Modalități de proiectare și realizare a [603615]

UNIVERSITATEA "AL.I.CUZA " IAȘI
Facultatea de Chimie

Modalități de proiectare și realizare a
curriculumului la decizia școlii. Exemplificare la
tema “Rolul metalelor în lumea vie” .

Lucrare metodico – științifică pentru obț inerea
gradului didacti c I

Coordonator științ ific,
Prof. Dr. Alexandra Raluca Iordan

Propunător,
prof. Adriana Elena Cepișcă (căs. Badale )
Școala Gimnazială Vatra Moldoviț ei
Com. Vatra Moldoviț ei, jud. Suceava

2
CUPRINS
Introducere.
1. Metale – caracterizare generală .
1.1. Locul î n Sistemul Periodic.
1.2. Răspândire în natură .
1.3. Metode de obtinere ale metalelor.
1.3.1. Obținerea metalelor prin reducere electrochimică
1.3.2. Reducerea metalelor prin reducere chimică
1.3.3. Obținerea metalelor prin descompunere termică
1.3.4. Purificarea metalelor
1.4. Proprietăți fizice ale metalelor.
1.5. Proprietăți chimice ale metalelor.
1.6. Compuși reprezentativi.
1.6.1. Combinații simple ale metalelor.
1.6.2. Comb inații coordinative.
2. Importanța metalelor î n organismele vii .
2.1. Biometale – generali tăți.
2.2. Rolul biologic al unor metale .
2.2.1. Rolul s odiul ui și potasiului în organismele vii.
2.2.2. Rolul c alciul ui și magneziului în organismele vii .
2.2.3. Rolul m anganul ui în organismele vii .
2.2.4. Rolul fierului în organismele vii.
2.2.5. Rolul c uprul ui în organismele vii .
2.2.6. Rolul zincului în organismele vii.
2.2.7. Toxicitatea plumbului și mercurului în organismele vii .
3. Aspecte ale reformei curriculare.
3.1. Conceptul de curriculum .
3.2. Tipuri de curriculum.
3.2.1. Curriculum național.
3.2.2. Curriculum la decizia școlii.
3.2.2.1. Tipuri de CDS în învățământ.
3.2.2.2. Pași în stabilirea de OPȚIONALE la nivelul școlii .
3.2.2.3. Elaborarea programelor de opțional.
3.2.2.4. Calendarul disciplinelor opționale .

3
4. Rolul metalelor în lumea vie – opțional la decizia școlii
4.1. Programa de opțional.
4.2. Planificare calendaristică.
4.3. Proiecte didactice.
4.3.1. Proiect didactic 1 – comunicare de noi cunoștințe
4.3.2. Proiect didactic 2 – lecție mixtă
4.3.3. Proiect didactic 3 – rezolvare de exerciții și probleme
4.3.4. Proiect didactic 4 – lecție de laborator
4.3.5. Proiect didactic 5 – lecție de verificare și sistematizare a cunoștințelor
4.4. Fișe de lucru.
4.4.1. Fișă de lucru 1 – rezolvare de exerciții și probleme cu experiment integrat
4.4.2. Fisă de lucru 2 – activitate experimentală – proprietăți chimice ale metalelor
4.4.3. Fișă de lucru 3 – activitate experimentală – compararea reactivității chimice a
unor metale
4.4.4. Fișă de lucru 4 – rezolvări de exerciții pe nivele de dificultate
4.4.5. Fișă de lucru 5 – activitate experimentală – fotosinteza
Bibliografie

4
Introducere

Lucrarea de față conține o temă importantă și actuală. Nu in tenționez să epuizez această
temă, ci doar să prezint o metodă de elaborare a curriculum -ului la deciz ia școlii, prin care s ă
facilitez activitatea elevilor, d ar și activitatea mea profesiona lă pe linia pr edării și informării, în
vederea propriei perfecționă ri, deoarece întreaga activitate de predare/învăț are/evaluare este
condiț ionată de capacitatea de înțelegere a elevilor.
Lucrarea se vrea a fi un instrument ajutător în în țelegerea și aplicarea conceptelor c ercetate
la clasă, de către elevi. Pe baza opinii lor și a exemplelor prezentate voi urm ări conștienti zarea
elevilor în legătură cu impor tanța chimiei, punând accent pe interdisciplinaritate . Perspectiva
interdisciplinară facilit ează elevilor "formarea unei imagini unitare asupra realității" și
dezvoltarea unei "gândiri integratoare" (Stanciu, M., Reforma conținuturilor învățământului.
Cadru m etodol ogic, Edirura Polirom, Iași, 1999 ).
Atracția elevilor mei pentru disciplina chimie și numărul orelor reduse la această disciplină ,
m-a orientat spre dorința de a propune și a avea un opțional la nivelul disciplinei chimie, în care
să abordez teme de inderdisciplinaritate care să vină în întâmpinarea dorințelor elevilor, să le
identifice anumite pasiuni, rute pentru viitoare profesii, cu aplicabilitate practică care are legătură
cu viața lor.
Îmi place foarte mult ceea ce fac și cred cu tărie că dezvoltarea personală și pro fesională
a cadrelor didactice const ituie cheia princip ală pentru a-i face pe copii să vină cu dragoste la
școală, pentru a obține s uccesul școlar și social, p entru a crește calitatea serviciilor of erite de
școală. Num ai așa copiii cu care lucrăm pot deveni adulți r espons abili, autonomi și fericiți.
De noi depinde găsirea strategiei opti me de motivare a elevului, în fun cție de tr eapta
motivațională pe c are se găsește acesta, de s tilul motivațional la care este acesta sensibi l, de felul
în care își ev aluează prop ria capacitate de efort, de încrederea în fo rțele prop rii etc.. Avem
privilegiul și datoria să contrib uim la formarea unor personali tăți, unor adulți competi tivi și
trebuie să o facem bine.
Lucrare a conține parte teoretică legată de metale și importanța acestora în organismele vii,
precum și parte de cercetare în care prezint aspecte legate de curriculum, punând accent pe
curriculum la decizia școlii , prezentând pașii necesari în proiectarea și real izarea curriculum -ului
la decizia școlii. De asemenea, propun opționalul cu tema ,,Rolul metalelor în lumea vie” , având
în cuprinsul acestuia programa de opțional, planificare calendaristică , modele de proiecte de
lecții ce pot fi susținute la acest op țional și fișe de lucru. Cu ajutorul acestora voi urmări eficiența
unor metode didactice în ceea ce privește însușirea cunoștințelor la această temă, axându -mă atât
pe folosir ea didacticii moderne , cât și pe utilizarea metodelor tr adiționale, pentru că în acest fel

5
elevul se poate dezvolta, își dezvo ltă creativitatea și originalitatea, învață să coopereze în
rezolvarea problemelor și sa rcinilor de lucru. În acest fel profesorul este partener de învățare,
care facilitează și interm ediază învățarea și ajută elevii să înțele agă și să explice punctele de
vedere prop rii.
Învățarea prin metode moderne se realizează prin coop erare, cu rol predominant în formarea
de compe tențe și dep rinderi practice și mai puțin p rin memor are și reproducere de cunoștin țe.
De fapt, di ferența dintre didactica t radițională și cea actuală constă în mo dul de con cepere și
organizare a situațiilor de învăț are. Altfel spus, prof esorul eficace este acela care știe să
selecțione ze, să combine, să va rieze dif erite m etode .
Pentru aceasta p rofesorul trebuie să organizeze activități de înv ățare adecvate, care să se
bazeze pe particula ritățile de vârstă ale elevi lor. Astfel elevii vor fi puși în situația de a
descoperi, de a lucra în echipă, de a -și prezenta propriile opinii, de a observa, de a trage
concluzii, de a face legătura dintre aspectele teoretice și cele practice, de a face legătura dintre
noțiunile învățate la școală și cele întâlnite în viața cotidiană, iar toate ace stea vor contribui la o
însușire cât mai bună a noți unilor predate la această temă.
Cu ajutorul acestui opțional se urmărește familiarizarea elevilor cu operații importante din
laboratorul de chimie, care implică formarea și dezvoltarea unor deprinderi practice, utile și în
viața cotidiană. În acel ași timp, elevii vor îmbina experimentul clasic de laborator, cu cel virtual,
realizat cu ajutorul calculatorului, fapt care contribuie la menținerea interesului pentru studiul
chimiei ca știință experimentală, prin angajarea activă și conștientă a elevilo r în procesul de
învățare.
Sper ca, după studierea acestui opțional, elevii să treacă de la întrebarea „La ce îmi trebuie
mie chimia?”, la exclamația „Ce frumoasă și interesantă este chimia!”
Această lucrare poate fi folosită cu succes la clasa a VIII- a conținâ nd etapele necesare
proiectării și realizării unui opțional la decizia școlii cu exemplificare la tema ,,Rolul metalelor
în lumea vie”.

6
1. METALE – CARACTERIZARE GENERAL Ă

1.1. Locul metalelor în Sistemul Periodic.
Pentru prima dată elementele au fost clasificate în metale și nemetale la începutul secolului
al XIX – lea. În anul 1819 J. L. Berzelius le împarte din punct de vedere electrochimic în
electropozitive și electronegative, criteriu abandonat imediat ce s -a constatat că unele elemente
pot forma cationi cât și anioni.
După descoperirea legii periodicității de către D. I. Mendeleev s -a observat cu ușurință că
trecerea de la elementele electropozitive la cele electronegative este continuă, neputându -se
stabili o limită netă, împărțirea în metale și nemetale rămânând mai mult convențională.
În sistemul periodic metalele se gă sesc amplasate în partea stângă, fiind în număr mai mare
decât nemetalele ( fig ura 1 ). Principalele proprietăți ce deosebesc metalele de nemetale sunt :
conductibilitatea termică și electrică, opacitatea, culoarea, luciul meta lic și proprietățile
mecanice.

Figura 1 – Sistemul periodic al elementelor ( http:// www.ptable.com)

7
1.2. Răspândire în natură.
Marea majoritate a elementelor cu caracter metalic se găsesc în natură sub formă de
combinații( minerale, minereuri). Un număr foarte mic de metale se găsesc în natură î n stare
nativă; dintre acestea unele( metalele platinice, aurul, argintul) apar în exclusivitate în acea stă
formă.
Se cunoaște o varietate foarte mare de minereuri sub forma cărora metalele apar în litosferă.
Dintre acestea pe lângă minereurile conținând metale în stare nativă, pot fi menționate:
– minereuri oxidice: α -Fe2O3 (hematitul), Fe 3O4 ( magn etitul) ,FeO(OH). aq( limonitul), α –
Al2O3 (corindonul), SnO 2 (casiteritul), MnO 2 (piroluzitul), Mn 3O4( hausmanitul), Cu 2O
(cuprit);
– minereuri sulfuroase: PbS (galena), ZnS ( sub forma celor două modificații: würtzita și
blenda), FeS 2( sub forma celor două modificații cristaline: pirita și marcasita), Cu 2S
( calcozina), CuFeS 2 ( calcopirita);
– minereuri alcătuite din compuși halogenați: CaF 2( fluorina), Na 3AlF 6 (criolitul), NaCl
( sarea gemă), KCl ( silvina);
– minereuri de carbonați: CaCO 3 (sub form a celor două modificații cristaline: calcitul și
aragonitul), PbCO 3(ceruzitul), MgCO 3( magnezitul), FeCO 3 (sideritul);
– minereuri de sulfați: SrSO 4 (celestina), BaSO 4 (baritina), CaSO 4 · 2H 2O( gipsul);
– minereuri de diverse săruri ale oxoacizilor: cromați Pb CrO 4, molibdați PbMoO 4.

1.3. Metode de obținere ale metalelor.
În prezent se cunosc o mare varietate de metode de obținere a metalelor, opțiunea pentru o
anumită metodă facându -se în funcție de natura minereului și de proprietățile fizico -chimice ale
metalului. Ele se pot clasifica în : metode de reducere electrochimică, metode de reducere
chimică, metode bazate pe descompunerea termică a unor combinații .

1.3.1. Obținerea metalelor prin reducere electrochimică
Obținerea metalelor prin reducere electroc himică are loc în timpul electrolizei soluțiilor sau
topiturilor diverșilor compuși ai elementelor respective.
Prin reducerea electrochimică se obțin în general metale active: alc aline, alcalino –
pamântoase și metalele din grupa aluminiului. Aceste elemente cu potențiale electrochimice
negative mari formează oxizi greu de redus cu cărbune, iar în condiții de temperatură ridicată
există posibilitatea formării carburilor. Datorită acestui fapt obținerea metalelor respective
necesită folosirea unor age nți reducători foarte puternici, reducerea electrolitică fiind metoda cea
mai indicată pentru obținerea lor.

8
Electroliza topiturilor are loc în celule speciale confecționate din oțel și căptușite cu
materiale refractare.
Reacțiile care au loc la electrozi în cazul electrolizei halogenurilor topite pot fi reprezentate
prin ecuațiile:
MCl n
M n+ + nCl-
(- ) M n+ + ne- = M
(+) nCl- + ne- = n/2 Cl 2
iar în cazul electrolizei hidroxizilor topiți:
MOH
M+ + HO-
( – ) 2M+ + 2e- = 2M
( + ) 2 HO- – 2e- = H2O + ½ O 2
Apa rezultată se evaporă în parte, iar în parte suferă electroliză c onform schemei:
2H2O
2H+ + 2HO-
2H+ + 2e- = 2H = H2
În acest caz la anod se degajă oxigen, iar la catod se depune metalul ș i se degajă hidrogen.
Reducerea catodică realizată prin electr oliza soluțiilor apoase permite obținerea în stare
elementară numai a metalelor care sunt situate după hidrogen în seria tensiunilor electrochimice.
Dintre metalele active, situate înaintea hidrogenului în această serie, pot fi obținute pe această
cale num ai acelea care se caracterizează printr -o supratensiune mare cum sunt plumbul, nichelul,
cadmiul și zincul.

1.3.2. Reducerea metalelor prin reducere chimică
Această metodă se poate aplica în două variante : reducerea pe cale uscată și reducerea pe
cale umedă.
Topirile reducătoare se efectuează în general în prezență de fondanți, substanțe care au rolul
de a fixa sterilul sub formă de combinații, ușor fuzibile, cunoscute sub denumirea de sgură.
Datorită diferenței mari de greutat e specifică și insolubilității reciproce, sgura topită formează o
fază distinctă, nemiscibilă cu metalul topit.
Alegerea fondanților se face în funcție de caracterul acid sau bazic al sterilului și anume în
cazul unui steril cu caracter acid se uti lizează fondanți bazici cum sunt: piatră de var, dolomit, iar
în cazul unui steril cu caracter bazic se folosesc fondanți acizi cum sunt: dioxid de siliciu, silicați
acizi etc.
Drept reducători în aceste metode pot fi folosiți: carbonul, oxidul de carbon, hidrogenul,
hidruri, metale. Folosirea ultimului tip de reducători conduce la o variantă a metodei cunoscute

9
sub denumirea de metalotermie. Alegerea reducătorului se face în funcție de natura metalului și
de temperatura la care are loc reducerea.
Combinațiile frecvent folosite în reducerea chimică pe cale uscată sunt oxizii. Principiul
care stă la baza metodei de reducere chimică constă în faptul că reducătorul se caracterizează
printr -o afinitate mai mare pentru oxigen decât metalul a cărui obținere se urmărește.
Obținerea metalelor prin reducerea lor cu cărbune este cel mai simplu precedeu folosit,
obținându -se pe această cale metale ca : fierul, cuprul , staniul, zincul, conform reacției :
2MO + C = 2M + CO 2
Dacă temperatura la care are loc reacția este relativ ridicată se formează și o xidul de carbon,
C + CO 2 = 2CO
care acționează ca agent reducător față de oxidul metalic.
Un alt reducător întrebuințat în obținerea met alelor este hidrogenul. Un număr mare de
metale pot fi obținute prin încălzirea oxizilor lor într -o atmosferă de hidrogen:
Ag2O + H 2 = 2Ag + H 2O
CuO + H 2 = Cu + H 2O
Cr2O3 + 3H 2 = 2Cr + 3H 2O
Hidrogenul poate funcționa ca agent reducător și față de alte combinații ale metalelor, de
exemplu halogenuri ( CrCl 3, MnX 2 , etc).
O altă metodă de reducere chimică este metalotermia – procedeu folosit în general pentru
obținerea un or metale în stare pură. De exemplu vanadiul, cromul, manganul și fierul pot fi
obținute în stare pură folosind aluminiul ca reducător. Reacția are loc cu degajare de căldură,
metalul separându -se în stare topită. Reacțiile care au loc sunt:
Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al 2O3
Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al 2O3
3Mn 3O4 + 8 Al = 9Mn + 4Al 2O3
În procedeul metalotermic pot fi folosite în afară de oxizi și alte combinații ale metalelor în
special hal ogenuri. În acest caz reducătorul trebuie să fie mai ușor oxidabil decât metalul a cărui
obținere se urmărește.
Obținerea metalelor prin reducere chimică se poate realiza și pe cale umedă, folosind soluții
apoase ale sărurilor metalelor respective, iar drept agenți reducători metale mai active sau alți
agenți reducători ca: peroxidul de hidrogen în mediu alcalin, săruri ale fierului divalent,
hidroxilamina, etc.
Dintre acestea poate fi menționată metoda cimentării, o metodă hidrometalurgică care
constă în deplasarea unor metale din soluțiile apoase ale sărurilor lor de către metale situate
înaintea lor în seria potențialelor electrochimice. De exemplu elementele: cupru, staniu, argint,

10
aur, mercur, metalele platinice, pot fi scoase din soluț iile lor de către elemente care le preced în
serie, conform reacțiilor:
CuSO 4 + Fe ═ Cu + FeSO 4
MCl 2 + Zn ═ M + ZnCl 2 M ═ Sn, Hg
2K[M(CN) 2] + Zn ═ 2M + K 2[Zn(CN) 4] M ═ Au, Ag

1.3.3. Obținerea metalelor prin descompunere termică
Descompunerea termică a combinațiilor chimice poate reprezenta o metodă de obținere a
metalelor în condițiile în care prin răcire elementele componente nu s e recombină, fie datorită
faptului că la această temperatură viteza de recombinare este mică, fie că pentru elementele
componente ale combinației respective formează faze distincte, ce permite separarea ușoară a
metalului.
Dintre combinațiile care pot fi folosite ca materie primă pentru obținerea metalelor prin
această metodă pot fi menționate: hidrurile, oxizii, halogenurile, combinațiile complexe
( carbonili metalici, halogeno -complecși).
Astfel majoritatea hidrurilor metalic e se descompun la încălzire la temperaturi care depind
de natura metalului, cu degajare de hidrogen și separarea metalului, conform reacției:
MH n
M + n/2 H 2
CaH 2 = Ca + H 2
O altă categorie de substanțe care pot fi folosite la obținerea metalelor prin descompunere
termică sunt oxizii:
MmOn
mM + n/2O 2
Halogenurile unor metale cum sunt: paladiu, platină, molibden, reniu, se descompun relativ
ușor, conform rea cției:
MX n
M + n/2 X 2
Azidele și azoturile metalice pot fi folosite pentru obținerea metalelor de puritate avansată:
Pb(N 3)2 = Pb + 3N 2

1.3.4. Purificarea metalelor
Prin pro cedeele amintite, metalele se obțin în stare impură (brută). Purificarea metalelor se
poate prin afinare și rafinare.
Afinarea este operația prin care se obțin metalele pure, iar rafinarea este operația prin care
se obțin metale de înaltă puritate (99,999%). Alegerea procedeelor de purificare este determinată
de natura metalelor, de gradul de puritate dorit, de natura impurităților, ținând seama că orice

11
procedeu de purificare avansată este foarte scump. Afinarea se realizează prin procedee
pirometa lurgice ca: oxidarea, cupelația, dezoxidarea, licuația, segregația, diluarea etc.
Prin oxidare se îndepărtează impuritățile metalice mai active din metale mai puțin active.
Cu cât diferența de “noblețe” dintre metalul de bază și impurități este mai mare, cu atât
purificarea se realizează mai ușor. Așa se poate purifica cupru de fier și de zinc, plumbul de zinc,
stibiu sau arsen.
Cupelația este operația de purificare a metalelor nobile (argint, aur) prin oxidarea
impurităților cu oxigenul din tr-un curent de aer cald. Oxizii volatili rezultați prin oxidare sunt
antrenați de curentul de aer, iar cei nevolatili sunt absorbiți de pereții cupelei (formată din
material refractar, poros) sau formează zgura care se acumulează la suprafața metalului af inat.
Dezoxidarea se aplică pentru purificarea metalelor impurificate cu proprii oxizi. Pentru
dezoxidare se utilizează substanțe “avide” de oxigen (C, CaC 2, P4, Mg) care au rolul de a reduce
metalul din oxid. Noul oxid format se separă la suprafaț a metalului topit sub formă de zgură. De
exemplu, o țelul se dezoxidează cu cocs, aluminiu, ferosiliciu, silicomangan ș.a.
Licuația este operația de purificare prin încălzire treptată, aplicată metalelor brute cu
condiția ca metalul de purificat să aibă punct de topire mai scăzut decât impuritățile. De
exemplu, p lumbul brut care conțin e și zinc, stibiu, cupru se tope ște prin încălzire la 340 – 3600C,
iar impuritățile nu.
Segregația este operația de purificare a metalelor prin cristalizare fra cționată. Metalul brut
topit se răcește selectiv. A stfel se poate purifica aurul și argintul de impuritățile de zinc sau
plumb.
Diluarea constă în micșorarea conținutului de impurități prin adăugarea controlată de metal
pur în metalul topit.
Dintre procedeele de rafinare se pot aminti: distilarea, disocierea termică,
disproporționarea, electroliza, topirea zonală.
Distilarea se aplică pentru rafinarea metalelor cu puncte de topire scăzute: mercur, potasiu,
rubidiu, calciu, stronțiu, bariu, zinc, plumb . Operația se efectuează în vid sau în atmosferă inertă.
Prin disociere termică se obțin metale de înaltă puritate. În acest scop, metalul de purificat,
din metalul brut, se transformă într -un compus volatil (hidrură, oxid, halog enură, carbonil) care
se descompune ușor prin încălzire. Această operație se efectuează în vid.
Disproporționarea este opera ția de purificare a unor metale ca : aluminiu, galiu, indiu,
germaniu, iridiu ale căror halogenuri au proprietatea de a reac ționa, la temperaturi ridicate, cu
metalul formând sub -halogenuri care se descompun la temperatură scăzută în metalul extrapur și
halogenură în forma superioară de valență:
2AlCl 3 + Al brut
3AlCl 2
Alpur + 2AlCl 3

12
Electroliza este atât o operație de obținere a metalelor cât și u na de rafinare a lor. Î n scopul
rafinării, metalul brut are rol de anod în celula de electroliză, catodul p utând fi metalul pur sau
grafitul și electrolitul, o sare solubilă a metalului supus rafinării. Se rafinează electrolitic metale
ca: cupru , aluminiu, argint, aur, nichel, cobalt, etc.
În cazul rafinării cuprului, baia de electroliză conține o soluție apoasă de ioni Cu2+ în care
se petrec următoarele echilibre de disociație electrolitică:
CuSO 4
Cu2+ + SO 42-
HOH
H+ + HO-
Reacțiile care au loc la electrozi sunt:
(+) Cu2+ + 2e- = Cu0
(-) 2HO- – 2e- = 2HO0 ; 2HO0 = H 2O + O; O + Cu brut = CuO + impurități
Ionii care nu participă direct la procesele de electrod sunt implicați în reacțiile:
2H+ + SO 42-
H2SO 4;
CuO + H 2SO 4 = CuSO 4 + H 2O
Prin electroliză se constată că metalul de rafinat aflat în materialul brut, se transformă prin
oxidare anodică într -un compus solubil și se obține în stare pură prin reducer ea catodică a
acestuia.
Topirea zonală este o metodă de rafinare bazată pe principiul extracției solid – lichid
datorată solubilității diferite a impurităților în metalul lichid față de cel solid.

