Reacția de combinare [618982]

BORANDĂ JANETA – VIOLETA

METODA DESCOPERIRII
DIRIJATE
ÎN STUDIUL CAPITOLULUI
„TIPURI DE REACTII CHIMICE”
LA GIMNAZIU

EDITURA ROVIMED PUBLISHING

2

3
CUPRINS

Capitolul 1. Tipuri de reacții chimice în chi mia
anorganică
1.1. Definiție ………………………………………………….. ……… 5
1.2. Clasificare …………………………………………………. ……. 6
Capitolul 2. Clasificarea reacțiilor chimice după criteriul
chimic
2.1. Reacții care se produc fără modificarea stării de
oxidare …………………………………………………………. ………. 7
2.2. Reacții care se produc cu modificarea stării de
oxidare ………………………………………………. ……… ……….. 23
Capitolul 3. Clasificarea reacțiilor chimice după criteriul
fizic
3.1. După mediul de reacție ……………….. ……………. ……. 48
3.2. După viteza de reacție …………………………… ………… 49
3.3. După efectul term ic ………………………………. ………….57
3.4. După mecanismul de reacție ………….. ………………… 60
Capitolul 4. Metode moderne de predare – învățare …. 63
Capitolul 5. Orga nizarea învățării conceptului „Tipuri de
reacții chimi ce” în gimnaziu
5.1. Scenarii didactice …………………………………. ………… 66
5.1.1. Scenariul didactic nr. 1: Reacția de combinare
Varianta 1 …………………………………………. ………. 66
Varianta 2 ……………….. …………………… …………… 71
5.1.2. Scena riul didactic nr. 2: Reacția de
descompunere

4
Varianta 1 ……………………………………. …………… . 77
Varianta 2 ……………………………………. ……………. 81
5.1.3. Scenariul didactic nr. 3: Reacția de înlocuire
Varianta 1 ………………………………………. …………. 85
Varianta 2 …………………………………….. ………….. . 90
5.1.4. Scenariul didactic nr. 4: Reacția de schimb
Varianta 1 ………………………………………… ……….. 97
Varianta 2 …………….. ……………………….. ……….. 102
5.1.5. Scenariul didactic nr. 5: Principalele tipuri de
reacții chimice anorganice (recapitulare )
Varianta 1 ……… ………………………… ……… ……… 109
Varianta 2 …………….. …………………… ……………. 112
Capitolul 6. Evaluarea eficienței învățământului
6.1. Evaluarea eficienței învățământului – componentă a
teoriei și practicii pedag ogice ……………….. …………… … 117
6.2. Strategii de evaluare ……….. ……… ………….. ……….. 118
6.3. Tehnici de evaluare ……………………………. …………. 121
6.4. Probe de evaluare ………. ……………….. ……………….. 127
6.4.1. Proba de evaluare nr.1 ……………… …………… 127
6.4.2. Proba de evaluare nr.2 …………………. ……….. 132
6.4.3. Proba de evaluare nr.3 ……………….. …………. 138
6.4.4. Concluzii ……………. …………………. ……………. 143
Capitolul 7. Bibliografie ………….. …………………… ……. 147

5
CCCAAAPPPIIITTTOOOLLLUUULLL 111

TIPURI DE REACȚII CHIMICE
ÎN CHIMIA ANORGANICĂ

1.1. Definirea reacției chimice
Din cele mai vechi timpuri s -a const atat că – în aer –
laptele dulce se acrește, mustul se transformă în vin, iar
acesta, la rândul său, se oțețește. S -a remarcat, de
asemenea, că unele materiale ( lemnul, cărbunii de pământ,
gazele naturale, țițeiul, lâna etc. ), fiind aprinse, ard în aer.
S-a observat că obiectele din fier ruginesc și cele din
cupru coclesc. Plantele transformă apa și dioxidul de
carbon în substanțe complexe și degajă oxigen în
atmosferă.
Se știe că toate procesele care duc la transformarea
substanțelor chimice în alte substa nțe, diferite față de cele
inițiale poartă numele de reacții chimice .
Reacțiile chimice nu se petrec numai în natură.
Arderea benzinei pentru a obține energia necesară
deplasării automobilelor, obținerea unor metale,
medicamente, fibre sintetice, cauciucu lui sintetic, a
fontelor în furnale au loc în urma unor reacții chimice.
Componenții unei reacții chimice
Substanțele care iau parte la reacție se numesc
reactanți , iar cele care rezultă din reacție se numesc
produși de reacție . Acestea pot fi numai substa nțe simple,
numai substanțe compuse sau și substanțe simple și
substanțe compuse.

6
1.2. Clasificarea reacțiilor chimice
Dacă ținem seama de cele două ramuri principale ale
chimiei ( ramura anorganică și cea organică ) reacțiile
chimice sunt de două feluri:
* reacții anorganice – în care este vorba de
transformările suferite de substanțele anorganice sau
minerale;
* reacții organice – în care este vorba de
transformările suferite de substanțele organice.
Dacă în chimia organică s -a reușit să se facă o
sistem atizare a reacțiilor chimice, în domeniul anorganic
diversitatea mare de combinații și lipsa unui criteriu sigur
fac dificilă încercarea de clasificare a reacțiilor chimice.
Din această cauză vom încerca în continuare să propunem
câteva criterii pe baza că rora să sistematizăm principalele
tipuri de reacții din chimia anorganică
Sunt două criterii de care putem ține seama în
clasificarea reacțiilor anorganice:
 criteriul chimic – în care se au în vedere
transformările atomilor, ionilor sau moleculelor,
transf ormări care pot avea loc cu sau fără modificarea
stărilor de oxidare;
 criteriul fizic – în care se ține seama de mediul de
reacție, viteza de reacție, efectul termic al reacției și
mecanismul de reacție.

7
CCCAAAPPPIIITTTOOOLLLUUULLL 222

CLASIFICAREA REACȚIILOR CHIMICE
DUPĂ CRITERIUL CHIMIC

2.1. Reacții care se produc fără modificarea stării de
oxidare (reacții de tip simplu)

Din această categorie de reacții fac parte:
2.1.1. Reacții de combinare – care au loc între două
substanțe compuse, de exemplu reacțiile oxi zilor bazici
cu oxizii acizi ( stingerea varului, obținerea sodei caustice
din Na 2O, formarea calcarului sau a silicatului de calciu,
combinație ce este la baza fabricării sticlei ) sau obți nerea
sărurilor de amoniu ( de exemplu obținerea țipirigului ).
Din aceste exemple se vede că din două substanțe
diferite se formează o singură substanță nouă:
CaO + H 2O = Ca(OH) 2
Reacția prin care din două substanțe diferite se obține
o singură substanță cu proprietăți no i, se numește reacție
de combinare .
Tot așa, dacă oxidul d e calciu se combină cu CO 2
rezultă carbonatul de calciu:
CaO + CO 2 = CaCO 3
iar dacă este topit împreună cu SiO 2, rezultă silicatul de
calciu, combinație care este la baza fabricării sticlei:
CaO + SiO 2 = CaSiO 3
Reacții de combinare se produc și în fază gaz oasă, ca
de exemplu obținerea clorurii de amoniu:
NH 3(g) + HCl(g) = NH 4Cl(s)

8

după cum se poate
vedea și din figura 1:

2.1.2. Reacții de descompunere – a unei substanțe
compuse în alte două substanțe compuse, cum ar fi
descompunerea carbonaților într -un oxid bazic și unul
acid, decurg de asemenea fără modificarea numărului de
oxidare.
Dacă, de exemplu, într -o eprubetă se încălzește
pulbere de carbonat de cupru (albastru ), după un timp se
observă că pulberea s -a înnegrit ca urmare a formării
oxidului d e cupru (II) ( CuO ). Dacă vom introduce apoi un
bețișor de lemn semiaprins, constatăm că acesta se stinge
din cau za dioxidului de carbon (CO 2) rezultat din reacție:
CuCO 3 toC CuO + CO 2
după cum se observă și în
figura 2:

Reacția prin care din tr-o
singură substanță rezultă
două sau mai multe
substanțe noi se numește
reacție de descompunere .

9
Carbonatul de ca lciu din natură (piatra de var ), dacă
este încălzit la 800oC în cuptoare speciale (cuptoare de
var), împreună cu cocs ca sursă de energie, s e
descompune în oxid de calciu (varul nestins ) și dioxid de
carbon, utilizat în special ca materie prim ă la fabricarea
sodei de rufe ( Na2CO 3), a ureei, sau purificarea sucului
zaharat obținut din sfecla de zahăr prin difuziune cu apă la
80oC:
CaCO 3 = CaO + CO 2

2.1.3. Reacțiile ionice – sunt acele reacții care au loc
în urma schimbului de ioni aflați în soluție apoasă. După
natura compușilor rezultați în urma schimbului de ioni,
reacțiile ionice sunt de mai multe feluri:
 reacți i ionice cu schimb de protoni (protolitice )
– din această categorie de reacții fac parte:
 reacțiile de ionizare – sunt disociații
electrolitice cu participarea moleculelor solventului,
reacții în care are loc un transfer de protoni de la acid la
bază.
Teoria disociației electrolitice aparține lui Arrhenius
care a arătat că totalitatea proprietăților unor soluții poate
fi înțeleasă numai dacă se admite că la dizolvarea în apă
moleculele se disociază în ioni încărcați cu electricitate
pozitivă și negativă, respectiv cationi și anioni . Forțele
care se exercită între ionii din soluție sunt de natură
electrostatică.
Teoria protolitică a putut defini proprietățile de acid
sau de bază ale substanțelor. În teoria disociației
electrolitice se numesc acizi substanțele care dizolvate în
apă pun în libertate ioni de hidrogen:

10

HCl  H+ + Cl–
HNO 3  H+ + NO 3–
Acizii în stare pură nu conduc curentul sau îl conduc
foarte slab deoarece ionii se solvatează adică strâng în
jurul lor și molecule de solvent formând agregate ; forțele
de atracție, de respinge re dintre ioni, precum și efectele de
solvatare fac ca ionii să nu mai aibă o mișcare perfect
liberă, pe când în soluție apoasă conduc bine curentul
electric, fapt pus în evidență în figura 3:
Reacția fierului cu o soluție apoasă de HCl este o
reacție cu i onii de hidrogen din soluție:
Fe + 2H+  Fe2+ + H 2
În teoria disociației electrolitice se numește bază o
substanță care în solu ție apoasă pune în libertate molecula
de apă nedisociată.
HA + BOH = BA + H 2O
sau
H+ + HO– = H 2O
Conform teoriilor vechi, tăria acizilor este stabilită de
regula: un acid mai tare scoate din sărurile sale un acid
mai slab; o bază mai tare scoate din sărurile sale pe una
mai slabă sau insolubilă. Arrhenius a dat un aspect

11
cantitativ teoriei sale înlocuind acest mod de a aprecia
tăria acizilor și bazelor cu noțiunea științifică de grad de
disociere .
Valorile anormale obținute la măsurarea
conductibilității electrice a soluțiilor, a presiunii osmotice,
a urcării punctelor de fierbere, a coborârii punctelor de
topire implică disocierea electrolitică și au reprezentat un
suport al ei. Teoria lui Arrhenius este limitată la soluțiilor
apoase în care există atât ioni de hidrogen, cât și ioni OH–.
Definiția bazelor a ridicat și încă mai ridică obiecții.
Amoniacul și aminele organice nu conțin grupe OH-.
Existența moleculei de NH 4OH este pusă la îndoială, deși
se formula caracterul bazic al amoniacului în apă astfel:
NH 3 + H 2O  NH 4OH  NH 4+ + OH–
Există totuși baze care nu conțin OH–. Ionul OH– este
determinat de prezența apei, cum de altfel există și acizi
care nu conțin ioni de H+.
Considerăm câteva reacții:
H2O + H 2SO 4  H3O+ + HSO 4–
a b a b
HSO 4– + H 2O  H3O+ + SO 42–
a b a b
HSO 4– + HNO 3  H2SO 4 + NO 3–
a b a b
HCl + H 2O  H3O+ + Cl–
a b a b
HCl + NH 3  NH 4+ + Cl–
a b a b

12
Se observ ă că:
 Transferul H+ poate decurge de la un acid la bază sau
la solvent;
 Caracterul de acid (bază ) se manifestă în funcție de
natura partenerului din sistemul de reacție.
În cazul gener al, considerând că o moleculă (B: )
având o pereche de electroni disponibili se găsește î n
același mediu cu o moleculă (HA ) în care A este un atom
de electronegativitate mai mare decâ t a hidrogenului, se
poate ca protonul să fie atras de perechea disponibilă de
electroni a moleculei B:
B: + H -A  B-H + :A–
sau dac ă participanții sunt H -A+ și B: , schimbul protonic
se pre zintă astfel:
B: + H -A+  B-H+ + :A–
Speciile nou formate B-H și : A– în primul caz și B -H+
și :A– în al doilea caz se separă în soluție, dar imediat pot
da reacția inversă cu formarea speciilor B: și H -A,
respectiv B: și H -A+, realizându -se un echilibru.
Reprezentarea generalizată a reacțiilor acido – bazice
poate fi:
(1) acid 1 + bază 2  bază 1 + acid 2
care marchează echilibrul acido – bazic dublu conjugat,
analog cu echilibrul redox dublu conjugat:
(2) red 1 + ox 2  ox1 + red 2
În cele două situații are loc un transfer de particule,
protoni în cazul (1) și electroni în ca zul (2); cedarea –
acceptarea celor două tipuri de particule este aproape
simultană, ceea ce determină apariția unui sistem de
echilibru. Totodată, echilibrul acido – bazic dublu

13
conjugat reprezintă și imposibilitatea existenței separate a
echilibrelor par țiale:
(1) acid  baza conjugată acidului + H+
(2) bază + H+  acid conjugat bazei
Cauza imposibilității existenței separate a echilibrelor
(3) și (4) o constituie specificitatea ionilor de H+ (protonul
nu poate exista liber decât în stare de gaz la presiuni
joase ). Posibilitatea de transfer a protonilor în reacțiile
acido – bazice apare în strânsă legătură structura acizilor,
bazelor și a solvenților.
Conform teoriei lui Brönsted, acizii sunt molecule sau
particule capabile de a ceda protoni, iar bazele sunt
molec ule sau particule care pot accepta protoni. Deci pot
fi acizi, după această teorie:
 molecule neutre (HCl, H 2SO 4, HNO 3, H 2O,
NH 3,….);
 cationi ( NH 4+, H3O+,….);
 anioni ( HSO 4–, HS–,….);
și baze:
 molecule neutre ( NH 3, H2O,….);
 anioni (HSO 4– Cl–, HS–, SO 42–, NO 3–, HO–,
NH 2–,….).
Se observă că H 2O și NH 3 au comportament și de bază
și de acid, conform reacțiilor de autoprotoliză:
(3) H2O + H 2O  HO– + H 3O+
a1 b2 b1 a2
(4) NH 3 + NH 3  NH 2– + NH 4+
a1 b2 b1 a2
Ambii compuși au caracter amfiprotic, caracterul de
bază sau acid fiind pus în evidență funcție de partener. În

14
desfășurarea reacțiilor protolitice o importanță deosebită o
prezintă natura solventului. Funcție de participarea lor la
transferul de protoni , solvenții pot fi: aprotici sau
indiferenți (care nu favorizea ză proces ul de ionizare a
electroliților ) și protici (care favorizează reacțiile de ac est
tip).
Concluzionând, se poate spune că:
 După teoria protolitică, proprietatea de acid sau de
bază, resp ectiv tăria aces -tora este funcție de natura
substanței dizolvate și a solventului;
 Caracterul acid este cu atât mai pronunțat cu cât
afinitatea moleculelor sol – ventului față de proton este
mai mare;
 Caracterul bazic al solventului este cu atât mai mare c u
cât afinitatea acestuia față de proton este mai mică.
Criteriul transferului de protoni nu se aplică la
dizolvanți ionolitici aprotici în care nu se observă cedare
sau acceptare de protoni, așa cum este cazul echilibrelor:
SO 2 + SO 2  SO2+ + SO 32–
I2 + I2  I– + I3+
În general se spune că o substanță este disprotidă dacă
prin disociere eliberează protoni, este emprotidă dacă
captează protoni și este amfiprotolitică sau protolitică
dacă prin disociere eliberează ioni cu funcție acidă și ioni
cu funcție baz ică.
 reacțiile de neutralizare – sunt reacțiile care
au loc între un acid și o bază cu formare de sare și
molecule de solvent.
Cea mai frecvent studiată reacție de neutralizare este
neutralizarea acidului clorhidric cu hidroxid de sodiu:

