea de substanță dizolvată în 100 g apă/soluție. Numărul electronilor de
pe ultimul strat indică grupa/perioada în care se află un element în sistemul periodic.
4. (8 p) Soluția obținută prin dizolvarea unui kg de zahăr într -un kg de apă are concentrația
procentuală …………….…………
5. (8 p) Completează spațiile punctate după modelul primului element:
Na (Z = 11, A = 23) 11p; 12n; 11e-; K2 L8 M1;
Al (Z = 13, A =…..) …..p; 14n; ….e-; K…..L….M3;
Cl (Z =…., A = 35) 17p; ….n; …..e-; K…..L….M…;.
Partea a II -a (50 puncte)
6. (16 p) a) Completați ecuațiile reacțiilor chimice următoare și notați alături tipul fiecărei
reacții; b) Denumiți și clasificați produșii de reacție; c) Scrieți trei utilizări pentru clorura
de natriu ( NaCl ).
a) … H2SO 4 + ……… = … Na 2SO 4 + … HCl (reacție de ……………..…………….)
b) … Al + …………… = … Al 2O3 (reacție de ……………..…………….)
100mm=c
ds
100mm=c
sd
sd
mm=100c
cmmd
s100
A B C

122
c) … Mg + … HCl = …………… + ………. (reacție de ……………..…………….)
d) … H 2O2 = ……….. + ………. (reacție de ……………..…………….)
7. (16 p) Completați pentru MgSO 4:
a) Raportul atomic: Mg: S: O = …………….…; c) Masa moleculară: ……………..
b) Raportul de masă: Mg: S: O = ……………… ; d) c Mg = ……….%
8. (18 p) O gospodină dorește să prepare 5 L saramură de concentrație 20%. Pentru asta, ea
adaugă peste 1 kg sare de bucătărie cu 2 % impurități apă astfel încât, după dizolvare și
filtrare, rămân 5 kg de soluție.
a. Ce cantitate de apă adaugă gospodina?
b. Ce concentrație are soluția obținută?
c. Reușește gospodina să obțină cantitatea de saramură dorită? Argumentează.
Notă: Se acor dă 10 puncte din oficiu.
BAREM DE EVALUARE ȘI NOTARE
NR.
ITEM SOLUȚIE, REZOLVARE PUNCTAJ PUNCTAJ
TOTAL
1. a) A; b) F; c) A; d) F 2 p pentru fiecare răspuns
corect 8 p
2. a) F; b) A; c) A; d) A 2 p pentru fiecare răspuns
corect 8 p
3. Dizolvă ; neutroni ; soluție ; grupa 2 p pentru fiecare răspuns
corect 8 p
4. c = 50% 8 p 8 p
5.
13 p; 14 n; 13 e- ; K2 L 8 M3
17 p; 18 n; 17 e- ; K2 L 8 M7 4 p pentru fiecare element 8 p
6. a) H 2SO 4 + NaCl = Na 2SO 4 + 2HCl
(reacție de schimb)
b) 2Al + 3O 2 = 2Al 2O3
(reacție de combinare)
c) Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2↑ 4 p pentru fiecare ecuație
chimică ( 1p identificarea
substanțelor ; 1p stabilirea
coeficienților ; 0,5p
identificarea tipului de 16 p
Al27
13
Cl35
17

123
(reacție de substituție)
d) 2H 2O2 = 2H 2O + O 2↑
(reacție de descompunere) reacție; 1p denumirea și
clasificarea produșilor de
reacție; 0,5p precizare
utilizări NaCl )
7. a) Mg: S: O = 1: 1: 4
b) Mg: S: O = 24: 32: 64 = 3: 4: 8
c) M MgSO4 = 120 g/mol
d) c Mg = 24/120 . 100 = 20% 4 p pentru fiecare răspuns
corect 16 p
8. a) m imp = 2/100 . 1 = 0,02kg = 20g
md = 1000 – 20 = 980g
m apă adăugată = 5000 – 980 = 4020g
b)

c) Nu. Densitatea saramurii este mai mare
decât a apei, ca urmare va obține mai puțin
de 5L saramură. 6 p pentru fiecare din cele
3 întrebări 18 p
Oficiu 10 p
Total 100 p

B. Etapa experimentală – evaluare formativă
La eșantionul experimental, pe tot parcursul acestei etape, am avut în vedere
verificarea elevilor la fiecare lecție, utilizând metode și tehnici de stimulare a creativității și
promovarea învățării interactive.
La eșantionul de control maniera de lucru a fost una obișnuită, utilizând metode de
evaluare clasice (test de evaluare scrisă) .
Am încercat ca fiecare metodă de evaluare implementată să fie făcută transparentă, să
i se prezinte esența, valențele, variantele și denumirea, pentru ca elevul să îi poată descoperi
utilitatea și în alte situații, atunci când experiența de învățare o cere, crearea unui mediu
școlar propice dezvoltării creativității, eliminarea factorilor care ar putea duce la blocarea
%6,19 1005000980100 
sd
mmc

124
creativității și, nu în ulti mul rând, am căutat să apreciez efortul fiecărui copil sau grupă,
realizând evaluarea muncii acestora într -un mod deschis, dialogat.
Voi prezenta modul de organizare a predării care a respectat principiile învățării active
și a dezvoltării creativității și a gândirii critice.
Prezint în continuare, câteva exemple de aplicare a metodelor active , pentru a evalua
noțiunile însușite la u nitatea de învățare: ,,Reacții chimice. Calcule stoechiometrice pe baza
ecuațiilor reacțiilor chimice” .
Metodele folosite au fost Metoda cubului și Turul galeriei .
Am realizat un cub din carton și am colorat fiecare față diferit, iar fiecărei fețe i -am
asociat un verb, astfel:

În desfășurarea activității, am avut grijă să dau indicații unde a fost necesar, să
soluționez situațiile în care nu toți elevii s -au implicat în cadrul activității în grup sau atunci
când un elev a monopolizat toate activitățile.
Elevii care au primit fișa de lucru cu verbul DESCRIE au avut următoarele sarcini:
– de enunțat noțiunile : legea conservării masei substanțelor (a numărului de atomi),
număr de moli , puritate , volum molar, exces de substanță etc;
– de enumerat tipurile de reacții chimice studiate ;
– de identificat cantitatea de substanță (în grame și moli) dintr -o reacție chimică
cunoscând cantitatea dintr -o altă sub stanță ; identificarea unui gaz dintr -o reacție;
Elevii ca re au primit fișa de lucru cu verbul COMPARĂ au stabilit asemănări și
deosebiri între două reacții chimice diferite dintr -un șir de reacții .
Elevii care au primit fișa de lucru cu verbul ASOCIAZĂ au avut de identificat dintr -o
listă, coeficienții stoechiom etrici necesari unei ecuații a unei re acții chimice.
Pentru grupa care a avut verbul ANALIZEAZĂ, sarcina de lucru a cerut ca el evii să
analizeze substanța care este în exces într -o reacție chimică, cunoscând masele de reactanți,
printr – un calcul stoechiometric .