1.4. Proprietăți fizice ale metalelor.
În sta re solidă elementele cu caracter metalic se caracterizează printr -un ansamblu de
proprietăți prin care acestea se deosebesc de toate celelalte substanțe simple (nemetale) sau
substanțe compuse.
Din acest ansamblu de proprietăți cele mai reprezentat ive ar fi:
– tendința de a forma rețele cristaline compacte, caracterizate prin numere de coordinație mari
(12, respectiv 8);
– proprietăți optice deosebite (opacitate, luciu metalic);
– conductibilitatea termică și electrică excepțional de mare;
– proprie tăți mecanice speciale;
– insolubilitatea în dizolvanți comuni (se dizolvă numai în alte metale cu formare de aliaje).
Unele dintre aceste proprietăți se mențin și în stare lichidă (de exemplu luciul metalic,
conductibilitatea electrică și termică) , însă în stare gazoasă acestea dispar. Vaporii metalelor sunt
transparenți și nu conduc curentul electric. Altfel spus proprietățile metalice sunt caracteristice

13
stărilor solidă și lichidă ale acestor elemente, ceea ce poate fi interpretat ca indicând exi stența
unor legături puternice între atomii metalelor în stările de agregare menționate.
Proprietățile caracteristice metalelor variază în limite relativ mari de la un metal la altul. În
acest sens se poate spune că unele elemente sunt mai „ metalic e” din unele puncte de vedere și
mai puțin din altele. Astfel, unele metale se disting prin conductibilitate electrică excepțional de
mare (Ag, Cu, etc.); altele sunt maleabile și ductile, dar au rezistență mecanică scăzută (Na, K).
Elemente ca fierul, cro mul, manganul nu sunt conductori electrici și termici așa de buni ca
argintul, dar se caracterizează printr -o duritate, densitate și rezistență mai mar e.
Cu alte cuvinte, caracterul metalic nu poate fi determinat de o singură proprietate , ci de
ansamblul acestor proprietăți.
Astfel, una din proprietățile caracteristice elementelor cu caracter metalic este tendința lor
mare de a forma rețele c ristaline prezentate în figura 2 și anume:
– rețele cubice centrate intern (cci): bariu, zirconiu, niobiu, vanadiu, tantal, crom, molibden,
wolfram, d -fier, ș.a.
– rețele cubice cu fețe centrate ( cfc): cupru, argint, aur, calciu, stronțiu, aluminiu, telur, scandiu,
plumb, nichel, rhodiu, paladiu, indiu, platină, g -fier, ș.a.
– rețele hexagonale compacte ( hc): beriliu, magneziu, zinc, cadmiu, ytriu, titan, reniu, cobalt ,
rutil, osmiu ș.a.
Unele metale cristalizează în mai multe sisteme de cristalizare având puncte fixe de trecere
dintr -o formă în alta. Aceste metale prezintă fenomenul de alotropie , iar transformările,
reversibile, se numesc enantiotrope :

cci cfc cci
g Sn
cfc tetragonal rombic

Figura 2.Tipuri de rețele întâlnite în cristalele metalice (http://documents.tips/documents/curs -7-
nave.html )

14
Rețelele reale prezintă imperfecțiuni de rețea: locuri libere numite vacanțe și atomi i nserați
în afara geometriei cristaline, în interstiții , formând așa numitele defecte intrinseci . Prezența
acestor defecte este accentuată de creșterea temperaturii. Metalele uzuale au integrate în rețelele
lor impurități (metale, oxizi, săruri) care formea ză defectele extrinseci . În stare solidă metalele
sunt alcătuite din agregate policristaline alcătuite din cristale neregulate întrețesute numite
cristalite . Textura metalului și prezența defectelor de rețea sunt responsabile de modificarea
majorității pro prietăților fizico -mecanice ale metalelor.
Unele proprietați fizice caracteristice metalelor, cum sunt căldura de topire, respectiv
punctele de top ire, duritatea, densitatea indică prezența în rețelele cristaline ale acestor elemente
a unor legătur i foarte puternice între atomi. Datorită acestui fapt din examinarea propri etăților
menționate mai sus se pot obține informații deosebit de utile privind natura și în special variația
forțelor care determină coeziunea rețelelor cristaline ale metalelor.
Din analiza punctelor de topire ( figura 3) ale elementelor cu caracter metalic se desprind
următoarele tendințe generale:
– punctele de topire ale metalelor sunt mult mai ridicate decât acelea ale nemetalelor;
– metalele din grupele principale din sistemul periodic sunt mult mai ușor fuzibile decât cele din
grupele secundare . Cu excepția mercurului (p.t -38,48˚C), cele mai scăzute puncte de topire se
întâlnesc la metalele alcaline (sub 100˚C), iar cele mai ridic ate la elementele din grupa 6 ;

– de-a lungul seriilor de metale tranziționale punctele de topire cresc cu numărul atomic Z până
la elementele din grupa 6 , după care scad mai mult sau mai puțin regulat după cum i ndică și
diagrama din figura 3 , care prezintă variația punctelor de topire ale metalelor tranziționale de tip
d funcție de Z.
Figura 3 – Variația punctelor de topire ale elementelor tranziționale de tip d cu numărul atomic Z
1200160020002400280032003600
d1d2d3d4d5d6d7d8d1d2d3d4d5d6d7d8d1d2d3d4d5d6d7d8ScTlCr
V
MnFeCo
NiYZrNbMo
TcRu
PdHfTaW
ReOs
Ir
Pt

15

Figura 4 – Diagrama temperaturii de topire a metalelor
(M. Brezeanu, E. Cristurean, A. An toniu, D. Marinescu, M. Andruh, Chimia metalelor, Editura
Academiei Române, București, 1990 – pagina 14)
– pentru metalele tranziționale punctele de topire cresc în grupă cu Z, în timp ce pentru
elementele de tip s, respectiv p (pentru care aceste m ărimi sunt comparabile) punctele de topire
scad în același sens. În consecință, elementul caracterizat prin cel mai înalt punct de topire este
wolframul (3410˚C).
Variația observată în punctele de topire ale elementelor cu caracter metalic poate f i atribuită
numărului diferit de electroni prin care elementul respectiv participă la formarea legăturilor
metalice în rețeaua cristalină (variația în perioadă), respectiv disponibilității electronilor de a
participa la legătura metalică (variația în grupă ).
Temperaturile de topire și de vaporizare ale elementelor cu caracter metalic prezintă în
general aceleași tendințe ca și punctele de topire ale acestora.
Din examinarea valorilor obținute pentru aceste constante se desprind câteva conclu zii
deosebit de interesante din punctul de vedere considerat, și anume:
– pentru toate elementele, căldura de vaporizare este mult mai mare decât căldura de topire, ceea
ce poate fi interpretat ca indicând faptul că între starea lichidă și starea de vapori a elementelor
există o diferență mult mai mare din punct de vedere energetic decât între stările lichidă și solidă;
– căldura de vaporizare respectiv căldura de topire au valori mai mari pentru metalele
tranziționale decât pentru metalele de tip s și p, maximele fiind atinse la elementele din grupele 5
și 6. Acest lucru indică forțe de coeziune mai puternice în rețelele cristaline ale metale lor
tranziționale față de cele ale metalelor din grupele principale.
3963,5 91,8232328419,4650 6608509601063 10831452 150017553370
Hg K Na Sn Pb Zn Mg Al Ca Ag Au Cu Ni Fe Pt W

16
– pentru elementele din grupa 11 , căldurile de v aporizare și topire au valori mult mai mari decât
pentru elementele din grupa 12, astfel încât în ciuda unei configurații d10 primele elemente pot fi
considerate, din acest punct de vedere, metale tranziționale, în timp ce ultimele nu.
O altă prop rietate fizică a elementelor este densitatea.
Spre deosebire de nemetale, a căror densi tate variază în limite mici, densitatea elementelor
cu caracter metalic variază în limite relativ mari: de la 0,53 g /cm³ pentru litiu (cel mai ușor
element) la 22 ,6 g/cm³ pentru osmiu (la 20˚C ). Pentru un număr mare de metale densitatea are
valori cuprinse între 6 și 9.
Din examinarea diagramei din fig ura 5, care reprezintă variația densității elementelor
funcție de Z, se desprind câteva tendințe generale dintre care pot fi menționate următoarele:
– elementele cu caracter metalic și în special metalele grele prezintă densități mai mari decât
toate celelalte substanțe;
– metalele tranziționale se caracterizează prin densități mult mai mari decât metalele de tip s
respectiv p;
– densitatea metalelor crește în perioadă cu Z;
– densitatea crește, de asemenea, în grupă cu n, pentru metalele tranziționale creșterea fiind
considerabil mai mare decât pentru metalele de tip s respectiv p.

Figura 5 – Variația densității cu numărul atomic Z.
051015202530
0 50 100
Număr atomicDensitate, g/cm3.

17
Figura 6 – Diagrama densității metalelor
(M. Brezeanu, E. Cristurean, A. Antoniu, D. Marinescu, M. Andruh, Chimia metalelor, Editura
Academiei Române, București, 1990 –pagina 16 )
Tendințele observate în variația densității metalelor pot fi explicate în modul următor:
densitatea relativ mare pe care elementele cu caracter metalic o prezintă, comparativ cu alte
substanțe, este în mare măsură o consecință a modului de împachetare a atomilor lor în rețeau a
cristalină, în sensul că o împachetare compactă conduce la densități mari. Rețeaua cubică
centrată intern, mai puțin compactă, este mai puțin densă decât structurile compacte, hexagonală
sau cubică cu fețe centrate.
Densitățile mici ale metalelor alcaline (cele mai mici pentru elementele cu caracter metalic)
pot fi atribuite nu numai volumului relativ mare al atomilor acestora ci și faptului că aceste
metale cristalizează într -o rețea mai puțin compactă, anume cubică centrată intern.
După densitățile lor, metalele au fost împărțite în două categorii, și anume: metale ușoare
pentru care densitatea are valori mai mici decât 5 și metale grele cu valori mai mari decât 5
pentru această mărime.
O altă proprietate fizică, c onductibilitatea electrică a metalelor este ușurința cu care
acestea conduc curentul electric. Nu numai conductibilitatea specifică a metalelor este mai mare
decât a electroliților, dar și mecanismul transportului electricității este altul. Prin metale, trecerea
curentul ui electric are loc fără migrare de substanță, prin electroliți curentul este transportat de
către ioni.
Conductibilitatea electroliților creș te odată cu creșterea temperaturii , fiindcă mobilitatea
ionilor se mărește. La metale conductibilitatea crește când scade temperatura atingând valori
mari la temperaturi joase. În apropiere de zero absolut, unele metale nu mai opun rezistență
trecerii curentului ( supraconductibilitate ).
0,86 0,971,55 1,742,77,13 7,227,858,8 8,9310,511,3413,5619,521,4522,5
KNa Ca Mg Al Zn Sn Fe Ni Cu Ag Pb Hg Au PtOs
MetalDensitate (g/cm3)

18
Metalele se caracterizează prin proprietăți optice deosebite: op acitate, luciu metalic,
culoare.
Opacitatea metalelor este de asemenea o consecință a faptului că ele conțin electroni liberi.
Lumina este transmisă prin substanțe transparente care sunt întotdeauna neconducătoare, anume
prin nemetale , săruri , fără pierdere de energie, prin vibrații elastice ale electronilor din învelișul
atomilor, moleculelor sau ionilor. Electronii mobili din metale amortizează vibrațiile luminoase
transformând energia lor în căldură sau, în anumite condiții, utilizând -o pentru d esprinderea unor
electroni de pe suprafața metalului – efect fotoelectric . (Acesta constă în emisia de electroni de
pe suprafața unui metal luminat bombardat cu fotoni). Grafitul este negru fiindcă în rețeaua sa
există electroni mobili (datorită unui efect de conjugare ale legăturilor dintre atomi), dar
mișcările electronilor sunt mărginite în planurile bidimensionale ale cristalului.
Majoritatea metalelor reflectă aproape în întregime toate lungimile de undă ale spectrului,
de aceea luciul lor est e alb sau cenușiu. Puține metale, în stare compactă, sunt colorate: aurul –
galben auriu, cupru – roșu arămiu, plumbul – alb cu reflexe albăstrui, bismutul – alb cu reflexe
roz, sodiu – alb cu reflexe gălbui .
Unele elemente, situate în sistemul per iodic la limita dintre nemetale și metale, cum sunt B,
Si, Ge, As, Sb, Se, Te , au luciu metalic caracteristic, deși structurile lor cristaline sunt diferite de
ale metalelor (semimetale).
Toate aceste elemente sunt semiconductori; conductibilitate a lor este datorată mobilității
unora din electronii lor.
Conductibilitatea calorică foarte mare a metalelor este de asemenea determinată de
electronii mobili. În stare fin divizată majoritatea metalelor sunt de culoare neagră sau cenușiu
închisă. Cuprul și aurul își mențin culoarea caracteristică și în această stare.
Elementele cu caracter metalic se caracterizează, de asemenea, prin proprietăți mec anice
speciale și anume:
– Duritatea reprezintă proprietatea metalelor de a opune reziste nță la zgâriere sau la
pătrunderea unui vârf ascuțit în masa lor.
Duritatea se măsoară prin deformarea permanent ă și se exprimă în unități Brinell, Vickers ,
Rockewell sau în scara mineralogică a lui Mohs, în care talcului i s -a atribuit duritatea 1 și
diamantului duritatea 10, celelalte minerale având durități intermediare. În funcție de duritate,
metalele se clasifică în metale moi (metalele alcaline, alcalino -pământoase, staniu, plumb, zinc,
bismut) și metale dure (crom, mangan, cobalt , reniu, os miu ș.a.)
Majoritatea metalelor, sub acțiunea forțelor exterioare, se pot deforma elastic (reversibil)
prin modificarea distanțelor dintre atomii rețelei cristaline sau plastic (permanent) prin
deplasarea unor părți ale cristalelor din rețea în rap ort cu altele.

19
– Rigiditatea este proprietatea metalelor de a opune rezistență la deformare.
– Plasticitatea este proprietatea metalelor și aliajelor de a fi prelucrate fără a se fisura sau fără a
se sfărâma, păstrându -și deformația și după încetarea acțiunii forțelor exterioare. Aurul este cel
mai plastic metal , fiind urmat de argint, platină, magneziu, aluminiu, plumb, staniu, niobiu,
tantal, hafniu, cupru. Metalele crom, titan, a -mangan, zincul tehnic, germaniu, osmiu, ruteniul,
iridiu nu pot fi pre lucrate sub presiune și se numesc metale casante .
– Maleabilitatea este proprietatea metalelor și a aliajelor de a putea fi prelucrate prin tragere în
foi prin opera ția numită laminare. Din aur, argint, aluminiu, platină, cupru, nichel și tantal se pot
trage foițe cu grosimea de câțiva microni.
– Ductilitatea este proprietatea metalelor și a alia jelor de a fi trase în fire, operație numită
trefilare . Cele mai ductile metale sunt aurul, argintul, platina, nichelul și tantalul. Dintr -un gram
de aur, respe ctiv un gram de argint se pot trage fire cu lungimea de 2000 m, respectiv 1800 m.
Plumbu l este un metal maleabil, dar foarte puțin ductil.
– Tenacitatea este proprietatea metalelor de a opune rezistență la rupere.
O altă proprietate fizică este insolubilitate a în dizolvanți comuni și anume m etalele se
dizolvă numai în alte metale, cu formare de aliaje.
Aliajele sunt materiale metalice obținute prin difuzia în stare topită a două sau mai multe
metale; uneori aliajele rezultă din metale cu a daosuri de nemetale. Aliajele pot fi omogene sau
eterogene, aliajele omogene se mai numesc soluții solide.
Ca aliaje omogene se cunosc: aurul cu argintul (aur dentar), aur cu argint și cupru (aur
pentru bijuterii), fierul cu nichelul, fierul cu cob altul, etc.
Metalele care se află departe unul de altul în sistemul periodic formează aliaje care conțin
două metale cu o compoziție chimică definită (compuși intermetalici); în acești compuși raportul
de combinare al metalelor nu corespunde vale nțelor lor. Ca exemplu aurul cu zincul dau aliaje
omogene : AuZn; Au 3Zn5; AuZn 3.
Exemple de aliaje eterogene: aliajul de lipit (plumb cu staniu), alajul tipografic (plumb cu
staniu și stibiu).
Alte aliaje reprezintă compuși între metale și nemetale. Un exemplu îl constituie fonta, un
aliaj eterogen, care conține compusul chimic Fe 3C numit cementită.
Proprietatea metalelor de a se dizolva unele în altele este o consecință a particularităților
structurii lor cristaline și a caracterulu i de extremă delocalizare a legăturii metalice. Existența
unui deficit de electroni în banda de valență a unui cristal metalic determină proprietatea acestuia
de a accepta un anumit număr de electroni suplimentari, fără modificarea structurii și a
propriet ăților metalice ale cristalelor.

20
Solubilitatea metalelor într -un metal dat depinde de concentrația electronilor de valență,
adică raportul dintre numărul total al electronilor exteriori și numărul total de atomi din cristal.
Această solubilitate, î nsă, depinde și de natura electronilor de valență (s, p, d sau f) dar și de
starea lor energetică.
Metalele care se deosebesc din punctul de vedere al electronegativității lor pot forma
compuși intermediari care se formează în proporții stoechiomet rice definite având uneori formele
care corespund stărilor de oxidare normale ale elementelor respective. Aceste combinații
prezintă proprietăți metalice mai mult sau mai puțin pronunțate, care dife ră într -o mare măsură
de cele ale metalelor componente și se caracterizează prin straturi cristaline complicate care
diferă de cele ale metalelor din care provin.
Proprietățile fizice (electrice, magnetice, mecanice) ale acesto r compuși variază în limite
relativ mari.
Aliajele în general se caract erizează prin proprietăț i calitativ superioare față de cele ale
metalelor componente. Astfel, temperatura de topire a aliajelor este deseori inferioară decât a
componentei mai ușor fuzibile. Duritatea și rezistența aliajelor sunt preferate pentru tehnic a
modernă decât metalele în stare pură.

1.5. Proprietăți chimice ale metalelor
Proprietățile chimice fundamentale ale metalelor sunt valența ( starea de oxidare) și
caracterul lor electrochimic.
Valența elementelor, sub aspectul capacității lor de a se combina cu alte elemente, fixează
natura din punct de vedere stoechiometric a compușilor pe care un element dat îi poate forma.
Caracterul electrochimic dă posibilitatea să se prevadă modul de desfășurare a unui număr mare
de reacții la care parti cipă un element dat, stabilind în același timp dacă o anumită reacție este
posibilă sau nu, fără să poată da indicații însă asupra condițiilor în care aceasta se vor desfășura
în mod practic.
Prin valență se înțelege totalitatea interacțiunilor înt re atomii care coexistă într -o specie
chimică și care includ atât forțe electrostatice între particule încărcate , cât și din redistribuirea
celor existenți printre atomii sau grupele de atomi care reacționează ( legături donor – acceptor,
legături π – dative etc ).
Această complexitate este determinată în mare măsură de faptul că o legătură chimică reală
conține atât elemente de legătură ionică cât și elemente de legătură covalentă, în unele cazuri
predominând caracterul ionic, în altele caracterul covalent.

21
Chiar în compușii apreciați ca ionici, cum este CsCl, sarcina efectivă a cesiului, determinată
experimental și calculată folosind metode cuantice semiempirice, nu depășește valoar ea 0,8, ceea
ce indică o contribuție importantă a interacți ei covalente la formarea acestui compus.
Pe de altă parte, determinarea numărului de legături în compuși cu structură moleculară,
adică reprezentarea valenței atomilor componenți printr -un număr, este uneori deosebit de
dificilă. În acest sens sunt menționați metal – carbonilii ca și compuși de tipul dibenzencromului.
Pe baza celor menționate se ajunge la concluzia că valența elementelor nu poate fi
reprezentată simplu prin intermediul unui număr; în acest scop este necesară descrierea
compl etă a structurii cristaline sau moleculare, determinarea distribuției densității de sarcină,
aprecierea contribuției interacției electrostatice și covalente, stabilirea prezenței sau absenței
legăturilor multiple și delocalizate etc.
Studiul valenț ei elementelor a impus dezvoltarea unor tehnici experimentale și metode de
calcul, care să furnizeze datele necesare descrierii compușilor chimici reali.
Complexitatea structurală a compușilor chimici, chiar a celor care la prima vedere par
simpli din punct de vedere stoechiometric, a condus la necesitatea introducerii unor concepte
convenționale, simplificatoare, printre care și acela de număr sau stare de oxidare.
Numărul sau starea de oxidare a unui element este definit ca sarcina formală atribuită
acestuia într -un compus chimic a cărei valoare numerică se stabilește presupunând compusul
alcătuit din ioni și atribuind oxigenului starea de oxidare –II, ( cu excepția peroxizilor și
superoxizilor) și h idrogenului starea de oxidare I ( cu exce pția hidrurilor).
Definiția menționată presupune că într -un compus ionic toate legăturile sunt ionice, ceea ce
nu este corect nici pentru halogenurile metalelor alcaline, compuși cu cel mai pronunțat caracter
ionic. Acest lucru conduce la concluzia că numărul de oxidare reprezintă o abordare formală a
structurii compușilor chimici.
Dacă în cazul halogenurilor alcaline diferența între sarcina efectivă și sarcina reală a
atomilor într -un compus cristalin dat este mică, în compușii de complexit ate mai mare diferența
este uneori mai mare încât pentru aceștia numărul de oxidare devine o noțiune pur arbitrară.
Exemple în acest sens sunt oxoanionii, de exemplu CrO 4 2–, Mn O 4 – în care metalului îi revine
starea de oxidare VI , respectiv VII. În real itate, legăturile metal – oxigen în aceste specii au un
caracter predominant covalent și sunt de o complexitate mare incluzând atât legături σ –
localizate, cât și legături π – delocalizate. Sarcina pozitivă efectivă a elementului component al
oxo-anionilor nu depășește niciodată valoarea 2.
Comportarea chimică a metalelor de tip s și p poate fi explicată în mare măsură prin
tendința acestor elemente de a realiza în urma interacției chimice configurația electronică a
gazului rar cel mai apropiat. Acea sta conduce la ideea unei stări de oxidare de grupă egală

22
valoric cu numărul grupei din care face parte elementul. Pentru elementele din grupe adiacente
valoarea acesteia diferă printr -o unitate.
Pentru un metal tranzițional stările de oxidare pe c are un metal le manifestă diferă între ele
printr -o unitate, în timp ce pentru elementele de tip p acestea diferă prin două unități ( de
exemplu Sn, Pb).
Starea de oxidare maximă pe care metalele o manifestă în combinațiile lor este aceea
determina tă valoric de numărul grupei din care elementul face parte. O excepție de la această
comportare o constituie elementele cupru, argint, aur, car e pe lângă starea de oxidare I , pot
manifesta în combinațiile lor și stări de oxidare superioare ( Cu(II), respe ctiv Cu (III), Ag (II),
Au (III) ).
Cea de a doua proprietate chimică fundamentală a elementelor, caracterul lor electrochimic,
este o măsură directă a tendinței acestora de a forma ioni în soluție, conform reacției:
M + aq = Mn+aq + ne-
Această tendință este măsurată prin valoarea potențialelor normale ale elementelor
respective.
În general potențialul ɛ° care corespunde reacției de formare a unui ion dat este denumit și
potenț ial de ionizare, de exemplu Zn = Zn² + 2e ֿ , ɛ° = + 0,76 V.
Potențialul de electrod corespunde reacției de reducere fiind egal și de semn contrar cu
potențialul de oxidare ; de exemplu Zn ²+ + 2 e-= Zn, ɛ° = – 0,76 V.
Potențialul de electrod al unui metal depinde de conc entrația ionilor lui în soluție, astfel că
metalul va acționa ca un reducător cu atât mai puternic cu cât concentrația ionilor lui în soluție
este mai mică și invers, va fi un reducător mai slab cu cât concentrația ionilor este mai mare.
Datorită a cestui fapt, procese ca formare de combinații complexe sau de produși greu
solubili, care determină o scădere puternică a concentrației ionilor respectivi în soluție, produc
modificări în potențialele de electrod ale metalelor.
Astfel, de exemplu, în soluție alcalină, elementele aluminiu, zinc și staniu, pentru care este
caracteristică proprietatea de a forma hidroxocompuși se comportă ca reducători mai puternici
( ɛ° = – 2,35 ; – 1,22 respectiv – 0,91 V) decât în soluție acidă ( ɛ° = – 1,66 ; – 0,76 respectiv –
0,14 V). Un efect asemănător cu cel exercitat de ionii HO¯ asupra potențialelor de electrod ale
metalelor, pot avea și alți generatori de complecși sau agenți de precipitare ca F¯, Cl¯, Br¯, I¯,
CN¯, NH 3. Prezența unor astfel de ioni în s oluție determină, prin formarea de combinații
complexe sau combinații greu solubile, deplasări considerabile ale potențialelor de ionizare ale
metalelor sau ale ionilor lor.

23
Tabelul 1. Câteva potențiale standard de reducere la 250C, în soluție apoasă aci dă
(Gh.Marcu, Chimia metalelor , Ed. Didactică și Pedagogică, București, 1979 – pag 158 )

Pe baza potențialelor de oxidare ale metalelor se poate prevedea modul de desfășurare al
unui număr mare de reacții de oxidare sau de reducere la care partic ipă acestea.
Astfel, metalele situate la începutul seriei se caracterizează prin acțiunea reducătoare
deosebit de puternică, metalele așa -zise ,,nenobile ”, în timp ce metalele de la sfârșitul seriei sunt
mult mai greu de oxidat, metalele ,,nobile”, ionii lor acțion ând ca oxidanți puternici.
Un caz special este reducerea ionului hidroniu (H 3O+) la hidrogen elementar, adică punerea
în libertate a hidrogenului dintr -o soluție acidă, alcalină sau din apă pură în urma reacțiilor cu
metalele. Pute rea reducătoare a elementelor situate în dreapta hidrogenului, de exemplu cupru,
argint, este insuficientă pentru a determina descărcarea ionilor de hidroniu. Datorită acestui fapt,
în mod normal aceste elemente nu reacționează cu acizii cu dezvoltare de h idrogen. Din contră
elementele pot fi separate din soluțiile sărurilor lor cu hidrogen ( sub presiune).
Metalele reacționează cu substanțe elementare :
a) În reacție cu hidrogen ul metale le formează hidruri. Hidrurile metalelor alcaline și alcali no-
pământoase sunt compuși ionici care conțin ionul negativ de hidrogen, hidrură, H¯:
Na + H 2 = 2NaH Ca + H 2 = CaH 2
Hidrurile metalelor pământoase, ca de exemplu hidrura de staniu, hidrura de plumb și
hidrura de bismut sunt compuși covalenți și se obțin de obicei prin metode indirecte.
Hidrurile metalelor tranziționale sunt hidruri interstițiale.