15
HCl + NaOH = NaC l + H 2O
sau ionic:
(H+ + Cl–) + (Na+ + Cl–) = (Na+ + Cl–) + H 2O
Analizând ecuația reacției în formă ionică observăm
că ionul de Na+ (cationul ) și ionul de Cl– (anionul ) sunt
ioni pasivi , întrucât în soluție ei nu se unesc. Sarea este
ionizată total, iar io nii ei rămân în soluție în stare liberă.
Singurii ioni activi sunt ionii de H+ și OH– care nu pot
coexista și se unesc între ei formând molecula de apă,
combinație stabilă și foarte puțin disociată.
HO– + H 3O+  2H2O
sau
HO– + H 3O+ H2O + H 2O
b1 a2 a1 b2
Momentul neutralizării complete este pus în evidență
prin titrare în prezență de fenolftaleină, ca în figura 4:

Generalizarea reacției de neutralizare având ca solvent
apa este:
HA + BOH  BA + H 2O
În amoniac lichid cele mai carac teristice reacții de
neutralizare sunt între sărurile de amoniu și amiduri:

16
NH 4+ + Cl– + Na+ + NH 2–  Na+ + Cl– + 2NH 3
NH 4+ + NH 2–  NH 3 + NH 3
a1 b2 b1 a2
sau generalizând:
NH 4X + MNH 2  MX + 2NH 3
S-a observat că la procesul de neutralizare pot
participa și alte substanțe care nu sunt acizi propriu -ziși
sau baze propriu -zise, dar care îndeplinesc funcții de acid
sau de bază:
SOCl 2 + K 2SO 3  2KCl + 2SO 2
Na2O + H 2SO 4  Na2SO 4 + H 2O
NH 4Br + KNH 2  KBr + 2NH 3
Foarte general, neutr alizarea poate fi considerată o
reacție acido – bazică, putând fi explicată cu ajutorul a
două teorii:
– teoria protolitică, conform căreia sunt reacții de ti p
donor – acceptor de protoni (deci protolitice );
– teoria electronică (Lewis ) conform căreia sunt
reacții cu stabilirea unei legături de tip donor – acceptor
simplă sau covalent – coordinative: acid ul este orice ion
(moleculă ) cu înveliș electronic incomplet care poate
accepta e lectroni liberi de la alt ion (moleculă ), iar baza
un donor al unei perechi de electroni.
H H +
H+ + :N – H  H:N – H
H H
a b produs de neutrali zare
Un echilibru acido – bazic conform acestei teorii se
poate repre zenta prin ecuația:
A + B  A:B

17
Dacă acidul și baza sunt tari, reacția est e totală, iar
dacă sunt slabi ( ambii sau numai unul dintre ei ), reacția
este limitată de opusa ei numită hidroliză.
 reacțiile de hidroliză – sunt reacțiile care au loc
între ionii une i sări și moleculele apei, iar în urma lor
rezultă acidul și baza din care s -au format. Hidrolizează
toate sărurile cu excepția celor rezultate din acizi tari și
baze tari, deoarece acizii tari și bazele tari sunt complet
ionizați în soluții.
De exemplu, d acă se dizolvă în apă clorură de sodiu,
ionii de Cl– și Na+ trec în soluție, se înconjoară cu
moleculele de apă, adică se hidratează , fără a modifica
pH-ul soluției.
Cu totul altfel se petrec lucrurile în cazul sărurilor
provenite din neutralizarea unor ac izi cu baze de tării
diferite. Asemenea săruri, prin dizolvare în apă, eliberează
ioni care reacționează cu apa formând compuși slab
disociați, adică hidrolizează. Reacțiile de hidroliză au ca
efect modificarea pH -ului soluțiilor prin blocarea
protonilor s au ionilor hidroxil în compuși slab disociați.
Experimental, cu ajutorul indicatorilor acido – bazici,
s-a observat că soluțiile în apă pot manifesta caracter
bazic, caracter acid, caracter slab bazic. Aceste
comportamente pot fi explicate pe baza caracter ului de
amfolit al apei și al interacțiilor dintre ionii apei și ai sării
din sistem.
Pentru ca o sare să hidrolizeze trebuie ca ea să provină
dintr -o reacție de neutralizare în care cel puțin unul dintre
participanți să fie electrolit slab. În cazul neutr alizării unui
acid cu o bază tare în soluție apoasă reacția are loc

18
cantitativ până la neutralizarea aproape totală a ionilor H+
și OH–, deci sărurile rezultate practic nu hidrolizează.
Prin urmare, în cazul hidrolizei se disting trei categorii
de reacții:
a) Hidroliza unei sări provenite de la un acid slab și o
bază tare:
De exemplu, hidroliza carbonatului de sodiu:
(2 Na+ + CO 3–) + 2H 2O  2(Na+ + OH–) + CO 2 + H 2O
Se observă că soluția are reacție bazică, deoarece prin
hidroliză rezultă o bază tare, total d isociată provenită din
hidroliza ionului CO 32– (aq):
CO 32– (aq) + H 2O(l)  HCO 3– (aq) + OH– (aq)
b) Hidroliza unei sări provenite de la un acid tare și o
bază slabă:
Să considerăm hidroliza clorurii de amoniu:
(NH 4+ + Cl–) + H 2O  NH 3 + (H3O+ + Cl–)
Soluția va avea reacție acidă datorită formării unui acid
tare prin hidroliza ionului NH 4+(aq):
NH 4+(aq) + H 2O(l)  NH 3(aq) + H 3O+(aq)
c) Hidroliza unei sări provenite de la un acid slab și o
bază slabă:
În acest caz va hidroliza cu apa atât cationul cât și anionul
sării. Astfel, soluția va avea un caracter aproape neutru
deoarece atât acidul cât și hidroxidul sunt slabi, parțial
disociați:
(A– + B+) + H 2O  HA + BOH
Pentru a stabili dacă soluția apoasă a unei sări este
acidă, neutră sau bazi – că se poate ține seama de
următoarele trei reguli:

19

– ionii metalici ai elementelor din grupele I -A și II -A
(cu excepția Be ) și anionii care sunt bazele
conjugate ale acizilor tari nu hidrolizează;
– ionul amoniu, NH 4+, și ionii hidratați ai metalelor,
exceptând pe cei ai elementelo r din grupe le I-A și II –
A (cu excepția Be ), hidrolizează formând H 3O+;
– anionii acizilor slabi hidrolizează formând OH–.
Reacțiile cu transfer de protoni își găsesc aplicații în
domenii variate și de osebit de utile și interesante, ca :
– soluțiile tampon;
– analiza volumetrică (titrarea acido – bazică );
– indicatorii de pH.
 reacțiile ionice de dublu schimb – sunt reacțiile prin
care două substanțe compuse își schimbă între ele unele
elemente, formând alte două substanțe compuse. De
obicei acest tip de reacții se de sfășoară în soluție.
Dacă reactanții sunt două săruri, ele își schimbă între
ele metalele formând alte două săruri, de exemplu reacțiile
cu formar e de precipitate ( de recunoaștere a azotaților, a
sulfaților, etc. ) sau cele care își găsesc aplicații indust riale
în caz ul schimbătorilor de ioni, folosiți la purificarea apei.
Amestecând o so luție de azotat
de argint ( AgNO 3) cu o soluție de
clorură de sodiu (NaCl ) se formează
un precipitat alb, greu solubil, de
clorură de argint (AgCl ) – ca în
figura 5:
Reacția se poate scrie astfel:
(Ag+ + NO 3–) + (Na+ + Cl–) 
AgCl + Na+ + NO 3–)

20
și este folosită la recunoașterea HCl și a ionului clorură,
Cl–. Precipitatul format se înnegrește sub acțiunea luminii.
Tot așa, dacă vom amesteca o soluție de sulfat de
sodiu ( Na2SO4) cu o soluție de clorură de bariu ( BaCl 2) se
formează un precipitat alb insolubil de sulfat de bariu
(BaSO 4). Reacția poate fi scrisă astfel:
(2Na+ + SO 42–) + (Ba2+ + 2Cl–)  BaSO 4 + 2(Na+ + Cl–)
și este reacția de identificare a H 2SO 4 și a ionului sulf at,
SO 42–.
Cele două exemple constituie reacții ionice cu formare de
precipitate.
Prin urmare, reacțiile de dublu schimb sunt acele
reacții în care două substanțe reacționează între ele
formând alte două substanțe noi.
O reacție de dublu schimb a cărei ap licație practică își
găsește rezolvarea la separarea azotatului de potasiu, este
reacția:
(K+ + Cl–) + (Na+ + NO 3–)  (K+ + NO 3–) + (Na+ + Cl–)
Dacă temperatura sistemului nu se schimbă, în soluție
se găsesc aceeași ioni, indiferent de sensul reacției.
Răcind sistemul, va cristaliza KCl ( echilibrul se
deplasează în sensul formării NaNO 3). Ridicarea
temperaturii face să crească solubilitatea KNO 3, în timp ce
solubilitatea NaNO 3 rămâne practic neschimbată. Azotatul
de po tasiu obținut pe această cale (numit sa lpetru de
conversie ) este folosit ca îngrășământ.
 reacțiile ionice de deplasare – a acizilor și bazelor
slabe din sărurile lor de către acizii și bazele tari sunt tot
reacții de dublă înlocuire.

21

Se știe că acizii tari și bazele tari pot deplasa ușor
acizii slabi și bazele slabe din sărurile acestora, aceasta
constituind una din metodele de preparare a acestor
compuși chimici.
De exemplu, prin tratarea carbonatului de sodiu cu
acid clorhidric se obține acid carbonic, foarte slab, care se
descompune cu d egajare de dioxid de carbon ( reacție de
efervescență ), ca în figura 6:

Reacția poate fi scrisă astfel:
Na2CO 3 + 2HCl  2NaCl + CO 2+ H 2O
sau:
(2Na+ + CO 32–) + 2(H+ + Cl–)  2( Na+ + Cl–) + CO 2+
H2O
Pentru obținerea unei baze slabe cum este amoniacul,
NH 3, se tratează o soluție de clorură de amoniu ( NH 4Cl
cu hidroxid de sodiu:
(NH 4+ + Cl–) + (Na+ + OH–) = NH 3 + NaCl + H 2O
Tot așa, dacă se trat ează sulfura de fier (II) (FeS) cu
acid sulfuric ( H2SO 4) se obține hidrogen sulfurat ( H2S),
un acid slab cu m iros neplăcut:
FeS + H 2SO 4 = FeSO 4 + H 2S
sau din reacția trisulfurii de stibiu cu acid clorhidric:

22
Sb2S3 + 6HCl = 2SbCl 3 + 3H 2S

 reacțiile ionice cu formare de combinații puțin
disociate – acest tip îl întâlnim în cazul reacțiilor cu
formare a halogenuri lor sau a pseu dohalogenurilor
(cianuri și sulfocianuri ) de mercur solubile, dar foarte
puțin disociate, și anume:
Hg2+ + 2NO 3– + 2(Na+ + Cl–) = HgCl 2 + 2(Na+ + NO 3–)
Hg2+ + 2NO 3– + 2(Na+ + CN–) = Hg(CN) 2 + 2(Na+ +
NO 3–)
Hg2+ + 2NO 3– + 2(K+ + SCN–) = Hg(SCN )2 + 2(K+ +
NO 3–)
HgCl 2 , Hg(CN) 2 și Hg(SCN) 2 sunt solubile, dar puțin
disociate.

2.1.4. Reacțiile cu formare de combinații complexe –
sunt caracteristice metalelor tranziționale și metaloizilor.
Pentru ca un ion metalic să formeze combinații complexe
trebuie să îndeplinească următoarele condiții:
– să aibă un volum ionic mic;
– să posede orbitali liberi în care să poată accepta
electronii neparticipanți ai ligandului, stabilindu -se astfel
legături covalent – coordinative între ionul central și
atomul de n emetal din ligand.
Se cunosc foarte multe combinații complexe cu
importanță practică deosebită, ca d e exemplu reactivul
Schweizer (hidro xidul tetraaminocupric care are
proprietatea de a dizolva celuloza, reactivul Tollens
(azotatul de diaminoargint ), hidro xoaluminatul de sodiu,
clorofila, hemul etc.

23
Cu(OH) 2 + 4NH 3  [Cu(NH 3)4] (OH) 2
AgOH + 2NH 3  [Ag(NH 3)2]OH
Unii liganzi se pot lega de atomul metalului central
prin doi sau mai mulți atomi (liganzi polidentați ) și
formează compuși foarte stabili, cu stru cturi mult mai
complexe, numiți chelați; de exemplu hemul,
constituentul de bază al hemoglobinei, după cum se vede
și în figura 7:

Un caz interesant este acela al unor soluții
concentrate ale halogenuri lor unor metale tranziționale
(Cu și Cd ): acestea au tendința de a forma autocomplecși:
Cu[CuCl 4] sau Cd[CdI 3]2. De aceea, în timpul electrolizei,
o mare parte din cadmiu migrează spre anod.

2.2. Reacții care se produc cu schimb de electroni
(redox )
Se știe că oxidarea este procesul prin care un element
cedează electroni (crește valoarea a lgebrică a numărului

24
de oxidare ). Elementul care cedează electroni se numește
reducător.
Reducătorul ( red.)  Oxidant (ox. ) + ne–
Reducerea este procesul prin care un element acceptă
electroni ( scade valoarea a lgebrică a numărului de
oxidare ). Elementul care acceptă electroni poartă numele
de oxidant .
Oxidantul ( ox.) + ne–  reduc ător ( red.)
Fiecare proces ( cedare sau ac ceptare de electroni ) este
un proces reversibil, ce cuprinde atât forma oxidantă, cât
și forma redusă . Este vorba de două sisteme conjugate
care interacționează:
ox1 + red 2  red 1 + ox 2
K = [red 1][ox 2]/[ox 1][red 2]
(sistem dublu conjugat redox )
Pentru a stabili mai rapid cine se oxidează și cine se
reduce într -un sistem, s -a introdus noțiunea de număr de
oxidare notat N.O. El reprezintă numărul de electroni
aparținând unui atom sau ion cu care acesta participă la
formarea unor legături ionice sau covalente. El este pur
formal, iar valoarea lui poate fi stabilită după următoarele
reguli:
 N.O. este 0 pentru atomii substanțelor elementare
(Na0, O20, H20, Cl 20);
 N.O. al unui ion monoatomic aparținând unui compus
ionic corespunde v alorii sarcinii sale electrice
exemplu: pentru ionul Mg2+, N.O. este +2 );
 N.O. al hidrogenului în compuși i covalenți este
totdeauna +1 ( exemple: H+1Cl, H 2+1O, NH 3+1);

25
excepție fac hidrurile metalelor alcaline unde
hidrogenul are N.O. = -1 (NaH–1, LiH–1);
 N.O. al oxigenului este -2 (exemple: H 2O–2, CO 2–2,
HNO 3–2), excepție fac peroxizii în care N.O. al
oxigenului este –1 (H2O2–1, BaO 2–1);
 Pentru elementele care func ționează cu valență
variabilă ( elementele tranziționale și elemente cu
număr mare de electroni în stratul periferic ),
corespund mai multe N.O. cu precizarea că niciodată
N.O. al unui element chimic nu este mai mare decât
numă rul grup ei din care face parte acesta ( Fe poate
avea N.O. +2 și +3: Fe+2Cl2, Fe+3Cl3; Cu poate avea
N.O. +1 și +2 în oxizii: Cu 2+1O, Cu+2O).
Revenind la definiția oxidării și reducerii se constată că în
reacțiile de oxidare se produce o creștere algebrică a N.O.,
iar cele de reducere o scădere algebrică a N.O.
Oxidare
…., -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, ….