Fața 1 – albastru
– verbul DESCRIE
Fața 2 – roșu
– verbul COMPARĂ
Fața 3 – verde
– verbul ASOCIAZĂ
Fața 4 – portocaliu
– verbul ANALIZEAZĂ
Fața 5 – galben
– verbul ARGUMENTEAZĂ
Fața 6 – mov – verbul APLICĂ

125
Elevii care au primit o fișă de lucru cu verbul ARGUMENTEAZĂ au avut de analizat
și justificat în scris valoarea de ade văr a unor propoziții, ce au conținut și „capcane”. Le -am
cerut să realizeze și scurte explicații sau să descopere greșeala dintr -o redactare a unei
rezolvări.
Elevii din grupa verbului APLICĂ au avut un set de întrebări grilă în care au aplicat
noțiunile studiate în vederea determinării masei, a nr de moli, volumului de gaz degajat dintr –
o reacție chimică, exces sau impurități de substanțe din anumite procese chimice .
Pentru evaluarea activității, după expirarea timpului de lucru (20 -25 minute), am
aplicat metoda „turul galeriei”.
Materialele realizate au fost expuse în 6 locuri vizibile. Elevii din fiecare grup și -au
prezentat sarcina de lucru și modul de realizare a ei, după care au acordat note materialelor
realizate de celelalte grupe, urmând ca eu să discut împreună cu ei obiectivitatea notelor
acordate și să corectez eventualele erori.
Fișa nr.1: Verbul „DESCRIE”
1. Enunțați definiția masei moleculare, a numărului de moli .
2. Enunțați legea conservării masei substanțelor într -o reacție chimică și consecința acesteia .
3. Descrieți noțiun ile de exces de substanță, impuritate .
4. Enumerați tipurile de reacții chimice studiate.
Fișa nr.2: Verbul „COMPARĂ”
1. Scrieti ecuațiile reacțiilor ch imice complete, corespunzătoare schemei de mai jos:.
N2 →NH3 → NO →NO2 →HNO3
Realizați un scurt eseu în care să puneți în evidență asemănări și deosebiri între substanțele
NO și NO 2 obținute din reacțiile (2) și (3) .
Fișa nr.3: Verbul „ASOCIAZĂ”
1. Asociați coeficienții stoechiometrici necesari:
1. ….N 2 + …H 2 = ….NH 3 a)1, b) 3, c) 2
2. …NH 3 + …O 2 = …NO + … H2O a)4, b) 6, c) 5, d) 4
3. …NO + …O 2 = …NO 2 a)2, b) 2, c) 1
4. …NO 2 + …O 2 + …H 2O = … HNO 3 a)1, b) 2, c) 4, d) 4

2. Completați spațiile punctate cu răspunsurile corecte:
a) reacția (1) este o reacție de … A. combinare
b) reacț ia (2) este o reacție de… B. înlocuire

126
c) reacția (3 ) este o reacție de… C. descompunere
d) reacția (4 ) este o reacție de… D. schimb
Fișa nr.4: Verbul „ANALIZEAZĂ”
1. Cercetați care este cantitatea de substanță în exces și cantitatea de acid clorhidri c
obținută știind că s -au folosit 24 g de hidrogen și 568 g de clor.
Fișa nr.5: Verbul „ARGUMENTEAZĂ”
1. Precizați valoarea de adevăr a propozițiilor următoare, justificând răspunsurile:
a) Legea fundamentală care stă la baza oricărei reacț ii chimice este legea conservării masei
substantelor enunțată de Mendeleev . (A/F)
b) Într-o reacț ie chimică numărul atomilor intrați în reacție nu este egal cu numărul atomilor
rezultați din reacț ie. (A/F)
c) Câte grame de cupru se depun în urma reacț iei a 16 8 g Fe cu CuSO4:
A)182 g Cu; (A/F) B) 192 g Cu (A/F)
2. Particularizaț i cazul general de mai jos și identificaț i tipul reacție i chimice :
Caz general : Cazuri particulare
Nemetal 1+Nemetal 2→Acid
Fișa nr.6: Verbul „APLICĂ”
1. Se dă următoarea schemă : K  K2O  KOH  KCl  K2SO 4
Se cere : a) să se scrie ecuațiile reacțiilor chimice corespunzătoare ; b) masa soluției de KOH
de concentrație 20 % necesară neutralizării a 73 g HCl.
2. Câte grame de oxigen (O 2) sunt necesare pentru a obține 240 g de oxid de magneziu ?
3. În 200 g soluție de acid clorhidric de concentrație 36,5 % se introduce magneziu. Câte
grame de clorură de magneziu se obțin?
O altă formă de verificare a cunoștințelor acumulate o reprezintă experimentu l de laborator ,
pe care am aplica t-o eșantionului experimental (clasa aVIII -a).

FIȘA DE LUCRU DE PROGRES
CALCULE PE BAZA ECUAȚIILOR CHIMICE CU EXPERIMENT INCLUS
Obiectivele de evaluare sunt următoarele:
O1. să utilizeze co rect ustensile de laborator în scopul efectuării unor experimente chimice ;
O2. să noteze corect observațiile în fișă;
O3. să scrie corect ecuațiile reacțiilor chimice după efectuarea experimentelor chimice ;
O4. să aplice reguli și algoritmi de rezolvare a problemelor de chimie;

127
O5. să rezolve corect exercițiile și problemele propuse de calcul stoiechiometric pe baza
ecuațiilor reacțiilor chimice aplicând legile studia te.

Structura fișei de lucru
1.Completați tabelul , urmărind cu atenție sarcina de lucru: (4p)
Nr.
crt. Sarcina de lucru Rezultatul experimentului
1. Pe talerul unei balanțe se pun două
pahare Berzelius, cu soluție de sulfat
de sodiu și respectiv clorură de
bariu . Se echilibrează balanța
2. Conținutul unuia dintre pahare se
toarnă în celălalt pahar.
3. Se pun din nou paharele pe talerele
balanței. Ce observați?
4. Concluzii.
5. Ecuația reacției chimice

2. Se arde 200 g sulf (pucioasă) cu 20% impurități. Produsul rezultat se barbotează
(dizolvă) în 360 mL apă formându -se o substanță A care înroșește soluția și hârtia de
turnesol. În vas se introduce soluție de sodă caustică de concentrație 40%. Se cere:
a) realizarea experimentului indicat de problemă cu precizarea ecuațiilor chimice;
b) volumul de oxigen consumat în condiții normale pentru arderea sulfului;
c) masa de substanță A rezultată în a doua reacție;
d) cantitatea de sare din soluția finală;
e) masa de apă din soluția finală;
f) concentrația soluției rămase în vas. (5p)
Se acordă 1p din oficiu
Obs! Problema conține un și r de reacț ii pe care se lucrează succesiv. Ceea ce se determină pe
prima reacție se folosește ca și cunoscută pe a doua reacție. Se c ontinuă rezolvarea pe
celelalte reacții.