24
b) În reacție cu oxigenul metalele formează oxizii corespunzători:
2Zn + O 2 = ZnO 2Hg + O 2 = 2HgO
2Al + 3O 2 = 2Al 2O3 2Pb + O 2 = 2PbO
Metalele alcaline cu oxigenul formează superoxizi sau peroxizi:
2K + 2O 2 = K 2O4 K –O-O-O-O – K, superoxid de potasiu
2Na + O 2 = Na 2O2 Na – O – O – Na, peroxid de sodiu
c) În reacție cu halogenii metalele form ează halogenuri metalice:
Zn + Cl 2 = ZnCl 2 Pt + 2Cl 2 = PtCl 4
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3
Aurul reacționează numa i cu halogenii în stare atomică.
Au + 3Cl = AuCl 3
Halogenurile metalice sunt halogenuri ionice sau parțial covalente , în funcție de natura
metalului.
d) În reacție cu sulful rezultă sulfuri metalice:
Fe + S = FeS Hg + S = HgS
2Na + S = Na 2S 2Al + 3S = Al 2S3
Reacția mercurului cu sulful, cu formarea sulfurii mercurice, se desfășoară cu viteză
convenabilă și la temperatura camerei , fiind utiliza tă la îndepărtarea mercurului împrăștiat
accidental .
e) Azotul reacționează cu unele metale și formează azotur i (nitruri) stoechiometrice, iar cu
altele formează azoturi interstițiale.
f) Multe metale reacționează cu fosforul, carbonul, siliciul și cu borul , formând compușii
corespunzători, de obicei interstițiali. Asemenea reacții se întâlnesc în tratamentele termochimice
ale metalelor.
g) Metalele pot reacționa cu alte metale formând combina ții intermetalice care se pot întâlni
în unele tipuri de aliaje.
h) Metalele reacționează și cu substanțe compuse anorganice: apa, acizi, hidroxizi alcalini și
săruri.
– Cu apa, vor reacționa numai metalele active (E0M < 0) cu degajare de hidrogen, iar viteza
de reacție depinde de temperatură. Nu reacționează cu apa metalele care au potențialul standard
de reducere pozitiv.
Metalele alcaline și unele metale alcalino -pământoase reacționează violent cu apa la
temperatura camerei cu formare de hidroxizi și hidrogen. Aceste metale se păstrează sub petrol .
2Na + 2HOH = 2 NaOH + H 2 Ca + 2HOH = Ca(OH) 2 + H 2

25
Alte metale reacționează cu apa numai la temperaturi ridicate formând hidroxizii
corespunzători, greu solubili în apă, din acest motiv reacția este limitată:
Mg + 2H 2O = Mg(OH) 2 + H 2 2Al + 6H 2O = 2Al(OH) 3 + 3H 2
Fierul înroșit reac ționează cu vaporii de apă, rezultând oxid feroferic:
3Fe + 4H 2O = Fe 3O4 + 4H 2
– Metalele active înlocuiesc protonii și din acizi , formând săruri și hidrogen:
Fe + H 2SO 4 = FeSO 4 + H 2 Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
Metalele puțin active (nobile) reacționează numai cu acizi oxidanți (HNO 3, H 2SO 4, HclO4)
sau cu amestecuri de acizi, formând săruri, produsul de reducere al acidului și apă:
Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3)2 + 2NO + 4H 2O
Au + 3HCl + HNO 3 = AuCl 3 + NO + H 2O
apă regală
– O serie de metale ca Zn, Al, Sn, Pb, Al, Cr reacționează, în topitură sau în soluție, cu
hidroxizi alcalini , cu formare de săruri și hidrogen. Metalele care pot reacționa și cu acizi și cu
baze prezintă caracter amfoter .
Zn + 2NaOH
Na2ZnO 2 + H 2
zincat de sodiu
Zn + 2NaOH + 2H 2O = Na 2[Zn(OH) 4] + H 2
tetrahidroxozincat de sodiu
– Metalele mai active pot deplasa din sărurile lor metalele mai puțin active:
3CuCl 2 + 2Al = 3Cu + 2AlCl 3 Hg(NO 3)2 + Cu = Hg + Cu(NO 3)2
– Metalele alcaline și alcalino -pământoase pot reacționa cu amoniacul lichid :
2Na + 2NH 3 = 2NaNH 2 + H 2; 2Na + 2NaNH 2 = 2Na 2NH + H 2;
amidură de sodiu imidură de sodiu
2Na + 2 Na 2NH = 2Na 3N + H 2
azotură de sodiu
i) Metalele pot reacționa și cu compuși organici : alco oli, acizi c arboxilici, derivați
halogenați.
j) Metalele alcaline reacționează cu alcoolii și cu fenolii formând compuși ionici, alcoxizi sau
fenoxizi și hidrogen:
2Na + 2C 2H5OH = 2C 2H5ONa+ H 2 2Na + 2C 6H5OH = 2C 6H5ONa+ H 2
etoxid de sodiu fenoxid de sodiu
k) Metalele active reacționează cu acizii carboxilici cu formare de săruri (carboxilați
metalici) și hidrogen. Sărurile acizilor grași cu metale se numesc săpunuri.
2CH 3COOH + Zn = (CH 3COO) 2Zn + H 2

26
2CH 3(CH 2)16COOH + 2Na = 2CH 3(CH 2)16COONa + H 2
acid stearic stearat de sodiu (săpun)
l) Magneziul reacționează cu derivați halogenați formân d compuși organo -magnezieni,
intermediari prețioși în sintezele organice:
CH 3CH 2I + Mg = CH 3CH 2MgI
Iodetan iodură de etilmagneziu
m) Prin sinteză elec trochimică se pot obține și compuși organo -metalici cum sunt: a ditivul
antidetonație numit tetraetilplumb, (C 2H5)4Pb, aditivul pentru arderea fără fum a păcurii numit
ferocen, Fe(C 2H5)2 etc.
Metalele au în structura lor orbitali electronici vacanți putând astfel funcționa ca acceptori
ai uneia sau a mai multor perechi de electroni, formând substanțe complexe. Pe această
proprietate se bazează calitatea de catalizator a unor metale cum sunt platina, paladiul, nichelul
ca și proprietatea lor de adsorbanți pentru monoxidul de carbon și pentru alte gaze toxice.
3Ca + N 2 = Ca 3N2 6Li + N 2 = 2Li 3N

1.6.Compuși reprezentativi.

1.6.1. Combinații simple ale metalelor.
Hidrogenul și elementele nemetalice din grupele 13 – 15: borul, carbonul, siliciul, azotul,
fosforul, arsenul se combină la cald cu metalel e formând combinații după cum urmează :
– metalele alcaline și alcalino – pamântoase cu excepția Be, au tendința de a se alia și trece
după solidificare, mai ales în combinații intermetalice cu caracter ionic și formule brute
corespunzătoare stărilor de oxidar e ale elementelor respective cum sunt : Mg 3B2, Mg 2Si,
Ca2Si, Ca 3N2, Mg 3P2, Ca 3As2 , Li 3Sb, etc;
– beriliul și elementele din grupele 13 – 15, formează combinații intermetalice moleculare
covalente, uneori polimerizate: (AlH 3)n, Ga 2H6, Ge3H8, (AlN)n, în major itatea cazurilor
nestoechiometrice Al 2P, Al 3P, SnP 3, PbP 5;
– metalelor tranziționale din grupele 4 – 6 cu excepția cromului, le sunt caracteristice
combinațiile int erstițiale nestoechiometrice , cu caracter de soluții solide eutectice, de
exemplu: WB, MoB, Ta 2C, W 2C, Ta 5Si3, Mn 4N;
– metalele din grupa 3 , lantanidele, actinidele, cromul și metalele din grupele 8, 9, 10, 11,
12 formează un tip intermediar de combinații între cele interstițiale și cele covalente sau
ionice.

27
Oxigenul participă la formarea a numeroase combinații cu metalele, structura lor fiind
constituită dintr -o rețea de atomi de oxigen în care se fixează atomii metalici. În combinațiile cu
metalele, oxigenul formează trei tipuri principale de ioni: O2- oxid, O 22- peroxid și O 2- superoxid.
Corespunzător grupelor din care fac parte metalele și stărilor de oxidare, în cazul
elementelor plurivalente, se deosebesc oxizi metalici de tipul M 2O, MO, M 2O3, MO 2, M 2O5,
M2O7, MO 4 și oxizi dubli. Natura legăturilor în oxizii metalici variază cu natura metalelor, de la
legături ionice, covalent -ionice la legături covalente. În grupe caracterul ionic al legăturilor M –
O, crește de sus în jos, iar în perioade scade de la stânga la dreapta. În acest sens , oxizii metalelor
din grupele 1 și 2, cu exce pția BeO și MgO, sunt oxizi cu caracter predominant ionic, rețelele
cristaline fiind alcătuite din ioni de O2- și Mn+. Ceilalți oxizi ai metalelor din grupele 13 – 16,
precum și oxizii tuturor metalelor tranziționale cu excepția celor din subgrupa zincului se
caracterizează prin existența unor legături covalent – ionice, deși formal structurile lor pot fi
considerate ionice.
Hidroxizii sunt compuși c are c onțin una sau mai multe grupări hidroxil legate de atomul
unui element metalic, corespunzător cu starea de oxidare a acestuia. Hidroxizii metalelor din
grupele 1 și 2 de tipul MOH și M(OH) 2 cu excepția Be(OH) 2 au caracter bazic. Ceilalți hidroxizi
din grupa aluminiului, precum și ai metalelor din grupele 14 și 15 în stările de oxidare inferioare,
M(O H)2 sau M(OH)3 au caracter amfoter. În stările de oxidare superioare metalele di n grupele
14 și 15 formează oxizi hidratați de tipul MO 2 · n H 2O și M 2O5 · n H 2O cu proprietăți
predominant acide.
Combinațiile metalelor cu sulful , manifestă un carac ter mai covalent al legăturii M – S,
decât al compușilor cu legături M – O. Principalele sulfuri neutre ale metalelor sunt de forma :
M2S, MS, M 2S3, MS 2, M 2S5, MS 3, și MS 4 în cazul osmiului.
Elementele metalice în combinație cu halogenii se transfor mă în compuși de tipul MX n,
săruri ale hidracizilor corespunzători, cu n= 1 – 5 pentru metalele din grupele principale și cu n=
1 – 7 pentru metalele tranziționale. Caracterul legăturii chimice M – X în general este dat de
valoarea polarității, el scăzând în sensul: F > Cl > Br > I. În grupele principale caracterul polar
al legăturii M – X crește de sus în jos, iar în perioadele mici, precum și la începutul și sfârșitul
celor mari, crește de la stânga la dreapta sistemului periodic. După comportarea față d e apă,
halogenurile se pot clasifica în:
– halogenuri ușor solubile, disociabile fără hidroliză ( halogenurile metalelor alcaline și
alcalino – pământoase) ;
– halogenuri hidrolizabile în contact cu apa, cu atât mai intens cu cât starea de oxidare a
metalulu i este mai mare și raza ionului mai mică ( halogenurile de Al, Ga, In, Ge, Sn,
Pb, Ti, Zr, Fe și altele);

28
halogenuri greu solubile în apă, slab disociabile, cu proprietatea de a forma compuși
coordinativi, hidroxoacizi, caracterizați prin faptul că nu hidr olizează aproape de loc ( CdI 2,
HgCl 2, AuCl 3, PtCl 4 și altele).
Spre deosebire de halogenurile metalelor alcaline și alcalino – pământoase, puțin apte a
forma combinații complexe, halogenurile metalelor tranziționale au proprietăți remarcabile de a
genera astfel de compuși, mai ales acidocomplecși cu fluorul.
Sărurile acidului carbonic după structură și proprietăți pot fi clasificate în: carbonați neutri
(normali), hidrogenocarbonați ( carbonați acizi), carbonați bazici, dubli și complecși .
Carbonații neutri conțin ionul CO 32- cu structură triunghiulară perfect simetrică și unghiuri
coplanare de 120° rezultat prin hibridizare sp2, ce posedă o legătură π delocalizată pe toate
legăturile C – O. Principalii carbonați sunt:
– M2ICO 3 MI = Li, Na, K, Rb, Cs, Tl, Ag, Hg
– MIICO 3 MII = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Pt, Mn, Fe, Co, Ni, Zn, Cd
– M2III(CO 3)3 MIII = Sc, Y, La, Ce,…..
Principalii hidrocarbonați pot fi:
– MIHCO 3 MI = Na, K, Rb, Cs , Tl
– MII(HCO 3)2 MII = Ca, Sr, Ba, Fe…..
Acidul azotic fiind un acid monobazic formează săruri normale de tip M(NO 3)n, cu
n = 1 – 4, denumite azotați sau nitrați.
Acidul sulfuric H 2SO 4, fiind un acid dibazic ce ioni zează în două etape formează sulfați
neutri sau normali și hidrogenosulfați sau sulfați acizi.

1.6.2. Combinaț ii coordinative
Cea mai importantă clasă de compuși metalici din sistemele biologice este aceea care
cuprinde complecșii ionilor metalelor cu l iganzi porfirinici. Porfirinele sunt o clasă de macrocicli
cu azot derivați de la porfirină (un tetrapirol nesubstituit) ( figura 6 ). Porfirinele se pot obține, în
afară de căile biosintetice, din formaldehidă și amoniac în arc de plasmă și în reactoare c u pat
fluidizat. Sunt molecule relativ stabile, fiind găsite nu numai în mediile biologice, ci și în
meteoriți și solul lunar.
Porfirina este un sistem macrociclic tetrapirolic cu duble legături conjugate și diferiți
substituenți atașați la perime tru. Capacitatea donoare sau acceptoare a acestor substituenți poate
afecta orbitalele moleculare delocalizate ale complexului și astfel poate modifica proprietățile
acestuia. Porfirinele pot accepta doi ioni de hidrogen pentru a forma un diacid cu sarcină +2 sau
pot ceda doi protoni pentru a deveni un anion cu sarcină –2. Această din urmă posibilitate a
porfirinelor conduce la complecși porfirinici cu ioni metalici (în mod obișnuit divalenți),

29
denumiți complecși metal -porfirină. Pe baza dimensiunilor razel or de legătură covalentă se poate
estima că o legătură dintre un atom de azot și un atom metalic din prima serie tranzițională
trebuie să fie de ~ 2Å. Mărimea „golului” din centrul ciclului porfirinic este ideală pentru
acomodarea metalelor din seria 3d. S istemul porfirinic este destul de rigid și distanța metal -azot
variază între 1,93 -1,96 Å în porfirinele de nichel și până la 2,1 Å în porfirinele Fe(II) spin
maxim. Rigiditatea ciclului rezultă din delocalizarea electronilor π î n ciclurile porfirinice. Da că
ionul metalic are dimensiuni mici, ciclul se pliază pentru a permite o apropiere mai strânsă a
ionului metalic de atomii de azot. În situația inversă, dacă ionul metalic este voluminos, el nu se
poate potrivi cu „golul” și se află deasupra planului celo r patru atomi de azot.
Ordinea stabilității complecșilor porfirinelor cu ioni metalici divalenți este cea dată de seria
Irving -Williams : Ni2+ > Cu2+ > Co2+ > Fe 2+ > Zn 2+.
Importanța complecșilor porfirinici în sistemele biologice poate fi apreciată din două puncte
de vedere:
– metal -porfirinele sunt compuși accesibili biologic ale căror funcțiuni pot varia prin
modificarea ionului metalic, a stării lui de oxidare ori naturii substituenților la ciclul porfirină;
– ca un principiu g eneral, evoluția tinde să se desfășoare prin modificarea structurii și
funcțiunilor moleculelor care sunt prezente în organism, mai curând decât prin producerea altora
noi.
Figura 7. Porfirina ( http:// bibliotec a. regielive.ro)

30
2. IMPORTANȚA METALELOR ÎN ORGANISMELE VII

2.1. Biometale – generalități
Procesele biologice implică foarte mul ți compuși formați de diferite elemente ale
sistemului periodic cu substrat biologic. Or ganismele animale și vegetale sunt constituite din
substanțe chimice cu o compoziție complexă, fiind formate atât din metale cât și din nemetale.
Cele mai importante dintre nemetale sunt: C, H, O, N , P, S și halogenii. Metalele prezente în
organismele vegetale și animale includ: Na, K, Ca, Mg, Fe, Zn, Co, Cu, Mn, Mo etc.
Biometalele, denumite și metalele vieții, includ elemente care formează ioni cu structură
electronică de gaz rar, care nu p rezintă valență variabilă ( Na+, K+,Mg2+, Ca2+). În aceeași
categorie sunt incluse și elementele cu o structură electronică de 18 electroni ca Zn2+ sau cu o
structură de 18 electroni incompletă Cu2+, Co2+, Fe2+, Fe3+, Mo(V), Mo(VI). Metalele cu
subnivelul d incomplet își pot modifica starea de oxidare în timpul proceselor metabolice.
Majoritatea biometalelor fac parte din perioada a 4 -a a sistemului periodic, Na și Mg din
perioada a 3 -a, iar Mo din perioada a 5 -a.
Tabelul 2 . Biometalele din sistemul period ic. (M. N. Palamaru, Al. R. Iordan, Al. Cecal, Chimie
bioanorganică și metalele vieții , Editura BIT, Iași, 1997, pag.6)

Perioada Grupa
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
3 Na Mg – – – – – – – –
4 K Ca – – (V) (Cr) Mn Fe Co Ni Cu Zn
5 – – – – – Mo – – – (Cd)

Fenomenele fundamentale ale vieții pot fi descrise prin două procese chimice importante:
– utilizarea energiei solare pentru activarea reacțiilor chimice produse între dioxigen și
compușii organici, cu eliminarea dioxidului de carbon și a apei (fotosinteza) ;
– oxidarea compușilor organici sintetizați în procesele precedente cu producerea
dioxidului de carbon și a apei și eliberarea energiei calorice.
Toate sistemele vieții sunt termodinamic instabile și nu pot exista decât dator ită unei
stabilități cinetice ( de exemplu: decurgerea lentă a reacției de oxidare). Astfel, pentru a asigura
controlul acestor două procese esențiale, natura utilizează compuși care includ metale.
De exemplu, c orpul uman de greutate medie de aproximativ 7 0 Kg este constituit din:
97.5 % nemetale oxigen 65 % azot 3 %
carbon 18 % alte 1.5%
hidrogen 10 %
2.5 % metale Na, K, Mg, Ca ; 99% (din cele 2.5%)

31
tranziționale 1 %
Organismul uman c onține și alte metale: 100 mg de stronțiu și aluminiu, 1 – 3 mg de
rubidiu, 30 mg staniu, 300 mg de zinc, 10 0 mg de niobiu, 80 mg de plumb, toxicita tea unui
element asupra unui or ganism viu depinzând de concentrația sa. La depășirea unui anumit prag
de con centrații toate elementele prezintă o toxicitate sigură. Un alt factor important de care
depinde viața în sine se referă la cantitatea dintr -un element chimic necesară organismului uman
în fiecare zi:
Na 1 – 2g Cr 0.1 – 0.3 mg
K 0.8g Mn 3 mg
Mg 0.3 – 0.4 mg Fe 10 mg,femei 15 -18 mg
Ca 0.6 – 1.2 g Co 0.1 g
Sr 1 – 4 mg Ni 0.2 – 0.5 mg
Rb 1 – 3 mg Cu 1.5 – 2.0 mg
Al 10 – 100 mg Mo 0.1 – 0.3 mg
V 1 – 2 mg Sn 1 – 3 mg
Rolul acestor metale este foarte diversi ficat. În raport cu aceasta , biometalele se împart în
patru categorii:
1) Transportori de sarcină : Na(I) , K(I) – prezintă m obilitate mare, compuși de
coordinație puț in stabili, precum și menținerea presiunii osmotice ( sodiul în exteriorul celulei,
iar potasiul în interiorul celulei) .
2) Stabilizatori ai structurii : Mg(II) , Ca(II) – prezintă m obilitate medie, compuși de
coordinație destul de stabili. Se găsesc în cea mai mare parte în oase 99% Ca(II) și 50% Mg(II).
Ca(II) participă la transmiterea impulsului nervos, la contracțiile musculare și la coagularea
sângelui, iar Mg(I I) participă aproape în totalitate la reacțiile enzimatice care produc energie
chimică (ADN,ATP), precum și la contracțiile musculare.
3) Catalizator acid Lewis : Zn(II) – prezintă m obilitate mică, compuși de coordinație
stabili. Mai mult de 60 de enzime conțin Zn(II) printre care carboxipeptidazele fiind cele mai
cunoscute. De asemenea stabilizează structura unui număr mare de proteine și glicoproteine cum
ar fi insulina.
4) Catalizatori redox și transportul oxigenului
– V(II), V(III) – participă la sinteza colesterolului.
– Cr(II), Cr(III) – cu rol important în m etabolismul glucozei.
– Mn(II), Mn(III), Mn(IV) – activează enzimel e ( vitamina K, coagularea sângelui ), rol
important în f otosinteză .

32
– Fe(II), Fe(III) – participă la f ixarea și transpor tul dioxigenului. Sunt implicați în procesele de
cataliz ă și de transfer de electroni (c itocromi, peroxidaze).
– Co(II), Co(III) – vitamina B 12 .
– Ni(II), Ni(III) – participă la stocarea glicogenului.
– Cu(I), Cu(II), Cu(III) – intră în componența unor enzime ce aparțin grupei oxidazelor.
– Mo(V), Mo(VI) – este implicat în metabolismul purinei, fiind prezent în xantine. Participă la
fixarea azotului atmosferic.

2.2 .Rolul biologic al unor metale

2.2.1 Rolul sodiului și potasiului în organismele vii.
Sodiul , cel mai răspândit metal alcalin din scoarța Pamântului , se găseste în natură sub
forma depozitelor masive de NaCl (clorură de sodiu sau sare de bucătărie), în mineralul halit, sau
în combinație cu KCl (clorură de potasiu ), în silvinită , precum și împreună cu aluminiul în criolit
(Na3AlF 6) sau sub formă de azotat în salpetrul de Chile (NaNO 3, azotat de sodiu ). El reprezentă
2,6% din masa scoarței terestre. În apa marină, ionii de Na+ îi însoțesc pe cei de Cl-. Liniile
spectrale D ale sodiului se găsesc în majoritatea stelelor , precum și în Soare .
Foarte răspândit în natură, potasiul se prezintă sub formă de săruri și acționează î n principal
asupra nivelului echilibrului electrolitic.
Atomii metalelor alcaline (Na ș i K) având un singur electron pe ultimul nivel e nergetic , se
caracterizează prin aceea că au potențiale de ionizare mici și potențiale de electrod negative mari.
Ionii metalelor alcaline au dimensiuni fizice mari și din punctul de vedere al structurii lor
electronice, se deosebesc de atomii gaze lor rare prin faptul că posedă sarcină electrică
monopozitivă. Tendința ionilor metalelor alcaline de a forma legături covalente este foarte mică.
Cele mai importante proprietăți ale sodiului (Na) și potasiului (K) sunt prezentate î n tabelul 3.
Tabelul 3. Proprie tăți ale sodiului și potasiului ( M. N. Palamaru, Al. R. Iordan, Al. Cecal, Chimie
bioanorganică și metalele vieții , Editura BIT, Iași, 1997, pag.9)

Proprietatea metalului
Sodiu Na Potasiu K
Configurația electronică [Ne]3s [Ar]4s
Primul potențial de ionizare , eV 5,138 4,339
Al doilea potențial de ionizare , eV 47,29 31,81
Potențial normal de electrod
(Maq+ + e = M tv) -2,71 -2,92
Raza ionului (în cazul coordinării 6) , Å 0,98 1,33
Căldura de hidratare , kjoule/ mol 422,685 338,9 85

33

Analizând datele din tabelul 3 se observă că diferența principală dintre ionii de Na+ și K+
constă în dimensiunile razelor ionilor ( r Na+ = 0,98, rK+ = 1,33 ) și în energiile lor de hidratare.
In sistemele biologice aceste diferențe au un rol important, care se manifestă în mai multe
direcții. Astfel ionii de Na+ intră în componența fluidului extracelular, pe când ionii de K+ intră
în componența fluidului intracelular. Ionii de K+ pot fi înlocuiți în biosisteme cu ioni cu
dimensiuni fizice mari ca Rb+, Cs+, NH 4+, Tl+. Ionii de Na+ pot fi înlocuiți cu ionii de Li+, dar nu
și cu ioni de Cu+ cu dimensiuni apropiate, deoarece cel din urmă are o mare tendință de a forma
covalențe și de a participa la o serie de procese redox.
De as emenea, p otasiul este un reglator important al presiunii arteriale, deoarece extrage
sodiul din celule, ceea ce reduce volumul de lichide din organism; participă la reacțiile chimice
care implică proteine și glucide (stimulând secreția de insulină ); active ază funcția renală ;
influenț ează fenomenele electrice cardiace ș i neuromusculare (trecerea rapidă a influ xului
nervos, excitabilitatea și contracț ia).
Doza zilnică recomandată este de 3500 mg (3,5 g).
Cele mai importante surse de potasiu s unt: păsările de curte, peș tele, fructele (banan e, caise,
prune uscate), legumele (spanac, roș ii, cartofi) .