Reducere

Scrierea reacțiilor redox ține cont de redarea simbolică
a transferului de electroni cu respectarea egalității
numărului de electroni cedați și acceptați în sistemul
chimic.
Exemplu: Reacția de ardere a sulfului în oxigen:
S + O 2 = SO 2
După stabilirea N.O. ale sulfului și oxigenului în stare
elementară și în compusul rezultat, se pot reprezenta

26
fenomenele de oxidare și de reducere pentru fiecare d intre
atomii participanți în reacție:
S0 + O 20 = S+4O2-2
S0 S+4 + 4e– (oxidare )
red 1 ox1 + ne–
2O0 + 4e– 2O-2 (reducere )
ox2 + ne– red 2
Suma sarcinilor electrice ced ate fiind egală cu suma
sarcinilor electrice acceptate, se poate reprezenta direct
transferul de electroni:
S + O 2 = SO 2
4e–

Substanțele care se oxidează, adică pierd electroni, se
numesc agenți reducători , iar cele care se reduc, adică
câștigă e lectroni, se numesc agenți oxidanți . Deci sulful
ca reducător ( red 1) se transformă în forma redusă ( red 2).
Între cele două forme se stabilește un echilibru și cum
numărul de electroni cedați de reducător este egal cu
numărul electronilor acceptați de oxida nt, se stabilește un
echilibru redox dublu conjugat sau sistem redox care
rezultă prin însumarea celor două echilibre parțiale de tip
redox:
red 1  ox1 + ne–
ox2 + ne–  red 2

red 1 + ox 2  ox1 + red 2
sau mai general:
n1red 1+ n 2ox2  n1ox1 + n 2red 2
Fiind o reacție de echilibru, se poate scrie constanta de
echilibru:

27
[ox 1]n1[red 2]n2
K =
[ox 2]n2[red 1]n1

Am definit agenții oxidanți ca fiind toate substanțele
(atomi, ioni, molecule ) care se reduc ușor, adică câșt igă
electroni:
E + ne– En–
Dintre cei mai importanți agenți oxidanți amintim:
oxigenul, clorul, acidul azotic, permanganatul de potasiu
în mediu acid, cloratul de potasiu, hipocloritul de sodiu,
acidul sulfuric concentrat la cald, bicromatu l de potasiu.
Agenții reducători reprezintă toate substanțele (atomi,
ioni, molecule ) care se oxidează ușor, adică pierd
electroni:
E – ne– En+
Dintre cei mai importanți agenți reducători amintim:
hidrogenul, carbonul, oxidul de carbon, hidrogenul
sulfurat, metalele (de obicei Al, Mg, Fe ), acțiunea
reducătoare a metalelor fiind funcție de mărimea
potențialelor lor de oxidare.

În tabelul următor sunt dați principalii agenți oxidanți
și reducători:

Agenți
oxidanți 1. Nemetale
care devin io ni
negativi O2 + 4e– 2O2–
Cl2 + 2e– 2Cl–
S + 2e– S2–

28
2. Ioni pozitivi
care devin
neutri Ag+ + 1e– Ag
Cu2+ + 2e– Cu
2H+ + 2e– H2
3. Ioni care
trec dintr -o
stare de
oxidare
super ioară în
alta inferioară Fe3+ + 1e– Fe2+
Cu2+ + 1e– Cu
(Mn+7O4)– + 8H+ + 5e–
Mn2+ + 4H 2O Agenți reducători 1. Metale care
au tendința de
a deveni ioni
pozitivi Zn Zn2+ + 2e–
Na Na+ + 1e–
Mg Mg2+ + 2e–
2. Nemetale
care se
combină cu
alte nemetale
(O sau F )
pentru a forma
compuși
3C + Fe 2O3 3CO + 2Fe
3. Ioni c e trec
dintr -o stare
de oxidare
inferioară în
alta superioară Fe2+ Fe3+ + 1e–
SO 32– + H 2O SO 42– +
2H+ + 2e–
NO + 2H 2O NO 3– + 4H+ +
3e–

Conform criteriului chimic, reacțiile cu tr ansfer de
electroni se pot clasifica astfel:

29

2.2.1. Reacțiile redox de combinare interatomică sau
interionică – sunt reacțiile la care participă o su bstanță
simplă și una compusă ( de exemplu obținerea oxizilor
superiori prin oxidarea celor inferiori sau re acțiile de
sinteză a substanțelor co mpuse direct din elemente, etc. ).
Compușii rezultați pot fi ionici sau covalenți.
a) Formarea compușilor ionici se explică prin
participarea la reacție a atomilor elementelor situate la
intervale mari pe scara valorică a electronegativității
relative (X = mare ). Între acești atomi este posibil
transferul electronilor, astfel încât participanții să -și
completeze structura gazului rar cel mai apropiat.
În această categorie se includ reacțiile dintre atomii
metalelor alcali ne și alcalino – pământoase cu atomii
halogenilor și ai elementelor din grupa a VI -a principală a
sistemului periodic. Rezultă compuși ionici ca: NaCl,
NaBr, NaI, KCl, CaCl 2, BaCl 2, BaO, CaO, LiH, CaH 2,
LiO 2, MgO.
Arderea magneziului are loc cu emisie de l umină,
după cum se vede și în figura 8:

30
În astfel de reacții transferul de electroni are loc de la
atomii elementelor cu tensiune de ionizare mică la atomii
elementelor cu afinitate mare pentru electroni.
Exemplu: Ca + Cl 2 = CaCl 2
Modificăr ile din configurația electronică sunt:
Ca Ca2+ [Ar]4s2 [Ar] + 2e–
2Cl 2Cl– 2[Ne]3s23p5 + 2e– 2[Ne]3s23p6
Prin generalizare, pentru compușii ionici rezultați din
reacțiile de combinare a metalelor alca line cu halogenii se
obțin:
2M + X 2 2M+2X–
iar pentru metalele alcalino – pământoase cu halogenii:
M + 2X M2+2X–
În aceste cazuri sistemele redox sunt următoarele:
M0 M+ + 1e– x 2 oxidare
2X0 + 2e– 2X– reducere
red 1  ox1 + 1e–
(metal alcalin) ( ion de metal alcalin)
ox2 + 1e–  red 2
(halogen ) (ion halogenură )
Tot prin reacții de combinar e rezultă și hidrurile ionice
(Li+H–, Ca2+2H–, Ba2+2H–), oxizii ionici ( 2Li+O2–,
2Na+O2–, Ca2+O2–), halogenurile, azoturile (Na3N,
Mg 3N2), fosfurile. Dar majoritatea reacțiilor chimice se
petrec în soluție (în fază omogenă ), reacții interionice:
10Fe+2SO 4 + 8H 2SO 4 + 2KMn+7O4 5Fe 2+3(SO 4)3 +
red 1 ox2 ox1
K2SO 4 + 2Mn+2SO 4 + 8H2O
red 2

31
sau:
3H2S-2 + 4H 2SO 4 + K 2Cr2+6O7 3S0 + Cr 2+3(SO 4)3 +
7H2O
b) Formarea compușilor covalenți (molecule
polare și nepolare ) se datorează faptului că procesul
chimic de combinare are loc și între elemente cu valori
apropiate ale electronegativității relative, în general X <
1,6. Amintesc reacțiile din c are rezultă hidruri covalente
(HCl, HF, H 2O, H 2S, NH 3), oxizii covalenți ( NO, P 4O6,
SO 2, CO 2, CO), halogenuri covalente ( PCl 3, PCl 5, Al 2I6,
Al2Br6).
Mă voi opri la câțiva compuși cu importanță practică
deosebită. Astfel, acidul clorhidric se obține prin sinteză
direct din elemente. Din punct de vedere al transferului de
electroni se poate scrie:
H2 + Cl2  2HCl
Din punct de vedere al mecanismului, reacția este
înlănțuită neramificată, deci o reacție fotochimică.
Aceasta are loc în următoarele etape:
– inițierea lanțului din care rezultă atomii de Cl ce
acționează ca centre active:
Cl2 + h 2Cl.
– propagarea lanțului în care se fac noi centre active ( H. +
Cl.):
Cl. + H 2 HCl + H.
H. + Cl 2 HCl + Cl.
– întreruperea lanțului când se formează molecule stabile
(H2 și Cl 2):
Cl. + Cl. Cl2
H. + H. H2

32

Obținerea SO 2 are o deosebită importanță în procesul
de fabricare industrială a acidului sulfuric. În reacția de
obținere a SO 2 se folosesc drept reactanți sulful și
oxigenul. În figura 9 se vede arderea sulfului:

Produsul astfel obținut, p rin oxidare trece în SO 3, utilizat
mai departe la obținerea H 2SO 4.
Iată procesul chimic al transferului de electroni:
S0 + O 20 S+4O2–2
2S+4O2–2 + O 20  2S+6O3–2
Se constată că N.O. al sulfului crește de la 0 la +4 în
prima etapă și apoi la +6 în etapa a doua. Reducătorul în
prima etapă este sulful, iar în etapa a doua dioxidul de
sulf. De fiecare dată oxigenul este oxidantul. Oxidarea
dioxidului de sulf la trioxid de sulf se face în prezență de
catalizator (pentaoxidul de vanadiu ), deci reac ția este o
cataliză eterogenă:
2SO 2(g) + S4+O2(g) 2SO 3(g)
Tot în categoria reacțiilor redox de combinare se
includ și unele reacții de combinare ale substanțelor
compuse.

33
Exemplu: formarea sulfatului de plumb din dioxid de
plumb și dioxid de sulf.
Pb4+O2 + S4+O2 Pb2+S6+O4
În reacția de mai sus între plumb din dioxidul de
plumb și sulf din dioxidul de sulf are loc un transfer de
electroni, plumbul fiind redus de la starea de oxidare +4 la
+2, iar sulful fiind oxidat de la star ea de oxidare +4 la +6.
Tot sulfat de plumb se poate obține și din reacția
redox a u nei substanțe simple (oxigenul ) cu una compusă
(sulfura de plumb ):
PbS2– + 2O 20 PbSO 4
Din această categorie fac parte și reacțiile de obținere
a oxizilor su periori ai nemetalelor prin oxidarea cu oxigen
a oxizilor inferiori corespunzători:
2CO + O 2 2CO 2
2.2.2. Reacțiile redox de descompunere – au loc atunci
când o substanță compusă se descompune în două
substanțe simple sau într -o substanță si mplă și una
compusă. După tipul energiei care realizează
descompunerea, ele pot fi:
* reacții de descompunere termică – sunt reacțiile
prin care o substanță compusă se descom pune în două
substanțe simple ( de exemplu descompunerea oxizilor
bazici în metale și oxigen sau a azoturilor în metale și
azot) sau într -o su bstanță simplă și una compusă ( de
exemplu descompunerea azotaților în azotiți și oxigen sau
a per cloraților în cloruri și oxigen ) sub acțiunea căldurii.
Dintre multiplele reacții de acest fel un ca z interesant
îl constituie descompunerea acidului iodhidric; conform
procesului transferului de electroni:

34
2HI toC H 2 + I2
reacția are loc prin transfer intramolecular de electroni. De
fapt aceasta este o reacție de echilibru a cărei reprezentare
corectă este:
2HI  H2 + I2
La to > 356oC este dominantă viteza reacției de
descompunere termică a amoniacului. Reprezentarea
corectă este a unei reacții de echilibru:
3H2 + N 2  2NH 3
Mai amintim aici reacțiile:
2Hg+2O–2 500oC 2Hg0 + O 20
2Na 3+N–3 6Na0 + N 20
(NH 4)2[PtCl 6] 2NH 3 + 2HCl + Pt  + 2Cl 2
Foarte frecvente sunt reacțiile de descompunere te rmică a
sărurilor oxigenate ( NaNO 3, NH 4NO 3, KClO 3, KClO 4,
KMnO 4) și ale oxiacizilor (HNO 3, H2SO 4, H2SO 3).
2NaN+5O3–2 2NaN+3O2 + O 20
2KCl+5O3–2 2KCl–1 + 3O 20
KCl+7O4–2 KCl–1 + 2O 20
2NH 4NO 3 N2 + 2NO + 4H 2O
(NH 4)2Cr2O7 Cr2O3 + N 2 + 4H 2O
2KMn+7O4–2 toC K 2Mn+6O4 + Mn+4O2–2 + O 20
4HNO 3 4NO 2 + 2H 2O + O 2
2H2SO 4 2SO 2 + 2H 2O + O 2
4H3PO 3 PH 3 + 3H 3PO 4
În cazul descompunerii termice a apei oxigenate:
2H2O2 toC 2H 2O + O 2
H – O–1 – O–1 – H H – O–2 – H + O 20
reacția este exotermă ( H = 23,5 kcal/mol ). Dacă apa
oxigenată este pură sau foarte concentrată descompunerea

35
poate fi violentă. În prezența catalizatorilor apa oxigenată
se descompune foarte ușor.
În practică prezintă interes numai acele combinații
care prin descompunere termică nu consum ă o cantitate
mare de energie ( temperatura lor de d escompunere să fie
relativ mică ), iar în urma descompunerii, la răcire,
elementele nu se mai recombină, fapt ce permite izolarea
lor.
* reacții de d escompunere electrochimică – care au
loc la trecerea curentului electric prin topiturile sau
soluțiile electroliților ( de exemplu electroliza NaCl în
topitură sau soluție sau a apei acidulate sau alcalinizate ).
În principiu, se produc două categorii de pro cese:
primul de orientare a ionilor către electrozi și cel de -al
doilea transformarea ionilor în atomi sau molecule, care
este un proces de tip redox.
Exemplu: cazul clorurii de sodiu în topitură:
– la catod ionii de sodiu rezultați prin disociere
acceptă electroni transformându -se în atomi:
Na+ + 1e– Na
– la anod ionii de clor cedează electroni și se
transformă în atomi de clor care se combină câte doi
formând molecule de clor:
Cl– Cl + 1e–
Cl + Cl Cl 2
Reacția completă este rezultatul însumării celor două
reacții care au loc aproape simultan în spațiile anodic și
catodic: 2Na+ + 2e– 2Na
2Cl– Cl2 + 2e–
2Na+ + 2Cl– 2Na + Cl 2

36
Un caz interesant în constituie obținerea pe cale
electrochimică a fluorului. Fiind elementul cel mai
electronegativ, din cauza proprietății sale de a reacționa
energic cu apa, punând în libertate oxigenul, se obține
prin electroliza topiturilor unor fluoruri acide, cum ar fi:
KF . 3HF ( care se topește la 560C) sau KF . 2HF ( cu
punctul de topire la 700C).
Deși în aceste topitură se găsesc ionii de bifluorură,
HF 2–, H+ și K+, la electrozi se vor descărca numai primii
doi; la catod se va descărca numai ionul de hidrogen, care
are un potențial de oxidare mai scăzut decât K+, iar la
anod ionul de HF 2– cu degajare de fluor. Reacțiile care au
loc la electrozi sunt:
– la anod: (+) 2 HF 2–  2HF + F 2 + 2e–
– la catod: ( –) 2H+ + 2e–  H2
În cazul soluției apoase de clorură de sodiu reacțiile
redox sunt mai complicate; inițial, în soluția supusă
electrolizei există în afara ionilor de sodiu și clor și ionii
rezultați din disocierea apei ( HO– și H+). La trecerea
curentului electric :
– la catod se orientează ionii de Na+ și H+
– la anod se orientează ionii de Cl– și HO–.
Neutralizarea lor se face însă funcție de poziția în seria
tensiunilor electrochimice. În cazul unei soluții care
conține mai mulți ioni de același semn, descărcarea
ionilor se realizează numai la potențialul l or specific,
numit „ potențial de depunere la electrod ”, deci în raport
cu poziția lor în seria potențialelor normale de oxidare.
Seria cuprinde cuplurile redox ierarhizate în raport cu

37
cuplul de referință, cel a l hidro genului H/ H+ al cărui
potențial este considerat 0.
Cationii din soluție se descarcă în ordinea creșterii
potențialelor de oxidare, iar anionii din soluție se descarcă
în ordinea descreșterii potențialelor de oxidare. Revenind
la cazul considera t (Na Cl în soluție ):
– la catod se reduc ionii de hidrogen, care au
potențial de oxidare mai mic:
2H+ + 2e– H2
– la anod se oxidează ionii de clor, neutralizarea
având loc în ordinea descreșterii potențialelor de oxidare:
2Cl– – 2e– Cl2
-în soluție rămân ionii de sodiu, formând
hidroxidul de sodiu:
Na+ + HO– NaOH
caracterul bazic fiind pus în evidență prin virarea
fenolftaleinei în roșu, după cum se observă și în figura 10:

38
Procesul nu se oprește aici pentr u că reacțiile
secundare fac ca NaOH rezultat să intre în reacție cu
clorul formând în spațiul anodic NaClO, după reacția:
2NaOH + Cl 2 = NaClO + NaCl + H 2O
Dacă temperatura din celula el ectrolitică este mai
ridicată ( to > 60oC), hipocloritul se poate trans forma în
clorat de potasiu:
3NaClO = NaClO 3 + 2NaCl
Pentru evitarea proceselor cu formare de NaClO și
NaClO 3 se utilizează o diafragmă despărțitoare între anod
și catod.
În cazul în care electrozii sunt confecționați din
materiale care intervin evident în procesele
electrochimice, procesele chimice se schimbă: de exemplu
electrolizele cu anod solubil folo site în rafinarea unor
metale (Pb, Zn, Cu, Ag etc. ) sau la acoperirea suprafețelor
metalice cu metale inoxidabile ( cromare, nichelare,
argintare ).