128
Rezolvare a fișei de lucru
1.
Nr.
crt. Sarcina de lucru Rezultatul experimentului Barem
de notare
1. Pe talerul unei balanțe se pun
două pahare Berzelius, cu
soluție de sulfat de sodiu și
respectiv clorură de bariu . Se
echilibrează balanța 1p
2. Conținutul unuia dintre pahare
se toarnă în celălalt pahar. Se observă obținerea unui precipitat alb lăptos
(sulfat de bariu). Formarea precipitatului, deci
a unei substanțe noi, dovedește faptul ca a
avut loc o reacție chimică. 0,5p
3. Se pun din nou paharele pe
talerele balanței. Ce observați? Se observă că balanța rămâne în echilibru. 0,5p
4. Concluzii. Masa reactanților și a produșilor de reacție
este aceeași. 1p
5. Ecuația reacției chimice Na2SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 +2 NaCl 1p

2. a) Realizarea experimentelor și scrierea ecuațiilor reacțiilor chimice

129

S + O 2 = SO 2; SO 2 + H 2O = H 2SO 3; H2SO 3 + 2NaOH = Na 2SO 3 +2 H 2O
Realizare experiment ……………………………………………………………………….1p
Scriere ecuațiilor chimice ……………………………………………………………………1 p
a) 5 moli O 2, 112 L……………………………………………………………………….0,5p ;
c) 5 moli H 2SO 3, 410 g; ……………………………………………………………………………………….0,5p;
d) 5 moli Na 2SO 3, 630 g……………………………………………………………….….0,5p
e) 10 moli, 180 g H 2O; 360 g H 2O inițial; 5 moli H 2O reacționată, 90 g ; 270 g H 2O exces ;
400 g NaOH – md; 1000 g soluție ms ; 600 g H 2O în soluția de NaOH ; 960 g apă totală ;…..1p
f) ms – 1680g ( 630 + 180 + 600 + 270) , c = 37,5% ……………….. ………………………… ………0,5p

Pentru eșantionului de control (clasa a VIII -a B), am aplicat un test de evaluare de progres
clasic, care s -a realizat printr -o probă scrisă comună tuturor elevilor :

TEST DE PROGRES – CALCULE PE BAZA ECUAȚIILOR REACȚIILOR CHIMICE

Obiectivele de evaluare sunt următoarele:
. să scrie corect ecuațiile reacțiilor chimice dintr -o schemă dată;
. Să determine formulele chimice ale elementelor cunoscând numărul atomic;
. Să calculeze masa moleculară și numărul de moli pentru anumite substanțe;
O4. să aplice reguli și algoritmi de rezolvare a problemelor de chimie – determinarea prin
calcul a formulelor chimice ;
O5. să rezolve corect exercițiile și problemele propuse de calcul stoiechiometric pe baza
ecuațiilor reacțiilor chimice aplicând legile studiate.

130
Structura testului de evaluare
1. Ce masã de oxid de magneziu se obț ine prin arderea a 12 g magneziu? (2 p)
2. Câți moli de hidrogen se degajă în urma reacț iei dintre fier și acid clorhidric, dacã se
consumã 10 g soluț ie de acid clorhidric de concentraț ie 36,5%? (3 p)
3. Se dã schema:
a → b + c↑
b + HCl → d + e
c + KOH → f + e
f + H 2SO 4 → g + e + c↑
Sã se determine:
• substanț ele a…g știind cã substanța b conține elementele cu Z 1 = 20 ș i Z2 = 8, iar substanța a
conține 40% Ca, 12% C ș i 48% O;
• să se scrie ecuațiile reacț iilor chimice;
• să se calculeze masa de substanță a, știind că din prima reacț ie se obțin 88 g de substanț ã c.
(4 p)
Se acordă 1p din oficiu

Barem corectare și notare
1. Ecuația reacției chimice ……… ……………………………………………………………… ……….1p
Calcul pe ecuația chimică…………. ……………………………………………………………… 0,5p
Masa MgO = 20 g……………………… …………. ………………………………………………….. 0,5p
2. Ecuația reacției chimice ……………… …………………………………………………………….. .1p
Calcul m d HCl = 3,65g………………….. ……………………….. ………………………………….. 1p
Calcul pe ecuația chimică…………. …………………………………………………………….. 0,5p
Nr de moli H 2 = 0,05 moli…………… ………………………………………………… …………. 0,5p
3. Determinarea prin calcul pentru substanțele a – CaCO3, și b – CaO……………. …….1p
Determinarea substanțelor de la c- g……………………………. ……………………………… .1p
c- CO 2, d- CaCl 2, e- H2O, f- K2CO 3, g- K2SO 4
Ecuațiile reacțiilor chimice ……………………. ……………………… …1p (4 ec uații × 0,25p)
m substanței a = 200g………………………………… ……………………… 1p

131
Evaluarea în contextul dezvoltării gândirii critice și a învățării active
Evaluările care s -au desfășurat aplicând metode care promovează învățarea activă și
gândirea critică au fost foarte plăcute și antrenante, atât pentru mine ca profesor, cât și pentru
elevi.
În cadrul lecțiilor care s -au desfășurat în manieră tradițională, la eșantionul de control,
evaluarea am realizat -o invitând 2 -3 elevi pe rând la tablă, le -am dat exerciții spre rezolvare
(oare ce au făcut ceilalți în acest răstimp?… mulți nu au copiat oare mecanic de la tablă?), l e-
am adresat întrebări de teorie sau le -am dat teste de verificare a cunoștințelor și în felul acesta
am asigurat și notarea.
Dar mi -am pus problema cum ar trebui să procedez atunci când doresc să evaluez atât
conținutul învățat de elevi, cât și abi litatea elevilor de a lucra în cooperare sau abilitatea de a
formula răspunsuri logice și originale la probleme.
A trebuit să răspund la următoarele întrebări:
Cum poate profesorul să noteze elevii dacă pe parcurul lecțiilor este atât de multă
activitate?
În primul rând, trebuie făcută o distincție între evaluare și notare. Notarea se
realizează pe baza evaluărilor. Pentru aceasta, am realizat o grilă de observare individuală
pentru a urmări o anumită abilitate pe care am dorit să o evaluez. În aceasta, am urmărit :
dacă elevii citesc cu atenție textul problemei și îl redau în propriile cuvinte, dacă formulează
corect strategia de rezolvare a problemei, dacă identifică și formulează corect strategii
alternative de rezolvare a problemei, dacă scrie corect ecuația rea cției chimice conform
textul ui exercițiului / problemei, dacă s criu corect relațiile în rezolvarea exercițiului /
problemei, dacă efectuează corect operațiile de bază, dacă verifică rezultatele obținute, dacă
aplică în mod corect etapele de rezolvare a ex ercițiului/problemei, dacă explică corect și clar
modul de rezolvare.
Cum poate fi realizată o evaluare individualizată atunci când aceștia lucrează
împreună?
Am împărțit clasa în grupe de evaluat, am monitorizat fiecare elev al grupei alese pe
parcursul u nei lecții, astfel încât la sfârșitul experimentului să acopăr toata clasa de elevi. Am
realizat câte un portofoliu pentru fiecare elev al clasei experimentale, în care am notat data la
care am făcut ob servații pentru elevul urmărit, având dovezi a progre sului elevului pe
parcursul experimentului. Criteriile de evaluare au fost clar formulate: s -au referit la abilitatea
de calcul (fișe cu probleme rezolvate din diverse reviste de specialitate , culegeri) , deprinderi