2.2.2. Rolul calciului și magneziului în organismele vii.
Calciul este mineralul prezent în cantitatea cea mai mare î n corpul omenesc (1 -1,5 kg ).
Aproape î ntreaga cantitate de calciu din corp (99%) este fix ată în oase și dinți, iar restul în
țesuturi ș i lichide biologice.
Magneziul, numit și mineralul antistres, constituie un element de importanță majoră în
biologia umană.
Corpul uman conține aproximativ 21 g de magneziu. Sărurile de magneziu se află în toate
țesuturile moi, însă locul lor de depozitare sunt oasele tubare (2/3 din întreaga cantitate), ficatul,
rinichii, creierul. În sânge se găsește în proporție de 1%. Este al doilea element ca importanță
pentru celule.
Ionii de Ca2+ și Mg2+ se diferențiază puternic unul de altul. Cele mai importante propriet ăți
sunt prezentate în tabelul 4.
Datorită diferenței dintre dimensiunile ionilor de Ca2+ și Mg2+ și dintre căldurile lor de
hidratare, precum și diferenței dintre potențialele lor de ionizare (primul și al doilea) se explică
tendința mai puternică de a forma legături covalente pentru magneziu în raport cu calciul. Ionul

34
de magneziu poate forma legături ch imice de tip donor -acceptor destul de puternice cu atomii de
azot din grupările aminice.
Dimensiunile ionilor de Ca2+, Sr2+ și a ionilor lantanidelor sunt destul de apropiate, fapt ce
duce la concluzia că ionii de Ca2+ pot fi înlocuiți de aceștia î n biosisteme.
Tabelul 4. Proprietăți fizice ale Mg și Ca (M. N. Palamaru, Al. R. Iordan, Al. Cecal, Chimie
bioanorganică și metalele vieții , Editura BIT, Iași, 1997 , pag.10)
Proprietatea metalului
Ca Mg
Configurația electronică [Ar]4s2 [Ne]3s2
Primul po tențial de ionizare , eV 6,11 7,64
Al doilea potențial de ionizare , eV 11,87 15,03
Potențial normal de electrod
(Maq2+ + 2e- = M tv) ( mv) -2,87 -2,37
Raza ionului M2+ , Å 1,06 0,78
Căldura de hidratare , kJoule/ mol 1615,41 1954,39

Calciu a re multiple roluri : întreține mineralizarea oaselor și danturii conferindu -le tărie, are
rol în coagularea sângelui, reglează echilibrul acido -bazic al sângelui neutralizând, de exemplu,
aciditatea produsă de excesul de proteine, are rol t onic asupra sistemului nervos. Împreună cu
magneziul este responsabil de să nătatea sistemulu i cardiovascular, asigurând menț inerea ritmului
cardiac, intervine în metabolizarea fierului și î n procesele infl amatorii, ajută la tratamentul
insomniilor și micșoreaz ă amploarea proceselor alergice (rinite , urticarie, astm bronș ic etc.).
Hipocalcemia sau carența de calciu poate sa apară ca urmare a unei alimentații sărace î n
calciu, din cauza reducerii aportului de vitamina D, a unor boli (hepatice, re nale, pan creatice etc)
sau a scăderii funcț iei glandelor paratir oide, glande ce mentin calciul în concentraț ii fiziologice.
Pentru a putea fi absorbit în intestin ș i folosit apoi de celulele organismului, calciul are nevoie de
vitamina D. Prin urmare, un deficit de vitamina D duce la un deficit de calciu in organism.
Deficitul de calciu se manifestă prin urmatoarele simptome: stare de in somnie, irascibilitate,
palpitaț ii, col ici abdominale, balonări nejustificate, dificultăți la înghițirea alimentelor, senza ții
de amorț eli ale mâinilor, crize de transpirație inexplicabile, stă ri depresive, dureri de cap intense,
contracț ii musculare spontane la diverse grupe musculare (mâini, picioare, trunchi), furnicături în
membre, senzație de lipsă de aer nemotivată, stăr i melancolice, dereglă ri ale ciclului menstrual ,
tulburări de concentrare. Î n formele severe apare tetania (contracturi care cuprind cea mai mare
parte a musculaturii corpului, inclus iv cea respiratorie, ce pun viața persoanei respective î n
pericol) .
Magneziul este necesar pentru metabolizarea vitaminei C, a calciului, fosforului, sodiului și
potasiului. Este esențial pentru buna funcționare a mușchilor și nervilor. Absorbția intestinală
depinde, înainte de toate, de cantitatea de magneziu ingerată. Magneziul împiedică formarea

35
depunerilor de calciu, a calculilor renali și biliari. El constituie un factor de creștere, un tonic
general, un regenerator celular, un echilibrant psihic un drenor hepatic. Contribuie la menținerea
unui sistem cardiovascular sănătos și previne atacurile de inimă. Are acțiune antidepresivă, fiind
cunoscut și ca mineral antistres. În combinație cu calciul, magneziul acționează ca un
tranchilizant natural. Sporește reacțiile de apărare ale organismului și luptă împotriva bătrâne ții.
Magneziul este important în transformarea grăsimilor în energie și în organizarea
alimentării celulelor cu oxigen, ceea ce contribuie la eliminarea grăsimilor.
Magneziul joacă un rol important în modul în care influxurile electrice sun t utilizate de
organism pentru a facilita transportul nutrienților la celule.
Magneziul este esențial pentru creșterea plantelor și ca urmare, la plantele superioare se
găsește într -o cantitate de 80 mmol/g de masă uscată. Este preluat în mod dif erit de către plante
din sol, prin intermediul sistemului de rădăcini.
Pentru plante, magneziul mediază și activează multe reacții biochimice, fiind necesar pentru
stabilizarea membranelor, utilizarea ATP -ului, este implicat în biochimia acizilor n ucleici și este
cofactor pentru multe enzime.
De asemenea, m agneziul intră în compoziția clorofilei, compus indispensabil procesului de
fotosinteză care are loc în plantele verzi și alge, 6% din totalul de magneziu fiind legat la
clorofilă.
Fotosinteza este fenomenul prin care plantele produc, cu a jutorul luminii solare, substanțele
organice din substanțe minerale, punând în liber tate oxigen. Pe baza ei se formeaz ă substanțele
organice care alcătuiesc corpul plantelor ș i al animalelor, pr ecum si hrana lor; se realizează o
circulație în natură a elem entelor oxigen, azot, carbon, fosfor, sulf s.a ; carbonul fiind absorbit
sub form ă de dioxid de carbon ș i asimilat sub forma substanțelor organice produse în fotosinteză .
Dupa moartea plantelor, substanț ele organi ce acumulate sunt folosite de că tre microorganisme
pentru hrana lo r, care duc la transformarea lor până la mineralizarea completă .
Rolul plantelor în istoria evolutivă a lumii este foarte complex pentru că ele au transformat
atmos fera Pământului într -o atmosferă ce putea să susțină regnul animal. Probabil că imensele
cantităț i de bioxid de carbon prezente inițial în atmosferă au împiedicat animalele să respire, dar
în procesul de fotosinteză plantele absorb dioxid de carbon și elim ină oxigen. Capacitatea
plantelor de a produce fotosinteza folosind lumina soarelui este punctul de pornire al lanțului
alimentar.
Fotosinteza e ste cel mai important tip de nutriție autotrofă. Este procesul prin care
organismele ce conțin pigmenți asimilatori pot sintetiza substanțe organice (glucide, lipide,
proteine etc.) din substa nțe anorganice (apă, săruri minerale , CO2 ) în prezența energiei
luminoase. Reacția generală a fotosintezei este:

36
apă +săruri minerale +CO 2 →substanțe organice + O 2;
Reacția chimică specifică fotosintezei este: 6H 2O + 6CO 2→ C6H12O6 + 6 O2.
Fotosinteza are loc în 2 faze:
1. Faza de lumină are loc la nivelul mem branelor tilo coidale ale cloroplastelor care conțin
molecule de clorofilă organizate în 2 fotosisteme seriate: fotosistemul II (P680) și fotosistemul I
(P700). Cele 2 cifre (680, 700) reprezintă lungimea de undă a luminii absorbită exprimată în
nanometri. Un fotosistem este un set de molecule pigmentare, strict ordon ate în interiorul
memb ranie tilo coidale. El acționează asemenea unei antene, captând și direcționând energia
fotonului spre o singură moleculă de clorofilă, clorofila a, care va participa direct la procesul de
fotosinteză . Cele 2 fotosisteme captează simultan lumină. În faza de lumină au loc următoarele 4
procese: pigmenții asimilatori captează energia luminoasă și o transferă treptat până la clorofila a
din centrul de reacție al fotosistemelor; clorofila a, sub influența fotonului, elimină 1 electron,
care va fi preluat și tran sferat printr -un lanț de substanțe cu potențial redox (catenă
transportoare), de la fotosistemul II la fotosistemul I și de la fotosistemul I la NADP+; transferul
electronilor de la o substanță la alta se realizează cu cedare de energie, care va fi stocată în ATP
și NADPH; golul electronic al fotosistemului II determină fotoliza apei și captarea de la aceasta a
unui electron, care va determina revenirea clorofilei la starea normală. Hidrogenul eliberat prin
descompunerea apei este transferat prin catene tra nsportoare până la NADP+, care se reduce
devenind NADPH (NADP+ + 2e- + H+ = NADPH).; golul electronic al fotosistemului I este
umplut cu electronul cedat și transferat de la fotosistemul II. Această fază se finalizează cu
formarea ATP și NADPH (substanțe m acroergice). Aceste substanțe fac legătura cu faza de
întuneric.
2. Faza de întuneric are loc la nivelul stromei cloroplastului. Cuprinde o serie de reacții ciclic e,
în care intră CO 2 și se finalizează cu formarea substanțelor organice = glucoză. În ac eastă fază,
carbonul oxidat din CO 2 trece în forma redusă din molecula de glucoză. Glucoza poate forma
ulterior toate celelalte tipuri de substanțe organice. Faza de întuneric beneficiază de energia
furnizată de către ATP și de H+ și e- furnizați de NADPH.
Clorofila verde din plante absoarbe energie solară și o utilizează pentru a recombina
carbonul, hidrogenul și oxigenul în hidrați de carbon, cum ar fi celuloza – material fibros
rezistent care înconjoară fiecare celulă vegetală, precum și în amidon și zaharuri bogate în
energie. Planta poate să le combine pe acestea cu azotați, fosfați și săruri de potasiu absorbite din
sol pentru a forma proteine, grăsimi și alte substanțe.
De curând s -a dovedit că utilizarea clorofilei, extrasă din plante prin anumite metode, poate
contribui la eliminarea toxinelor din sânge, la accelerarea tranzitului intestinal, la vindecarea
anemiei, acneei, unor alergii, gastritelor, ulcerului, astmului etc.

37
În clorofilă, magneziul este coordinat la patru atomi de azot ai unul ligand macrociclic
tetrapirolic. În timpul fotosintezei, acest compus participă la procese redox multielectronic, însă
nu prin intermediul magneziului care are în principal un rol structural. Acest element asigură
sistemului o rigiditate bi dimensională care determină reducerea pierderilor de energie prin
vibrații termice și astfel se mărește randamentul de conversie al luminii.
Clorofilele sunt pigmenți naturali prezenți la toate organismele capabile de a realiza
fotosinteza , la alge le verzi, cianobacterii și plantele superioare. Bacterioclorofilele se întâlnesc la
bacteriile verzi și vineții . Ambele clase absorb intens lumina din vizibil și joacă un rol cheie în
captarea energiei luminoase în timpul fotosintezei.
Clorofilele sunt tetrapiroli macrociclici ai Mg2+ ( figura 8 ).

N NNNH3CCH R'
H3C
OCH3H2C
OCH3
H3CO2C O
CH3
CH3 CH3 CH3 CH3MgI II
III IV
V
Figura 8 . Formula moleculară a clorofilelor (https://ro.wikipedia.org/wiki)
Clorofilele prezintă următoarele caracteristici:
– R: CH 3 pentru Chl a; R: CHO pentru Chl b;
– R’: C 20H39 (radicalul fitil derivat de la alcoolul fitol);
– ligandul este un macrociclu tetrapirolic de tip clorină;
– ciclul IV este parțial redus rezultând macrociclul dihidroporfirină;
– față de planul celor patru atomi de azot, ciclurile I și II sunt situate deasupra în ti mp ce
ciclurile III, IV și V sunt situate dedesubt;
– ciclul V de tip ciclopentanonă are ca substituenți o grupare ceto la C 9 și un hidrogen și o
grupare carbometoxi la C 10;
– la C 7 apar ca substituenți un atom de hidrogen și esterul acidului propanoic cu fitol (R’:
C20H39, fitil) care are rolul de a lega Chl de membrana celulară a cloroplastelor;
– magneziul se află deasupra planului celor patru atomi de azot cu 0,3 -0,5 Å;

38
– substituenții de la C 1, C 2, C3, C 4, C5 și C 8 sunt aproximativ aceiași (metil, vin il) ca la
hem, probabil ca rezultat al căilor biosintetice similare;
– în formula din figura 8 magneziul are număr de coordinație patru dar deplasarea față de
planul celor patru atomi de azot indică un număr de coordinație mai mare decât patru.
În acetonă și alți solvenți organici, soluțiile clorofilei sunt de culoare albastră, fluorescente
și au maximul de absorbție la aproximativ 662 nm.
Soluțiile apoase sunt galben -verzui, cu maximul de absorbție deplasat spre roșu
(aproximativ 740 nm) ș i nu sunt fluorescente.
În solvenți polari, solventul poate ocupa una sau amândouă pozițiile coordinative vacante.
În solvenți nepolari, moleculele de clorofilă se autoagregă cu formare de dimeri sau oligomeri,
deoarece Chl este o molecu lă cu proprietăți unice , respectiv are un centru donor , gruparea C=O
de la C 9 și un centru acceptor , Mg2+.
În interpretarea spectrelor electronice ale clorofilei, s -a recurs la proprietățile coordinative
ale Mg(II). Dependența de solvent a spectru lui se bazează pe premiza că Mg(II) în clorofilă cu
număr de coordinație 4 este nesaturat coordinativ și că cel puțin o poziție axială trebuie ocupată
cu o grupare donoare de electroni. În solvenți polari, molecula solventului acționează ca donor
de electr oni, iar clorofila există ca monomer Chl.L sau Chl.L 2; în solvenți nepolari, în absența
unor molecule donoare de electroni, nesaturarea coordinativă a Mg(II) poate fi îndepărtată numai
cu altă moleculă de Chl, care acționează ca donor de electroni. Funcția cetonică C=O din ciclul
V poate servi ca donor față de un ion Mg(II) dintr -o altă moleculă Chl, generând dimeri sau
oligomeri prin interacție C=O…Mg.
Prin urmare, clorofila se distinge prin capacitatea sa de a forma complecși de tip donor –
accepto r, fie prin autointeracție, fie prin interacție cu liganzi sau donori externi.
Molecula de Chl are un centru acceptor la ionul de Mg(II) și un centru donor la funcția
cetonică din ciclul V. De aceea, molecula de Chl apare ca având propriet ăți unice donor -acceptor
nefiind descrisă o altă combinație analogă a ei din acest punct de vedere. S -a convenit că
autointeracția clorofilei să se denumească endogamă și cea de interacție cu nucleofili, exogamă .
Aceas tă problemă a fost elucidată cu ajut orul cromatografiei în stare de vapori.
Apa pare a fi un nucleofil unic pentru clorofilă, prin proprietățile sale, respectiv moleculă cu
volum mic, capacitate de a dona electroni (prin oxigen) și de a forma simultan două legături de
hidrogen.
Specia hidratată a Chl prezintă în spectrul IR maxime la 3240 -3590 cm–1, care indică
legarea moleculei de apă la cea de clorofilă. Dacă oligomerii clorofilei sunt hidratați, interacțiile
endogame C=O…Mg se rup complet și o moleculă de apă se coordinează la Mg(II):
(Chl 2)n + 2nH2O
2(Chl · H 2O)n

39
O moleculă de apă se poate lega simultan prin două punți de hidrogen la două grupări
carbonil; interacția generală poate fi formulată astfel:
ester – C=O…H – O – H …O = C – ceto
⁞
˃Mg˂
Analizele indică un raport Chl : H 2O = 1 : 1, așa cum este reprezentat în formularea de mai
sus.
Este clar că nu există nici un impediment pentru repe tarea unităților Chl · H 2O și ca rezultat,
pot fi clădiți aducți cu greutăți moleculare foarte mari, ( Chl · H 2O)n. În hidrocarburi alifatice ca
solvent, aceste specii apar ca entități cu dimensiuni coloidale. Soluțiile, dispersiile și filmele de
(Chl · H 2O)n sunt de culoare galben -verzuie, cu ƛmax ~740nm, fiind speciile cu spectrul deplasat
cel mai mult spre domeniul roșu.

2.2.3. Rolul manganului î n organismele vii.
Conținutul în mangan al organismului este în jur de 10 mg. Manganul se află mai ales î n
ficat, rinichi și sânge ( 4 – 20 mg/ 100 cm3).
Intoxicația cu mangan se numește magnetism și se caracterizează prin tulburări de tip
parkinsonian : tremurături cu c aracter static al capului și membrelor.
Acest bioelement manifestă in vitro însușiri de activator enzimatic. În grupul enzimelor
activate de mangan intră : fosfatazele sanguine, hepatice, intestinale, osoase și cele din drojdia de
bere, arginaza, cocarboxilaza, colinesteraza și cozimaza.
Acumularea mitocondrială a manganul ui s-a dovedit prin injectarea intraperitoneală a
izotopului radioactiv 56Mn.

2.2.4. Rolul f ierul ui în organismele vii .
Fierul este după oxigen, siliciu și aluminiu, cel mai răspândit element în scoar ța terestră,
unde se găse ște sub formă de oxizi, sulf ură, carbonat și silica ți, greu disponibil și asimilabil
pentru plante și animale din cauza solubilit ății lor reduse.
Fierul formează compu și cu stări de ox idare variabile de la zero la VI , compu șii Fe(II),
Fe(III), Fe(IV) și Fe(V) simpli și comple cși fiind cei mai importan ți pentru organismele vii
Fierul este un element indispensabil pentru via ța plantelor și animalelor, având un rol
biochimic important atât sub aspect structural cât și func țional.
Fierul intră în constitu ția substa nțelor feroporfirinice cu rol deosebit de important în
procesul de respira ție intrând în structura unor co mbinații implicate în procesele vie ții cum ar fi

40
citocromii, peroxidazele, catalazele, hemul, hemoglobină, mioglobină etc. De asemenea i ntră și
în co nstituț ia feredoxinei care are un rol important în procesul de fotosinteză.
Fierul se găseș te în plante în cantitate relativ mică de 0.01-0.5%, motiv pentru care deș i
denumit microelement, se acumulează în cantitate mai mare în cloroplaste sub for mă de
feredoxină , în membranele mitocondriilor ș i în celulele tinere bogate î n protoplasmă. Se găseș te
în plante sub formă de combinații anorganice ș i organice. Plantele preiau fierul din mediul
înconjurător sub formă de fier divalent . Fierul are un rol în semnat în procesul de fotosinteză,
fiind un cofactor catalitic în biosinteza clorofilei. Aproape 75% din fierul existent în țesuturile
vegetale se găseș te în cloroplaste. Fierul participă și la reacț iile de oxido -reducere implicate în
fixarea reductivă a dinitrogenului. Scăderea concentraț iei în fier favorizează o descreștere a
activităț ii nitrat -reductazei ș i a citocromilor.
Funcția de transport și de depozitare a dioxigenului la animalele superioare este realizată de
hemoglobină ș i mioglobină. Hemoglobina transportă dioxigenul de la plămâni sau bronhii spre
locul de utilizare din interiorul celulelor musculare unde este stocat de mioglobină. De aici
dioxigenul este tranferat de mioglobină pentru a putea fi u tilizat în procesele de respirație.
Mioglobina poa te avea și fu ncție de stocare, constituid o re zervă de dioxigen. Această funcție
este dovedită de o concentraț ie crescută în mioglobină la mamiferele care trăiesc în mediul
acvatic cum ar fi balenele. Altă funcție a mioglobinei se referă la faci litarea pătrunderii O 2 în
celule ș i acționarea ca un “inel tampon ” pentru reglarea presiunii parț iale a dioxigenului în
interiorul celulei.
Fierul din mioglobină și hemoglobină se găsește în starea de oxidare II . Formele oxidate
care conț in Fe(III) denumite metmioglobină ș i methemoglobină nu prezintă proprietatea de a
lega oxigenul molecular. “Hemul” libe r este oxidat imediat în prezenț a O 2 și a apei, neputând fi
utilizat pentru transportul dioxigenului:
HemFe(II) + O 2 = HematinăFe(III) + H 2O
Într-un sistem biologic această secvenț ă ar putea fi fatală or ganismului. Stabilitatea
secvenț ei HemFe(II)  în mioglobină ș i hemoglobină este datorată prezenț ei segmentului de
globină sau segmentului proteic din moleculă. Deci lanț ul prot eic din structura mioglobinei
reduce accesul la gruparea “hem” ș i produce simultan un mediu hidrofob.
Acest control steric ș i chimic permite accesul unei singure molecule de O 2 la coordinare,
nepermițând prezența simultană a dioxigenului ș i a uneia sau mai multor molecule de apă, care
se pare că, sunt implicate în transferul de electroni.

41

Figura 9 . Model si ntetic pentru mioglobină ș i hemoglobină. (M. N. Palamaru, Al. R. Iordan,
Al. Cecal, Chimie bioanorganică generală , Editura Universităț ii „Al. I. Cuza ”, Iași, 1998,
pag.137)
Mioglobina este una din cele mai simple metaloproteine care leagă reversib il oxigenul
molecular (tabelul 5 ).
Tabelul 5. Caracteristicile metaloproteinelor care conțin dioxigen legat reversibil.
(M. N. Pal amaru, Al. R. Iordan, Al. Cecal, Chimie bioanorganică generală , Editura Universității
„Al. I. Cuza ”, Iași, 1998, pag.141)

Metalo –
prote ina
Biometal
care intră în
structura
proteinei Masa
moleculară Numărul de
subunităț i de
proteină Numărul de
coordinare Raportul
M/O 2
Mioglobina
Fe 17.500 1 5 + O 2 1:1
Hemoglobina
Fe 64.450 4 5 + O 2 1:1
Hemeritrina
Fe 107.000 8 5 + O 2 2:1

Structura mioglobinei este stabilită destul de precis prin specroscopie de difracție cu raze X.

42

Figura 10. Model pen tru hemoglobină.
(M. N. Palamaru, Al. R. Iordan, Al. Cecal, Chimie bioanorganică generală , Editura
Universității „Al. I. Cuza ”, Iași, 1998, pag.141)
Mioglobina conține o unitate “hem”, în componența ei intrând 153 de aminoacizi, numit și
lanț “ m”, structura secundară prezentând spirală  . Aminoacizii sunt situa ți în structura
mioglobinei în a șa fel încât grupările hidrofile sunt orientate spre exterior, i ar cele hidrofobe în
interior.
Centrul activ al mioglobinei este complexul porfirin ic Fe2+-hem legat cu proteina prin
gruparea imidazol a histidinei. Este stabilită astfel legătura grupărilor carbonilice a porfirinei cu
grupările bazice ale proteinei.

Figura 11. Molecula de mioglobină: a) plierea lan țului polipeptidic în jurul grupării “hem”
reprezentată sub formă de disc; b) detaliu asupra înconjurării grupării “hem” și interac țiunii
nucleului heminic al mioglobinei cu componenta proteică.
(M. N. Palamaru, Al. R. Iordan, Al. Cecal, Chimie bioanorganică generală , Editura Universității
„Al. I. Cuza ”, Iași, 1998, pag 142)

43
Forma moleculei este de elipsoid cu dimensiunile 42/35/26 Å. Mioglobina leagă în mod
reversibil oxigenul molecular, monoxidul de monocarbon sau ionii de cianură. Ultimele exercită
un efect toxic puternic datorită marii afinit ăți pentru proteină.
Hemoglobina este o metaloproteină cu masa moleculară destul de mare constitui tă din două
perechi de subunităț i mai simple ( ,, ,) în fiecare din ele fiind câte un atom de Fe2+ care este
inclus în ciclul porfirin ic.
Hemoglobina, ca ceilal ți transportori de oxigen , poate exista în două forme: deoxigenată și
oxigenată. În prima din ele Fe2+ este un ion cu spinul înalt (S = 3/2) fierul neintrând în
“fereastra” porfirinică, dar găsindu -se deasupra planului. În cea de -a doua formă (după ce
oxigenul este legat conform schemei “perpendiculare”), Fe2+ este caracterizat prin spin nul (S =
0) și se află în planul format de 4 atomi de azot pirolic.
Hemoglobina poate fi considerată un tetramer al mioglobinei. Ea conți ne patru grupări
“hem” legate la patru lan țuri proteice după cum se vede în figura 12.
Diferen țele dintre hemoglobină și mioglobină în comportamentul lor fa ță de oxigen se
referă la structura și la mobilitatea celor patru lan țuri proteice. D acă tetramerul hemoglobinei
este degradat la dimer sau monomer, aceste efecte se pierd. În procesul de oxidare al
hemoglobinei două din grupele “hem” se deplasează una fa ță de cealaltă cu  100 pm în timp ce
celelalte două se distanșează la 700 pm.

Figura 12. Organizarea spa țială a moleculei tetramer a hemoglobinei.
(M. N. Palamaru, Al. R. Iordan, Al. Cecal, Chimie bioanorganică generală , Editura Universității
„Al. I. Cuza ”, Iași, 1998 , pag. 144)
Hemeritrina este o proteină utilizată de către vi ețuitoarele marine pentru fixarea
dioxigenului. Este o proteină cu o structură care conține fier, de dimensiuni mai mari , care este
capabilă să interacț ioneze reversibil cu oxigenul molecular. Macromolecula ei conț ine 8
subunităși identice, fiecare dintre ele având câte 113 resturi de aminoacizi ș i câte doi atomi de
fier.

44
Fiecare ion de fier este înconjurat de 4 resturi histidinice care s unt situate în vârfurile unui
pătrat. Atomii de fier sunt grupați în perechi ș i se află la o distanț ă destul de m ică unii de alț ii.
Între atomii (ionii ) de fier se introduce molecula de oxigen formându -se gruparea [ FeO 2Fe], care
este capabilă s ă elimine molecula de dioxigen ș i apoi să o lege din nou, reversibil.
Una din cele mai importante categorii de purtă tori de electroni implicaț i în procesele
biologice, sunt citocromii. Centrul activ al citocromilor este o grupare “hem” a cărei structur ă
este prezentată în figura 13 .

Figura 13. Structura grupării “hem”.
(M. N. Palamaru, Al . R. Iordan, Al. Cecal, Chimie bioanorganică generală , Editura Universității
„Al. I. Cuza ”, Iași, 1998 , pag. 152)
Structura constă dintr -un inel porfirinic chelat la un atom de fier. Starea de oxidare a ionulu i
de fier poate fi atât II cât și III , iar importanț a citocromilor în organisme le vii constă în abilitatea
lor de a se implica în transferul de electroni. Ei sunt prezenț i nu numai în cloroplaste, când se
realizea ză procesul de fotosinteză, ci ș i în mitocondrii când particip ă la procesul invers de
respirație .
Principalele surse alimentare de fier sunt carnea (în special cea roșie, dar și carnea de pasă re
și vită), viscerele (ficat, inimă, rinichi), pește și conserve din pește (somon, ton), gălbenus de ou,
legume (î n special legumele frun ze, fructele uscate, fasolea uscată, lintea), dar și cereale
integrale, pâinea neagră . Fierul este prezent î n cantitate m ai mică și în carnea de miel și oaie, dar
și în diverse mezeluri.
Fierul din produsele vegetale (fructe, legume, cereale) se a bsoar be mai greu, însă
organismul poate avea multiple beneficii ca urmare a consumului acestor produse (aport crescut
de vitamine, antioxidanși, minerale ș i fibre), cum ar fi :- fructe deshidratate : prune, stafi de,
caise – legume : fasole uscată, soia, lin te, mazăre uscată – seminț e : alune, nuci, susan – legume
verzi : broccoli, spanac, napi, salată verde, praz – cereale integrale : orez brun, tărâțe, ovăz, grâ u.

45
Deficitul de fier are ca principal ă expresie apariț ia anemiei feriprive (un tip particula r de
anemie datorat lipsei de fier, î n care hematiile s unt de dimensiuni reduse, slab încărcate cu
hemoglobină ș i oxigen). Clinic anemi a se traduce prin astenie fizică marcată , dispn ee, cefalee,
iritabilitate, amețeli sau pierdere ponderală, precum ș i pri n scăderea rezistenț ei la diverse
agresiuni.
Excesul d e fier – hipersideremia de cauză alimentară (prin consum în exces de produse
bogate în fier) este foarte rar. Totuși, această situație poate sa apară mai ales în cazul copiilor
dacă se abuzează de suplimente nutr itive sau de medicamente ce conțin mult fier. Apariț ia
hipersideremiei este mai frecvent întâlnită în cazul pacienților cu hemocromatoză (boală genetică
în care organismul nu este capabil să regleze absorbț ia fierului).
Aceasta boa lă ereditară determină acumularea d e fier î n țesuturi, depunerea fiind atâ t de
consistentă încât duce, în unele situaț ii la leziuni viscerale, mai ales în ficat și pancreas (cu
manifestări de insuficiență hepatică ș i diabet zaharat).

2.2.5. Rolul cup rului în organismele vii.
Cuprul este esențial pentru toate plantele și animalele. Cuprul se întâlnește într -o mare
varietate de enzime, printre care citocrom c oxidaza și superoxid dismutza (alături de care se
găsește și zinc).
Major itatea moluștelor și unele artropode folosesc hemocianina în locul hemoglobinei
pentru transportarea oxigenului, și din această cauză au sângele albastru.

Figura 14. Hemoci anina (http:// ro.wikipedia.org )
Combinațiile complexe formate de chinolină și de derivații acesteia au căpătat o mare
dezvoltare începând cu acidul nalidixic acum 40 de ani. Ciproflaxinul este considerat cel mai bun
membru al familiei chinolinei. Recent s -a arătat că în urma sintezei unui complex al Cu(II) ce
conține ca ligand florochinolina, acesta se transormă din cpf în cip.