* reacții de descompunere fotochimică – sunt
reacțiile provocate de lumină. Moleculele care absorb o
cuantă de energie luminoasă egală cu energia de disociere
a unei legături chimice se pot desface în atomi sau radicali
liberi. Prin absorbția unei cuante de lum ină, moleculele se
excită electronic, acestea putând participa la reacții numite
în acest caz fotochimice.
Exemple de reacții fotochimice sunt acelea de
descompunere a unor hidruri cum ar fi NH 3 și hidracizii
(HI, HCl, HBr ), a unor h alogenuri (AgCl, AgBr ), a apei
oxigenate, ș.a.

39
De cele mai multe ori reacțiile de descompunere
fotochimică se desfășoară într -un mecanism în lanț în care
apar, ca intermediari, atomi sau radicali liberi.
Considerăm descompunerea fotochimică a
amoniacului. Reacția elementară pr imară inițiată de
absorbția fotonului este:
NH 3 NH 2 . + H.
Aceasta este urmată de reacții secundare:
NH 2 . + NH 3 NH 2 – NH 2 + H.
NH 2 . + NH 2 . N2 + 2H 2
2H. H2
în urma cărora fragmentele NH. și H. (particule acti vate
formate în procesul primar ) se stabilizează prin formarea
hidrazinei, azotului molecular și hidrogenului molecular.
În cazul acidului bromhidric, reacția elementară
primară este:
HBr H. + Br.
iar procesele secundare s unt:
H. + HBr H 2 + Br .
Br . + Br . Br2
Iată acum reacția de descompunere fotochimică de tip
redox a AgBr aplicată în tehnica fotografică:
2Ag+1Br–1 2Ag0 + Br 20
Descompunerea fotochimică a apei oxigenate cu
radiații de lungimi de undă sub 30 Å depinde de
concentrație și impurități. Mecanismul este cel al unei
descompuneri t ermice. J.P. Hunt și H. Taube (1952 )
consideră că în acest caz intervine și un oxigen atomic ce
apare în reacțiile:
H2O2 + h = H2O + O.
O. + H 2O2 = OH. + HO 2

40
2OH. = H 2O + O
HO 2 + H 2O2 = OH. + H 2O + O 2
Descompunerea fotochimică este inhibată de substanțe
ca: NaCl, KCl, H 2SO 4, acid tartric, acid acetic etc.

2.2.3. Reacții redox de înlocuire – sunt reacțiile în care o
substanță simplă înlo cuiește un element chimic dintr -o
substanță compusă. Ele pot avea loc în fază eterogenă sau
omogenă.
* reacții de înlocuire în fază eterogenă – au loc între
metalele puternic electropozitive și apă, acizi sau sărurile
acestora în soluție apoasă sau sunt d ezlocuiri pe cale
umedă și uscată.
O primă categorie de astfel de reacții o constituie cele
dintre metalele grupelor I -A și II -A ale sistemului periodic
cu apa, când hidrogenul apei este înlocuit cu un metal.
Exemplu: metalele din grupa I -A reacționează v iolent
cu apa ( vezi figur a 11, reacția potasiului cu apa ):

2M + 2HOH 2MOH + H 2

41
în care procesul redox generalizat se scrie:
M0 M+ + 1e– x2
oxidare
H+ + 1e– H0 x2
reducere
sau indicând transferul de electroni:
2M0 + 2HOH 2M+OH + H 20
Metalele din grupa II -A reacționează mai încet cu apa,
dar analog:
M2+ + 2HOH M(OH) 2 + H 2
Viteza de reacție este mai mare, cu cât metalul este
mai electropozitiv. De exemplu, Mg reacțione ază mai
încet cu apa decât Ca (ca în figura 12 ):

O altă categorie de reacții o constituie acelea în care
metalele intră în reacție cu acizii și sărurile acestora.
Exemplu: reacția Zn cu HCl:
Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl 2(aq) + H 2(g)
Zn Zn2+ + 2e– oxidare
H+ + 1e– H0 reducere
În eprubeta în care au reacționat Zn și HCl se degajă
un gaz care arde cu flacără albăstruie, dar nu întreți ne
arderea ( H2 ; în același timp zincul se consumă.

42
Alte reacții din aceeași categorie sunt:
2Al(s) + 6HCl(aq) 2AlCl 3(aq) + 3H 2(g)
Cu(s) + 4HNO 3(aq) Cu(NO 3)2(aq) + 2NO 2(g) + 2H 2O
Recția dintre metale și acizi este posibilă în special
pentru metalele cu tensiune mică de ionizare; alte metal e
cum sunt Au, Pt, Ag, Hg, Cu nu eliberează hidrogenul din
acizi. Reacțiile metalelor cu sărurile reprezintă de fapt
reacții în care un metal substituie un alt metal aflat în
contituția sării.
Exemplu: într -un pahar cu soluție diluată de CuSO 4 se
introduc e un cui de Fe; după câteva minute se observă
modificarea culorii CuSO 4 de la albastru la verde
(datorită FeSO 4 format ) și acoperirea cuiului de Fe cu un
strat arămiu de Cu, vezi figura 13:

Fe(s) + CuSO 4(aq) FeSO 4(aq) + Cu(s)
Ecuația ion ică este:
Fe0(s) + Cu2+(aq) Fe2+(aq) + Cu0(s)
iar transferul de electroni se face astfel:
Fe(s) Fe2+(aq) + 2e- oxidare
Cu2+(aq) + 2e– Cu(s) reducere
Asemănător au loc reacțiile:
Cu(s) + 2AgNO 3(aq) Cu(NO 3)2(aq) + 2Ag(s)
Zn(s) + CuSO 4(aq) ZnSO 4(aq) + Cu(s)

43
Este interesantă reducerea Fe(III) și Fe(II) prin
acțiunea reducătoare a fierului metalic asupra unei soluții
conținând ionul Fe3+:
2Fe3+Cl3 + Fe0 3Fe2+Cl2
Posibilitatea metalelor de a substitui alte metale din
sărurile lor este tot în funcție de mărimea tensiunii de
ionizare; pentru ca un metal să poată fi substituit dintr -un
compus al său de către alt metal, acesta, cel care face
substituția, trebuie să aibă o tensiune d e ionizare mai
mică, adică în seria tensiunilor electrochimice să fie situat
înaintea metalului pe care îl substituie.
Și nemetalele se pot substitui reciproc, ca de exemplu
halogenii:
2NaBr + Cl 2  2NaCl + Br 2
2NaI + Cl 2  2NaCl + I 2
Oxidarea cărbunel ui înroșit cu vapori de apă dă
posibilitatea obținerii hidrogenului:
C + H 2O( vapori) 12000C H 2 + CO

* reacții de înlocuire în fază omogenă – în această
categorie pot fi incluse reacțiile de obținere a metalelor
prin reacții de substituție a ac estora cu alte metale având
tensiune de ionizare mai mică ( de exemplu procedeul
aluminotermic – figura 14 – sau eliberarea Hg din HgS
prin substituția lui cu Fe).
Fe23+O3(s) + 2Al0(s) Al23+O3(s) + 2Fe0(s)

44

Hg2+S(s) + Fe0(s) Fe2+S(s) + Hg0(s)
Prin metoda dezlocuirii prin reducere pe cale uscată
pot fi obținuți As, Sb, Bi din oxizii respectivi cu cărbune.
As2O3 + 3C 2As + 3CO 
Sb2O3 + 3C 2Sb + 3CO 
Bi2O3 + 3C 2Bi + 3CO 
Folosind metal e active ca agenți reducători (Mg și Al)
se poate obține siliciul ( omologul carbonului din grupa a
IV-a A :
SiO 2 + 2Mg Si + 2MgO
3 SiO 2 + 4Al 2Al 2O3 + 3Si
Reducerea siliciului cu cărbune nu este posibilă
deoarece în acest caz s e formează carbura de siliciu
(carborundul ), produs cu duritatea 9, utilizat ca abraziv la
șlefuirea metalelor și confecționarea pietrelor de polizor.

2.2.4. Reacții redox de schimb – deși în general ele au
loc fără modificarea NO, cazuri izola te cum sunt:
reducerea Hg(II) la Hg(I) și Hg0 sau reducerea Fe(III) la
Fe(II), agentul oxidant fiind Sn(II) în ambele cazuri, se
încadrează în tipul reacțiilor cu transfer de electroni.

45
Se numesc reacții de schimb reacțiile prin care două
substanțe compuse își schimbă între ele unele elemente
chimice.
Reacțiile redox în cazul reducerii Hg sunt următoarele:
– etapa 1: 2HgCl 2 + SnCl 2 Hg2Cl2 + SnCl 4
– etapa 2: Hg2Cl2 + SnCl 2 2Hg + SnCl 4
Reacția totală : Hg2+Cl2 + SnCl 2 oxidare Hg0 + Sn4+Cl4
reducere
implică următoarele procese elementare:
Hg2+ + 2e– Hg0 reducere
Sn2+ Sn4+ + 2e– oxidare
Deci,
HgCl 2 + SnCl 2 Hg + SnCl 4
Reducerea Fe(III) și Fe(II) are loc conform r eacției:
2Fe3+ + Sn2+Cl2 2Fe2+Cl2 + Sn4+Cl4

2.2.5. Reac ții redox de disproporționare (dismutați e) –
sunt reacțiile în care aceeași specie chimică suferă atât
procesul de oxidare, cât și de reducere. De exemplu
disproporționarea hipocloriț ilor sau cloraților, reacția Cl 2
cu apa, obținerea fosfinei, descompunerea H 3PO 3 sau a
azotatului de amoniu, etc.
Schematic se poate scrie astfel:
2Am+  A(m+n)+ + A(m-n)+
De exemplu:
ionul de cupru(I): 2Cu+  Cu2+ + Cu
ionul de aur(I): 3Au+  Au3+ + 2Au
ionul de mercur(I): Hg22+  Hg2+ + Hg
sau:
Cl2 + H 2O  HCl + HOCl

46
2NO 2 + H 2O  HNO 2 + HNO 3
Disproporționarea hipocloritului KClO sau a
cloratului de potasiu se poate scrie astfel:
3KCl+1O KCl+5O3 + 2KCl–1
4KCl+5O3  3KCl+7O4 + KCl+1
Tot o reacție de dismutație care stă la baza preparării
PH 3 sau a P 2H6 este cea dintre P 4 și KOH concentrat:
P04 + 3H 2O + 3KOH P-3H3 + 3 KH 2P+1O2

2.2.6. Reacții induse (conjugate ) – sunt acele reacții în
care timpul de stabilire a echilibrului es te modificat de
către o altă reacție care se desfățoară în același sistem.
Substanța comună ambelor reacții poartă numele de actor
(A). Substanța care reacționează direct și independent cu
actorul se numește inductor (B), iar substanța care
reacționează cu actorul numai în prezența inductorului
poartă numele de acceptor (C).
Schema generală a unei reacții induse este următoarea:
A + C (–)
A + B (+ )

A + C (+ )
De exemplu, reacția acidului oxalic cu permanganat
de potasiu în soluție de acid sulfuric:
2KMnO 4 + 3H 2SO 4 + 5 H 2C2O4 2MnSO 4 +
K2SO 4 + 10CO 2 + 8H 2O
La început această reacție decurge lent. Vasul în care
are lor reac ția trebuie agitat sau încălzit. Îndată ce se
formează ionii de Mn2+, aceștia reduc KMnO 4 la Mn3+,
care, fiind nestabil, oxidează H 2C2O4 la CO 2 și H 2O, iar el
se reduce la Mn2+. Adică,

47
2KMnO 4 + 4H 2C2O4 + 4H 2SO 4 5Mn 2(SO 4)3 + K 2SO 4
+ 8H2O + 8CO 2
Mn 2(SO 4)3 + H 2C2O4 2MnSO 4 + 2CO 2 + H 2SO 4
KMnO 4 + H 2C2O4 (–) reacție indusă
KMnO 4 + MnSO 4 (+) reacție inductoare
KMnO 4 + H 2C2O4 (+)
în care KMnO 4 = actorul; H 2C2O4 = acceptorul; MnSO 4 =
inductorul.
Din categoria reacțiilor induse mai fac parte
precipitările induse (coprecipitări ) și solubilizările induse,
deși nu sunt reacții c u schimb electr onic. De exemplu,
ionii de calciu ( Ca2+) nu precipită cu ionii de SO 42- în
soluție diluată. Dacă însă la această sol uție adăugăm și
ioni de bariu ( Ba2+), pre cipitarea sulfatului de bariu
(BaSO 4) induce și coprecipitarea sulfatului de calciu
(CaSO 4).
Sulfur a de mercur (II) (HgS ) este insolubilă în
polisulfură de amoniu, (NH 4)2S2. La adăug are de sulfură
de staniu (II) (SnS ), solubilă în polisulfură, aceasta va
induce solubilizarea parțială a sulfurii mercurice.
Reacțiile redox fiind foarte numeroase, au aplic ații în
domenii variate și deosebit de interesante, cum ar fi:
– obținerea elementelor chimice;
– purificarea electrochimică a metalelor;
– analiza calitativă și cantitativă;
– obținerea de pile electrice și acumulatoare;
– metode de protecție catodică anticorozivă.

48
CCCAAAPPPIIITTTOOOLLLUUULLL 333

CLASIFICAREA REACȚIILOR CHIMICE
DUPĂ CRITERIUL FIZIC

La baza criteriului fizic de clasificare a reacțiilor
chimice se ține seama de:
3.1. Mediul de reacție:
3.1.1. Reacții care se desfășoară în sistem omogen –
sunt reacțiile în care to ate substanțele implicate aparțin
aceleiași stări de faze.
Exemple:
– reacții în fază gazoasă:
H2(g) + Cl 2(g) 2HCl(g)
3H2(g) + N 2(g)  2NH 3(g)
– reacții în fază lichidă:
HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H 2O(l)
Ag+(aq) + Cl– (aq) AgCl
– reacții în fază solidă:
Fe(s) + S(s) FeS(s)
3.1.2. Reacții care se desfășoară în sistem eterogen –
sunt reacțiile în care substanțele implicate se află în faze
diferite.
Exemple:
– la interfața solid – lichid:
CaCO 3(s) + 2HCl(a q) CaCl 2 + CO 2 + H 2O
2NaNO 3(s) + H 2SO 4(aq) 2HNO 3 + Na 2SO 4
– la interfața solid – gaz:
C(s) + O 2(g) CO 2(g)
C(s) + H 2O(g)  CO(g) + H 2(g) (gaz de apă )

49
3.2. Viteza de reacție:
Principiul al II -lea al termodinamici i ne dă indicații în
ce măsură un proces chimic este sau nu posibil în anumite
condiții date de reacție, respectiv cum trebuie să
modificăm aceste condiții pentru ca procesul chimic să
devină posibil și să decurgă în direcția dorită.
3.2.1. Reacții revers ibile și ireversibile – reacțiile care
se desfășoară într -un singur sens cu randament practic de
100% se numesc reacții ireversibile sau totale, de
exemplu cele care decurg cu formare de precipitate, de
combinații puțin disociate sau de substanțe volatile:
CuSO 4 + 2NaOH  Cu(OH) 2 + Na 2SO 4
Hg(NO 3)2 + 2KSCN  Hg(SCN) 2 + 2KNO 3
CaCO 3 + 2HCl  CaCl 2 + H 2O + CO 2
O reacție se consideră reversibilă atunci când
substanțele care rezultă pot reacționa între ele ducând la
formarea substanțelor inițiale, de exemplu si nteza HI,
reacția de ionizare a acizilor și bazelor slabe, reducerea Fe
în curent de hidrogen, etc:
H2 + I2  2HI
Fe3O4 + 4H 2  3Fe + 4H 2O
Echilibrul chimic este influențat de temperatură,
presiune și catalizatori; influența acestor factori este
reglemen tată prin principiul lui Le Chatelier : „Dacă
asupra unui sistem aflat în echilibru acționeazăun factor
exterior, atunci echilibrul sistemului se va deplasa în
sensul de a anula (micșora) efectul acestei acțiuni ”. În
figura 15 se observă efectul variației d e temperatură
asupra echilibrului:
2NO 2(g)  N2O4(g)
roșu – brun galben deschis