132
practice de mânuire a ustensilelor de laborator (fișe de experiment), stilul de abordare a
problemei, ex plicații, înțelegerea problemei, referate .
Cum pot monitoriza activitatea fiecărui elev dacă pe parcursul lecției există atât de
multe ocazii în care elevii lucrează în perechi sau în grupur i mici?
O soluție a fost să elaborez un plan al clasei în care să notez în ce pereche a lucrat
fiecare elev. Dacă un elev are o contribuție personală în perechea sau grupul în care lucrează,
notez acest lucru.
Cum pot evalua cunoștințele însușite de elevi dacă învățarea activă ne ajută în a
orienta elevii spre interacțiune, creativitate și gândire critică?
Am elaborat liste, diagrame ale principalelor concepte, noțiuni, algoritmi utilizați în
lecție, în care am notat dacă elevul le -a însușit sau nu și le -am adăugat la portofoliu. Dar acest
mod de a evalua a fost mai degrabă o evaluare a învățării decât o verificare a cunoștințelor.
Așa că rămâne foarte utilă tot evaluarea scrisă care permite evaluarea conținutului, cât și a
creativității și a gândirii critic e. Pe lângă teste aplicate, ei au mai elabor at portofolii, eseuri,
proiecte .
C. Etapa experimentală – finală
Această etapă experimentală a cercetării a constat atât în analiza portofoliilor individuale
ale elevilor, pentru a monitoriza progresul elevilor, cât și în administrarea unei probe de
evaluare finală, identică pentru cele două clase: experimentală și de control .

TEST DE EVALUARE FINALĂ
Clasa a VIII -a

Obiectivele de evaluare sunt următoarele:
. să scrie corect ecuațiile reacțiilor chimice dintr -o schemă dată;
. să indice tipul și importanța practică a unor reacții chimice ;
. să nominalizeze importanța practică a unor substanțe simple sau compuse;
O4. să aplice reguli și algoritmi de rezolvare a problemelor de chimie;
O5. să rezolve corect exercițiile și problemele propuse de calcul stoiechiometric pe baza
ecuațiilor reacțiilor ch imice aplicând legile st udiate.
Structura testului de evaluare
1. Marchează afirmațiile adevărate p rin A , iar cele false prin F :

133
a) A.F. Apariția mirosului este un semn al reacției chimice ;
b) A.F. Vaporizarea apei este un fenomen chimic ;
c) A.F. Degajarea unui gaz ne indi că un semn al reacției chimice;
d) A.F. Într-o reacț ie chimică, masa totală a reactanț ilor este ma i mare decât masa totală
a produșilor de reacț ie;
2. Se dă schema de reacții:
1. H2O2 = a + b ; 5. d + a =f;
2. C + a = CO 2 ; 6. f + b = g
3. S + a = d ; 7. CO 2 + Ca(OH) 2 =h + b
4. Mg + a = e ; 8. h = i + CO 2
a) Să se identifice substanțele de la a…i și să se scrie ecuațiile reacț iilor chimice ;
b) Stabiliți importanța reacțiilor 7 și 8 , precizați o utilizare a substanței NaOH.
3. 213 g de clor reacționează cu natriu. Scrieți ecuația reacției chimice. Câte grame și câți
moli de produs de reacție se obțin? (A Cl = 35,5 ; A Na = 23).
4. 400 g soluție de NaOH cu c 1=30% reacționează cu o soluție de HCl de c 2=50%. Ce
cantitate de soluție de HCl s -a consumat?
5. Vița de vie se stropește cu zeamă bordeleză pentru tra tamentul ciupercii “Plasmapora
viticola”. Z eama bordeleză se obține din apă , piatra vânătă și var nestins. Se cere:
a) Scrieți formulele chimice ale substanțelor componente.
b) Analizați reacțiile chimice care se produc și scrieți ecuațiile lor chimice.
c) Verificați legea conservării masei substanțelor folosind masele atomice din tabelul
periodic.
6 . Se supun descompunerii termice 200 g CaCO 3 de puritate 90%. Oxidul de metal rezultat
este introdus în exces de H 2O. Calculați cantitatea de Ca(OH) 2, în grame, rezultată în final.
7. O masă de 27 g Al reacționează cu 32 g O2. Determină: a) care dintre reactanți este în
exces și în ce cantitate; b) masa de o xid de alumuniu care se obține.

BAREM DE EVALUARE ȘI NOTARE
NR.
ITEM REZOLVARE PUNCTAJ PUNCT
AJ
TOTAL
1. a) A; b) F; c) A; d) F 2,5p pentru fiecare 10 p