46

Figura 15. Structura ligandului cpf ( http:// regielive.ro.combinații complexe)

Figura 16. Structura ligandului cip (http:// regielive.ro.combinații complexe)

Ligandul se coordinează la ionul metalic prin intermediul grupei cetonice și prin atomul de
oxigen din grupa carboxilică formându -se un ciclu de 6 atomi.

Figura 17. Strucura complexului Cu 2(cip) 2(bpy) 2(pip) (http:// regielive.ro.combinații complex e)
Atât liganzii cât și combinațiile complexe pe care aceștia le formează au fost studiate pe
diferite bacterii gram pozitive și gram negative pentru a vedea dacă complexarea unui ion
metalic la ligand modifică activitatea biologică a acetuia. S -a constata t că atât liganzii cât și
complecșii formați prezintă activități antibacteriene apropiate.
Se știe că acidul acetilsalicilic (aspirina) are acțiune antinflamatoare. Acțiunea acestui
medicament se explică prin formarea de combinații complex e care de fapt reprezintă forma
activă a acestui medicament. S -a constat că complexul format de acidul acetilsalicilic este cel
activ și are o activitate mai mare decăt a aspirinei necoordinată. Acest complex pe lângă acțiunea
antiinflamatoare mai prezintă și acțiune anti -ulcer.
Ca efecte benefice, cuprul ajută organismul să utilizeze fierul din sânge , reducând acțiunile
radicalilor liberi asupra țesuturilor . Consumarea alimentelor de cupru poate, totodată, preveni

47
anumite boli sau deficien țe, cum ar fi alergiile, chelia, SIDA , leucemia, osteoporoza și ulcerul
stomacal .
Împreună cu fierul , cuprul ajută la sinteza celulelor roșii din sânge .
În ciuda acestor efecte benefice, neasimilarea în mare măsură a cuprului din organism p oate
duce la trei boli rare:
– Boala Wilson , când organismul nu este în măsură să reglementeze absorbția de cupru și astfel
cuprul se acumulează în ficat;
– Boala Menkes , când organismul nu poate face rezerve de cupru, de unde rezultă lipsa acestuia;
– Toxicoza prin cupru (este o boală cu origini necunoscute și foarte rară, mai ales la copii), când
cuprul se adună în ficat.
Efectele deficienței de cupru din organism poate fi observată fo arte ușor, după anumite
simptome vizibile: anemia, vase de sânge fragile ce se pot rupe, colesterol rău, infecții mai
frecvente, pierderea părului sau albirea treptată a pielii și, cel mai important, oboseala cronică.
Persoanele care suferă de hipoclorhidr ie (adică diminuarea secreției acidului gastric) sunt mai
expuse șansei de a dobândi deficiența de cupru. Însă, persoanele care consumă suplimente
alimentare cu zinc sunt expuse aceleași deficien țe. Doza zilnică recomandată de cupru de căt re
specialiști este de 1,5 –3 mg.

2.2.6. Rolul zincului în organismele vii .
Zincul, alături de magneziu și calciu, reprezintă unul dintre cele mai importante minerale
care asigură buna funcț ionare a organismul ui.
Ionii de Zn2+ se deosebesc de ceilalți ioni ai biometalelor , deoarece au valori ale
potențialelor de ionizare mai mari decât ale Ca2+, respectiv Mg2+ .Valorile ridicate ale
potențialelor de ionizare a le zincului duc la concluzia că interacțiuni le covalente ale acestuia sunt
mai puternice față de ceilalți ioni luați în discuție.
Ionul de zinc joacă un rol deosebit de important în biosisteme, intrând în componența
multor enzime, biocatalizatori ai proceselor hidrolitice.
Organismul uman conț ine aproximativ 2 pana la 3 grame de zinc, care poate fi întâlnit în
oase, dinț i, piele, ficat, muș chi, leucocite etc.
Din cauză că niciuna dintre acestea nu poate constitui o rezervă constantă de zinc, pentru a –
și putea asigura cantitat ea zilnică optimă din acest mineral, organismul depinde de asimilarea sa
pe cale alimentară . Peste 300 de enzime diferite cu funcții vitale î n organism depind de aportul
de zinc pentru a funcționa la parametri înalț i. Unele di ntre aceste metaloenzime au ca și
componentă principală de bază ionul de zinc.
Printre enzimele care au roluri vitale î n organism se află anhidr aza carbon ică, care ajută la

48
excreția de CO 2; fosfataza alcalină, care eliberează fosfați anorganici necesari î n metabolismul
oaselor; super oxid dismutaza (SOD), care ajută la prot ejarea celulelor î mpotriva radicalilor
liberi; alcool -dehidrogenaza (ADH) , care ajută ficatul în detoxifierea de alcool ;
carboxipeptidaza, necesară pentru digestia proteinelor alimentare.
Zincul are proprietăți antiiflamatoare și intervine în funcț ionarea sistemului imunitar prin
reglarea celulelor componente ale acestuia, iar gustul, mirosul și vă zul sunt depend ente de acest
oligoelement.

2.2.7. Toxicitatea plumbului și a mercurului în organismele vii.
Efectele toxice ale plumbului sunt cunoscute de peste 200 0 de ani, reprezentâ nd pro babil
cea mai veche boala ocupațională din lume. Sursele de plumb sun t extrem de numeroase, de la
apa provenit ă din zone i n care stratul geologic are conț inut mare de plumb la gazele rez ultate
prin utilizarea carburanților cu conț inut de plumb, sau din industrie. Spre deosebire de alte
metale, plumbul nu are nici un rol fiz iologic în organism ș i nu există un nivel minim, ca re să fie
considerat netoxic . Formele anorganice, absorbite dupa ingestie sau inhalare, afectează sistemul
nervos, hematopoeza, aparatele renal, gastro -intestinal, cardio -vascular și reproductiv, în timp ce
sărurile organice sunt absorbite la nivel cutanat și afectează î n principal sistemul nervos.
Expunerea cronică la plumb în doze mici a fost asociată cu creș terea tensiunii arteriale,
existând o corelaț ie directă între concentrația plasmatică a p lumbului ș i nivelul tensiunii arteriale,
cu bolile cerebro -vascul are și cele cardio -vasculare .
La persoanele expuse ocupaț ional l a plumb au fost demonstrate creșterea incidenței
nașterilor de feț i morti, a pierderilor de sarcină .
Intoxicat ia cronica cu plumb a fost asociata de asemenea c u risc crescut de cataractă .
În ceea ce priveș te carcinogenicitatea plumbului, acestuia i -a fost recent schimbată
încadrarea de către Agenț ia Internațională de Cercetare a Cancerului din posibil car cinogen
uman în probabil carcinogen uman . Expunerea cronică la plumb a fost asociată cu creșterea
incidenței cancerului î n general, ca ș i cu cea a cancerului de stoma c, plămân și vezică urinară .
Mercurul este un metal foarte toxic pentru organism ele vii. Mai întâi mercurul afectează
gura și dinții, apoi atacă creierul respectiv sistemul nervos central după care, în ultima fază
produce decesul.
Tiomersalul este un compus organic al mercurului folosit ca antiseptic și antifungic. Se
foloseșt e în special în vaccinarea copiilor. Nu este cunoscut mecanismul exact de acțiune al
acestui ion metalic. Acest medicament este metabolizat de către organism cu obținerea de
etilmercur și tiosalicilat.

49

Figura 18. Tiomersal (https://en.wikipedia.org/wiki )
Complecșii Hg sunt folosiți ca agenți antibacterieni.

50
3. ASPECTE ALE REFORMEI CU RRICULARE

3.1. Conceptul de curriculum
Termenul curriculum provine din limba latină (singular: cu rriculum; plural: curricula) și
înseamnă alegere, cursă.
În sens figurat, curricul um (solis, lunae, vitae) desemnează curs (al soarelui, al lunii, al
vieții).
Curriculum reprezintă întreaga experiență de învățare – formare propusă de școală prin
activități școlare și extrașcolare. Această experiență se realizează prin ansamblul funcțional al
componentelor și tipurilor curriculare proiectate ș i aplicate în interdependență.
Caracteristicile esențiale ale curriculum -ului sunt: ,,coerența, cunoașterea interconexiunilor
dintre elementele componente și posibilitatea obținerii unui feed -back semnificativ în raport cu
obiectivele urmărite” .
După T. Husen și T.N. Postlethwaite componentele curriculum -ului ar fi:
– un sistem de considerații teoretice asupra educatului și a societății;
– finalități;
– conținuturi sau subiecte de studiu selecționate și organizate cu scopuri didactice;
– metodologi i de predare -învățare;
– metodologii de evaluare a performanțelor școlare.

3.2.Tipuri de curriculum
Delimitarea tipurilor de curriculum și circumscrierea lor cât mai clară sunt utile
educatorului practician în înțelegerea multiplelor fațete ale experien ței de învățare.
Tipurile de curriculum pot fi clasificate astfel:
A) – din perspectiva teoriei curriculum -ului:
– general, specializat, curriculum subliminal, curriculum informal;
B) – din perspectiva dezvoltării curriculum -ului:
– form al, scris, predat, învățat, testat, recomandat
A:
– Curriculum general ( cel care oferă o bază de cunoștințe, abilități și componente
obligatorii pentru toți cursanții, pe parcursul primelor stadii ale școlarizării) reprezintă
fundamentul pe care aptitudinil e speciale pot fi dezvoltate.
– Curriculum specializat pe categorii de cunoștințe și aptitudini, se focalizează pe
îmbogățirea și aprofundarea competențelor, pe exersarea abilităților înalte, pe formarea
comportamentelor specifice determinării performanțelor în domenii particulare de studiu.

51
– Curriculum subliminal emerge, ca experiență de învățare, din domeniul psihosocial și
cultural al clasei de elevi, al școlii, al universității.
– Curriculum informal derivă din ocaziile de învățare oferite de societăți educa ționale
nonguvernamentale, din mass -media, din viața instituțiilor culturale, religioase, din
atmosfera cotidiană a familiei.
B:
– Curriculum recomandat de un comitet special de experți sau de autorități
guvernamentale, ca fiind cel mai bun la un moment dat.
– Curricul um scris, care are un caracter oficial și este specific unei instituții educaționale
concrete.
– Curriculum predat reprezintă experiența de învățare oferită direct de educatori elevilor în
activitatea curentă.
– Curriculum de suport desemnează materia lele curriculare adiționale.
– Curriculum testat reprezintă experiența de învățare transpoziționată în teste, probe de
examinare și alte instrumente de apreciere a progresului școlar.
– Curriculum învățat semnifică ceea ce elevul achiziționează de fapt, ca o r ezultantă a
acțiunii cumulate a celorlalte tipuri de curriculum.

3.2.1. Curriculum național este ansamblul coerent al planurilor -cadru de învățământ, al
programelor școlare și al manualelor școlare din învăță mântul preuniversitar.
Curriculumu l național reprezintă: „ansamblul proceselor educative și al experiențelor de
învățare prin care trece elevul pe durata parcursului său școlar; ansamblul documentelor școlare
de tip reglator, în cadrul cărora se consemnează datele esențiale privind procese le educative și
experiențele de învățare pe care școala le oferă elevului.” ( HG nr. 231/ 2007 )

3.2.2. Curriculum la decizia școlii (CDS) – cuprinde ansamblul proceselor educative și al
experiențelor de î nvățare pe care fiecare școală le propune î n mod direct el evilor săi î n cadrul
ofertei curriculare pro prii. La nivelul planurilor de învățămâ nt, CDS reprezintă numărul de ore
alocate școlii pentru construirea propriului pro iect curricular. Proiectarea CDS se realizează in
acord cu resursele umane și materiale din școală, interesele și aptitudinile elevilor, opțiunile și
necesitățile comunității locale.

3.2.2.1. Tipuri de CDS în învățământ.
Curriculum aprofundat – reprezintă, pentru învățământul general, acea formă de CDS care
urmărește aprofundarea obiectivelor d e referință ale Curriculumului -nucleu prin noi obiective de

52
referință și unități de conținut, în numărul maxim de ore prevăzut în plaja orară a unei discipline.
Conform Ordinului ministrului nr. 3638/11 aprilie 2001, aprofundarea se aplică numai în cazuri
de recuperare, pentru acei elevi care nu reușesc să atingă nivelul minimal al obiectivelor
prevăzute de programă în anii anteriori.
Curriculum extins – reprezintă, pentru învățăm ântul general, acea formă de CDS care
urmărește extinderea obiectivel or și a conținuturilor din curriculumul -nucleu prin noi obiective
de referință și noi unități de conținut, în numărul maxim de ore prevăzut în plaja orară a unei
discipline. Acesta presupune parcurgerea programei în întregime (inclusiv elementele marcate c u
asterisc).
Opționale:
1.Opționalul la nivelul disciplinei constă fie din activități, module, proiecte care nu sunt
incluse în programa școlară avansată de autoritatea centrală, fie dintr -o disciplină care nu
este prevăzută ca atare în planul -cadru sau nu apare la o anumită clasă/ ciclu curricular.
2.Opționalul la nivelul ariei curriculare presupune alegerea unei teme care implică cel
puțin două discipline dintr -o arie. În acest caz, pornind de la obiectivele cadru ale
disciplinelor, vor fi formula te obiective de referință din perspectiva temei care s -a optat.
3.Opționalul la nivelul mai multor arii curriculare implică cel puțin două discipline
aparținând unor arii curriculare diferite. Ca și în cazul opționalului integrat la nivel de
arie, informaț iile cu care elevii vor opera au un caracter complex și, ca atare, permit
dobândirea de achiziții cognitive de ordin înalt ( de tipul generalizării, transferului, etc).

3.2.2.2. Pași în stabilirea de OPȚIONALE la nivelul școlii

1. Evaluarea cursurilor opționale din anul școlar trecut prin chestionare aplicate
elevilor și părinților și/sau alte forme de evaluare (A)
2. Evaluarea intereselor și opțiunilor elevilor și părinților și analiza nevoilor comunității
locale
3. Pregătirea ofertelor de cursuri opționale de către profesorii doritori
4. Analiza și aprobarea ofertelor în cadrul Consiliului profesoral al școlii (C)
5. Prezentarea ofertelor de opțional de către profesori în fața elevilor și părinților
6. Completarea de către elev și părinte a fișei de opțiune până în luna iunie (B)
7. Negocierea între elevi, părinți, cadru didactic, conducerea școlii pentru definitivarea
opțiunilor
8. Includerea opționalelor în schemele orare ale claselor și în orarul claselor / școlii

53
9. Elaborarea programelor de opțional
10. Avizarea programelor de opțional de către inspectorii de specialitate din ISJ (D)
11. Derularea cursurilor – asigurarea resurselor necesare de spațiu, material didactic,
echipamente etc.
Disciplinele de opțional se pot alege pentru un semestru, an școlar, ciclu curricular sau /și
pe parcu rsul unei trepte de școlaritate după cum este aproba t de Consiliul de administrație al
școlii .

A. CHESTIONAR ELEVI REFERITOR LA CURSURILE OPȚIONALE
Te rugăm să răspunzi cu sinceritate la următoarele întrebări și te asigurăm că răspunsurile
tale ne vor fi foarte utile pentru a stabili oferta de cursuri opționale pentru anul școlar viitor.
1. Care curs opțional ți -a plăcut mai mult si de ce?
2. Care curs nu ți -a plăcut si de ce?
3. Numește 2 activități /lecții desfășurate în cadrul unui curs opțional care ți -au plăcut cel mai
mult.
4. Numește 2 activități / lecții desfășurate în cadrul unui curs opțional care nu ți -au plăcut deloc.
5. Ce cursuri opționale ai dori să frecventezi în anul școlar viitor?.

B. FIȘA DE OPȚIUNE
NUME ELEV:
CLASA:
AN ȘCOLAR:
Scrie în ordinea opțiunii cursurile la care dor ești să te înscrii :
1………………
2………………
3……………….
4……………….
SEMNATURA ELEV:
SEMNATURA PĂRINTE:
DATA:

C. OFERTA DE CURS OPȚIONAL PENTRU APROBARE
Titlul cursului:…………….
Profesor :…………

54
Durata:. …………
Clasa:……………
Loc de desfăș urare:……
Tipul opționalului:……..
Motivația oportunității:………..
Rezultate așteptate:……………..
Tipuri de activități de învățare:………….
Teme de conținut:…………..
Modalități de evaluare:…….
Alte aspecte:…………..

D. FIȘĂ DE AVIZARE A PROIECTULUI DE PROGRAMĂ PENTRU OPȚIONAL

AVIZA T,
Inspector de specialitate,

Denumirea opționalului……………………………………………………………………………..
Tipul…………………………………………………………………………………………………………. ..
Clasa………………………………………………………………………………………………………… ..
Durata………………………………………………………………………………………………………..
Numă r de ore pe saptămână……………………………………………………………………..
Autorul…………….. ………………………………………………………………………………………..
Abilitatea pentru susținerea cursului……………………………………………………….
Instituția de învățământ…………………….. ……………………………………………………….
CRITERII ȘI INDICATORI DE EVALUARE
DA NU DA, CU recomandare
I. Respectarea structurii standard a
programei
Argument
Competențe specifice
Activit ăți de învăț are (cel putin
una pentru fiecare competență)
Conținuturi
Modalități de evaluare

55
II. Existența unei bibliografii
III. Elemente de calitate
Respectarea particularităților de
vârstă ale elevilor
Concordanța cu etosul școlii, cu
interesele elevilor ș i cu nevoile
comunității
Conținutul argumentului
Oportunitatea opționalului
Realismul în raport cu resursele
disponibile
Corel area competențelor cu
activitățile de învățare
Corelarea competențelor cu
unitățile de conținut
Adecvarea modalităților de
evaluare la demersul didactic propus

NOTĂ: Pentru a fi acceptat proiectul de programă trebuie să înt runească "DA" la
punctele I și II și cel puțin 5 "DA" / "DA cu recomandări" la punctul III.
Avizul conducerii școlii………………………………………………

3.2.2.3. Elaborarea programelor de opțional.
Pentru elaborare a programei de opțional se propune următoarea schemă de proiectare care
este în acord cu modelu l programelor de trunchi comun ( tabelul 6).
Tabelul 6. Schema de proiectare a programei de o pțional
Argument
Competențe specifice Activități de învățare

Lista de conținuturi
Modalități de evaluare

56
Pentru Argument , se va redacta ½ – 1 pagină care motivează cursul propus: nevoi ale
elevilor, ale comunității locale, formarea unor competențe de transfer etc.
Compe tențele specifice vor fi formulate după modelul celor din programa națională (al
materiilor de trunchi comun), dar nu vor fi reluări ale acestora. Dacă opționalul ar repeta
competențele specifice ale programei școlare a disciplinei, atunci opționalul respe ctiv nu ar
aduce nimic nou din punctul de vedere al formării și dezvoltării unor capacități ale gândirii (ar
aprofunda eventual, prin adăugarea unor conținuturi, abilitățile care se formează prin urmărirea
obiectivelor din programa națională).
Lista de conținuturi cuprinde informațiile pe care opționalul le propune ca bază de operare
pentru formarea capacităților vizate de obiective. Altfel spus, sunt trecute în listă acele informații
care vor fi introduse, combinate și recombinate între ele și cu a ltele învățate anterior, într -un
cuvânt, acele informații care vor fi vehiculate în cadrul opționalului.
Ca și în cazul informațiilor prevăzute în programele obligatorii (ale disciplinelor de trunchi
comun), informațiile din lista opționalului nu vor fi considerate ca un scop în sine, ci ca un
mijloc pentru formarea intelectuală.
Ca modalități de evaluare , vor fi menționate tipurile de probe care se potrivesc opționalului
propus (de ex. probe scrise, probe orale, probe practice, referat, proiect etc.). NU vor fi incluse
probele ca atare.
În cazul în care opționalul este prevăzut pentru un nivel de școlaritate sau un ciclu
curricular, este necesar să fie definite și obiective cadru din care se deduc obiectivele de referință
pentru fiecare an de studiu. Altfel spus, dacă oferta cuprinde un opțional pentru mai mulți ani de
studiu, se redactează câte o programă pentru fiecare an, având grijă să apară explicit progresia
obiectivelor de la un an de studiu la altul.
Este recomandabil ca programa de opțional să conțină și bibliografie.

3.2.2.4. Calendarul disciplinelor opționale
Ianuarie
• Demararea Ofertei școlii pentru anul următor;
• Titlul opționalului se alege din lista oferită de MEC spre consultare sau se propun
propriile opțio nale de către propunători (profesori);
• Se redactează sau se definitivează proiectele de opțional, pentru a fi susținute în fața
Consiliului de administra ție al școlii;
• ·După aprobare, acestea vor face parte din oferta de op ționale a școlii.

57
Februarie
• Programele disiplinelor opționale sunt discutate la nivel de catedră, comisie metodică
sau arie curriculară;
• Lista ofertelor de opțional se definitivează și este făcută publică;
• Fiecare propunător începe promovarea ofertei de opțional prin:
– afișe, pliante, prezentări;
– lecto rate, ședințe cu părinții;
– site-ul scolii, pagini web etc.
Martie până la sfârșitul lunii
• Programele sunt aprobate de Consiliul profesoral și Consiliul de administrație;
• Oferta școlii pentru anul școlar viitor va fi făcută publică și promovată : se afișează în
școală la loc vizibil și este comunică elevilor și părinților;
• Elevii și părinții trebuie să o cunoască , să fie informați și consultați (Consiliile de
administra ție trebuie să facă dovada acestei consultări);
• Propunătorii trebuie să -și facă cunoscută propria ofertă de op țional/ -e tuturor elevilor,
pentru ca acestia să poată alege în cunoștință de cauză;
• De calitatea promovării și realizării op ționalului în anul anterior va depinde numărul de
elevi care se vor înscrie.
Aprilie sfârșitul lunii
• Elevii vor prezenta la secretariat , fișa de opțiuni pentru anul școlar următor (odată
exprimată opțiunea pentru o anumită disciplină devine obligatorie pe durata pe care a fost
proiectată disciplina opțională)
Mai
• Inclu derea disciplinelor opț ionale în Planul –cadru propus pentru anul următor;
• Continuă înscrierea elevilor la disciplinele opționale (secretariat – fișă opțiuni) pe baza
acordului sc ris ( semnătură);
• Realizarea încadrării profesorilor și a schemelor orare pe baza opțiunilor elevilor.
Programele scolare pentru disciplinele op ționale vor fi:
– avizate de Consiliile de administrație
– aprobate de Inspectoratul scolar județean.
– după aprobare devin document oficial și sunt obligatorii .

58
4. ROLUL M ETALELOR ÎN LUMEA VIE – OPȚIONAL LA DECIZIA ȘCOLII

4.1. Programa de opțional.
Denumirea opționalului : Rolul metalelor în lumea vie
Tipul opționalului : opțional la nivelul disciplinei Chimie
Aria curriculară : Matematică și Științe ale naturii
Nivelul de preda re: clasa a VIII -a
Ritmicitate : 1 oră / săptămână
Durata : 1 an școlar
Anul școlar :
Unitatea de învățământ : Școala Gimnazială Vatra Moldoviței
Propunător: Prof. Gr. II Adriana Elena Badale

Argument
MOTTO: „…Acele științe care nu s -au născut din experime nt, mama oricărei certitudini, sunt
inutile și pline de erori” (Leonardo Da Vinci)
Opționalul se adresează elevilor de clasa a VIII -a și își propune să stimuleze înțelegerea
legăturii dintre noțiunile teoretice dobândite în viața de zi cu zi. El evii trebuie să știe că viața se
desfășoară după principii științifice. Orice proces din viață este guvernat de legi descoperite de
științele naturii.
Vom încerca să descoperim împreună câteva din “misterele” chimiei – știință cu ajutorul
căreia oa menii au reușit să realizeze poate cele mai spectaculoase și mai incredibile minuni. Vom
face legătura și cu biologia pentru a înțelege mai bine rolul metalelor în procesele vieții.
Cu ajutorul acestui opțional se urmărește familiarizarea elevilor cu operațiile cele mai
importante din laboratorul de chimie, operații care implică formarea și dezvoltarea unor
deprinderi practice, utile și în viața cotidiană. În același timp, elevii vor îmbina experimentul
clasic de laborator, cu cel virtual, realizat cu ajutorul calculatorului, fapt care contribuie la
menținerea interesului pentru studiul chimiei ca știință experimentală, prin angajarea activă și
conștientă a elevilor în procesul de învățare.
Voi urmări eficiența unor metode didactice în ceea ce privește cunoștințele transmise la
această temă , deoarece un profesor bun trebuie să stăpânească bine conținutul științific, dar să
știe și ce metodă didactică să aleagă pentru a -l face pe elev să -și însușească câ t mai bine
noțiunile transmise . Verifica rea însușirii cunoștințelor se va face prin recapitulare, consolidare,
experiment de laborator. În acest sens voi folosi fișe de lucru cu exerciții și probleme legate de
noțiunile predate, dar și fișe de laborator în vederea însușirii cunoștințelor pe baza

59
experimentului pe viu. În întocmirea fișelor de lucru voi folosi metode didactice ca:
algoritmizarea, problematizarea, descoperirea, experimentul de laborator, care să stimuleze
inteligența, creativitatea, imaginația elevilor.
Elevii vor fi puși î n situația de a descoperi, de a lucra în echipă, de a -și prezenta propriile
opinii, de a observa, de a trage concluzii, de a face legătura dintre aspectele teo retice și cele
practice, de a face legătura între noțiunile învățate la școală și cele întâlnite în viața cotidiană.
Sper ca, după studierea acestui opțional, elevii să treacă de la întrebarea „La ce îmi trebuie
mie chimia?”, la exclamația „Ce frumoasă și interesantă este chimia!”
COMPETENȚE GENERALE
La sfârșitul parcurgerii con ținuturilor propuse de această programă, elevul trebuie să
dobândească următoarele competențe generale:
 Cunoașterea și înțelegerea fenomenelor chimice, a operațiilor de b ază folosite în
laborator, a terminologiei specifice chimiei;
 Dezvoltarea capacitățil or de explorare a realității și de experimentare prin folosirea de
ustensile, reactivi și operații proprii chimiei;
 Dezvoltarea capacității de comunicare utilă lucrului individual și în echipă, cu accent pe
folosirea limbajului specific chimiei;
 Dezvoltare a capacității de înțelegere a importanței metalelor în lumea vie;
 Formarea abilităților de aplicare a cunoștințelor acumulate în viața cotidiană, precum și a
interesului pentru cunoaștere.
 Rezolvarea de probleme/ situații problemă
COMPETENȚE SPECIFICE
Competențele specifi ce cu activitățile de învățare caracteristice sunt redate în tabelul 7 .
Tabelul 7. Competențe specifice și activități de învățare
Competențe specifice Activități de învățare
 Să cunoască terminologia specifică
referitoare la conc eptele specifice
chimiei;
 Să dobândească deprinderi practice de
efectuare a operațiilor de bază în
laborator, să -și formeze și dezvolte
spiritul de observație, de cercetare
 Să execute experimente chimice
referitoare la anumite teme, pe baza
unor instrucți uni verbale sau scrise ;
 Să culeagă datele experimentale, să le  interpretarea noțiunilor , a informațiilor
și efectu area unor comparații pentru a
evidenția starea naturală, proprietățile,
utilizările unor metale, precum și rolul
acestora în lumea vie;
 pregătirea reactivilor și a ustensilelor de
laborator pentru efectuarea
experimentelor;
 efectuarea de experimente utiliz ând
informațiile date;
 completarea unor fișe de lucru

60
interpreteze și să le organizeze în
structuri logice;
 Să proiecteze un experiment pe o temă
dată;
 Să interpreteze mărimile, relațiile,
modelele, fenomenele , informațiile
legate de con ținuturile conceptuale
abordate;
 Să aplice cunoștințele teoretice în
scopul interpretării proprietăților și
fenomenelor studiate;
 Să valorifice informațiile rezultate din
documentare pentru a lua o decizie
privind metodologia de abordare
teoretică și practică a unei lucrări;
 Să comunice sub formă scrisă sau orală
concluziile;
 Să evalueze factorii de risc implicați în
utilizarea unor substanțe chimice și să
decidă asupra avantajelor și a
dezavantajelor folosirii lor. experimentale;
 formularea unor conclu zii referitoare la
comportarea anumitor metale care au
un rol important în lumea vie ;
 exerciții de scriere a formulelor
chimice, a ecuațiilor reacțiilor chimice
corespunzătoare experimentelor
efectuate;
 documentarea pentru întocmirea
materialelor de prezentare prin
biblioteca școlară dar și cu ajutorul
bibliotecii virtuale;
 întocmirea unor referate, portofolii,
planșe, proiecte refe ritoare la rolul unor
metale în lume a vie ;
 prezentarea referatelor, proiectelor,
portofoliilor , planșelor în fața colegilor
folosind mijloacele moderne
(computer);
 identificarea unor aplicații ale
experimentelor efectuate, în viața
cotidiană;
 identificarea rolului metalelor în
organism;
 conc eperea și rezolvarea de exerciții pe
baza importanței metalelor în lumea
vie.