50

Deoarece în termodinamică nu se precizează timpul
necesar realizării procesului chimic și, legat de acesta,
randamentul de transformare realizabil după o anumit ă
durată de reacție, din punct de vedere practic și economic
s-a ivit necesitatea studierii vitezei de desfășurare a
proceselor chimice, a mecanismului de reacție de care
depinde randamentul, cât și a factorilor care influențează,
pentru a dirija o reacție în sensul dorit și a obține în timp
util, randamente de transformare bune. Din acest punct de
vedere, reacțiile chimice se împart în două categorii:
3.2.2. Reacții lente și rapide – Reacțiile lente sunt cele
care se produc cu viteză măsurabilă, cum ar fi reacția
dintre tiosulfatul de sodiu și acidul sulfuric:
Na2S2O3 + H 2SO 4 Na2SO 4 + SO 2 + H 2O + S
sau cea dintre H 2O2 și KMnO 4:
5H2O2 + 2KMnO 4 + 3H 2SO 4 2MnSO 4 + 8H 2O +
K2SO 4 + 5O2

51
Altele se desfășoară atât de lent în condiții obișn uite
încât nu se observă o modificare decât după o anumită
perioadă de timp ( ruginirea fierului, coclirea cup rului,
putrezirea lemnului, etc ). În figura 16 se observă
coroziunea în timp a unei statui din bronz datorită ploilor
acide:

Reacțiile rapide sunt reacțiile care se produc cu viteze
mari. Acestea sunt reacții practic complete sau
ireversibile. Ca exemplu pentru acest tip de reacții
amintim reacțiile ionice de dublu schimb, reacțiile de
precipitare, reacțiile cu transfer de protoni, etc. În figura
17 se observă precipitarea rapidă a Fe(OH) 2 prin reacția
soluțiilor de NaOH și FeSO 4 sau a Fe(OH) 3 prin reacția
soluțiilor de NaOH și FeCl 3:
2NaOH + FeSO 4  Fe(OH) 2 + Na 2SO 4
3NaOH + FeCl 3  Fe(OH) 3 + 3NaCl

52

Exploziile sunt reacții instantanee care se pe trec cu
viteze foarte mari. O reacție foarte rapidă este și cea de
ardere a combustibililor în motoarele cu reacție ale
navetelor spațiale, însoțite de o mare degajare de lumină și
căldură, după cum se observă și în figura 18:

53
3.2.3. Pentru a mări viteza de reacție, în unele cazuri se
adaugă în mediul de reacție catalizatori, iar reacțiile
respective se numesc reacții catalitice . După faza în care
se află reactanții și catalizatorii, reacțiile catalitice se
împart în:
 Cataliza omogenă – în care catalizator ul este în
aceeași fază cu sistemul catalizat:
– în fază gazoasă: sinteza HCl în prezența
urmelor de vapori de Na:
Cl2 + Na  NaCl + Cl.
Cl. + H 2  HCl + H.
H. + Cl 2 HCl + Cl. etc.
sau oxidarea SO 2 la SO 3 cu ajutorul oxizilor de azot în
procedeul de obținer e a acidului sulfuric în camerele de
plumb:
2NO + O 2  2NO 2
NO 2 + SO 2  SO 3 + NO
– în fază lichidă: au loc în soluție, iar catalizatorii
cei mai eficienți au proprietăți acide sau bazice. Acțiunea
lor catalitică nu depinde de natura lor, ci numai de tăria
lor relativă.
Reacțiile catalizate de acizi se desfășoară după
următoarea schemă generalizată: substratul S care are
caracter slab bazic este protonat de catalizatorul HK ce are
proprietăți de acid slab, rezultând un cation HS+ din care
se formează p rodusul de reacție P:
S + HK  HS+ + K–
HS+  P + H+
H+ + K– HK

54
În cazul în care la reacție participă și un alt reactant R,
formarea produsului de reacție are loc după etapa a doua a
reacției:
HS+ + R  P + H+
Schema generală de reacție după car e se desfășoară
reacțiile catalizate prin baze este următoarea: catalizatorul
bazic K reacționează cu un substrat slab acid HS
acceptând un proton, rezultând un anion reactiv S- din care
se formează produsul de reacție P:
HS + K S– + HK+
S-  P
HK+  K + H+
Dacă la reacție participă un alt reactant R, formarea
produsului final P are loc în a doua etapă a reacției:
S– + R  P
S-a constatat că în majoritatea cazurilor substratul este
amfoter și de aceea reacțiile catalitice prin acizi și baze
sunt catalizate și de solvent dacă acesta poate funcționa în
același timp ca donor și acceptor de protoni ( apă, alcooli
etc).
 Cataliza eterogenă – are loc între reactanți care se
găsesc în stare gazoasă sau lichidă, iar catalizatorul este
solid ( de obicei pul beri metalice, oxizi sau săruri ). Dacă
fixarea moleculelor de reactanți pe centrele active de pe
suprafața catalizatorului solid se realizează prin forțe Van
der Waals , adsorbția este fizică , iar când fixarea este
făcută prin legături covalente, adsorbția este chimică sau
chimiosorbție .

55
De exemplu procedeul de oxidare a SO 2 la SO 3 (prin
contact ) folosește drept catalizator Pt. Se presupune că
atât dioxidul de sulf cât și oxigenul sunt chimiosorbiți:
Pt + SO 2  PtSO 2
* PtSO 3 SO 2
Pt + ½O 2  Pt+O– *
*
sau în prezență de V 2O5:
2V5+O2– + SO 2  2V5+5O2–SO 2
*
2V5+5O2–SO 2  2V4+4O2–SO 3  SO 3
* *
2V4+4O2– + 1/2O2  2V5+5O2–
La obținerea HN O3 se folosește Ni Raney, iar pentru a
reduce nivelul noxelor din gazele de eșapament ale
mașinilor se montează convertoare catalitice care conțin
MnO 2, Mn 2O3 sau hopcalită (vezi figura 19 ), producând
astfel o ardere completă a combustibililor:

56
 Cataliza e nzimatică ( biocataliza ) – are loc în
cazul proceselor din organism în care rol de catalizator îl
au hormonii, vitaminele și în special enzimele.
 În numeroase reacții chimice catalizatorul se
formează în cursul desfășurării reacției, astfel încât viteza
cu care reactanții se transformă în produși crește;
asemenea reacții accelerate prin produse de reacții proprii
se numesc reacții autocatalitice .
Catalizatorii modifică mecanismul reacțiilor,
schimbând și ordinul de reacție. În expresia de calcul a
vitezei d e reacție intervin anumite mărimi numite ordine
de reacție în raport cu reactanții, mărimi formale ce
decurg din măsurători de viteze de reacție prin aplicarea
unor reguli matematice simple.
Din punct de vedere cinetic, reacțiile chimice se pot
clasifica d upă ordinul de reacție n în:
* reacții de ordinul I – acele reacții în care o
singură substanță chimică se transformă în unul sau mai
mulți produși de reacție; de exemplu descompunerile
termice, disocierea iodului în stare de vapori și chiar
dezintegrarea radioactivă:
ZnCO 3 toC ZnO + CO 2
I2  2I
88Ra 86Rn + +2
226 222 4
* reacții de ordinul II – în acest tip de reacții
transformarea chimică se produce prin ciocni rea dintre
două molecule diferi te (sinteza HI) sau de același fel
(descompunerea HI ):
H2 + I2 2HI
2HI  H2 + I2

57
* reacții de ordinul III – sunt reacțiile în care
transformarea se produce în urma ciocnirii simultane a trei
molecule de reactanți (de același fel sau diferite), de aceea
se întâlnesc foarte rar. De exemplu combinarea
monoxidului de azot cu oxigenul, formarea clorurii de
nitrozil (NOCl ), reducerea clorurii ferice cu clorură
stanoasă:
2NO + O 2 2NO 2
2NO + Cl 2 2NOCl
2FeCl 3 + SnCl 2 2FeCl 2 + SnCl 4
* reacții de ordin superior și fracționar – sunt mai
rare, d e exemplu formarea fosgenului ( COCl 2) are ordinul
3/2 în raport cu Cl 2 și 1 în raport cu O 2, deci ordinul
global n = 5/2, iar reacția iodură – iodat are ordinul total n
= 5:
CO + Cl 2 COCl 2
IO3– + 5I– + 6H+ 3I2 + 3H 2O
Din punct de vedere al molecularității m reacțiile
chimice se împart în:
* reacții monomoleculare – reacțiile de descompunere
spontană
* reacții dimoleculare – majoritatea reacțiilor chimice
* reacții trimoleculare – foarte rare

3.3. Efectul termic :
Reacțiile chimice care se petrec în interiorul unui
sistem au loc cu schimbare de energie termică cu
exteriorul. După sensul în care are loc sc himbul de
energie termică, reacțiile chimice se împart în:
3.3.1. Reacții exoterme – sunt reacțiile care se produc cu
cedare de căldură în mediul exterior, de exemplu oxidările

58
vii sau arderile, exploziile, aluminotermia, stingerea
varului etc.
C(grafit) + O 2(g) CO 2(g) + Q
NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H 2O(l) + Q
Flacăra oxihidrică se formează în reacția de ardere a
hidrogenului, reacție puternic exotermă, (figura 20):

2H2(g) + O 2 (g) 2H2O(v) + Q H<0

3.3.2. Reacții endoterme – sunt reacțiile care au loc cu
absorbție de căldură din mediul exterior, de exemplu
descompunerile termice, sinteza unor substanțe din
elementele componente, etc.
CaCO 3(s) toC CaO(s) + CO 2(g) – Q H>0
N2(g) + O 2(g) 2NO(g) – Q H>0

Spre exemplu, dacă picurăm câteva picături de apă
peste un amestec solid de Ba(OH) 2.8H2O și NH 4SCN,
paharul îngheață brusc, chiar și cu suportul, după cum se
observă în figura 21:

59

Ba(OH) 2 . 8H2O(s) + 2NH 4SCN(s) 2NH 3(g) +
10H 2O(l) + Ba(SCN)2(aq) – Q H>0
Reacțiile care au loc în cursul asimilației CO 2 în
plante sunt reacții endoterme. Energia ce se consumă în
asimilația CO 2 în plante este furnizată de lumina solară.
Aceasta este deci unica sursă de energie care întreține
viața pe planetă.
Reacțiile nucleare care decurg cu degajare de căldură
prin micșorarea masei totale se numesc reacții exoergice ,
de exemplu reacția unui nucleu de Li cu un proton
accelerat în ciclotron:
7Li + 1H  24He
Dimpotrivă, reacțiile nucleare care decurg cu absorbție
de energie se numesc reacții endoergice și produc o
creștere a masei corespunzător energiei care dispare; de
exemplu formarea 17O din 14N:

14N + 4He  17O + 1H

60
3.4. Mecanismul de reacție:
În maj oritatea cazurilor ecuația chimică
stoechiometrică nu reflectă totodată și calea de
desfășurare a procesului chimic pentru că în timpul acesta
se pot forma produși secundari sau intermediari, mai mult
sau mai puțin stabili, de aceea este necesară studierea
mecanismului de desfășurare a transformării chimice care
are loc.
Problema mecanismului de reacție a putut fi abordată
într-un mod riguros științific numai după ce s -au elaborat
metode pentru analiza produșilor intermediari instabili
(atomi sau radicali l iberi). Astfel au fost elaborate metod e
de analiză chimică speciale (captori de radicali etc. ) destul
de imprecise, cât și metode fizice ca: spectroscopia de
emisie, de absorbție și de masă și în special spectrometria
R.E.S., care permit o detectare sigură a acestor particule
intermediare.
Ținând seama de mecanismul de desfășurare a
proceselor chimice, putem clasifica reacțiile chimice în:
3.4.1. Reacții simple – sunt reacțiile chimice în care nu
apar produși intermediari. Unul dintre cele mai simple
tipuri de reacții decurgând prin mecanismul stării de
tranziție este reacți a de deslocuire sau substituție (o
„reacție pe trei centre” ). De exemplu reacția monoxidului
de azot cu clorul pentru a forma clorura de nitrozil
decurge printr -o stare intermediară de tr anziție:
O=N + Cl 2 O=N – Cl –Cl O=N —Cl + Cl
reactanți complex activat produși

61
3.4.2. Reacții complexe – la care produșii de reacție se
formează în diferite trepte elementare consecutive (apar
produși intermediari care uneori sunt izolabili, dar de cele
mai multe ori sunt specii chimice nestabile, de a căror
existență nu luăm cunoștință decât indirect ) sau paralele
(apar produși de reacție secundari ).
După natura intermediarilor nestabili, reacțiile
consecutive se împart în:
* reacții prin intermediari nestabili: atomi sau radicali
liberi – reacțiile înlănțuite, de exemplu sinteza HCl în fază
gazoasă în prezența vaporilor de Na (cataliză omogenă )
sau sinteza HBr care poate fi inițiată și fotochimic,
oxidarea SO 2 la SO 3 în prezența oxizilor de azot, oxidarea
NO la NO 2 sau descompunerea termică a pentaoxidului de
azot:
2N2O5  2NO 2 + 2NO 3 rapid
NO 2 + NO 3 NO + NO 2 + O 2 lent
NO 3 + NO 2NO 2 rapid

2N2O5 (g) 4NO 2(g) + O 2(g) ecuația totală

Cele trei etape intermediare sunt modelate în figura 22:

62
* reacții prin intermediari nestabili ionici – de
exemplu cataliza omogenă în soluție. Catalizator ii cei mai
eficienți în astfel de cazuri au proprietăți acide sau bazice,
iar substratul este amfoter.
 Reacții paralele – în care apar produși de
reacție secundari, de exemplu electrolizele soluțiilor în
cazul în care nu este separat spațiul anodic de cel catodic.

63
MOTTO:
“ Ceea ce -ți stimulează fantezia este:
în geometrie – figura; în algebră și
analiză matematică – calculul; în
fizică și chimie – experiența. Dar
acestea nu fac decât să ajute fantezia,
nu s-o înlocuiască. ”
Grigore Moisil

CCCAAAPPPIIITTTOOOLLLUUULLL 444

METODE MODERNE DE PREDARE – ÎNVĂȚARE

Metodele de învățământ se clasifică în diverse moduri,
având la bază mai multe criterii. Unii le împart în vechi și
noi, tradiționale și moderne, informative ș i formative.
Alții, în p asive (neparticipative) și creative (participative ).
De fapt în practică nu se pot utiliza metode „pure“, așa
cum sunt ele clasificate și descrise de diverși autori.
Indiferent din ce categorie fac parte, meto dele ( fie
tradiț ionale sau moderne, active sau pasive, inf ormative
sau formative ș.a.m.d. ) trebuie să conducă la atingerea
obiectivelor stabilite, cu consu m minim de timp și de
resurse (materiale și psihice ).
Metodele mai pot fi clasificate în: metode euristice
(explicația, conversația, descoperirea d irijată,
problematizarea, modelarea, experimentul de laborator,

64
etc.) și metode algoritmice ( algoritmi, ex ercițiul,
instruirea programată ).
La chimie, ca și la alte discipline de studiu, profesorii
recurg la o combinație de metode și procedee didactice ca
să-și atingă obiectivele propuse. Unele dintre acestea sunt
comune tuturor obiectelor din planul de învățământ
(explicația, demonstrația, prelegerea, etc. ), în timp ce
altele sunt specifice predării și învățării chimiei și altor
domenii ale științei ( exper imentul, p roblematizarea,
modelarea, etc. ).
Metoda descoperirii dirijate este o metodă de
explorare indirectă utilizată frecvent în lecțiile de chimie.
Prin intermediul acestei metode elevii, înd rumați de
profesor, descoperă ( pe baza cunoștințelor anterioa re și a
experiențelor personale ) cunoștințe noi.
Cercetările au evidențiat faptul că învățarea prin
descoperire dirijată trebuie să fie utilizată cât mai mult în
școală deoarece s -a constatat că favorizează dezvoltarea
unor atitudini și interese pozitive f ață de activitatea de
investigare științifică. Descoperirea trebuie dirijată
corespunzător unui program care se prezintă sub forma
unei succesiuni de „pași“. Programul include și unele
puncte de sprijin – întrebări cu rol ajutător.
Fiecare unitate de instr uire („pas“ ) este alcătuită din
patru etape:
– informație
– formularea sarcin ii de activitate independentă
(întrebare, problemă, experienț ă de laborator, exercițiu,
etc.)
– construirea răspunsului

65
– verificarea răspunsului și frecvent se propune și
o aplicație pentru verificarea gradului de conștientizare a
elevului cu privire la răspunsul dat.
Ținând seama de relația ce se stabilește între profesor
și elevi se pot distinge două forme ale descoperirii:
 independentă – desfășurarea propriu -zisă a
descoperi rii se realizează prin activitatea individuală a
elevilor, profesorul supraveghind și și controlând acest
proces;
 dirijată – profesorul conduce descoperirea prin
sugestii, puncte de sprijin, informații suplimentare,
întrebări ajutătoare, urmărind stabilire a soluției scontate.
În funcție de relația care se stabilește între achizițiile
anterioare și cele la care se ajunge prin descoperire se pot
distinge trei forme:
 inductivă – când în procesul de învățare elevul
trece de la analiza și structurarea unor date și fapte la
generalizări. Prin această formă elevii pot să ajungă,
independent la formularea unor definiții, reguli, principii,
la stabilirea notelor definitorii ale unor noțiuni;
 deductivă – când în procesul de învățare elevul
pleacă de la cazuri generale (definiții, reguli, principii,
legi) însușite anterior pentru a ajunge, prin diferite
activități, treptat, la adevăruri noi, la judecăți particulare;
 ipotetic – deductivă : elevii formulează soluții
ipotetice privind cauzele sau relațiile dintre fenomenele
studiate și apoi le verifică prin activități experimentale sau
teoretice.
În învățarea conceptelor fundamentale ale chimiei se
pot folosi toate formulele de raționament inductiv,
deductiv, ipotetic – deductiv.