134
răspuns corect
2. a) a – O2, b – H2O, d -SO 2, e – MgO, f – SO 3, g –
H2SO 4, h – CaCO 3, i – CaO 1p pentru fiecare
substanță descoperită 8 p
1.2 H2O2 = O 2+ 2H2O ; 5. 2SO 2 + O 2 =2SO 3;
2. C + O 2 = CO 2 ; 6. SO 3 + H 2O = H 2SO 4;
3. S + O 2 = SO 2; 7.CO 2 + Ca(OH) 2 =CaCO 3 + H 2O
4. 2Mg + O 2= 2MgO ; 8. CaCO 3 = CaO + CO 2 1,5p pentru fiecare
ecuație chimică scrisă
corect 12 p
b)reacția 7 – tulburarea apei de var folosită la
recunoaș terea CO 2;
reacția 8 –obținerea varului nestins prin
descompunerea termică a pietrei de var
Utilizare NaOH – industria petrolieră, la rafinarea
produselor petroliere; metalurgia aluminiul ui, la
regenerarea cauciucului, i ndustri a celulozei, la
tratarea chimică a lemnului; industria să punului;
producerea fibrelor textile c elulozice prin procedeul
vâscoză etc 1p pentru fiecare utilizare 3 p
3. Ecuația reacției chimice: Cl2 +2 Na = 2NaCl
MCl2 = 71; 1 mol= 71g
M NaCl = 58,5; 1 mol = 58,5 g
71 g clor…………………………………2× 58,5 g NaCl
213 g clor…………………………………..x g NaCl
x = 213 × 2 × 58,5/71 = 351 g NaCl
n =
=
= 6 moli NaCl 3p pentru ecuația
chimică
1p calcularea masei
moleculare
2p calcule pe ecuația
chimică
2p determinarea masei
2p derminarea numărului
de moli 10 p
4. Ecuația reacției chimice:
NaOH + HCl =NaCl + H 2O
40 g NaOH……………………….36,5 g HCl
120g NaOH………………………..x g HCl
md1 =
=
= 120 g NaOH 3p pentru ecuația
chimică
1p calcularea maselor
moleculare
2p calcule pe ecuația
chimică 12 p

135
x =
= 109,5 g HCl (m d2)
c2 =
=
= 219 g sol
HCl

2p determinarea masei
md1
2p determinarea masei
HCl dizolvat (x)
2p determinarea
concentrației HCl
5. a) Zeama bordeleză conține: piatra vânătă
CuSO 4 5H2O, apă H 2O, var stins Ca(OH) 2
b) Ecuații chimice
CaO + H 2O = Ca(OH) 2
Ca(OH) 2+ CuSO 4 = Cu(OH) 2 + CaSO 4
b) 56 g + 18 g = 74g; 74 g = 74 g
74 g + 160 g =98 g + 136 g; 234 g =234 g 3p descoperire substanțe
4p scrierea ecuațiilor
reacțiilor chimice
3p verificarea legii
conservării masei
(1,5 2 reacții) 10 p
6. Ecuațiile reacțiilor chimice: CaCO 3 → CaO + CO 2
CaO + H 2O → Ca(OH) 2
p =
100 ; m p =
= 180 g CaCO 3 pur
= 100, M CaO = 56, ( ) = 74
100 g CaCO 3…………………………56 g CaO
180 g CaCO 3………………………….x g
x = 100,8 g CaO
56 g CaO……………………………..74 g Ca(OH) 2
100,8g CaO…………………………….y g

y =133,2 Ca(OH) 2 3p scrierea ecuațiilor
reacțiilor chimice
2p determinare masa
pură CaCO 3
1 p mase moleculare
2p calcule
stoechiometrice pe
ecuația chimică
1p determinare masă
CaO
1p determinare masă
Ca(OH) 2 10 p
7. Ecuația reacției chimice: 4 Al + 3 O 2 = 2 Al 2O3
a) n Al : = 4:3 (teoretic)
n Al =
= 1 mol; n =
= 1 mol
n Al : = 1:1
Oxigenul este în exces 2p ecuația chimică
3p determinarea nr de
moli și a raportului molar

1p precizarea substanței 15 p

136
4 g Al………………………..3 g O 2
27 g Al……………………………..x g

x=
= 24 g O 2 reacționat
m oxigen exces = 32-24 = 8 g
b) = 102
4 27 g Al……………………………2 g Al 2O3
27 g Al……………………………………..y g
y = 51 g Al 2O3 în exces
2p calcul chimic

2p masa O2 reacționat
1p masa O 2 exces
1p calcularea masei
moleculare
2p calcul chimic
1p masa Al 2O3
Ofici u 10 p
Total 100 p
Nota finală se obține prin împărțirea punctajului obținut la 10.
IV.6. Prelucrarea statistică și analiza rezultatelor cercetării
Considerații psihopedagogice asupra testului inițial
La începutul anului școlar 2015 -2016 au fost evaluați elevii claselor a VIII -a A, a
VIII-a B, aVIII -a C care studiază disciplina chimie câte două ore pe săptămână. Rezultatele
testului inițial sunt scrise în tabelul de mai jos:
Tabelul 4.1 Rezultatele testului inițial
Nota
Clasa Nr.elevilor 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 media
aVIII -a A 30 – – 1 2 3 6 6 7 3 2 6,90
aVIII -a B 29 – – – 2 4 4 6 7 4 2 7,10
aVIII -a C 26 – 2 1 4 5 – 5 3 4 2 6,26
Se observă, conform tabelului, că cea mai mare medie a fost obținută la clasa a VIII –
a B, iar cea mai mică la clasa a VIII -a C. Clasele care au obținut mediil e cele mai apropiate
au fost aVIII -a A și aVIII -a B, structura eșantioanelor de elevi fiind următoarea:

137
Tabelul 4.2 Structura eșantioanelor de elevi ale claselor selectate
Clasa sex
M F total Rezultate test inițial
9-10 7-8 5-6 3-4
aVIII -a A 17 13 30 5 13 9 3
aVIII -a B 11 18 29 6 13 8 2
Ținând cont de rezultatele testului ce relevă un nivel de pregătire a propiat al celor
două clase: a VIII -a A și aVIII -a B, precum și de caracteristicile celor două eșantioane care
sunt aproximativ egale, s -au ales aceste două clase pentru cercetarea pedagogică. S -a ales
grupul experimental -clasa aVIII -a A, la care numărul d e elevi cu rezultate mai slabe este mai
mare și grupul de control – clasa aVIII -a B, la care numărul de elevi cu rezultate mai slabe
este mai mic, pentru a opera pe baza ipotezei de lucru.
Rezultatele testului inițial sunt evidențiate în figura de mai jos:

Figura 4.1 -Rezultatele tes tului inițial la cele două clase

Figura 4.2. Procentele calificative lor obținute la cele două clase
20,69%
44,83% 27,59% 6,90% CLASA DE CONTROL
16,67%
43,33% 30% 10% foarte bune
(9-10)
bune(7-8)
satisfăcător(5
-6)
insuficient (3-
4)CLASA EXPERIMENTALĂ