CONȚINUTURI
Capitolul 1. Noțiuni introductive
1.1. Invitație în laboratorul de chimie .
Măsuri de protecția muncii în laboratorul de chimie
1.2. Ustensile și aparatură de laborator

Capitolul 2. Din istoria descoperirii metalelor importante în lumea vie
2.1. Metale alcaline (sodiu și potasiu)
2.2. Metale alcalino -pământoase (magneziu și calciu)
2.3. Metale ușoare (alumin iul)
2.4. Metale tranziționale (mangan, fier, cupru, zinc)
2.5. Toxicitatea mercurului și a plumbului
2.6. Experimente distractive
2.7. Evaluare

61

Capitolul 3. Metalele vieții. Distribuția și rolul lor în organismele vii.
3.1. Sodiul – stare naturală, proprietăți, utilizări
3.2. Acțiunea fiziologică a sodiului. Surse de sodiu. Efectele asupra organismului
cauzate de aportul insuficient/mărit de sodiu
3.3. Potasiul – stare naturală, proprietăți, utilizări
3.4. Acțiunea fiziologică a potasiului. Surse de potasiu. Efectele asupra organismului
cauzate de aportul insuficient/mărit de potasiu
3.5. Calciul – stare naturală, proprietăți, utilizări
3.6. Acțiunea fiziologică a calciului. Surse de calciu. Efectele asupra organismului
cauzate de aportul insuficient/mărit de calciu
3.7. Magneziul – stare naturală, proprietăți, uti lizări
3.8. Acțiunea fiziologică a magneziului. Surse de magneziu. Efectele asupra
organismului cauzate de aportul insuficient/mărit de magneziu
3.9. Clorofila și proprietățile ei
3.10. Extrac ția clorofilei din frunze
3.11 Cuprul – stare naturală, proprietăți, utilizări
3.12. Acțiunea fiziologică a cuprului. Surse de cupru. Efectele asupra organismului
cauzate de aportul insuficient/mărit de cupru
3.13. Zincul – stare naturală, proprietăți, utilizări
3.14. Acțiunea fiziologică a zincului. Surse de zinc. Efectele asupra organismului
cauzate de aportul insuficient/mărit de zinc
3.15. F ierul – stare naturală, proprietăți, utilizări
3.16. Acțiunea fiziologică a fierului. Surse de fier. Efectele asupra organismului
cauzate de aportul insuficient/mărit de fier
3.17. Manganul – stare naturală, uti lizări
3.18. Acțiunea fiziologică a manganului. Surse de mangan. Efectele asupra
organismului cauzate de aportul insuficient de mangan
3.19. Evaluare
3.20. Impresii. Concluzii

62
Modalită ți de evaluare

Obiectivele evaluării se vor stabili funcție de ansamblul cunoștințelor teoretice și
deprinderilor practice pe care urmăresc să le dezvolt prin strategia didactică aleasă și bineînțeles
vor fi în concordanță cu competențele specific e definite. Recomand diversificarea metodelor de
evaluare:
 Observarea directă a elevilor;
 Probe orale și probe scrise;
 Verificări practice de laborator
 Întocmiri de referate
 Eseuri ,desene, postere
 Evaluarea curentă cu scop reglator

Bibliografie

1. S. Jerghiuta, A. Covrig, J. Tivlea, D. Iluca, Chimia și viața , Editura DOCUMENT, Iași
1997
2. L. Ursea, M. Girtan , S. Girtan , F. Constantin , Chimia și natura , Editura Didactică și
Pedagogică, București, 2004
3. Curs “Abilitatea pe curriculum la decizia scolii, la nivel interdisciplinar:
POSDRU/87/1.3/S/62534, Formarea profesorilor de matematică și științe în domeniul
cunoașterii
4. Gh. Marcu , M. Brezeanu, A. Bâtcă, C. Bejan , R. Cătuneanu, Chimie anorgan ică, EDP,
București
5. C. Cucoș, Evaluarea rezultatelor activității școlare , Etitura Spiru Haret, Iași
6. M. N. Palamaru, Al. R. Iordan, Al. Cecal, Chimie bioanorganică și metalele vieții , Editura
BIT, Iași, 1997.
7. M. N. Palamaru, Al. R. Iordan, Al. Cecal, Chimie bioanorganică generală , Editura
Universității “Al. I. Cuza, Iași, 1998.
8. M. N. Palamaru, A. R. Iordan , K. Popa, Bazele Chimiei Bio anorganice, Lucrări practice
și aplicaț ii, Ed.Tehnopress, Iasi, 2004

63
4.2. Plani ficare calendaristică a opționalului
Planificarea calendaristică este făcută ținând cont că în semestrul I sunt alocate 18 ore, iar în
semestrul al II lea 16 ore.

PLANIFICARE CALENDARISTICĂ
Opțional –ROLUL METALELOR ÎN LUMEA VIE

NR.
CRT. UNITATEA DE
ÎNVĂȚARE CONȚINUTURI NR.
ORE SĂPTĂMÂNA /
SEMESTRUL

1.
Noțiuni
introductive

Invitație în laboratorul de chimie
Măsuri de protecția muncii în
laboratorul de chimie
Ustensile și aparatură de laborator

1
1

S1/Sem I
S2/Sem I

2.
Din istoria
descoperirii
metalelor
importante în
lumea vie
(Referate,
portofolii)
Metale alcaline (sodiu și potasiu)
Metale alcalino -pământoase
(magneziu și calciu)
Metale ușoare (aluminiul)
Metale tranzițional e (mangan, fier,
cupru, zinc)
Toxicitatea mercurului
Experimente distractive
Evaluare

1

1
1

1
1
1
1
S3/Sem I

S4/Sem I
S5/Sem I

S6/Sem I
S7/Sem I
S8/Sem I
S9/Sem I

3.

Metalele vieții .
Distribuția și
rolul lor în
organismele
vii.

Sodiul – stare naturală, proprietăți,
utilizări
Acțiunea fiziologică a sodiului. Surse
de sodiu. Efectele asupra organismului
cauzate de aportul insuficient/mărit de
sodiu
Potasiul – stare n aturală, proprietăți,
utilizări
Acțiunea fiziologică a potasiului. Surse
de potasiu. Efectele asupra
organismului cauzate de aportul
insuficient/mărit de potasiu
Calciul – stare naturală, proprietăți,
utilizări
Acțiunea fiziologică a calciul ui. Surse
de calciu. Efectele asupra organismului
cauzate de aportul insuficient/mărit de
calciu
Evaluare

2

1

1

1

2

1

1

S10-11/Sem I

S12/Sem I

S13/Sem I

S14/Sem I

S15 -16/Sem I

S17/Sem I

S18/Sem I

64

3.
Metalele vieții.
Distribuția și
rolul lor în
organismele
vii.

Magneziul – stare naturală, proprietăți,
utilizări
Acțiunea fiziologică a magneziului.
Surse de magneziu. Efectele asupra
organismului cauzate de aportul
insuficient/mărit de magneziu
Clorofila și proprietățile ei
Extracția clorofilei din frunze
Cuprul – stare naturală, proprietăți,
utilizări
Acțiunea fiziologică a cuprului. Surse
de cupru. Efectele asupra organismului
cauzate de aportul insuficient/mărit de
cupru
Evaluare
Zincul – stare naturală, proprietăți,
utilizări
Acțiunea fiziologică a zincului. Surse
de zinc. Efectele asupra organismului
cauzate de aportul insuficient/mărit de
zinc
Fierul – stare naturală, proprietăți,
utilizări
Acțiunea fiziologică a fierului. Surse
de fier. Efectele asupra organismului
cauzate de aportul insuficient/mărit de
fier
Manganul – stare naturală, utilizări
Acțiunea fiziologică a manganului.
Surse de mangan. Efectele asupra
organismului cauzat e de aportul
insuficient de mangan
Evaluare
Impresii. Concluzii.

2

1

1
1

1

1

1

1

1

1

1

1

1

1
1

S1-2/Sem II

S3/Sem II

S4/Sem II
S5/Sem II

S6/Sem II

S7/Sem II

S8/Sem II

S9/Sem II

S10/Sem II

S11/Sem II

S12/Sem II

S13/Sem II

S14/Sem II

S15/Sem II
S16/Sem II

65
4.3. Proiecte didactice ale opționalului ,,Rolul metalelor în lumea vie”

4.3.1. Proiect didactic 1 – comunicare de noi cunoștințe

Proiect didactic 1

Unitatea școlară : Școala Gimn azială Vatra Moldoviței
Cadru didactic : Adriana Elena Badale
Data :
Clasa : a VIII –a
Disciplina: Chimie ( opțional)
Unitatea de invatare: Metalele vieții. Distribuția și rolul lor în organismele vii
Titlul lectiei: Sodiul
Tipul lectiei : comunicare de no i cunoștințe
Scopul lecției : de a face cunoscut elevilor starea naturală, proprietățile și utilizările sodiului
Competențe specifice:
 Cunoașterea și înțelegerea fenomenelor chimice, a operațiilor de b ază folosite în
laborator, a terminologiei specifice chi miei;
 Dezvoltarea capacităților de explorare a realității și de experimentare prin folosirea de
ustensile, reactivi și operații proprii chimiei;
 Dezvoltarea capacității de comunicare utilă lucrului individual și în echipă, cu accent pe
folosirea limbajului specific chimiei;
 Dezvoltarea capacității de înțelegere a importanței metalelor în lumea vie;
 Formarea abilităților de aplicare a cunoștințelor acumulate în viața cotidiană, precum și a
interesului pentru cunoaștere.

Obiective operaționale : La sfârșitul lecției elevii trebuie să fie capabili:
– Să descrie poziția metalelor în S.P.
– Să caracterizeze sodiul conform poziției în S.P .
– Să precizeze importanța sodiului .
– Să determine răspîndirea sodiului în mediu .
– Să numească compușii sodiului și util izarea lor.
– Să știe proprietățile fizice ale sodiului .
– Să scrie proprietățile chimice ale sodiului .

66
Metode și procedee didactice : conversația , explicația, experimentul, modelarea, observația,
lucrul cu S .P.
Forme de evaluare : în grup, frontală , individuală .
Resurse educaționale : videoproiector, tabla, creta ,fișă experimentală , ustensile și reactivi,
caietul .
Bibliografie:
– M. N. Palamaru, Al. R. Iordan, Al. Cecal, Chimie bioanorganică și metalele vieții , Editura
BIT, Iași, 1997.
– M. N. Palamaru, A. R. Iordan , K. Popa, Bazele Chimiei Bioanorganice, Lucrari practice si
aplicatii . Ed.Tehnopress, Iasi, 2004
– C. Tache , Caiet de chimie pentru lucrări practice , Editura Coresi, București, 1992

67
1. Momentul
organizatoric Notează absen țele;
Stabilește atmosfera propice desfășurării
activității didactice.
Se pregătesc pentru
activitatea la clasă.
conversația
Frontal
2. Legătura cu
lecțiile anterioare
Adresează intrebări:
Precizati pozitia metalelor în S.P.?
Da-ți exemple de metale alcaline,
alcalino -pamântoase, tranziționale.
Ce știți despre istoricul descoperirii
acestor metale?
Răspund la întrebările
adresate de profesor. Conversația Frontal Evaluare
curentă
2. Trecerea la
lecția nouă

Anunță titlul lecției noi și îl scrie pe
tablă: Sodiul
Anunță obiectivele lecției.
Scriu titlul lecției pe
caiete .
conversația
explicația Frontal

3.Comunicarea
noilor cunoștințe
Prezintă starea naturală a sodiului.
Sodiul este un metal alcalin cu o
reactivitate chimică foarte mare; de aceea
el apare numai sub formă de combinații.
Se află răspândit în litosferă, hidrosferă și
biosferă.
Ocupă locul patru între metale după Al,
Fe și Ca și locul șase dintre toate
elementele chimice.
Principalele zăcăminte naturale de săruri
de sodiu sunt:
 sarea gemă – NaCl
 mirabilitul
Na2SO 4*10H 2O
 salpetru de sodiu – NaNO 3
 soda – Na2CO 3*10H 2O Scriu pe caiete noțiuni
despre starea naturală a
sodiului, proprietățile
fizice ale acestuia

Conversația
Explicația
Observația

Frontal

Observarea
sistematică

68
Proprietăți fizice ale sodiului
În tăietură proaspătă, Na – alb argintiu, cu
luciu metallic.
Densitatea 0.97g/cm3
Se topește la 97.8 0C
Metal moale, de consistența cer ii, putând
fi tăiat cu cuțitul.
Duritate 0.4 în scara /Mohs.
Bun conducător de căldură și electricitate
Se volatilizează în flacără – galben intens
Proprietățile chimice ale sodiului
Împarte o fișă de activitate experimental ă
(Anexa 1 )
Se precizează și alt e reactii pe care le dă
sodiul și care nu pot fi efectuate în
laborator, acestea fiind prezentate cu
ajutorul videoproiectorului.
Reacția Na cu hidrogenul
În atmosferă de hidrogen sodiul încălzit
la 350 -4000C formează hidrura de sodiu,
în care hidrog enul este prezent sub formă
de ion negativ H- (hidrură):
2Na + H 2 = 2NaH
Reacția sodiului cu clorul
Sodiul se aprinde în atmosferă de clor și
arde cu flacără vie, formând clorura de
sodiu.
2Na + Cl 2 = 2NaCl
Reacția sodiului cu acizii
Sodiul reacționează energic cu acizii. Cu
acidul clorhidric gazos reacționează cu

Efectuează
experimentele indicate în
fișă.
Modelează ecuațiile
reacțiilor chimice și fac
obser vații asupra
fenomenelor studiate;

Urmăresc la
videoproiector reacțiile
sodiului cu hidrogenul,
clorul și acizii.
Scriu reacțiile care au loc

Experimentul
Explicația
Modelarea

Conversația
Explicația

Frontal
Pe grupe
Individual

Frontal

Observarea
modului de
realizare a
experimentelor.
Observarea
modului de
completare a
fișelor.

69
explozie:
2Na + 2HCl = 2NaCl +H 2
Proprietățile fiziologice ale sodiului
Sodiul și potasiul apar atât în organismul
animal cât și în regnul vegetal.
Sodiul este introdus î n organismul animal
mai ales sub formă de NaCl.
Celelalte săruri din organism sunt
NaHCO 3 și NaH 2PO 4, care au un rol
important în menținerea presiunii
osmotice și a acidității diferitelor lichide.
Întrebuințările sodiului
Sodiul este cel mai ieftin metal a lcalin și
de aceea este cel mai folosit în tehnică.
Se intrebuințează ca:
– lichid de răcire în reactoarele nucleare,
aliat cu potasiu
– component al aliajelor de antifricțiune
pe bază de Pb și Ca
– fabricarea lămpilor utilizate la
iluminatul public
– agen t deshidratant pentru uscarea
solvenților organici

Scriu pe caiete
principalele întrebuințări
ale sodiului.

Conversația
Explicația

Frontal

4. Fixarea noilor
cunoștințe
Cere elevilor să prezinte starea naturală a
sodiului, să indice principalele proprietăți
fizice, chimice, fiziologice. Răspund la întrebări conv ersația
problematizarea Frontal
Individual Observarea
sistematică

5. Evaluarea
activității
Face aprecieri asupra modului în care s -a
desfășurat ora și asupra nivelului de
pregătire al elevilor;
Controlează ca elevii să lase ordine la
locul unde au luc rat. Realizează autoevaluarea
și lasă ordine la locul
unde a lucrat.
conversația
Frontal
Individual

70

Anexa 1
 Fișă de activitate experimentală
Denumire
experiment Substanțe și
ustensile Mod de lucru Observații Reacția chimică
1. Reacția sodiului
cu oxigenul din aer Sodiu
Clește metalic
Hârtie de filtru
Cuțit
Se scoate o bucățică de sodiu de
sub stratul de petrol.
Se tampone ază cu hârtia de filtru
pentru î ndepărtarea petrolului.
Se curăță stratul de oxid.
Se lasă la aer.
Sodiul are……………
în tăietură proaspătă.
Lăsat la aer sodiul ……….
2. Reacția sodiului
cu apa Sodiu
Apă distilată
Fenolftale ină
Clește metal ic
Cristalizor
Hârtie de filtru
Se introduce într -un cristalizor in
care se află apă distilată și câteva
picături de fenolftalein ă o bucată
mică de sodiu curățată de stratul
de oxid. Sodiul reacționează ……….
…………. cu apa.
Soluț ia obținută este de
culoare ………………

6.Anunțarea
temei p entru
acasă Realizati un referat despre ,, Sodiul și
alimentația sănătoasă” Notează tema pentru
acasă. conversația
explicația Fron tal

71
4.3.2. Proiect didactic 2 – lecție mixtă

Proiect didactic 2

Unitatea școlară : Școala Gimnazială Vatra Moldoviței
Cadru didactic : Adriana Elena Badale
Data :
Clasa : a VIII –a
Disciplina: Chimie (opțional )
Unit atea de invatare: Metalele vieții. Distribuția și rolul lor în organismele vii
Titlul lectiei: Calciul
Tipul lectiei : lecție mixtă (de formare a capacităților ș i de dobîndire a cunoștințelor)
Scopul lecției : de a face cunoscute elevilor starea naturală a calciului, p roprietățile acestuia,
pentru ca pe baza lor să se explice importanța calciului. Efectuarea de exerciții pentru folosirea
limbajului chimic
Competente specifice:
 Cunoașterea și înțelegerea fenomenelor chimice, a operațiilor de bază folosite î n
laborator, a terminologiei specifice chimiei;
 Dezvoltarea capacităților de explorare a realității și de experimentare prin folosirea de
ustensile, reactivi și operații proprii chimiei;
 Dezvoltarea capacității de comunicare utilă lucrului individual și în echipă, cu accent pe
folosirea limbajului specific chimiei;
 Dezvoltarea capacității de înțelegere a importanței metalelor în lumea vie;
 Formarea abilităților de aplicare a cunoștințelor acumulate în viața cotidiană, precum și a
interesului pentru cunoaște re.
 Rezolvarea de probleme/ situații problemă

Obiective operationale: La sfărșitul lecției elevii trebuie să fie capabili:
– Să caracterizeze calciul, ca element chimic, în baza Sistemului Periodic după algoritmul
cunoscut;
– Să descrie substanța simp lă calciul după algoritmul: formula chimică, legătura chimică, masa
moleculară relativă, masa molară;
– Să descrie răspîndirea calciul în mediu;
– Să enumere alimente care ar putea fi surse de calciu;
– Să prezinte efectele hipocalcemiei asupra organ ismului;

72
– Să enumere utilizările calciului;
– Să rezolve prob leme de calcul și exerciții

Metode didactice:
– conversația euristică, explicația, problematizarea, exercițiul, algoritmizarea, rezolvarea de
probleme, compararea, jocul didactic,prezentarea la computer .

Material didactic: tablă, cretă, sistem periodic, laptop, videoproiector, fișe de lucru.

Bibliografie :
– M. N. Palamaru, Al. R. Iordan, Al. Cecal, Chimie bioanorganică și metalele vieții , Editura
BIT, Iași, 1997.
– M. N. Palamaru, A. R. I ordan , K. Popa, Bazele Chimiei Bioanorganice, Lucrari practice și
aplicaț ii. Ed.Tehnopress, Iasi, 2004
– C. Tache , Caiet de chimie pentru lucrări practice , Editura Coresi, București, 1992
– Materiale de pe www. didactic.ro

73
Etapa lecției Activitatea profes orului Activitatea elevului Metode
didactice Mijloace
didactice Forme de
activitate
Evaluare
1. Moment
organizatoric
Notează absențele;
Stabilește atmosfera propice
desfășurării activității didactice.
Se pregătesc pentru activitatea la
clasă. Conversaț ia
euristică Caiete și
instrumente
de scris Frontal

2.Verificarea
cunoștințelor
dobândite
anterior

Se verifică tema de acasă prin
rezolvarea unui crossword.

1.Metalele situate în gr.1 se
numesc ……
2. Franciul si cesiul sint cele
mai …….. metale
3.Element cu ordinul 3 in S.P.
4.Soda NaHCO3 poate exista sub
forma ……
5.Orgnismul are nevoie zilnic de
sare de …….
6. Sodiul coloreaza flacara in
……

Coloana verticala a croswordului
are denumirea unui element
chimic „Calciul„ care este si
denumirea temei noi.

Prezintă rezolvarea crossword –
ului.

1.alcaline

2.active

3.litiu

4.calcinata

5.bucatarie

6.galben

Conversația
Problematizarea

Caiete

Frontal
Individual

Evaluare
curentă

74

3. Anunțarea
temei și a
obiectivelor
propuse
Scrie pe tablă titlul lecției
,, Calciul”
Anunță obiectivele lecției.

Își notează titlul lecției pe caiete
și ascultă cu atenție.
Conversația

Tabla, c reta

Frontal

4. Dirijarea
învățării

-Vom prezenta buletinul de
identitate al elementului calciu.
(Anexa 1 )

Elementele din gr. II Ca, Sr si
Ba -sunt numite alcalino –
pamâ ntoase.
„ În traducere numele lui derivă
din latinescu calc – „ var”.
În natură calciul e ste răspândit
doar sub formă de compuși :
pietriș, argilă, sol, apă naturală.

Pentru st udierea temei noi se
prezintă cu ajutorul
videoproiectorului noțiuni legate
de starea naturală a calciului,
alime nte care conțin calciu,
proprietăți fizice ale calciului,
efectele hipocalcemiei, utilizări ale
acestuia.

Completează Buletinul de
identitate al elementului
chimic Calciu
Simbolul chimic…Ca
Numărul de ordine…………..20
Sarcina nucleului…………. .+20
Număr ul total de electroni… 20
Numărul nivelelor
enegetice……….4
Repartizarea electronilor pe
nivele………2 e8 e8e 2e
Metal sau nemetal ……metal
Valențele posibile ………II
Masa atomică relativă …….. 40
Perioada……………………4
Grupa……………………2

Urmăre sc cu atenție notiunile
prezentate la proiector, notând
câteva generalități.

Buletin de
identitate

Conversația

Algoritmizare
Comparare
Problematizare
Analiza
Explicația
Discuț ia

Sistemul
periodic

Laptop
Video –
proiector

Frontal
.

75
4.Asigurarea
feed- back-ului
La tema „ calciul” se propune a se
rezolva o problemă interesantă.
Organismul uman are nevoie
zilnic de 0.7 g de calciu. Cât
lapte de vacă (în grame) trebuie să
bea un om pentru a satisface
această necesitate, dacă partea de
masă a c alciului în lapte este
0.13%.

Se citesc cîteva curiozități despre
calciu (Anexa 2 ).
Se dă
m (Ca)=0.7g
w (Ca)=0.13%
m(laptelui) -?
M(Ca)
W(Ca)= *100%
m(lapte)

m(lapte)=m(Ca)*100%
w(Ca)

m(lapte)=0.7*100%=538.46g
0.13% Explicația
Exercițiul
Algoritmizarea Frontal
Individual
Observare
a modului
de
rezolvare
a
problemei
5. Aprecierea
activității
desfășurate de
elevi.
Tema pentru
acasă.
Face aprecieri referit oare la modul
de desfășurare a lecției și la
participarea elevilor in cadrul
acesteia. Indică ca temă pentru
acasă un exercițiu .

Notează tema pentru acasă.
Conversația

Frontal

76
ANEXA 1

Buletinul de identitate al elementului chimic Calciu
Simbolul chimic……………..
Numărul de ordine…………..
Sarcina nucleului…………….
Numărul total de electroni………….
Numărul nivelelor enegetice……….
Repartizarea electronilor pe nivele……………………
Metal sau nemetal ………………..
Valențele posibile ………………….
Perioada……………………
Grupa… …………………

77

Anexa 2
Curiozități

-Cantitatea de calciu ș i fosfor din organism oscilează cantitativ în funcție de oră , astfel încât in
jurul ore i 11 dimineața î n organismul uman se găsește cel mai redus procent de calciu .

-Calciul, se găsește în proporție de 99% în oase și dinți. Totodată, el contribuie la coagularea
sângelui, la contractarea mușchilor și reglează tensiunea arterială.