66
CCCAAAPPPIIITTTOOOLLLUUULLL 555

ORGANIZAREA ÎNVĂȚĂRII
CONCEPTUL UI
„ TIPURI DE REACȚII CHIMICE ÎN
CHIMIA ANORGANICĂ “
LA GIMNA ZIU

5.1. Scenarii didactice

În cele ce urmează sunt prezentate cinci scenarii
didactice în două variante referitoare la principalele tipuri
de reacții chimice ce se studiază în clasa a șa ptea: reacția
de combinare, reacția de descompunere, reacția de
înlocuire, reacția de schimb, iar în final un scenariu al
unei lecții recapitulative. În acord cu tendința de
perfecționare a învățării chimiei, am folosit în special
metoda învățării prin des coperire dirijată pentru a
accentua caracterul formativ și practic aplicativ al
acesteia.

5.1.1. Scenariul didactic nr. 1: „Reacția de combinare “
Varianta 1

CLASA : a VII -a
OBIECTUL : chimie
TEMA : „Reacția de combinare “
TIPUL : lecție de comunicare / însuș ire a unor noi
cunoștințe

67
CONȚINUTURI ESENȚIALE :
1. definiția reacției de combinare
2. experimentele și exercițiile din manual (pag. 81 – 82)
3. reactanții pot fi:
– substanțe simple
– substanțe compuse
– substanțe simple și substanțe compuse
4. produșii de reacție sunt sub stanțe compuse
5. importanța unor reacții de combinare
OBIECTIVE OPERAȚIONALE :
La sfârșitul lecției elevii vor fi capabili:
O1. Să execute experimentele cuprinse în manual (pag.
80 – 81)
O2. Să transpună sub formă de ecuații chimice
reacțiile executate, stabi lind reactanții, produșii de reacție
și coeficienții
O3. Să observe că în reacția de combinare doi reactanți
se transformă într -un singur produs de reacție.
O4. Să deducă definiția reacției de combinare.
O5. Să scrie formula generală a unei reacții de
comb inare.
O6. Să recunoască reacțiile de combinare dintr -un șir
de transformări.
O7. Să indice importanța practică a unor reacții
chimice de combinare.
METODE DE ÎNVĂȚARE : conversația euristică,
descoperirea dirijată, experimentul, lucrul cu m anualul ,
problem atizarea, algoritmizarea, modelarea.
MATERIALE ȘI MIJLOACE DE ÎNVĂȚĂMÂNT :
ustensilele și substanțele necesare desfășurării

68

experimentelor prezentate în manual, modele,
retroproiector, folii, sistemul periodic, „ Caietul elevului” .
DESFĂȘURAREA ACTIVITĂȚII :
Scenariul didactic:
1. Captarea atenției:
Chimia, fiind o știință a materiei, studiază compoziția,
transformările și producerea numeroaselor substanțe.
2. Actualizarea cunoștințelor:
Se solicită elevilor să definească reacția chimică și să
denumească componenții unei reacții chimice.
3. Fixarea ideilor ancoră:
La o reacție chimică pot participa substanțe simple,
substanțe compuse sau și substanțe simple și substanțe
compuse. În funcție de tipul reactanților și produșilor de
reacție, reacțiile chimice se clasifică în patru categorii:
– reacții de combinare
– reacții de descompunere
– reacții de înlocuire sau substituție
– reacții de schimb sau dublă înlocuire
4. Comunicarea obiectivelor la nivelul elevilor:
La sfârșitul lecției va trebui să definiți reacția de
combinare, să mode lați prin ecuații chimice reacțiile
executate experimental, să deduceți formula generală a
unei reacții de combinare și să indicați principalele
utilizări ale reacțiilor chimice studiate.
5. Conducerea învățării:
O1. Sarcină de lucru:
a) Introduceți două bag hete în soluție de
acid clorhidric și, respectiv, soluție de amoniac.
Apropiați cele două baghete. Ce observați ?

69
b) Presărați în flacăra unui bec de gaz cantități mici de
pulbere de aluminiu. Ce observați ?
c) Puneți într -o capsulă o cantitat e mică de oxi d de
calciu, CaO (var nestins ). Adăugați apă. Se obține o
substanță albă cu aspect lăptos (lapte de var). Se toarnă
această substanță într -o eprubetă și se lasă să se decanteze.
Se adaugă soluție de fenolftaleină. Ce observați ?
Concluzii:
a) Se formează u n fum alb, iar substanța respectivă
care se formează se numește clorură de amoniu sau țipirig.
b) Aluminiul arde în aer cu scântei strălucitoare
transformându -se într -o substanță solidă, albă, numită
oxid de aluminiu.
c) După decantare, la suprafață se ob ține o soluție
incoloră (apă de var ), iar hidroxidul de calciu nedizolvat
se depune. După adăugarea fenolftaleinei culoarea soluției
devine roșie datorită caracterului bazic pe care îl are
Ca(OH) 2 – varul stins.
O2. Sarcină de lucru:
Scrieți ecuațiile rea cțiilor chimice executate.
a) NH 3 + HCl = NH 4Cl
b) 4Al + 3O 2 = 2Al 2O3
c) CaO + H 2O = Ca(OH) 2
O7. Informație:
– Clorura de amoniu, NH 4Cl, numită tehnic și țipirig,
este un bun îngrășământ cu azot și se folosește și la
fabricarea bateriilor electrice.
– Oxidul de aluminiu, Al 2O3, se folosește la obținerea
aluminiului în industrie.

70
– Hidroxidul de calciu, Ca(OH) 2, cunoscut și sub
numele de var stins, se folosește la văruit și în construcții
sub formă de mortar în amestec cu nisipul.
O3. Sarcină de lucru:
Examinați e cuațiile reacțiilor chimice executate și
precizați câți reactanți și câți produși de reacție corespund
fiecărei reacții.
Concluzie :
În toate reacțiile doi reactanți se transformă într -un singur
produs de reacție.
O4. Generalizare:
Deci reacția de combinar e este reacția chimică în care
doi sau mai mulți reactanți se unesc formând un singur
produs de reacție.
O5. Sarcină de lucru:
Plecând de la definiția reacției de combinare, modelați
formula generală a unei reacții de combinare.
A + B = C
Informa ție:
Obse rvați ecuațiile următoare și deduceți în ce tip de
substanțe se pot încadra reactanții și produșii de reacție:
2Mg + O 2 = 2MgO
O2 + 2SO 2 = 2SO 3
K2O + H 2O = 2KOH
Concluzie:
Reactanții pot fi substanțe simple, substanțe compuse
sau și substanțe simple și substanțe compuse, iar produșii
de reacție sunt numai substanțe compuse.

6. Întărirea retenției și asigurarea transferului:

71
O6. Completați cu coeficienții necesari numai pentru
reacțiile de combinare:
H2 + O 2 = H 2O
Zn + HCl = ZnCl 2 + H 2
Na2O + H 2O = 2Na OH
CaCO 3 toC CaO + CO 2
H2 + Cl 2 = HCl
O7. Care crede ți că este importanța practică a produsului
de reacție din reacția a treia de la întrebarea precedentă ?
Temă pentru acasă: Rezolvați exercițiile 1 și 2 pag. 50
din „ Caietul elevului” .

Vari anta 2

Obiective: la sfârșitul orei elevul trebuie:
O1 – să definească reacția de combinare;
O2 – să clasifice reacțiile de combinare;
O3 – să recunoască reacția de combinare dintr -un grup de
reacții ce cuprinde și alte tipuri;
O4 – să modeleze reacția d e combinare dintre două
elemente sau două substanțe compuse;
O5 – să efectueze experimental reacții de combinare
folosind substanțele și ustensilele ce le stau la dispoziție
în laborator;
O6 – să generalizeze observațiile desprinse din
experimentele efectu ate;
O7 – să aplice cunoștințele dobândite în rezolvarea de
exerciții și probleme.
Mijloace de învățământ : substanțe chimice,
ustensile de laborator, retroproiector, folie, manual.

72
Organizarea activității de învățare:
Activitatea independentă 1:
Se cere elevilor să clasifice substanțele chimice.
Răspuns : Substanțele chimice pot fi simple și compuse.
Substanțele simple sunt: metale și nemetale, iar
substanțele compuse sunt: oxizi, acizi, baze și săruri.
Activitatea independentă 2:
Se dau următoarele substa nțe: HCl, Al, Cl 2, CO 2, KCl,
K, CaO, Zn. Să se sublinieze cu o linie substanțele simple
și cu două linii substanțele compuse.
Răspuns : HCl, Al, Cl2, CO 2, KCl, K, CaO, Zn.
Se proiectează la retroproiector folia cu răspunsuri
corecte.
Activitatea independent ă 3:
Se arde zinc în oxigen.
a) Scrieți ecuația reacției chimice;
b) Stabiliți coeficienții ecuației reacției;
c) Denumiți produsul de reacție.
Răspuns :
a) și b) 2Zn + O 2  2ZnO
c) oxidul de zinc
Concluzie:
Din ecuația reacției chimice se observă că la r eacție
participă substanțe simple (zinc și oxigen ) și rezultă o
substanță compusă ( oxid de zinc). Există și reacții în care
dintr -o substanță compusă rezultă două substanțe
compuse.
2HgO  2Hg + O 2
Din diversitatea reacțiilor ce se cunosc, studiem astăzi
reacția de combinare.

73

Activitatea experimentală 1:
Cu o spatulă presărați în flacăra becului de gaz
cantități mici de pulbere de magneziu. Ce
observați ? Scrieți ecuațiile reacțiilor chimice notând totul
în tabelul următor:

Nr.
expe –
riment Reac –
tanți Produși Obser –
vații Ecuația
reacției Tipul
reacției

Răspuns :
Magneziu (reactant ) arde î n prezența oxigenului din
aer (reactant ) cu lumină strălucitoare, transformându -se
într-o pulbere albă numită oxid de magneziu (produs ).
2Mg + O 2  2MgO
Elevii verifică răspunsurile scrise în caiete prin
proiectarea la retroproiector a porțiunii corespunzătoare
din tabelul 1.
Activitatea experimentală 2:
Se repetă experiența 1 folosind însă pulbere
de aluminiu. Notați observațiile, ecuația reacției
chimice și tipul reacției.
Răspuns :
Aluminiul (reactant ), pulbere argintie, arde î n prezența
oxigenului (reactant ) cu scântei strălucitoare, rezultând o
pulbere albă numită oxid de aluminiu (produs ).
4Al + 3O 2  2Al 2O3
Elevii verifică răspunsurile scrise în caiet e prin
proiectarea la retroproiector a porțiunii corespunzătoare
din tabelul 1.

74

Activitatea experimentală 3 (demonstrativ ):
Se folosește un pahar în care se introduce
apă, iar în ap ă câteva picături de turnesol
(turnesolul este o substanță indicatoare car e în mediu acid
se colorează în roșu, iar în mediu bazic în albastru ).
Sulful, pulbere de culoare galbenă, se încălzește într -o
lingură de ars până când începe să ardă cu flacără
albăstruie. Se introduce apoi în cilindru fără a atinge
pereții acestuia și f ără a ajunge la nivelul apei. Se astupă
cilindrul cu o rondelă de carton. Pe măsură ce sulful arde,
se agită ușor apa din cilindru. Notați observațiile în tabel.
Răspuns :
Prin arderea sulfului (reactant ) se obține un
comp us gazos numit dioxid de sulf (pro dus). Acesta
reacționează cu apa rezultând un acid, deoarece turnesolul
se colorează în roșu.
Activitate independentă 4: Aveți la mese o bilă mare
galbenă care reprezintă atomul de sulf și două bile mici
roșii care reprezintă atomii de oxigen. Modelați cu
ajutorul lor ecuația reacției efectuate experimental.

Răspuns :
+

S O2 SO 2
Elevii verifică răspunsurile scrise în caiete prin
proiectarea la retroproiector a porțiunii corespunzătoare
din tabelul 1.
Informație: Dioxidul de sulf poate reacționa în alte
condiții cu oxigenul, rezultând un nou produs numit

75

trioxid de sulf. Ecuația reacției poate fi modelată simbolic
astfel:
2SO 2 + O 2  2SO 3
Activitatea experime ntală 4 (demonstrativ ):
Se apropie dopurile sticlelor (după ce s -au
agitat puțin ) în ca re se află soluții de amoniac
(gaz incolor cu miros înțepător ) și acid clorhidric. Notați
în tabel observațiile voastre, scrieți ecuația reacției
chimice și tipul acesteia.
Răspuns :
Se observă degajarea unui fum alb numit clorură de
amoniu sau tehnic țipirig care are formula NH 4Cl. Se
verifică răspunsul proiectând la retroproiector ultima
porțiune din tabelul 1.
Tabelul 1:
Nr.
exp Reactanți Produși Observații Ecuația
reacției Tipul
reacției
1. Mg pulbere
alb – argintie
O2 gaz
incolor MgO
pulbere
albă Mg arde cu
lumină stră –
lucitoare 2Mg+ O 2 
2MgO Reacție de
combinare
între subst.
simple
2. Al pulbere
argintie
O2 gaz
incolor Al2O3
pulbere
albă Al arde cu
scântei stră –
lucitoare 4Al + O 2 
2Al 2O3 Reacție de
combinare
între subst.
simple
3. S pulbere
galbenă
O2 gaz
incolor SO 2 gaz
incolor
înecă –
cios Prezența lu i
se pune în
eviden ță cu
turnesol S + O 2 
SO 2 Reacție de
combinare
între subst.
simple
4. SO 2 gaz
incolor
O2 gaz
incolor SO 3
_ 2SO 2 + O 2
 2SO 3 Reacție de
combinare
între o
subst. s im-
plă și una
compusă
5. HCl gaz
incolor(sol.)
NH 3 gaz
incolor(sol.)
cu miros
înțepător NH 4Cl
fum alb HCl (g) se
combină cu
NH 3 (g)
formând
NH 4Cl (s). NH 3+HCl
 NH 4Cl Reacție de
combinare
între două
substanțe
compuse

76
Informație:
În toate reacțiile efectuate experimental s -a pornit de
la doi reactanți obținându -se un singur produs de reacție.
Ele sunt reacții de unire sau de combinare.
Reacțiile care au loc între două substanțe simple sau
compuse în urma cărora se obține o singură substanță
compusă, cu proprietăți noi, se numește reacție de
combinare.
Întrebare: Între ce fel de substanțe pot avea loc reacții de
combinare ?
Răspuns: Reacțiile de combinare pot fi:
a) reacții de combinare între două substanțe simple;
b) reacții de combinare între două substanțe compuse;
c) reacții de combinare între o substanță simplă și o
substanță comp usă.
Activitatea independentă 5:
Fiecare reacție din tabelul 1 aparține unuia din cele
trei tipuri de reacții de mai sus. Completați tabelul 2 după
cum urmează:

Tabelul 2:
Tip de reacție de combinare Nr. ecuației
reacției din
tabelul 1
a) reacții de comb inare între două subst . simple 1,2,3
b) reacții de combinare între două subst .
compuse 5
reacții de combinare între o subst . simplă și o
subst . compusă 4

77
Activitatea independentă 6:
Notând reactanții cu A și B și produsul cu C,
scrieți ecuația genera lă a reacției de combinare.