138
Concluzii:
– o parte dintre elevi nu cunosc structura atomului și configurația electronică ;
– o parte dintre elevi întâmpină greutăți în scrierea formulelor chimce, a ecuațiilor reacțiilor
precum și în egalarea acestora;
– o parte dintre elevi nu cunosc modul de lucru cu calcu le stoechiometrice (pe baza formulei
chimice) sau rezolvarea unor probleme cu concentr ația procentuală ;
Măsuri ce se impun :
-punerea accentului pe legătura dintre teorie și practică (denumiri științifice și tehnice ale
substanțelor , scrierea ecuațiilor reacțiilor chimice și utilizări în viața de zi cu zi );
– recapitularea unor noțiuni ce vizează structura atomului, structura electronică , soluții –
concentrația procentuală ;
-intensificarea reluării formulelor chimice precum și calculelor stoechiometrice;
Considerații psihope dagogice asupra testului de progres
Rezultatele obținute de cele dou ă clase la testul de progres (menționez că au fost teste
diferite, clasa aVIII -a A a avut test de evaluare cu experiment inclus, iar clasa aVIII -a B a
primit un test de evaluare clasic – vezi pag 78 -71) au fost următoarele:
Tabelul 4.3 Rezultatele testul ui de progres
Nota
Clasa Nr.elevilor 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 media
aVIII -a A 30 – – – 1 4 6 6 7 5 1 7,10
aVIII -a B 29 – – – 2 3 4 7 7 4 2 7,17
Tabelul 4.4 Structura eșantioanelor de elevi ale claselor selectate
Clasa sex
M F total Rezultate test de progres
9-10 7-8 5-6 3-4
aVIII -a A 17 13 30 6 13 10 1
aVIII -a B 11 18 29 6 14 7 2

Rezultatele obținute au fost prelucrate statistic și sub formă grafică.

139
Nota
Figura 4.3 Rezultatele testului de progres la cele două clase

Figura 4.4 Procentele calificativelor obținute la cele două clase

Lectura tabelului și a graficelor oferă imaginea modului cum performează întreaga
clasă de elevi, ca și grup:
La clasa experimental ă media aritmetică la testul de progres este 7,10 , s-a
înregistrat o creștere cu 0,20 puncte față de media aritmetică obținută la testul inițial 6,90.
La clasa de control media aritmetic ă la testul de progres este 7,17 , s-a înregistrat o
creștere cu 0,07 puncte față de media aritmetică obținută la testul inițial 7,10 .
Concluzii:
– o parte dintre elevi întâmpină greutăți în scrierea formulelor chimce, a ecuațiilor reacțiilor
precum și în egalarea acestora;
– o parte dintre elevi nu cunosc modul de lucru cu calcu le stoechiometrice pe ecuația chimică; 012345678
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10Nr elevi clasa aVIII-a A
(clasa experimentală)
Nr elevi clasa aVIII-a B
(clasa experimentală)Nr elevi
20,00%
43,33% 33,33% 3,33%
note foarte bune (9-
10)
note bune (7-8)
note satisfăcătoare
(5-6)
rezultate
insuficiente (3-4)CLASA EXPERIMENTALĂ
20,69%
48,28% 24,14% 6,90%
CLASA DE CONTROL

140
– o parte din elevii din clasa experimentală pr eferă ca metodă de evaluare experimentul de
laborator .
Măsuri ce se impun :
– punerea accentului pe legătura dintre teorie și practică (denumiri științifice și tehnice ale
substanțelor , scrierea ecuațiilor reacțiilor chimice și utilizări în viața de zi c u zi);
– recapitularea unor noțiuni ce vizează calcule chimice pe ecuația reacției chimice.
Considerații psihope dagogice asupra testului final
În urma aplicării testului de evaluare finală la cele dou ă clase (clasa experiemntală – a
VIII-a A și cea de control – a VIII -a B) s-au obținut rezultate ce au fost prelucrate statistic sub
formă de tabel și sub formă grafică.
Tabelul 4.5 Rezultatele testului final
Nota
Clasa Nr.
elevi 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
media
aVIII -a A 30 – – – – – 8 9 4 8 1 7,50
aVIII -a B 29 – – – – 1 2 8 8 7 3 7,93
Tabelul 4.6 Structura eșantioanelor de elevi ale claselor selectate
Clasa sex
M F total Rezultate test final
9-10 7-8 5-6 3-4
aVIII -a A 17 13 30 9 13 8 –
aVIII -a B 11 18 29 10 16 3 –

Figura 4.5 Rezultatele testului final la cele două clase 0246810
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10aVIII-a A (clasa
experimetală)
aVIII-a B (clasa de
control)nr elevilor
Nota

141
Figura 4.6 Procentele calificativelor obținute la cele două clase

Media obținută la clasa experimentală, după analiza rezultatelor obținute la testul final a
fost 7,5 0, iar la clasa de control 7,93. La clasa experimentală, cea mai mi că notă la testul
final a fost 6 (8 elevi) iar cea mai mare notă a fost 10 (1 elev). La clasa de control, cea m ai
mică notă la testul final a fost 5 (1 elev ) iar cea mai mare notă a fost 10 (3 elevi). Calificativul
foarte bine a fost obținut de 30 % dintre elevii clasei a VIII -a A și de 34,48% dintre elevii
clasei a VIII -a B. Dintre elevii clasei a VIII -a A 43,33% au obținut calificativul bine iar
dintre elvii clasei a VIII -a B, 55,17 % au obținut același calificativ. Calificativul satisfăcător
a fost obținut de 26,67 % dintre elevii clasei a VIII -a A și de 10,34 % dintre elevii clasei a
VIII-a B. Calificativul insuficient nu a fost obținut de niciuna din clase.
Comparând rezultatele obținute la testul final cu rezultatele obținute la testul inițial,
pentru fieca re clasă se observă un progres.

Tabel 4.7. Rezul tatele clasei experimentale (a VIII -a A) la testul inițial și testul final
Nota 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
Nr.elevi -rezultate test inițial (Ti) – – 1 2 3 6 6 7 3 2
Media Ti 6,90
Nr. Elevi -rezultate test final(Tf) – – – – – 8 9 4 8 1
Media Tf 7,50
30,00%
43,33% 26,67% note foarte bune (9-10)
note bune (7-8)
note satisfăcătoare
(5-6)CLASA EXPERIMENTALĂ

34,48%

55,17%
10,34% CLASA DE CONTROL

142

Figura 4.7 Rezultatele clasei experimentale la testul ini țial ș i testul final
Tabelul 4.8 . Rezultatele clasei de control (a VIII -a B) la testul inițial și testul final
Nota 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
Nr elevi -rezultate test inițial(Ti) – – – 2 4 4 6 7 4 2
Media Ti 7,10
Nr.elevi -rezultate test final(Tf) – – – – 1 2 8 8 7 3
Media Tf 7,93

Figura 4.8 Rezultatele clase i de control la testul inițial ș i testul final
012345678910
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10Nr. Elevi-rezultate test
initial(Ti)
Nr. Elevi-rezultate test
final(Tf)Nr. elevi – cl. aVIII -a A
Nota
0123456789
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10Nr. Elevi-rezultate test
initial (Ti)
Nr. Elevi-rezultate test final
(Tf)Nr. elevi – cl. a VIII -a B
Nota