-Anumite plante, de exemplu spanacul , conțin substante care pot reduce absorbția calciului î n
organism. De aceea, pot fi neces are câteva porții de spanac pentru a obține aceeaș i cantitate de
calciu ca cea obținută de o cană cu lapte (laptele nu numai că este bogat în calciu, dar acesta este
și într -o formă ușor asimilabilă ).

-100 grame de semințe de floarea -soarelui conțin: 24 grame proteine, 7 miligrame fier, 120
miligram e calciu, mai bune și mai ieftine decat orice pastile sau tratamente medicamentoase. De
retinut ș i fapt ul că acestea se absorb mult mai repede și mult mai firesc ș i, cel mai important, nu
au efecte secundare .

4.3.3. Proiect dida ctic 3 – rezolvare de exerciții și probleme

78

Proiect didactic 3

Unitatea școlară : Școala Gimnazială Vatra Moldovi ței
Cadru didactic : Adriana Elena Badale
Data:
Clasa : a VIII a
Disciplina : Chimie (opțional)
Unitatea de invatare: Metalele vieții. Distribuția și rolul lor în organismele vii
Titlul lecției : Metale
Tipul lectiei : Rezolvare de exerciții și probleme
Scopul lecției : Formarea deprinderii de a utiliza cunoș tințele anterioare în rezolvarea
problemelor propuse
Competențe specifice:
 Cunoașterea și înțelegerea fenomenelor chimice, a operațiilor de b ază folosite în
laborator, a terminologiei specifice chimiei;
 Dezv oltarea capacității de comunicare utilă lucrului individual și în echipă, cu accent pe
folosirea limbajului specific chimiei;
 Formarea abilităților de aplicare a cunoștințelor acumulate în viața cotidiană, precum și a
interesului pentru cunoaștere.
 Rezolva rea de probleme/ situații problemă

Obiective de referință :
– să identifice caracterul nemetalic/metalic al elementelor studiate ;
– să aplice principii științifice/reguli î n studierea pr oprietăților metalelor ;
– să deducă aplicațiile p ractice ale substanț elor studiate;
-să prezinte, sub formă scrisă sau orală , rezultatele unui demers de inv estigare folosind
terminologia științifică .

Mijloace si materiale didactice : fișă de exerciții ș i probleme , sistemul periodic

Metode si proce dee didactice : conversația, explicația, algoritmizarea, problematizarea,
experiment ul.

79
Desfășurarea lecției

I. Moment organizatoric :
– verificarea prezenței elevilor
– pregătirea elevilor pentru lecție

II.Verificare – predare – învățare prin rezolvări de exe rciții și probleme

În această lecț ie ne propunem conso lidarea cunoștințelor acumulate, prin exerciții și
probleme, rezolvând următoarea fișă de lucru:
Rezolvarea FIȘEI DE LUCRU
Fișă de exercitii si probleme, cls. aVIIIa
METALE
I. Se dau următoarele s ubstanț e chimice:
Oxigen, fer, cupru, hidrogen, magneziu, sulf, aur, mercur, clor, aluminiu
a) Determinați din exemplele enumerate care sunt metale ( subliniați cu o linie metalele și cu
doua linii nemetalele).
b) Dupa caracterul chimic completați schema de mai jos :
…………………..
Elemente cu caracter
…………………….
II. Completează frazele de mai jos astfel încât afirmațiile să fie adevărate :
a) …………….. este cel mai răspândit metal din scoarța Pământului fiind al treilea dintre toate
elementele chimice. El se găsește în natură doar sub formă de ………………………. Cei
mai importanți compuși naturali ai aluminiului sunt:
 ……………..
corindon (incolor)
 ……………. ……………… ( rosu)
safir (………………..)

80
b) ……………..se găsește în natură foarte rar sub forma nativă. În minereurile de bază din care
se extrage, se găseste sub formă de ………………… :

III. Alegeți varianta corectă :

a) Aluminiu/cupru este un metal lichid/ solid cu densitate scazută. Este/nu este bun
conducator de caldură și electricitate. Este un metal moale/dur , maleabil/nemaleabil și
ductil.
Duraluminiul este/nu este cel mai cunoscut aliaj al aluminiului format prin alierea
aluminiului cu cupru, siliciu, magneziu și mangan. Nu are/are o densitate mai mică ș i o
duritate mai mare/mic ă decat aluminiul.
b) Aluminiu/cupru este un metal arămiu -roșiatic cu duritate 3 mai mare decât a grafitului.
Prezintă punct de topire ridicat (10830C) fapt ce determină /nu determin ă o restrânsă
utilizare a sa ca metal pur. Cuprul este/nu este foarte maleabil și se poate lamina uș or, foiț ele
subtiri sunt albastre -verzui/negru -cenuș iu.
Se poate/nu poate alia ușor cu alte metale Zn, Sn și Ni formând aliajele : alama, bronz ș i
constantan, cu proprie tăți îmbunătățite/neîmbunătăț ite și puncte de topire mai
ridicate/scă zute.
IV. Se dă schema program :

E + Fe 2O3 (1) c ↓ + d

Zn (2) a + b 2 

H2SO 4 +
Metal arămiu (3) e + f ↑ + H 2O
rosiatic (M)
M + Ag NO 3 (4) g + h ↓
Determină:
a) Substanțele notate cu : E, a, b, c, d, e, f, g, h și metalul aramiu rosiatic (M) . Se știe că
pentru E: Z= 13 si A= 27;
b) Ecuațiile chimice din schemă;
c) Cantitatea de substanță a, rezultată, dacă s-au folosit 2 moli de H2SO 4 .
d) Verifică experimental ecuația (4)

81
Profesorul p rin rezolvarea fi șei de exerciții și probleme va urmări atingerea urmă toarelor
aspecte:
 caracterul chimic al substanțelor simple studiate;
 starea naturală a metalelor ;
 proprietati fizice ș i chimice a le metalelor ;
 corelarea proprietăților fizice ș i chimice cu importan ță și utiliză rile metalelor ;

III.Asigurarea feed -back -ului se realizeaz ă printr -un test.

Test 3p oficiu
1. Completați spațiile libere: 2p
Metalele se găsesc în stare de agregare………………………………cu
excepția…………………..care este în stare de agregare…………………………………………. ……….
Unele metale au culoarea ………………………………………………, altele au diverse culori: aurul
este………………………., cuprul ………………… ………….
Metalele conduc ………………………………… …….și……………………………………………. ……….

2. Proprietățile mecanice ale metalelor sunt:……………………………………………. …… 1p

…………………………………………………………………………..și ………………………………
3.Care dintre perechile de substanțe de mai jos pot reacționa? 4p
Scrieți ecuațiile reacțiilor chimice posibile și precizați impor tanța lor.
1. K+ H 2O =
2. Al+ HCl =
3. Cu + H 2S =
4. Zn + Na 2SO4 =
5. Hg + H2SO 4 =
6. Mg + Pb(NO 3)2 =
7. Zn + H 2O =
8. Fe + HNO 3 =
(soluție diluată)
IV.Aprecierea activității elevilor și notarea câtorva dintre teste.
V.Tema pentru acas ă: Realizați un referat cu tema ,, Rolul fiziologic al metalelor”

82
4.3.4. Proiect didactic 4 – lecție de laborator

Proiect didactic 4

Unitatea școlară : Școala Gimnazială Vatra Moldoviței
Cadru didactic : Adriana Elena Badale
Data:
Clasa : a VIII a
Disciplina : Chimie (opțional)
Aria curriculară : Matematică și științe ale naturii.
Unitatea de învățare : Metalele vieții. Rolul și distribuția lor în lumea vie.
Titlul lecției : Proprie tăți chimice ale metalelor
Tipul lectiei : Lucrare de laborator
Scopul lecției : Consolidarea cunoștințelor despre metale. Formarea deprinderilor practice de
laborator, manipularea reactivilor și aparaturii necesare
Competențe specifice:
 Cunoașterea și în țelegerea fenomenelor chimice, a operațiilor de b ază folosite în
laborator, a terminologiei specifice chimiei;
 Dezvoltarea capacităților de explorare a realității și de experimentare prin folosirea de
ustensile, reactivi și operații proprii chimiei;
 Dezvol tarea capacității de comunicare utilă lucrului individual și în echipă, cu accent pe
folosirea limbajului specific chimiei;

Obiective operaționale :
La sfârșitul lecției elevii vor fi capabili :
– să verifice experimental principalele proprietăți chi mice ale metalelor;
– să scrie ecuațiile reacțiilor chimice care ilustrează proprietățile chimice ;
– să coreleze aplicațiile practice ale acestor metale cu proprietățile lor ;
– să dezvolte deprinderi practice de lucru .

Metode si procedee didactice : conversația, experimentul de laborator, învățarea prin
descoperire, problematizarea, explicația.

Mijloace si materiale didactice : fișe didactice care conțin experiențele ce trebuie efectuate,
truse individuale cu sticlărie și ustensile, reacti vii necesari

83

Bibliografie :
S. Fătu, F. Stroe, C. Stroe, Chimie. Manual pentr clasa a VIII a , Editura Corint , București,
2008
C. Gheorghiu, Chimie. Manual pentr clasa a VIII a , Editura ALL , București, 2005
V. Șunel , I. Ciocoiu, T. Rudică, E. Bîcu, Metodica predării chimiei , Editura Marathon, Iași,
1997
Materiale de pe http:// www. didactic.ro

84
Etapa lecției Activitatea profesorului Activitatea elevului Metode
didact ice Forme de
activitate
Evaluare
1.Moment
organizatoric

2.Anunțarea
temei și
organizarea
activității

3.Dirijarea
lecției

4.Evaluarea
activității

5. Anunțarea
temei pentru
acasă Verifică prezența elevilor
Creează condiții optime pentru
desfățurarea lecției.

Astăzi se execută lucrarea de
laborator cu tema ,, P roprietățile
chimice ale metalelor”
Prezintă obiectivele lecției

Le împarte elevilor o fișă de lucru
care conține activitate practică.
Se reamintesc câteva norme de
protecție a muncii în laborator.

Face aprecieri asupra modului cum
s-au des fășurat experiențele,
notează elevii care au lucrat și
completat corect fișa.
Precizează să facă ordine unde au
lucrat.

Întocmirea unui referat cu
proprietățile fiziologice ale
metalelor. Se pregătesc pentru lecție.

Conștientizează competențele
speci fice ale lecției și
obiectivele operaționale.
Urmăresc indicațiile
referitoare la organizarea
lecției.

Îndeplinesc sarcinile din fișa
de lucru, realizând practic
experimente date, traăgând
concluzii și scriind reacțiile
chimice care au loc.

Verifică ca f ișa să fie
completată corect.
Fac curat la locul de muncă.

Notează tema pentru acasă. Conversația
euristică

Conversația
euristică
Explicația

Experimentul
Descoperirea
dirijată
Problematizarea
Modelarea

Explicația
Conversația

Conversația

Frontală

Frontal ă

Lucru pe
echipe
Frontală
Individuală

Frontală
Individuală

Frontală

Rezolvarea
fișei de lucru
Observarea
sistematică a
elevilor

85
Lucrare de laborator – Propriet ățile chimice ale metalelor

Experimentul Observații Ecuațiile reacțiilor Concluzii
1. Arderea metalelor
în aer (Mg, Cu) – Magneziul arde
cu………………….
– Cuprul arde
cu………………….
Mg + O 2 = ……….

Cu + …….=………. Reactivitatea metalelor se
poate deduce după
intensitatea ……………….
a ………………..
Metal + oxigen →
……….
2. Combinarea
metalelor cu sulful
(Fe)
– Amestecul se
aprinde și
arde……………… ……+…….= FeS Metal + ……→………
3. Combinarea
metalelor cu
halogenii( Na, Cl 2)
– Sodiul arde în
…….și formează
un……….. …..+…….= …….. Metal + clor →………
4. Acțiun ea metalelor
asupra apei – Sodiul reacționează
……………. cu apa
– Magneziul…… …

– Cuprul…………… Na + H 2O =…..+…..

…..+ H 2O =

Cu + H 2O = Reactivitatea metalelor
față de apă este…….și
depinde de ………….
Metalele……………nu
reacționează cu apa.
5. Acțiunea metalelor
asupra acizilor
Zn, HCl, Cu, Fe,
H2SO 4 – Zincul și fierul
scot……………..din
……
– Cu nu reacționează
cu ………, dar
reacționează
cu……………… Zn + HCl =……..
Cu + HCl =……..
Zn + H 2SO 4 =……..
Cu + HNO 3=……… Fierul și zincul ……..din
acizi.
Cuprul reacționează
numai cu…………… ..
fără să……………
6. Acțiunea metalelor
asupra sărurilor
Zn, Pb(NO 3)2, Fe,
CuSO 4 – Sârma de cupru…
……. soluția s -a
colorat în ……..
– Cuiul de
fier………… Zn + Pb(NO 3)2=
…….+……..
Fe + CuSO 4 =
…….+….. Unele metale scot din
……………
altele………….
Metal 1 + Sare 2 →
Meta l2 + Sare 1 →

86
4.3.5. Proiect didactic 5 – Lecție de verificare și sistematizare a cunoștințelor

Proiect didactic 5

Unitatea școlară : Școala Gimnazială Vatra Moldoviței
Cadru didactic : Adriana Elena Badale
Data:
Clasa : a VIII a
Disciplina : Chimie (opțional)
Aria curriculară : Matematică și științe ale naturii.
Unitatea de învățare : Metalele vieții. Rolul și distribuția lor în lumea vie.
Titlul lecției : Metale cu importanță practică deosebită – Fierul, cuprul și zincul
Tipul lectiei : Lecție de verificare și sistematizare a cunoștințelor
Scopul lecției : Verificarea și evaluarea cunoștințelor privind structura, starea naturală,
proprietățile fizice și chimice ale fierului, cuprului și zincului .
Competențe specifice:
 Cunoașterea și înțelegerea fenomenelor chimice, a operațiilor de b ază folosite în
laborator, a terminol ogiei specifice chimiei;
 Dezvoltarea capacităților de explorare a realității și de experimentare prin folosirea de
ustensile, reactivi și operații proprii chimiei;
 Dezvoltarea capacității de comunicare utilă lucrului individual și în echipă, cu accent pe
folosirea limbajului specific chimiei;
 Formarea abilităților de aplicare a cunoștințelor acumulate în viața cotidiană, precum și a
interesului pentru cunoaștere.
 Rezolvarea de probleme/ situații problemă

Obiective operaționale :
La sfârșitul lecției elevii vor fi capabili :
– să descrie structura atomică a fierului, cuprului și zincului
– să identifice compușii naturali ai acestor metale
– să stabilească deosebirile și asemănările dintre proprietățile fizice ale fierului, cuprului și
zincul ui
– să scrie ecuațiile reacțiilor chimice care ilustrează proprietățile chimice
– să rezolve probleme de calcul stoechiometric
– să coreleze aplicațiile practice ale acestor metale cu proprietățile lor

87
– să argumenteze importanța l or fiziologică
– să dezvolte deprinderi practice de lucru

Metode si procedee didactice : metoda cubului, conversația, explicația, descoperirea dirijată,
problematizarea, metoda ciorchinelui, diagrama Wenn, eseu de cinci minute, copacul ideilor,
rezol varea de probleme, algoritmizarea, experimentul .

Mijloace de învățământ :
 Cuburi colorate diferit pe cele șase fețe
 Fișe de lucru
 Diagrama Wenn
 Culegeri de exerciții și probleme
 Sistemul periodic al elementelor
 Seria reactivității chimice a metalelor
 Mater iale de pe internet

Bibliografie :
S. Fătu, F. Stroe, C. Stroe, Chimie. Manual pentr clasa a VIII a , Editura Corint, București,
2008
C. Gheorghiu, Chimie. Manual pentr clasa a VIII a, Editura ALL, București, 2005
V. Tudor, Chimie. Culegere de probleme . Gimnaziu, Editura Humanitas Educațional,
București
Materiale de pe http:// www. didactic.ro

88
Etapa lecției Activitatea profesorului Activitatea elevului Metode didactice Forme de
activitate
Evaluare
1.Moment
organiza toric
Verifică prezența elevilor
Creează condiții optime pentru
desfățurarea lecției.
Se pregătesc pentru lecție. Conversația
euristică Frontală
2.Captarea
atenției și
motivarea
elevilor

3.Dirijarea
lecției

Cere elevilor să precizeze titlul
lecției.
Prezintă competențele specifice și
obiectivele lecției.
Împarte clasa în 6 grupe nu
neaparat numeric egale.
Îndeamnă elevii să -și aleagă o
culoare din cele 6 cartonașe ( roșu,
albastru, galben, verde, violet,
portocaliu).
Distribuie cuburile și explică
corespondența între culoarea
aleasă și sarcina ce corespunde
acelei culori de pe cub.
Distribuie fișele individuale de
lucru și dă relații despre mod ul de
folosire.

Li se dă un timp pentru a rezolva
sarcina de lucru.
Dirijează sistematizarea
cunoștințelor și verifică însușirea
lor.

Conștient izează competențele
specifice ale lecției și
obiectivele operaționale.
Urmăresc indicațiile referitoare
la organizarea lecției.
Fiecare grupă își alege un lider,
care va coordona activitatea
grupei.
Aleg o culoare și
conștientizează sarcina de lucru
înscri să pe fața cubului.
Urmăresc itemii de pe fișa de
lucru.

Liderul împarte
responsabilitățile fiecărui
membru

Metoda cubului
Conversația
euristică
Explicația

Metoda cubului

Frontal ă
Individuală

Observarea
sistematică a
elevilor

89

Etapa 1 :
Cere elevilor grupei 1, să descrie
structura atomică, poziția în S.P.,
consecințe ale structurii atomice
ale Fe, Cu și Zn sub formă de
ciorchine folosindu -se și fișa de
lucru.

Etapa 2 :
Propune compararea proprietăților
fizice ale două dintre metale, la
alegere, sub forma diagramei
Wenn.

Etapa 3 :
Îndeamnă elevii grupei 3 să
analizeze proprietățile chimice ale
metalelor studiate cuprinse în
,,evantai” și să arate care reacții
sunt posibile.

Etapa 4 :
Cere elevilor să prezinte starea
naturală a Fe, Cu și Zn prin
asocierea termenilor.
Îndeamnă pe toți elevii să asocieze
cuvintele ,,fier” , ,,cupru” și ,,zinc”
cu alte lucruri.
Cere să se scrie aceste cuvinte pe
cartonașe colorate și să se
alcătuiască un copac al ideilor
Propune un eseu de cinci minute.

1. Membrii grupei rezolvă
sarcina 1, iar trei dintre ei
realizează la tabla ciorchinele
pentru fiecare metal dat.

2. Membrii grupei rezo lvă
sarcina 2 și completează
diagrama, prezentând -o în fața
clasei

3.Analizează figura și descoperă
substanțele.
Scriu ecuațiile reacțiilor posibile
la tablă.

4.Asociază formulele
minereurilor naturale cu
denumirea lor.
Realizează un ,,copac al ideilo r”
despre metalele învățate
Citesc eseul.

Ciorchinele

Diagrama Wenn

Descoperirea
dirijată
Probl ematizarea

Eseul de cinci
minute

Copacul ideilor

Frontală
Individuală

Lucru pe
echipe
Frontală

Lucru pe
echipe
Frontală
Individuală

Rezolvarea fișei
de lucru

Observarea
sistematică a
elevilor

Produsul
activității elevilor

Rezolvarea fișei
de lucru
Observarea
sistematică a
elevilor

90

4.Evaluarea
activității

5. Anunțarea
temei pentru
acasă Etapa 5:
Cere elevilor să aplice cunoștințele
teoretice în rezolvareaschemei de
reacție și calcule stoechiom etrice
Îndeamnă elevii să prezinte
aplicațiile practice ale acestor
metale.

Etapa 6 :
Propune argumentarea unor
afirmații.
Cere elevilor să realizeze
experimentele din fișa de lucru,
respectând cu atenție măsurile de
protecție a muncii.
Îndeamnă elevii să aplice sarcina
de lucru la experimentele
efectuate.

Apreciază activitatea elevilor.
Evaluează modul de realizare a
sarcinilor.
Verifică modul de completare a
fișei.

Comunică elevilor că exercițiile
rămase nerezolvate vor fi temă
pentru acasă.
5.Rezolvă schema de reacție
Determină substanțele
necunoscute.
Rezolvă problema de calcul
stoechiometric.
Aplică utilizările în viața
cotidiană.

6.Argumentează situațiile
impuse sau nou create.
Pun în practi că instrucțiunile.
Realizează experimentele.
Completează fișa de lucru.

Fiecare lider prezintă activitatea
grupei.
Notează eventualele greșeli.

Notează tema pentru acasă.

Problematizarea
Algoritmizarea
Explicația
Rezolvarea de
probleme

Conversația
Descoperirea
dirijată
Experimentul

Conv ersația
Explicația

Produsul
activității lor.

Observarea
sistematică a
elevilor

Realizarea
feed-back -ului

91
FIȘĂ DE LUCRU

1. Prin completarea spațiilor punctate veți obține informații privind structura și unele
caracteristici ale atomilor de Fe, Cu ș i Zn.
Element chimic cu…..=26 și …..=56, atomul de fier are următoarea structură: … …nucleoni:
……p+,…….n0, ……e-. Configura ția electronică este: K…..e-, L……e-, M…..e-, N……e-. Fierul
se află în sistemul periodic în grupa ……., perioada……………., poate forma ioni:……și… …..
în combinații manifestând valență variabilă……și…….El are caracter chimic de ………….și
caracter electrochimic………….
Cuprul are numărul atomic…..=25 și numărul de masă….= 64. Numărul de nucleoni
este……Cei………electroni din învelișul electroni c sunt repartizați astfel: K………, L…….,
M………,N………..Poziția lui în sistemul periodic este………………………………………
Știind că are valența I și III, procesul de ionizare arată astfel : ………………………………….
Prezentând caracter chimic de …….. și caracter electrochimic……………………….

2. Tăiați informațiile incorecte:
Cuprul este metal/ nemetal solid de culoare galbenă/arămie , are / nu are luciu metalic,
conduce bine / mai puțin bine curentul, fiind pe locul doi/patru în ceea ce privește
conductibilitatea electrică. De asemenea es te solubil/ insolubil în apă, maleabil putând fi tras în
fire/ foi și ductil fiind tras în foi/ fire .
Fierul are culoarea cenușie/ a rgintie , este un metal greu/ ușor , conduce bine/ rău căldura.
Este solubil/ insolubil în alte metale formând aliaje: fonta/ constantan/ oțel.
Zincul este un metal alb/ albăstrui , cu suprafață luciasă. Este maleabil/ nemalebil , ductil/
neductil la temperatura camerei. Este bun/ rău conducător termic și electric.Este un metal tare/
moale , fiind mai puțin dens decât fierul.

3. Alegeți reacțiile posibile ale metalelor X, Y, Z cu reactanții pe care -i veți descoperi și
scrieți ecuațiile reacțiilor posibile, cunoscând: X – al doilea element ca răspândire, Y –
metal cu Z= 30, Z – metal care coclește.

X Gazul care arde , dar întreține arderea
Halogen galben – verzui
Pucioasă
Y + Substanță indispensabilă vieții, care se poate găsi în toate cele trei stări de agr egare
Acidul din sucul gastric

92
Acidul cu raportul H: S: O = 1:2 : 4 ( diluat și concentrat)
Acidul azotic ( diluat și concentrat)
Z Piatra vânătă
FeSO 4
Piatra iadului

4. Stabiliți corespondența dintre denumirile compușilor naturali ai fierului, cuprului și zincului
cu formulele corespunzătoare:
1. limonit a. Cu 2S
2. hemati t b. Fe 2O3
3. cuprit c. FeCO 3
4. pirită d. Fe 3O4
5. calcopirită e. CuFeS 2
6. siderit f. ZnS
7. calcozina g. FeS 2
8. blenda h. CuO

5. Se dau reacțiile:
1) a + S = b
2) b + HCl = c + H 2S
3) a + HCl = c + H 2
4) a + d = FeSO 4 + H 2
5) a + e = FeSO 4 + f
6) f + d = e + SO 2 + H 2O
7) f + g = Cu(NO 3)2 + h + H 2O
8) h + O 2 = NO 2
9) a + g = Fe(NO 3)2 + H 2
10) f + i = Cu( NO 3)2 + Ag
Se cere:
a.substanțele corespunzătoare literelor a – i
b. scrierea ecuațiilor re acțiilor chimice
c. să se calculeze câți moli de dioxid de sulf rezultă din reacția 6 , știind că s -au
folosit 400g de metal f cu 12% impurități.
d. să se calculeze cantitatea de substanță a ce reacționează în reacția 4 cu 200 g acid
d de concentrație 98%.

93

6.Argumentează:
a) importanța fierului, cuprului și zincului în organism
b) cisternele pentru acid azotic și acid sulfuric concentrate se fac din fier
c) de ce cuprul nu reacționează cu FeSO 4 ?
d) de ce obiectele de fier se corodează ?
e) Aliaje ale zincului.

Activitate experimentală

Puneți în practică reacțiile posibile folosind următoarele ustensile și substanțe chimice : spirtieră,
eprubete, pulbere de cupru, pilitură de fier, cuie de fier, sârmă de cupru, bucăți de zinc, soluție de
sulfat de cupru, soluție de azotat d e argint.
Completați observațiile în tabelul următor:

Activitatea
experimentală Materiale
necesare Ecuația reacției
chimice Observații Concluzii

94
Anexa 1
Nr. crt. Numele și prenumele elevului

DESCRIE
Structura atomilor de fier, cupru și zinc printr -un ciorchine, folosindu -vă de informațiile
de la exercițiul 1 din fișa de lucru.
1. Prin completarea spațiilor punctate veți obține informații privind structura și unele
caracteristici ale atomilor de Fe, Cu ș i Zn.

Element chimic cu…..=26 și …..=56, atomul de fier are următoarea structură: … …nucleoni:
……p+,…….n0, ……e-. Configura ția electronică este: K…..e-, L……e-, M…..e-, N……e-. Fierul
se află în sistemul periodic în grupa ……., perioada……………., poate form a ioni :……și… …..
în combinații manifestând valență variabilă……și…….El are caracter chimic de ………….și
caracter electrochimic………….
Cuprul are numărul atomic…..=25 și numărul de masă….= 64. Numărul de nucleoni
este……Cei………electroni din învelișul electron ic sunt repartizați astfel: K………, L…….,
M………,N………..Poziția lui în sistemul periodic este………………………………………
Știind că are valența I și III, procesul de ionizare arată astfel : ………………………………….
Prezentând caracter chimic de …….. și caracter electrochimic……………………… .