Răspuns: A + B  C,
C este substanță compusă

5.1.2. Scenariul didactic nr. 2: „Reacția de
descompunere “
varianta 1

CLASA : a VII -a
OBIECTUL : chimie
TEMA : „Reacția de descompunere “
TIPUL : lecție de comunicare / însușir e a unor noi
cunoștințe
CONȚINUTURI ESENȚIALE :
1. definiția reacției de descompunere
2. experimentele și exercițiile din manual (pag. 82 – 83)
3. reactantul este o substanță compusă
4. produșii de reacție pot fi:
– substanțe simple
– substanțe compuse
– substanțe simple și substanțe compuse
5. importanța unor reacții de descompunere
OBIECTIVE OPERAȚIONALE :
La sfârșitul lecției elevii vor fi capabili:

78
O1. Să execute experimentele cuprinse în m anual (pag.
82).
O2. Să transpună sub formă de ecuații chimice
reacțiile executate, st abilind reactanții, produșii de reacție
și coeficienții.
O3. Să observe că în reacția de descompunere un
reactant se transformă în doi produși de reacție.
O4. Să deducă definiția reacției de descompunere.
O5. Să scrie formula generală a unei reacții de
descompunere.
O6. Să recunoască reacțiile de descompunere dintr -un
șir de transformări.
O7. Să indice importanța practică a unor reacții
chimice de descompunere.
METODE DE ÎNVĂȚARE : conversația euristică,
descoperirea dirijată, experimentul, lucrul cu manualu l,
problematizarea, algoritmizarea.
MATERIALE ȘI MIJLOACE DE ÎNVĂȚĂMÂNT :
ustensilele și substanțele necesare desfășurării
experimentelor prezentate în manual, modele,
retroproiector, folii, sistemul periodic, „ Caietul elevului” .
DESFĂȘURAREA ACTIVITĂȚII :
Scenariul didactic:
1. Captarea atenției:
La o reacție chimică pot participa substanțe simple,
substanțe compuse sau și substanțe simple și substanțe
compuse.
2. Actualizarea cunoștințelor:
Se solicită elevilor să clasifice reacțiile chimice după tipul
reacta nților și produșilor de reacție.

79

3. Fixarea ideilor ancoră:
Reacția de descompunere este „opusul“ reacției de
combinare.
4. Comunicarea obiectivelor la nivelul elevilor:
La sfârșitul lecției va trebui să definiți reacția de
descompunere, să modelați prin ecuații chimice reacțiile
executate experimental, să deduceți formula generală a
unei reacții de descompunere și să indicați principalele
utilizări ale reacțiilor chimice studiate.
5. Conducerea învățării:
O1. Sarcină de lucru:
a) Într -o eprubetă uscată p uneți puți n
carbonat de cupru ( CuCO 3). Încălziți eprubeta
în flacăra becului de gaz. Verificați natura
gazului care se degajă, introducând în eprubetă un băț de
chibrit aprins. Ce observați ?
b) Repetați experimentul folosind oxid de mercur
(HgO ). Natura gazului deg ajat se încearcă cu o așchie de
lemn care arde fără flacără. Ce observați ?
Atenție: Nu atingeți HgO cu mâna. Este o substanță toxică
Concluzii:
a) Prin încălzire, carbonatul de cupru se transformă
într-o substanță soli dă, de culoare neagră (CuO ) și un ga z
incolor care nu întreține arderea ( CO 2).
b) Oxidul de mercur se transformă în Hg ( care se
depune pe pereții reci ai perubetei s ub forma unei oglinzi
de mercur ) și O 2 (gazul incolor care întreține arderea ).
O2. Sarcină de lucru:
Scrieți ecuațiile reacțiil or chimice executate.
a) CuCO 3 toC CuO + CO 2
b) 2HgO toC 2Hg  + O 2

80
O3. Sarcină de lucru:
Examinați ecuațiile reacțiilor chimice executate și
precizați câți reactanți și câți produși de reacție corespund
fiecărei reacții.
Concluzie:
În toat e reacțiile un reactant se tran sformă în doi produși .
O4. Generalizare:
Deci reacția de descompunere este reacția chimică
prin care un reactant se transformă în doi sau mai mulți
produși de reacție.
O5. Sarcină de lucru:
Plecând de la definiția reacției d e descompunere,
modelați formula generală a unei reacții de descompunere.
A = B + C
Informa ție:
Observați ecuațiile următoare și deduceți ce tip de
substanțe pot fi reactanții și produșii de reacție:
2H2O electroliză 2H2 + O 2
CaCO 3 toC CaO + CO 2
2KClO 3 toC 2KCl + 3O 2
Concluzie:
Reactanții sunt substanțe compuse, iar produșii de reacție
pot fi substanțe simple, substanțe compuse sau și
substanțe simple și substanțe compuse.
O7. Informație:
Electroliza apei prezi ntă o mare importanță practică,
fiind o metodă de preparare a hidrogenului, gaz cu
multiple utilizări (v ezi rubrica „Știați că…?” ).
Reacția de descompunere a calcarului constituie
metoda industrială de obținere a varului nestins folosit în
construcții.

81
6. Întărirea retenției și asigurarea transferului:
O6. Completați cu coeficienții necesari numai pentru
reacțiile de combinare și descompunere:
Ca + O 2 = CaO
NaNO 3 toC NaNO 2 + O 2
Zn + HCl = ZnCl 2 + H 2
NaOH + H 2SO 4 = Na 2SO 4 + H 2O
KClO 3 toC KCl + O 2
MgCO 3 toC MgO + CO 2
Temă pentru acasă: Rezolvați exercițiul 3 pag. 51 din
„Caietul elevului” .
Varianta 2

Obiective: la sfârșitul orei elevii trebuie:
O1 – să definească reacția de descompunere;
O2 – să clasifice reacțiile de descompunere;
O3 – să recunoască reacția de descompunere dintr -un grup
de reacții ce cuprinde și alte tipuri;
O4 – să realizeze experimental reacții de descompunere
folosind substanțele și ustensilele ce le stau la dispoziție;
O5 – să modeleze reacțiile d e descompunere efectuate;
O6 – să compare reacția de descompunere cu reacția de
combinare studiată anterior;
O7 – să folosească noile cunoștințe în rezolvarea unor
exerciții din manual.
Mijloace de învățământ : substanțe chimice,
ustensile de laborator, ma nual, retroproiector, folie.
Organizarea activității de învățare:
Informație : În afara reacțiilor de combinare studiate
anterior există și reacții în care dintr -o substanț ă rezultă
alte două substanțe (sau mai multe ). Astfel de reacții sunt

82

opuse celor de combinare și pe acestea le vom studia în
continuare.
Activitatea experimentală 1:
Citiți cu atenție sarcinile de lucru din
manual pag. 82, efe ctuați reacția și notați în
tabel observațiile voastre și ecuația reacției.
Nr.
exp. Reac –
tanți Produși Observa ții Ecuația
reacției Tipul
reacției

Atenție!!! După efectuarea experimentului este necesară
spălarea pe mâini cu apă și săpun din cauza toxicității
uneia din substanțele obținute.
Răspuns:
După încălzirea eprubetei în care se află oxid roșu de
mercur se observă depunerea pe pereții perubetei a unor
picături fine, argintii de mercur; în același timp se degajă
un gaz care întreține arderea și care se pune în evidență cu
o așchie de brad, având puncte incandescente. Acest gaz
se numește oxigen. Degaja rea oxigenului are loc numai
când eprubeta este ținută în flacără.
Se verifică răspunsurile scrise în caietele elevilor prin
proiectarea la retroproiector a porțiunii corespunzătoare
din tabelul 1.
Activitatea experimentală 2:
Repetați experiența folosind carbonatul de
cupru, o substanță solidă de culoare verde.
Notați observațiile voastre și ecuația reacției.
Răspuns: Prin încălzire, carbonatul de cupru se
transformă într -o substanță solidă, neagră, numită oxid de
cupru și se degajă un gaz care nu arde și nu întreține
arderea. Identificarea gazului se face cu un chibrit aprins

83

care se va stinge. Gazul rezultat se numește dioxid de
carbon.
Se verifică răspunsurile scrise în caietele elevilor prin
proiectarea la retroproiector a porțiunii corespunzătoare
din tabelul 1.
Activitatea experimentală 3:
Repetați experiența 2 folosind cloratul de
potasiu, o substanță solidă albă. Notați
observațiile voastre și ecuația reacției.
Răspuns:
Prin încălzirea perubetei ce conține o cantitate foarte
mică de clorat de pota siu direct în flacără și agitând
continuu, se observă că odată cu topirea substanței se
degajă un gaz care este pus în evidență cu așchia de brad
cu puncte incandescente. Gazul este deci oxigenul.
Se verifică răspunsurile scrise în caietele elevilor prin
proiectarea la retroproiector a ult imei porțiuni din tabel 1.
Tabelul 1
Nr.
exp Reactanți Produși Observații Ecuația
reacției
1. HgO
substanță
solidă
roșie Hg

O2 gaz -lichid culoare
argintie (toxic );
-întreține
arderea; 2HgO 
2Hg + O 2
2. CuCO 3
substanț ă
solidă
verde CuO

CO 2 gaz -substanță
solidă neagră;
-nu arde, nu
întreține arderea CuCO 3 
CuO +
CO 2
3. KClO 3
substanță
solidă albă KCl

O2 gaz -reacția are loc
numai la topirea
cloratului;
-întreține
arderea 2KClO 3 
2KCl + O 2

84
Întrebare: Ce se întâm plă cu reactanții în toate reacțiile
efectuate ?
Răspuns: Reactanții se descompun în doi produși de
reacție cu proprietăți total diferite.
Activitate independentă 1:
Toate reacțiile efectuate sunt opuse reacției de
combinare și se numesc reacții de descomp unere. Definiți
reacția de descompunere.
Răspuns: Reacția de descompunere este reacția prin care
o substanță se transformă în două sau mai multe substanțe
noi, cu proprietăți deosebite de cele ale substanței inițiale.
Activitate independentă 2:
Notând rea ctantul cu C și produșii cu A și B, scrieți
ecuația generală a reacției de descompunere.
Răspuns: C  A + B
Informație: După natura produșilor, reacțiile de
descompunere se clasifică în:
a) reacții de descompunere în două substanțe simple;
b) reacții de descomp unere într -o substanță simplă și o
substanță compusă;
c) reacții de descompunere în două sau mai multe
substanță compuse.
Activitate independentă 3:
Cărei categorii aparține fiecare reacție efectuată?
Răspuns: – reacția 1 – tipul a);
– reacția 2 – tipul c);
– reacția 3 – tipul b).
Informație: O aplicație practică importantă o constituie
descomp unerea carbonatului de calciu (calcar sau piatră
de var ). Aceasta se încălzește în cuptoare speciale la

85
temperaturi foarte ridicate, obținându -se oxidul de calciu
sau varul nestins.
Activitate independentă 4:
Scrieți ecuația de descompunere a CaCO 3.
Răspuns: CaCO 3  CaO + CO 2
Informație: Varul stins se obține prin tratarea varului
nestins cu apa, proces folosit în construcții (numit
stingerea varului ).
Activitate ind ependentă 5:
Scrieți ecuația reacției de stingere a varului precizând
tipul substanțelor.
Răspuns: CaO + H 2O  Ca(OH) 2 este o reacție de
combinare între două substanțe compuse.

5.1.3. Scenariul didactic nr. 3: „Reacția de înlocuire “
varianta 1

CLASA : a VII -a
OBIECTUL : chimie
TEMA : „Reacția de înlocuire sau substituție “
TIPUL : lecție de comunicare / însușire a unor noi
cunoștințe
CONȚINUTURI ESENȚIALE :
1. definiția reacției de înlocuire
2. experimentele și exercițiile din manual (pag. 84 – 85)
3. într-o reacț ie de înlocuire, o substanță simplă ia locul
unui element dintr -o substanță compusă, rezultând tot
o substanță simplă și o substanță compusă

86
4. importanța unor reacții de înlocuire
5. utilizarea seriei reactivității chimice a metalelor
pentru a stabili dacă o re acție chimică este posibilă
sau nu.
OBIECTIVE OPERAȚIONALE :
La sfârșitul lecției elevii vor fi capabili:
O1. Să execute experimentele cuprinse în manual (pag.
84).
O2. Să transpună sub formă de ecuații chimice
reacțiile executate, stabilind reactanții, pr odușii de reacție
și coeficienții.
O3. Să observe că în reacția de înlocuire o substanță
simplă ia locul unui element dintr -o substanță compusă.
O4. Să deducă definiția reacței de înlocuire.
O5. Să scrie formula generală a unei reacții de
înlocuire.
O6. Să recunoască reacțiile de înlocuire dintr -un șir de
transformări.
O7. Să indice importanța practică a unor reacții
chimice de înlocuire.
O8. Să utilizeze seria reactivității chimice pentru a
stabili dacă o reacție dintre un metal și o substanță
compusă este posibilă sau nu.
METODE DE ÎNVĂȚARE : conversația euristică,
descoperirea dirijată, experimentul, lucrul cu manualul ,
problematizarea, algoritmizarea, modelarea.
MATERIALE ȘI MIJLOACE DE ÎNVĂȚĂMÂNT :
ustensilele și substanțele necesare desfășurării
experime ntelor prezentate în manual , modele,
retroproiector, folii, sistemul periodic, seria reactivității
chimice a metalelor, „ Caietul elevului” .

87

DESFĂȘURAREA ACTIVITĂȚII :
Scenariul didactic:
1. Captarea atenției:
La o reacție chimică pot participa substanțe simple ,
substanțe compuse sau și substanțe simple și substanțe
compuse.
2. Actualizarea cunoștințelor:
Se solicită elevilor să clasifice reacțiile chimice după tipul
reactanților și produșilor de reacție, precum și să
caracterizeze reacțiile studiate.
3. Fixarea ideilor ancoră:
Reacția de înlocuire are loc între doi reactanți și se obțin
doi produși de reacție.
4. Comunicarea obiectivelor la nivelul elevilor:
La sfârșitul lecției va trebui să definiți reacția de înlocuire,
să modelați prin ecuații chimice reacțiile executate
experimental, să deduceți formula generală a unei reacții
de înlocuire, să indicați principalele utilizări ale reacțiilor
chimice studiate și să indicați care reacții pot avea loc
folosind seria activității chimice a metalelor.
5. Conducerea învățăr ii:
O1. Sarcină de lucru:
a) Întroduceți un cui de fier într -un pahar
Berzelius cu soluție d e sulfat de cupru ( CuSO 4).
Așteptați câteva minute , apoi scoateți cuiul. Ce
observați ?
b) Puneți câteva granule de zinc într -o eprubetă uscată.
Turnați 2 cm3 de soluție de acid clorhidric. Încercați
natura gazului rezultat apropiind un chibrit aprins de gura
eprubetei. Ce observați ?
Concluzii:

88
a) Pe cuiul de fier s -a depus un strat fin, arămiu, de
cupru. După mai multe minute se observă și schimbarea
culorii solu ției din albastru în verde, datorită formării de
sulfat de fier ( FeSO 4).
b) Se observă degajarea unui gaz incolor care se
aprinde cu o pocnitură atunci când apropiem chibritul
aprins. Acest gaz este hidrogenul.
O2. Sarcină de lucru:
Scrieți ecuațiile reacț iilor chimice executate.
a) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

b) Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

O3. Sarcină de lucru:
Examinați ecuațiile reacțiilor chimice executate și
precizați câți reactanți și câți produși de reacție corespund
fiecărei reacții.
Concluzie:
În toate reacțiile participă doi reactanți și rezultă doi
produși de reacție, respectiv câte o substanță simplă și una
compusă.
O4. Generalizare:
Deci reacția de înlocuire este reacția chimică în care o
substanță simplă ia locul unui element dintr -o substanță
compusă.
O5. Sarcină de lucru:
Plecând de la definiția reacției de înlocuire, modelați
formula generală a unei reacții de înlocuire.
A + BC = AC + B

89
Informa ție:
Observați ecuațiile următoare și deduceți ce tip de
substanțe pot fi reactanții și p rodușii de reacție:
Zn + 2 AgNO 3 = Zn(NO 3)2 + 2Ag

Al + Fe2O3 = Al 2O3 + Fe

Concluzie:
Reactanții sunt o substanță simplă și o substanță compusă,
iar produșii de reacție sunt o altă substanță simplă și o altă
substanță compusă.
O7. Informaț ie:
Reacția Zn cu HCl reprezintă metoda de obținere a
hidrogenului în laborator.
De asemenea, reacția Al cu Fe 2O3 este folosită la
sudarea șinelor deoarece Fe se obține în stare topită
(aluminotermie ).
O8. Informație:
Nu toate metalele sunt la fel de react ive. Prin experimente
repetate s -a putut întocmi o ordine a reactivității acestora
numită seria de activitate chimică:

K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au
crește reactivitatea chimică
____ _______________________________ _____
reacționează cu reacționează cu nu substituie
apa, formând apa, formând hidrogenul
hidroxizi și H 2 oxizi și H 2 din apă
reacționează cu acizii nu substituie
formând săruri și H 2 hidrogenul
din acizi

90
Concluzii:
1. Un metal poate substitui din compu și metalele mai
puțin reactive (situate după el în seria reactivității
chimice ).
2. Metalele mai reactive decât hidrogenul ( care îl
preced în seria reactivității chimice ) îl pot substitui din
compuși (apă și acizi ).
6. Întărirea retenției și asigurarea transf erului:
O6. Stabiliți prin săgeți corespondența dintre reactanții
și produșii de reacție indicați mai jos și egalați numai
reacțiile studiate:
Al + S CO 2 + H 2O
Na + HOH Na2SO 4 + H 2O
H2CO 3 Al2S3
Zn + HCl H2S + FeCl 2
FeS + HCl Fe2O3
N2 + H2 CaO + CO 2
FeCl 3 + NaOH NaOH + H 2
Fe + O2 NH 3
NaOH + H 2SO 4 ZnCl 2 + H 2
CaCO 3 Fe(OH) 3 + NaCl

Temă pentru acasă: Rezolvați exercițiul 5 pag. 51
din „Caietul elevului” .