143
Rezultatele probelor de evaluare au pus în evidență pentru prima fază a analizei
comparative salturi calitative făcute de elevii ambelor clase. La co lectivul experimental
(clasa a VIII -a A) media cla sei la testul inițial a fost 6,9 0 iar la testul final 7,50. La colectivul
de control (clasa a VIII -a B) media clas ei la testul inițial a fost 7,10 iar la testul final 7,93 .
Media clasei experimentale (a VII I-a A) a crescut cu 0,6 puncte , iar media cla sei de control a
crescut cu 0,83 puncte. Creșterea este mai mare la clasa de control . La testul inițial s -a
obținut calificatiul insuficient la ambele clase, la testul final nu s -a obținut calificativul
insuficient la niciuna din clase. Acest lucru arată o micșorare a intervalului de note obținute la
testul final comparativ cu testul inițial, ceea ce se explică astfel: elevii au dat testul inițial la
începutul anului școlar, acumulările lor fiind diferite, venin d după o perioadă de repaus,
respectiv vacanța de vară. După testul final se observă o omogenitate a cunoștințelor însușite.
Prin aplicarea testului de progres cu experiment inclus la clasa experimentală, se
observă o îmbunătațire a rezultatelor elevilor. A crescut spiritul de organizare, elevii clasei
experimentale fiind mai ordonați în rezolvarea sarcinilor de lucru. Pe parcursul orelor de
chimie desfășurate în laborator s -a observat îmbunătățirea și dezvoltarea spiritului de echipă.
A crescut curiozitat ea, motivația, elevii devenind membri activi în realizarea propriei
pregătiri.
Pentru o a doua fază a analizei comparative s -a aplicat un chestionar elevilor de clasa
aVIII -a, la care trebuia să se răspundă la câteva întrebări:

Chestionar
1. La capitolul „Reacții chimice. Calcule pe baza ecuației reacției chimice” , lecțiile de
predare – învățare – evaluare s -au realizat folosind diverse metode. În care din lecții credeți că
ați înțeles mai bine și v -ați considerat implicați mai activ? Argumentați !
2. Cum v -ați simțit când ați lucrat pe grupe? Argumentați!
3. Care este opinia voastră despre folosirea calculatorului în lecțiile de chimie? Argumentați!

Analizând răspunsurile elevilor la chestionarul aplicat se pot trage următoarele concluzii:
 Referitor la întrebarea „ La capitolul „Reacții chimice. Calcule pe baza ecuației
reacției chimice” , lecțiile de predare – învățare – evaluare s -au realizat folosind diverse
metode. În care din lecții credeți că ați înțeles mai bine și v -ați considerat implicați mai
activ? Argumentați!”

144
– am constatat că 62% dintre elevi s -au simțit mult mai implicați activ în predarea lecțiilor
folosind metode și mijloace didactice moderne, comparativ cu 38% dintre elevi, care au
considerat că lecțiile de predare –învățare -evalua re prin metode clasice au fost mai eficiente,
iar 10% au răspuns că preferă ambele variante (clasic și modern).
 La întrebarea a doua „Cum v -ați simțit când ați lucrat pe grupe? Argumentați!”
– elevii au răspuns în procent de 75% că s -au simțit foarte bine, iar 15 % că a fost mai
dificil, 10% nu au dat un răspuns.
 La întrebarea a treia „Care este opinia voastră despre folosirea calculatorului în lecțiile
de chimie? Argumentați! ”
– elevii au apreciat în procent de 78% că lecțiile de chimie pe calculator și experiențele
virtuale deosebit de atractive, îi ajută mai mult să înțeleagă anumite noțiuni din chimie, iar
22% au păreri opuse.

IV.7. C oncluzii finale
Obiectivul principal pe care mi l -am propus în această cercetare, a fost acela de a
contribui la îmbu nătățirea organizării și desfășurării orelor de chimie utilizând diverse metode
de evaluare , folosind cu precădere evaluarea scrisă , sau cea orală, dar și cea bazată pe
experimentul chimic, baza descoperirilor din toate domeniile.
Din observațiile curente, dar și din analiza rezultatelor școlare centralizate pe
parcursul cercetării, rezultatele obținute în urma aplicarii testelor inițiale și finale, se pot
formula următoarele concluzii:
 Folosirea metodelor și mijloacelor de predare – învățare la capitolul „Reacții chimice.
Calcule stoechiometrice pe baza ecuațiilor reacțiilor chimice” , comparativ cu alte capitole,
unde predarea s -a făcut utilizând metode și mijloace clasice , a condus la rezultate mult mai
bune, reflectate de punctajele mai mari de la testel e de evaluare , dar și de procentele ridicate
obținute la analiza chestionarului aplicat elevilor clasei aVIII -a.
 Elevii apreciază foarte mult folosirea experimentului de laborator, în predarea lecțiilor
de chimie, lucrând foarte bine pe grupe și dovedind că au abilități de mânuire a ustensilelor de
laborator, cu implicații deosebite în formarea lor în domeniul chimiei și investigației în acest
sens.
 Observând elevii în decursul lecțiilor de chimie am putut remarca creșterea motivației
pentru receptarea noț iunilor de chimie , datorită metodelor interactive de predare –turul

145
galeriei, jocurilor didactice, cubul, ciorchinele, brainstorming etc dar și a mijloacelor
moderne – calculatorul, soft educational AEL, planșe, fișe de lucru individual sau pe grupe
culegeri, reviste de specialitate etc.
Toate acestea au determinat ca lecțiile de la acest capitol dar și de la alte capitol e studiate, să
fie mai dense și participative, elevii dovedind reale calități de a se ad apta lucrului în grup, de a
coopera, de a găsi soluții la diferite problem e pentru rezolvarea lor .
 Creativitatea elevilor a fost evidentă , de asemenea , fiind reliefată prin mulțimea de
soluții cât mai originale, găsite la unele teste sau exerciții problematizate .
 La capitolul „Reacții chimice. Calcule stoechiometrice pe baza ecuațiilor reacțiilor
chimice” , unde predarea s -a făcut cu ajutorul metodelor și mijloacelor moderne de învățământ
s-a observat că elevii nu recepționează pasiv informațiile comunicate, ci le însușesc pe baza
activității individuale , independente, cunoștințele și temele cu caracter aplicativ, fiind
corespunzător structurate de către professor, după fiecare unitate de informație.
 Prin folosirea experimentului de laborator cu ustensile și substanțe chimice, sau în
special a sistemului AEL, profesorul are mai mult posibilitatea de a observa elevii, de a
monitoriza ritmul de lucru al fiecăruia , de asemenea profesorul poate observa reacțiile elevilor
în fața unor dificultăți și poate interveni eficient ajutând elevul, pentru creșterea
randamentului școlar, lucru evidențiat de analizele graficelor comparative prezentate în
lucrare.
 Punerea în valoare a potențialului formativ al metodelor moderne de predare folosite
la acest capitol, depinde nu de acivitatea individuală a elevil or observați, ci de conținutul și
orientarea acesteia, de structura sarcinilor de lucru prin care au fost solicitați elevii și mai ales
de modul de dirijare a activităților practice și teoretice, în vederea stimulării și dezvoltării
unor capacitate intelec tuale, de activitate independentă.
 Folosirea mijloacelor moderne de învățământ la capitolul „Reacții chimice. Calcule
stoechiometrice pe baza ecuațiilor reacțiilor chimice” , a stimulat foarte mult creativitatea
elevilor , conducând la dezvoltarea deprinderi lor practice ale elevilor de a lucra efectiv cu
aparatura de laborator și calculatorul, precum și auxiliarele acestuia, lucru demonstrat de
răspunsurile date de elevi la chestionarele aplicate și din observațiile profesorului asupra
colectivului de elevi .
Aplicarea procedeelor și mijloacelor moderne în procesul de predare – învățare –
evaluare își mărește valoarea atunci când este îmbinată cu metodele clasice, când se folosesc