95
Anexa 2
Nr. crt. Numele și prenumele elevului

COMPARĂ
Proprietățile fizice ale fierului cu cele ale cuprului sau zincului folosin diagrama Wenn.
Folosiți informațiile de la exercițiul 2.
2. Tăiați informațiile incorecte:
Cuprul este metal/ nemetal solid de culoare galbenă/arămie , are / nu are luciu metalic,
conduce bine / mai puțin bine curentul, fiind pe locul doi/patru în ceea ce privește
conductibilitatea electrică. De asemenea este solubil/ insolubil în apă, maleabil put ând fi tras în
fire/ foi și ductil fiind tras în foi/ fire .
Fierul are culoarea cenușie/ a rgintie , este un metal greu/ ușor , conduce bine/ rău căldura.
Este solubil/ insolubil în alte metale formând aliaje: fonta/ constantan/ oțel.
Zincul est e un metal alb/ albăstrui , cu suprafață luciasă. Este maleabil/ nemalebil , ductil/
neductil la temperatura camerei. Este bun/ rău conducător termic și electric.Este un metal tare/
moale , fiind mai puțin dens decât fierul.

96
Anexa 3
Nr. crt. Numele și prenumele elevului

ANALIZEAZĂ
și descoperă reacțiile posibile.
3. Alegeți reacțiile posibile ale metalelor X, Y, Z cu reactanții pe care -i veți descoperi și scrieți
ecuațiile reacțiilor posibile, cunoscând: X – al doilea element ca răs pândire, Y – metal cu Z=
30, Z – metal care coclește.

X Gazul care arde , dar întreține arderea
Halogen galben – verzui
Pucioasă
Y + Substanță i ndispensabilă vieții, care se poate găsi în toate cele trei stări de agregare
Acidul din sucul gastric
Acidul cu raportul H: S: O = 1:2 : 4 ( diluat și concentrat)
Acidul azotic ( diluat și con centrat)
Z Piatra vânătă
FeSO 4
Piatra iadului

97
Anexa 4
Nr. crt. Numele și prenumele elevului

ASOCIAZĂ
Informațiile teoretice despre fier, cupru, zinc cu noțiunile întâln ite în viața de zi cu zi,
realizând un copac al ideilor și un eseu de cinci minute.
4. Stabiliți corespondența dintre denumirile compușilor naturali ai fierului, cuprului și zincului
cu formulele corespunzătoare:
1. limonit a. Cu 2S
2. hematit b. Fe 2O3
3. cuprit c. FeCO 3
4. pirită d. Fe 3O4
5. calcopirită e. CuFeS 2
6. siderit f. ZnS
7. calcozina g. FeS 2
8. blenda h. CuO

98
Anexa 5
Nr. crt. Numele și prenumele elevului

APLICĂ
Cunoștințele teoretice în practică descriind utilizările fierului, cuprului și zincul ui.
5. Se dau reacțiile:
1) a + S = b
2) b + HCl = c + H 2S
3) a + HCl = c + H 2
4) a + d = FeSO 4 + H 2
5) a + e = FeSO 4 + f
6) f + d = e + SO 2 + H 2O
7) f + g = Cu(NO 3)2 + h + H 2O
8) h + O 2 = NO 2
9) a + g = Fe(NO 3)2 + H 2
10) f + i = Cu( NO 3)2 + Ag
Se cere:
b. substanțele corespunzătoare literelor a – i
c. scrierea ecuațiilor reacțiilor chimice
d. să se calculeze câți mo li de dioxid de sulf rezultă din reacția 6 , știind că s -au folosit
400g de metal f cu 12% impurități.
e. să se calculeze cantitatea de substanță a ce reacționează în reacția 4 cu 200 g acid d
de concentrație 98%.

99
Anexa 6
Nr. crt. Numele și prenumel e elevului

ARGUMENTEAZĂ

a) importanța fierului, cuprului și zincului în organism
b) cisternele pentru acid azotic și acid sulfuric concentrate se fac din fier
c) de ce cuprul nu reacționează cu FeSO 4 ?
d) de ce obiectele de fier se corodează ?
e) Aliaje al e zincului.
Activitate experimentală

Puneți în practică reacțiile posibile folosind următoarele ustensile și substanțe chimice : spirtieră,
eprubete, pulbere de cupru, pilitură de fier, cuie de fier, sârmă de cupru, bucăți de zinc, soluție de
sulfat de cup ru, soluție de azotat de argint.
Completați observațiile în tabelul următor:
Activitatea
experimentală Materiale
necesare Ecuația reacției
chimice Observații Concluzii

100

1.
DESCRIE

2.
COMPARĂ

3.
ANALIZEAZĂ

4.
ASOCIAZĂ

5.
APLICĂ

6.
ARGUMENTEAZĂ

101
4.4. Fișe de lucru

4.4.1. Fișă de lucru 1 – rezolvare de exerciții și probleme cu experiment integrat

Fișă de lucru 1- Metale
Notă : elevii se împart pe grupe.
Se dă următoarea schemă de reac ții:
(*) (1) Fe + a → b + d↓ Pentru rezolvarea acestei scheme grupa ta va
efectua practic reacțiile notate în schemă cu (*).
Pentru acesta consultă -te cu colegii din grupa ta și
stabiliți cine va efectua fiecare reacție. Va trebui să fii
atent atât la expe rimentele efectuate de grupa ta
precum și la rezolvarea de la tablă. (*) (2) a + e → f↓ + g
(3) f
h + i (vap.)
(*) (4) h + H 2SO 4 → a + i

I. În eprubeta 1 ai soluție din substanța notată în schemă cu „a” despre care știi că se mai
numește și piatră vânătă . Introdu în eprubetă cuiul de fier legat cu sârmă, pune eprubeta
înapoi în stativ și verifică aspectul cuiului după cel mult 5 minute. Scrie răspunsurile tale
(după ce te -ai consultat cu colegii) pe liniile de mai jos.
1. Soluția inițială din eprubeta 1 are culoarea …………………………………………………….
2. Suprafața cuiului (după 5 minute) este . …………………. ………………..
3. Ecuația reacției este
………………………………………. ……………………………………………………………..
Este o reacție de ………………………………………………
4. Substanța notată cu a = b =
d =

II. În eprubeta 2 ai soluție din substanța „a”, iar în eprubeta 3 ai soluție din substanța „e” care
se mai numește și sodă caustică . Toarnă conținutul celor două eprubete în același timp în
paharul Berzelius de pe masă. Completează în spațiile de mai jos răspunsurile grupei tale:

1. După amestecarea celor două soluții, în pahar se observă
……………………..……A cesta este ………………………………………….
2. Enumeră două proprietăți fizice ale precipitatului apărut în pahar.
………………………………………. ……………..

102
………………………………………….

3. Ecuația reacției este
………………………………………………………………………………………………………
Este o reacție de ……………………………………………………. ……………………………..
4. Substanța notată cu e = f =
g =
5. Știind că în eprubeta 2 ai avut 12 g soluție „a” de concentrație 13,3 % calculează
masa substanței „f” obținută în această reacție în spațiul de mai jos. (reacția a fost
totală).

III. Pentru a rezolva ecuația acestei reacții trebuie să lucrezi doar teoretic, știind că în eprubeta 4
este substanța „h”.
1. Enumeră două proprietăți fi zice ale substanței
„h”………………………………………………. ………………………….

2. Substanța „f” este ………………………………

3. Ecuația reacției este
………………………………………………………. ……………………………………………..
Este o reacție de ……………………………………………………………………………………
4. Substanța notată cu h = i =
5. Știind că în această reacție s -a descompus doar 80% din substanța „f” obținută la
punctul II. 5. Calculează în spațiul de mai jos masa de substanță „h” obținută în
această reacție.

103

IV. În eprubeta 4 ai substanța „h”, iar în fiolă ai volumul necesar de soluți e de acid sulfuric
pentru o reacție totală. Adaugă peste substanța „h” din eprubetă soluția din fiolă. Prinde
eprubeta în cleștele de lemn, aprinde spirtiera și încălzește conținutul ei. Compară
culoarea soluției obținută de tine în această reacție cu răsp unsul de la punctul I.1.

1.
Soluția din eprubetă are culoarea
……………………………………………………………………………

2. Ecuația reacției este
……………………………………………………………………. ………………………………..
Este o reacție de ……………………………………………………………………………………

INFORMAȚII SUPLIMENTARE:
H2O monoxid de hidrogen (apă) H2SO 4 acid sulfuric (vitriol, sângele chimiei)
CuO oxid de cupru (II) – oxid cupric CuSO 4 sulfat de cupru (piatră vânătă)
NaOH hidroxid de sodiu (sodă
caustică) Na2SO 4 sulfat de sodiu (sarea lui Glauber)
Cu(OH) 2 hidroxid de cupru (II) FeSO 4 sulfat de fier (II) – sulfat feros
(calaican)
Mase atomice :
H
1 O
16 Na
23 S
32 Fe
56 Cu
64 La sfârșitul acestei ore de chimie starea mea este:
     

104
4.4.2. Fișă de lucru 2 – activitate experimentală – proprietăți chimice ale metalelor
Fișă de lucru 2
Metale – proprietăți chimice
SARCINA NR. 1
Cuplați reacț iile chimice comune ale metalelor astfel:
1.reacția metalelor cu oxigenul ;
2.reacția metalelor cu apa;
3.reacț ia metalelor cu acizii;
4.reacția metalelor cu să rurile;
GENERALIZAȚ I

SARCINA NR.2
Activitate
experimentală Substan țe și
ustensile Ecuații chimice
Observații
și concluzii

1. Reacț ia
metalelor cu
oxigenul Na, panglică de Mg,
pilitură de Al ș i de
Fe, pulbere de zinc,
inel de aur
Clește de fier,
spirtieră, spatulă,
sticlă de ceas, cuțit Na + O 2 →
Mg + O 2 →
Al + O 2 →
Fe + O 2 →
Au + O 2 →

2. Reacț ia
metalelor cu apa K, Na, Cu, Mg, Au,
fenolftaleină
Cristalizator , sticlă
de ceas , cuțit,
eprubete K + H2O →
Na + H2O →
Cu + H2O →
Mg + H2O →
Au + H2O →

4. Reacț ia
metalelor cu
acizii

Al, Zn,Fe, Mg, Cu,
Al, Au, HC l, H 2SO 4,
HNO 3,
Eprubete , cleș te de
lemn , chibrit Al + HCl →
Zn + HCl →
Mg + H 2SO 4→
Fe + H 2SO 4 dil →
Fe + H 2SO 4 conc→
Cu + HCl →
Al + HNO 3 →
Au + HCl →

105
4. Reacția
metalelor cu
sărurile Zn, Fe, Pb, Cu, Ag,
Mg, Sn, MgSO 4,
AgNO 3, PbSO 4,
FeCl 3, CuSO 4,
SnCl2, NiSO 4, NaCl,
eprubete Zn + MgSO 4 →
Zn + AgNO 3 →
Fe + PbSO 4 →
Pb + FeCl 3 →
Cu + AgNO 3 →
Ag + CuSO 4 →
Fe + SnCl 2 →
Fe + NiSO 4 →
Fe + AgNO 3 →
Mg +NaCl →
Fe + NaCl →
Cu +Zn(NO 3)2→
Fe + MgSO 4→
Sn + NiSO 4→

106
4.4.3. Fișă de lu cru 3 – activitate experimentală – compararea reactivității chimice a unor
metale
Fișă de lucru 3
-Compararea reactivității chimice a unor metale (Al, Fe, Cu, Zn, Mg) –

Nr.
crt. Tema experimentului și
modul de lucru Sarcini de lucru Concluzii
I.

1. Reacția metalelor cu
nemetalele:
Arderea metalelor în clor:
În cinci cilindri în care s -a
obținut clor din KClO 3 și HCl
se introduce o lingură de ars
cu Al, Fe, Cu, Zn, Mg

1.Scrieți ecuațiile
reacțiilor chimice

2. Comparați
reactivitatea chimică a
metalelor studiate

1. Al + Cl 2→……….
Fe + Cl 2→……….
Cu + Cl 2→………..
Zn + Cl 2→………..
Mg + Cl 2→………..
2.Reactivitatea față de clor a
metalelor studiate scade
în ordinea
……………………………
2. Arderea metalelor în oxigen:
Se presară pulberi metalice de
Al, Fe, Cu, Zn, Mg în flacăra
unei spirtiere 1.Scrieți ecuațiile
reacțiilor chimice
2. Com parați
reactivitatea chimică a
metalelor studiate
1. Al + O 2→……….
Fe + O 2→……….
Cu + O 2→……….
Zn + O 2→……….
Mg + O 2→………
2.Reactivitatea față de
oxigen a metalelor studiate
scade în ordinea
…………………………..
3.

Reacția metalelor cu sulful:
Se obțin amestecuri
stoechiometrice din
substanțele: Al și S, Fe și S,
Zn și S , Cu și S, Mg și S

1.Observați rapiditatea
aprinderii amestecurilor
Scrieți ecuațiile reacțiilor
chimice .
2. Comparați
reactivitatea chimică a
metalelor studiate
1.Al + S→……….
Fe + S→……….
Zn + S→……….
Cu + S→……….
Mg + S→……….
2.Reactivitatea față de sulf a
metalelor studiate scade
în ordinea …………………

107
II.
1. Reacția metalelor cu acizii :
Reacția Al, Fe, Cu, Zn, Mg cu
acidul clorhidric
În cinci eprubete în care s -a
introdus acid clorhidric se
introduc metale: Al, Fe, Cu,
Zn, Mg
1.Scrieți ecuațiile
reacțiilor chimice

2. Comparați
reactivitatea chimică a
metalelor studiate

3.Stabiliți natura gazului
care se degajă 1. Al + HCl→……….
Fe + HCl→……….
Cu + HCl →……….

2.Reactivitatea față de
acidul clorhidric a metalelor
studiate scade în o rdinea
……………………………..
3. Gazul rezultat este:
……………..
2. Reacția cuprului cu acidul
sulfuric și azotic:
În două eprubete se introduc
cantități mici de cupru. În
prima eprubetă se adaugă
H2SO 4 concentrat și în cealaltă
HNO 3 concentrat. 1.Scrieți ecuațiil e
reacțiilor chimice Cu + H 2SO 4(conc)
→….+….+….
Cu + HNO 3(conc)
→….+….+….
III. Reacția unor metale (Fe,Cu),
cu sărurile altor metale:
-Într-o eprubetă ce conține o
soluție de sulfat de cupru se
introduce un cui din fier.
-Se introduce o sârmă de
cupru într -o eprubetă ce
conține o soluție incoloră de
clorură de mercur(II). 1. Ce observați?
2. Scrieți ecuațiile
reacțiilor chimice.

3.Com parați reactivitatea
chimică a metalelor
studiate.
Fe +CuSO 4→…….+……..
Fierul substituie cupr ul din
sărurile sale.
Cu +HgCl 2→…….+……..
Cuprul substituie mercurul
din sărurile sale.
3.
………………………………………

108
4.4.4. Fișă de lucru 4 – rezolvări de exerciții pe nivele de dificultate
Fișă de lucru 4
Metale –Exer ciții pe nivele de dificultate
Nivelul A

1. Considerați elementele cu Z = 11 și Z = 12. Stabiliți configurația electronică a atomilor și
precizați caracterul chimic al fiecărui atom.

2. La elementele de la exercițiul n r. 1 precizați tendințele acestor el emente în reacțiile chimice.

3. Se dau elementele cu procesele de ionizare respective:
MI → M+ + 1e¯
MII → M2+ + 2e¯
MIII → M3+ + 3e¯
Deduceți electrovalența fiecărui metal.

4. În urma reacțiilor de combinare între metale și sulf sau clor se obțin săruri sau oxizi?

5. Care este forma generală a reacției între Mn și un halogen (de exemplu Cl 2)?

6. Reacția dintre Cu și HCl dă produșii de reacție CuCl 2 și H 2 sau nu este posibilă.

7. Elimină din afirmațiile următoare cuvintele nepotrivite pentru a o bține o propoziție adevărată.
Metalele situate
îna int e
după hidrogen în seria de activitate
înlocuiesc
nu înlocuiesc hidrogenul din acizi.
Metalele situate
îna int ea
după metalului aflat în sare
pot
nu pot înlocui acest metal.

8. Alege perechea de reactanți potrivită pentru a obține din reacție MgCl 2 și H 2O.
a) Mg(OH) 2 + H 2O
b) Mg(OH) 2 + HCl
c) MgO + HCl

109
Nivelul B

1. Știind că elementele Na, Mg și Al se găsesc în aceeași perioadă , dar grup e diferite ( 1, 2, 3 )
reprezentați procesele de ionizare a acestor elemente.

2. Care dintre perechile de re actanți de mai jos reacționează ? Încercuiți răspunsurile corecte și
completați reacțiile chimice .
a) Mg + HCl d) Au + Hg(NO 3)2
b) Ag + Cu(NO 3)2 e) Mg + AlCl 3
c) Cu + HCl f) Hg + AgNO 3

3. Particularizați schema următoare și scrieți ecuațiile reacțiilor chimice cuprinse în schemă.
+ Cl 2 → a
Al + + S → b
+ O 2 → c

4. Ce proces chimic suferă Al în reacție cu oxizii metalici?

5. Al egeți afirmațiile adevărate din următoarele:
a) acidul sulfuric diluat nu reacționează cu Fe
b) acidul sulfuric concentrat nu reacționează cu Fe
c) acidul azotic concentrat nu reacționează cu Fe
d) acidul azotic diluat nu reacționează cu Fe

6. Preciza ți care dintre procesele de ionizare următoare sunt adevărate :
Fe → Fe2+ + 2e¯
Fe → Fe3+ + 3e¯
Cu → Cu+ + 1e¯
Cu → Cu2+ + 2e¯

7. Se dă următoarea schemă de reacții:
CuCl 2 + NaOH → a + b

at0
CuO + c
Identificați substanțele a , b, c.

110

8. Care dintre perechile de reactanți pot reacționa:
Cu + Zn2+ → Cu2+ + Hg →
Cu + Hg2+ → Cu2+ + Zn →
Cu + Fe2+ → Cu2+ + Fe →

9. Aveți la dispoziție următoarele metale: Cu, Fe, Zn, Ag, Hg, Mg, și Al. Care dintre aceste
metale nu substi tuie hidrogenul din acizi?

Nivelul C

1. Ce metal reacț ionează mai energic cu oxigenul: Mg sau Al?

2. Aluminiu are o reactivitate chimică mare, deoarece:
a) substitu ie Cu din CuSO 4
b) substitu ie hidrogenul din acizi.
c) substitu ie hidrogenul din apă
d) nu este înlocuit dintr -o sare a sa de către Cu
e) toate afi rmațiile sunt corecte
f) nici o afirmație nu este corectă.

3. Particularizați prin reacții chimice schema de reacții de mai jos:
+ acizi →
Fe + + CuSO 4 →
+ Cl 2 →
+ S →
4. Ce proces chimic suferă Fe în reacție cu acizii?
5. Se tratează 1 mol de K cu apă.
Se tratează 1 mol de Na cu apă.
În ce caz se degajă o cantitate mai mare de hidrogen ?
6. Care dintre reacț iile de mai jos sunt posibile:
Zn + HCl →
Hg + HCl →
Fe + H 2SO 4 →
Cu + Na(NO 3)2 →

111
Pb + Mg(NO 3)2 →
7. Care dintre metalele de mai jos pot reacționa la rece cu apa: Fe, Cu, Na, Hg, Au, Ag, K?
8. Ce metale prețioase nu pot reacționa cu apa nici la rece n ici la cald?
9. De ce reacțiile Na și K cu S sunt însoțite de explozii foarte puternice, reacțiile Mg, Al și Zn cu
S sunt însoțite de mici explozii, iar reacția Fe cu același nemetal se poate executa și în eprubetă
fără ca aceasta să se spargă.

4.4.5. Fișă de lucru 5 – activitate experimentală – Fotosinteza

Fișă de lucru 5 – Fotosinteza

Experimentul nr. 1 – Extragerea clorofilei din frunză
Material necesar: frunze, alcool de 900, sursă de încălzire, cristalizor
 Fierbeți câteva frunze în alcool
OBSERVAȚ II
a. alcoolul de 900 este ……………… iar frunza este …………
b. după fierberea frunzei în alcool, acesta devine ……………. , iar frunza devine ………… ,
transparentă.
CONCLUZIE: În frunză există pigmentul …………… CLOROFILA, care se poate extrage pr in
fierbere în alcool.

Experimentul nr. 2 – Evidențierea producerii amidonului prin fotosinteză
Material necesar : frunze de mușcată pregătite în prealabil, soluții de amidon, soluție de iod în
iodură de potasiu, pipetă, cristalizoare.
 Introduceți frunza de mușcată decolorată în vasul cu iod în iodură de potasiu
 Notează pe caiet titlul experimentului, apoi și propozițiile lacunare ce urmează:
OBSERVAȚII:
1. Iodul în iodură de potasiu colorează soluția de amidon în………………….
2. Frunza de mușcată introdusă în soluția de iod în iodură de potasiu se colorează în
………………….. cu excepția porțiunii care a fost acoperită, deci în care nu a avut
loc………………………..
CONCLUZIE: Prin fotosinteză frunza produce ………………..; fotosinteza are loc numai
la………………………
 Pe măsură ce lucrezi, comple tează observația nr. 1 , apoi observația nr. 2
 Compară cele două observații apoi completează concluzia.

112
Experimentul nr. 3 – Evidențierea influenței intensității luminii asupra intensității fotosintezei
Material necesar : plante de ciuma apelor, o eprubetă cu apă de la robinet, stativ, lampă
electrică, o coală de hârtie albă, o coală mică de carton.
 Notează în caiet titlul experimentului, apoi și tabelul cu observații și concluzia lacunară.

Intensitatea luminii 1. Foarte puternică 2. Puternică 3. Slabă
Nr. bule oxigen/ minut

CONCLUZIE: Fotosinteza este………………….la lumină puternică și mai
puțin……………………la lumină slabă..
 Așează stativul cu eprubeta în care se află planta în dreptul becului; aprinde lampa.
 Numără bulele de oxigen eliminate pe la capătul tulp inii timp de 1 minut. Notează în
tabel.
 Așează între lampă și eprubetă coala de hârtie; numără în același mod și notează.
 Înlocuiește hârtia cu coala de carton, repetă numărătoarea și notează
 Compară datele din tabel și completează concluzia.

113
Bibliografie
Bibliografie de specialitate
1. C.D. Nenițescu, Chimie generală , EDP, București, 1978.
2. M. Brezeanu, E . Cristurean, A. Antoniu, D. Marinescu, M. Andruh, Chimia metalelor,
Editura Academiei Rom âne, București, 19 90
3. Gh.Marcu, Chimia me talelor , Ed. Didactică și Pedagogică, București, 1979
4. C.Macarovici, Chimie anorganică . Metale , Ed. Didactică și Pedagogică, București, 1972
5. M.Ursache, D.Chirca, Proprietățile metalelor , Ed. Didactică și Pedagogică, București, 1982
6. M. N. Palamaru, Al. R. Iordan, Al. Cecal, Chimie bioanorganică și metalele vieții , Editura
BIT, Iași, 1997.
7. M. N. Palamaru, Al. R. Iordan, Al. Cecal, Chimie bioanorganică generală , Editura
Universității „Al. I. Cuza, Iași, 1998.
8. M. N. Palamaru, A. R. Iordan , K. Popa , Bazele Chimiei Bioanorganice, Lucrari practice si
aplicatii . Ed.Tehnopress, Iasi, 2004
Metodica predării chimiei
9. S.Fătu , Didactica chimiei , Editura Corint, Bucuresti, 2002.
10. V. Sunel, I. Ciocoiu, T. Rudică, E. Bîcu , Metodica predării chimi ei, Ed. Marathon, Iasi,
1997 .
11. M.Ed.C – Consiliul Național pentru Curriculum , Ghid metodologic pentru aplicarea
programei de Chimie – clasele a VII -a și a VIII -a , Editura Aramis , București , 2001
12. B.Balan, St.Bon cu, A.Cosmovici, T.Cozma, C.Cre tu, C.Cucos (coordonator), I.Dafinoiu,
L.Iacob, C.Moise, M.Momanu, A.Neculau, T.Rudică, Psihopedagogie pentru examenele
de definitivare si grade didactice , Ed. Polirom, 1998.
13. C.Gheorghiu , Chimie – ghidul profesorului pentru clasa a VII -a, Editura A ll ,București ,
2000
14. M.Stanciu, Reforma conținuturilor învățământului. Cadru metodologic , Polirom ,
Iași, 1999 , pagina 165
15. C. Tache, Caiet de chimie pentru lucrări practice , Editura Coresi, Bucu rești, 1992
16. S. Fătu, F. Stroe, C. Stroe, Chimie. Manual pentr clasa a VIII a , Editura Corint, București,
2008
17. C. Gheorghiu, Chimie. Manual pentr clasa a VIII a, Editura ALL, București, 2005
18. S. Jerghiuta, A. Covrig, J. Tivlea, D. Iluca, Chimi a și viața , Editura DOCUMENT, Iași
1997
19. L. Ursea, M. Girtan , S. Girta n, F. Constantin , Chimia și natura , Editura Didactică și
Pedagogică, București, 2004

114
20. Curs “Abilitatea pe curriculum la decizia scolii, la nivel interdi sciplinar:
POSDRU/87/1.3/S/62534, Formarea profesorilor de matematică și științe în domeniul
cunoașterii
21. Gh. Marcu , M. Brezeanu, A. Bâtcă, C. Bejan , R. Cătuneanu, Chimie anorganică , EDP,
București
22. C. Cucoș, Evaluarea rezultatelor activități i școlare , Etitura Spiru Haret, Iași
22. V. Tudor, Chimie. Culegere de probleme. Gimnaziu, Editura Humanitas Educațional,
București
Internet
http:// www.ptable.com
https://ro.wikipedia.org/wiki
http:// www. regielive.ro.
http:// www.didactic.ro
http://documents.tips/documents/chimie -55939489d5e5e.html
http://documents.tips/documents/curs -7-nave.html

115

Declarație de autenticitate,

Subsemnatul/a CEPIȘCĂ ADRIANA ELENA , căsătorită BADALE , cadru didacti c la
ȘCOALA GIMNAZIALĂ din localitatea. VATRA MOLDOVIȚEI , judetul SUCEAVA ,
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, declar 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………………………………………………… ;
d) lucrarea nu a mai fost folosită în alte contexte de examen sau de concurs.

Dau prezenta declarație fi indu-mi necesară la predarea lucrării metodico -științifice în
vederea avizării de către conducătorul științific, doamna Prof. Dr. Alexandra Raluca Iordan

Declarant ,
(nume, prenume Cepișcă Adriana Elena (căs. Badale)
( semnătura)…………………………………

Data……………