146
forme în care cadrul muncii colective și acela pe întreaga clasă sau pe grupe de lucru
diferențiat ar putea fi pus în valoare prin confruntarea finală, munca în echipă. Rolul
profesorului este determinant aici, atât în ceea ce privește elaborarea cât și conducerea
lecțiilor de chimie în funcție de particularitățile elevilor, de capa citatea lor întelectuală, de
puterea și ritmul lor de lucru pentru obținerea unor performanțe școlare optime.

147
BIBLIOGRAFIE
1. Cozma, D. G. „Elemente de didactica chimiei”, Editura Spiru Haret, Iași 2003
2. Bâclea , D., Constantinescu , M., „Chimie. Planuri de lecție ”, Editura Polirom, Iași, 1999
3. Humelnicu , D., „ Introducere în chimie anorganică ”, Editura Univ. „Al. I. Cuza” Iași, 2002
4. Calu, N., Berdan, I., Sandu , I., „Chimie anorganică. Metale (I și II) ”, Editura IPI, Iaș i,
1987
5. Berdan, I., Calu, N., „ Chimie anorganică. Nemetale ”, Editura Universității, Iaș i, 1992
6. Pui, A., Cornei, N., Cozma, D., G., „Analiză structurală anorganică ”, Editura
Performantica, Iași, 2008
7. Berdan, I., „Structura și Reactivitatea substanțelor anorganice ”, Editura Univ. „Al. I.
Cuza”, Iași, 1992
8. Berdan, I., „ Reactivitate și mecanisme de reacție în chimia anorganică ”, Editura Univ. „Al.
I. Cuza”, Iași, 2006
9. Palamaru, M., N., Mâță, C., Humelnicu, D., Popa, A., F., Goanță, M., Cornei, N., „Ba zele
chimiei anorganice – Lucrări practice și aplicații” , Editura Univ. „Al. I. Cuza”, Iași, 2003
10. Foca, N., Condurache, D., Goanță, M., Oancea, S., „Chimie Anorganică ”, Editura „Gh.
Asachi, Iași, 2002
11. Shriver, D., F., Atkins, P., W., Langford, G., H., „Inorganic chemistry ”, second edition of
Oxford University Press, 1987
12. Beral, E., Zapan, M., ,,Chimie anorganică”, Editura tehnică, București, 1977
13. Bontaș, I., ,,Pedagogie”, editia a -IV-a, Editura All educațional, București, 1980
14. Cerghit, I., ,,Metode de invă tământ”, E.D.P., București, 1997
15. Cioroi, M., Caraman, A., Gavril, D., Ionescu, A., ,,Didactica chimiei pentru
perfectionarea cadrelor didactice”, Editura Ars Docendi, București, 2007
16. Corpodean, C., Berinde, Z., Drinkal, C., ,,Chimie pentru grupele de performanță”, Dacia
Educațional, Cluj -Napoca, 2004
17. Cucoș, C. , Psihopedagogie pentru examenele de definitivare și grade d idactice”, Ed.
Polirom, Iași, 2005
18. Fătu, S., Jinga, I., ,,Invățarea eficientă a conceptelor fundamentale de chimie” Editura
Corint, București, 1997
19. Fătu, S., ,,Metodica predării chimiei in liceu”, Editura Corint, București, 1998
20. Gănescu, I., Pătroescu, C., ,,Chimie pentru definitivat”, E.D.P., București, 1989

148
21. Nenițescu, C., D., ,,Chi mie generală”, EDP, București, 1979
22. Pauling, L., ,,Chimie generală”, Editura Științifica, București,1972
23. Petrescu, O., Dobrescu, G., Standler, A.,M., ,,Chimie”, Manual pentru clasa a IX -a,
E.D.P., R.A., 2004
24. Tănăsescu, G., Negoiu, M., ,,Chimie, C1, Manual pentru clasa a XII -a”, Corint,
București, 2007
25. Vlădescu, L., Badea, I., Doicin, L., ,,Chimie, Manual pentru clasa a IX -a’’, Art grup
editorial, București, 2004
26. Doicin, L., Anghel, M., ,,Exerciții și probleme de chimie pentru gimnaziu ”, Art grup
editorial, București, 2014
27. Curriculum Na țional – pentru clasele VII -XII
28. www.didactic.ro

149

Declarație de autenticitate,

Subsemnatul/a Cornea M. Oana Roxana , căsătorită Munteanu , cadru didactic la Școala
Gimnazială „George Tutoveanu” din localitatea Bârlad , judetul Vaslui , înscris/ă la
examenul de acordare a gradului didactic I, seria 2015 -2017, cunoscând dispozițiile
articolului 326 Cod penal cu privire la falsul î n declarații, d eclar pe propria răspundere
următoarele:

a) lucrarea a fost elaborată personal și îmi a parține în întregime;
b) nu am folosit alte surse decât cele menționate în bibliografie;
c) nu am pre luat texte, date sau elemente de grafică din alte lucrări sau din alte surse
fără a fi citate și fără a fi precizată sursa preluării, inclusiv în cazul în care sursa o
reprezintă alte lucrări ale subsemnatului Cornea M. Oana Roxana (căs. Munteanu) ;
d) lucrarea nu a mai fost folosită în alte contexte de examen sau de concurs.

Dau prezenta declarație fiindu -mi necesară la predarea lucrării metodico -științifice în
vederea avizării de către conducătorul științific, domnul/doamna Conf. dr. Nicoleta
CORNEI .

Declarant ,
Cornea M. Oana Roxana (căs. Munteanu)
…………………………………

Data……………