Varianta 2

Obiective: la sfârșitul orei elevii trebuie:
O1 – să de finească reacția de înlocuire;
O2 – să recunoască reacția de înlocuire dintr -un grup de
reacții ce cuprinde și alte tipuri;

91
O3 – să realizeze experimental reacții de descompunere
folosind substanțele și ustensilele ce le stau la dispoziție;
O4 – să general izeze observațiile desprinse din
experimentele efectuate;
O5 – să modeleze reacții de înlocuire;
O6 – să folosească conceptul de reacție de înlocuire în
rezolvarea unor exerciții din manual;
O7 – să rezolve scheme de probleme folosind legea
conservării num ărului de atomi.
Mijloace de învățământ : substanțe chimice,
ustensile de laborator, manual, retroproiector, folie.
Organizarea activității de învățare:

Test de evaluare inițială a cunoștințelor anterioare:
I1 – Completați ecuațiile reacțiilor chimice de mai jos și
indicați prin săgeți care sunt reacțiile de combinare și care
de descompunere:

C + O 2  CO 2
CaCO 3  CaO + CO 2
H2O  H2 + O 2
CO 2 + H 2O  H2CO 3

Răspuns:
C + O 2  CO 2
CaCO 3  CaO + CO 2
2H2O  2H2 + O 2

CO 2 + H 2O  H2CO 3 Reac ții de
combinare Reacții de
descompunere
Reac ții de
combinare
Reacții de
descompunere

92
I2 – Ce reacții sunt reprezentate prin modelele din figura
de mai jos? Înscrieți în spațiul liber pentru fiecare caz
ecuația reacției și tipul căreia îi aparține.

Nr
crt Modelul reacției chimice Interpretare
model
1.
2.
3.
4.

Răspuns:

Nr
crt Modelul reacției chimice Interpretarea
modelului
1. CuCO 3 
CO 2 + CuO
Reacție de
descompuner
e în 2
substanțe
compuse

93
2. C + O 2 
CO 2
Reacție de
combinare
3. 2HgO 
2Hg + O 2
Reacție de
descompuner
e în două
substanțe
simple
4. NH 4Cl 
NH 3 + HCl
Reacție de
descompuner
e în 2
substanțe
compuse

I3 – Completați schemele de mai jos precizând ce fel de
reacții au loc:
a) KClO 3  …… .…. + O 2

b) C + ……..  ………..
c) HgO  ……… + O 2

d) SO 2 + ……  ………

Răspuns:
a) 2KClO 3  2KCl + 3O 2 – reacție de desco mpunere
într-o substanță compusă și una simplă;
b) C + O 2  CO 2 – reacție d e combinare între
două substanțe simple;
c) 2HgO  2Hg + O 2 – reacție de descompunere
în două sub stanțe simple;

94

d) 2SO 2 + O 2  2SO 3 – reacție de co mbinare între
o substanță compusă și una simplă;

În cele ce urmează ne vom referi la un alt ti p de reacții
chimice diferit de cele studiate până acum.
Activitatea experimentală 1:
Aveți l a mese următorii reactivi: Mg (șpan), Zn
(granule), Fe (pilitură) și HCl (soluție ). Puneți în
câte o eprubetă cantități mici din metalele
menționate peste care tu rnați 1 – 2 ml. soluție HCl.
Verificați în fiecare caz cu o așchie aprinsă pe care o apropiați
de gura eprubetei proprietatea gazului care se degajă. Notați
observațiile într -o fișă de genul:
Nr.
crt. Activitatea
efectuată Observații Ecuația reacției
chimi ce

Răspuns:
Nr.
crt. Activitatea
efectuată Observații Ecuația reacției
chimice
1. Reacția Zn
cu HCl Se degajă un gaz
care arde cu flacă –
ră albăstruie și nu
întreține arderea Zn + 2HCl  ZnCl 2 +
H2
2. Reacția
Mg cu HCl Se degajă un gaz
care arde cu flacă –
ră albăstruie și nu
întreține arderea Mg + 2HCl  MgCl 2
+ H 2
3. Reacția Fe
cu HCl Eprubeta se încăl –
zește în flacără și
se degajă un gaz
care arde cu
flacără albăstruie Fe + 2HCl  FeCl 2 +
H2

95
Întrebare:
Ce este comun acestor reacții?
Răspuns:
Degajarea unui gaz. Când se apropie o așchie aprinsă
de gura eprubetei gazul arde cu flacără, auzindu -se o mică
pocnitură.
Informație: Gazul care se comportă astfel se numește
hidrogen.
Activitate independentă 1:
Studiați cu atenție ecuațiile reacțiilor efectuate și
precizați modul în care decurg ele.
Răspuns: În timpul reacției metalul a luat locul
hidrogenului din acid, iar hidrogenul s -a degajat.
Întrebare: Din reacțiile experimentale ce concluzie
generală rezultă?
Răspuns: O substanță simplă a înlocu it un element chimic
dintr -o substanță compusă.
Întrebare: Care din cele trei reacții a decurs cel mai ușor?
Răspuns: Reacția magneziului cu HCl.
Informație:
După ușurința cu care metalele reacționează cu acizii,
ele au fost așezate într -o anumită ordine, numită „serie a
activității chimice” . Seria cuprinde cele mai importante
metale și hidrogenul. Cu cât metalul este mai la stânga
hidrogenului, cu atât el are o reactivitate mai mare. Iată
care este această serie a activității chimice:
K Ca Na Mg Al Z n Fe Sn Pb H2 Cu Hg Ag Pt Au
Întrebare:
În ce ordine a activității am putea dispune cele trei
elemente folosite în experimente?

96

Răspuns: Mg, Zn, Fe
Informație: Metalele aflate după hidrogen nu îl pot
înlocui din acizi.
Activitate experimentală 2:
Introduceți un cui de fier într -o eprubetă cu
soluție diluată de sulfat de cupru. Notați ce se
întâmplă după câteva minute cu aspectul
cuiului și culoarea soluției.
Răspuns: Treptat culoarea albastră a sulfatului de cupru
devine verde, iar cuiul se acoperă cu un strat arămiu.
Întrebare: Ce credeți că s -a întâmplat?
Răspuns:
Un element a fost înlocuit de altul, respectiv fierul a luat
locul ionilor de cupru din sulfatul de cupru, iar acesta s -a
depus pe cui.
Activitate independentă 2: Scrieți ecuația reacți ei.

Răspuns: Fe + CuSO 4  FeSO 4 + Cu

Întrebare: Ce denumire propuneți pentru reacțiile
experimentate până acum?
Răspuns: Reacții de înlocuire.
Activitate independentă 3:
Definiți acest tip de reacție.
Răspuns: Reacția de înlocuire sau de substit uție este
reacția chimică prin care o substanță simplă înlocuiește un
element chimic dintr -o substanță compusă.
Activitate independentă 4:
Reprezentață forma generală a unei reacții de înlocuire
notând substanța simplă cu A și substanța compusă cu
BC.

97
Răspuns:
A + BC  AC + B

Activitate independentă 5:
După produșii rezultați în reacțiile de înlocuire
deduceți importanța practică a acestora.
Răspuns:
Reacțiile de înlocuire constituie metode de obținere a
unor substanțe chimice. Astfel, ac țiunea acizilor asupra
metalelor reprezintă o metodă de obținere a hidrogenului
și sărurilor; scoaterea unor metale din combinațiile lor de
către alte metale mai active reprezintă o metodă de
obținere a metalelor.

5.1.4. Scenariul didactic nr. 4: „Reacț ia de schimb “
varianta 1

CLASA : a VII -a
OBIECTUL : chimie
TEMA : „Reacția de dublă înlocuire sau schimb “
TIPUL : lecție de comunicare / însușire a unor noi
cunoștințe
CONȚINUTURI ESENȚIALE :
1. definiția reacției de schimb
2. experimentele și exercițiile din manual (pag. 85 – 86)
3. reactanții sunt substanțe compuse
4. între reactanți are loc un schimb de elemente

98
5. produșii de reacție sunt substanțe compuse
6. importanța unor reacții de schimb
OBIECTIVE OPERAȚIONALE :
La sfârșitul lecției elevii vor fi capabili:
O1. Să exec ute experimentele cuprinse în manual (pag.
85 – 86).
O2. Să transpună sub formă de ecuații chimice
reacțiile executate, stabilind reactanții, produșii de reacție
și coeficienții.
O3. Să observe că în reacția de schimb între reactanți
are loc un schimb de e lemente.
O4. Să deducă definiția reacției de schimb.
O5. Să scrie formula generală a unei reacții de schimb.
O6. Să recunoască reacțiile de schimb dintr -un șir de
transformări.
O7. Să indice importanța practică a unor reacții
chimice de schimb.
METODE DE Î NVĂȚARE : conversația euristică,
descoperirea dirijată, experimentul, lucrul cu manualul,
problematizarea, algoritmizarea, modelarea.
MATERIALE ȘI MIJLOACE DE ÎNVĂȚĂMÂNT :
ustensilele și substanțele necesare desfășurării
experimentelor prezentate în manual, modele,
retroproiector, folii, sistemul periodic, seria reactivității
chimice a metalelor, „ Caietul elevului” .
DESFĂȘURAREA ACTIVITĂȚII :
Scenariul didactic:
1. Captarea atenției:
La o reacție chimică pot participa substanțe simple,
substanțe compuse sau și su bstanțe simple și substanțe
compuse.

99

2. Actualizarea cunoștințelor:
Se solicită elevilor să clasifice reacțiile chimice după tipul
reactanților și produșilor de reacție, precum și să
caracterizeze tipurile de reacții studiate.
3. Fixarea ideilor ancoră:
La reacția de schimb participă numai substanțe compuse.
4. Comunicarea obiectivelor la nivelul elevilor:
La sfârșitul lecției va trebui să definiți reacția de schimb,
să modelați prin ecuații chimice reacțiile executate
experimental, să deduceți formula gene rală a unei reacții
de schimb și să indicați principalele utilizări ale reacțiilor
chimice studiate.
5. Conducerea învățării:
O1. Sarcină de lucru:
a) Într -o capsulă puneți 2 cm3 de soluție de
acid clorhidric (HCl ) și 2 cm3 soluție de
hidroxid de sodiu (NaOH ). Puneți capsula pe
un trepied și încălziți până la evaporarea completă a
lichidului. Ce observați ?
b) Puneți într -o eprubetă 2 cm3 de soluție de acid
clorhidric și 2 cm3 de soluție de AgNO 3 (azotat de argint ).
Ce observați ?
* Atenție ! Mânuiți c u multă grijă soluția de AgNO 3.
Ea atacă pielea și hainele, înnegrindu -le. AgNO 3 se mai
numește și piatra iadului și este folosită la cauterizarea
negilor.
c) Într -o eprubetă turnați 2 cm3 de soluție de H 2SO 4
(acid sulfuric ) și 2 cm3 de soluție de BaCl 2 (clorură de
bariu ). Ce observați ?
Concluzii:

100
a) În urma reacției dintre HCl și NaOH se formează NaCl
și H 2O. Prin încălzire apa se evaporă și în capsul ă rămân
cristale albe de NaCl (sare de bucătărie ).
* Reacția dintre un acid și o bază se numește reacție
de neutralizare .
b) Se formează un precipitat alb de AgCl care după puțin
timp începe să se înnegrească. Clorura de argint este o
substanță fotosensibilă. Ea se descompune la lumină
punând în libertate argintul.
c) Se formează un prec ipitat alb de sulfat de bariu
(BaSO 4).
O2. Sarcină de lucru:
Scrieți ecuațiile reacțiilor chimice executate.
a) HCl + NaOH = NaCl + H 2O
b) HCl + AgNO 3 = AgCl + HNO 3
c) H2SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2HCl
O3. Sarcină de lucru:
Examinați ecuațiile reacțiilor chimice executate și
precizați câți reactanți și câți produși de reacție corespund
fiecărei reacții.
Concluzie:
În toate reacțiile participă doi reactanți și rezultă doi
produși de reacție.
O4. Generalizare:
Deci reacția de schimb sau dublă înlocuire este reacția
chimică în care două substa nțe compuse schimbă între ele
unele elemente.
O5. Sarcină de lucru:
Plecând de la definiția reacției de schimb, modelați
formula generală a unei reacții de schimb.

101

AB + CD = AD + CB

Informație:
Observați ecuațiile următoare și deduceți ce t ip de
substanțe pot fi reactanții și produșii de reacție:
FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 + Na 2SO 4
FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3+ 3NaCl
Reacțiile sunt folosite pentru obținerea unor substanțe
insolubile.
Concluzie:
Reactanții și produșii de reacție sunt câte două s ubstanțe
compuse.
O7. Informație:
Reacția cu AgNO 3 este folosită pentru recunoașterea
acidului clorhidric și a tuturor compușilor care conțin ioni
clorură.
De asemenea, reacția cu BaCl 2 este folosită la
recunoașterea acidului sulfuric și a substanțelor car e
conțin gruparea SO 4 (sulfat ).
6. Întărirea retenției și asigurarea transferului:
O6. Completați schemele de reacție:
HCl + AgNO 3 = ………..  + HNO 3
KCl + AgNO 3 = ……….. + KNO 3
CaCl 2 + AgNO 3 = ……….  + Ca(NO 3)2
Stabiliți care este reacția de recunoaștere a ionilor clorur ă.
BaCl 2 + H 2SO 4 = ………….  + 2HCl
BaCl 2 + ZnSO 4 = ………….  + ZnCl 2
BaCl 2 + FeSO 4 = …………..  + FeCl 2
Stabiliți care este reacția de recunoaștere a grup ării sulfat.

102
Temă pentru acasă exercițiile 1, 2 și 3 pag. 93 – 94 din
manual .

Varianta 2

Obiective: la sfârșitul orei elevii trebuie:
O1 – să definească reacția de schimb;
O2 – să clasifice reacțiile de schimb;
O3 – să recunoască substanțele și ustensilele necesare
efectuării experiențelor;
O4 – să selecteze dintr -un grup de reacții reacția d e
schimb folosind substanțele și ustensilele de la mese;
O5 – să generalizeze observațiile desprinse din
experimentele efectuate;
O6 – să folosească algoritmul de stabilire a coeficienților
în reacțiile de schimb.
Mijloace de învățământ : manual, retroproi ector,
folie, ustensile de laborator, substanțe chimice.
Organizarea activității de învățare:
Proba de evaluare inițială (fiecare elev primeș te o fișă cu
sarcinile de lucru ):
Se dă tabelul de mai jos și se cere:
a) completați schemele ecuațiilor reacțiilor c himice;
b) stabiliți prin săgeți cărui tip de reacție aparțin;
c) comparați reacțiile 1 cu 4 și 3 cu 5.

Reacție de combinare
Reacție de descompunere
Reacție de substituție 1 CaCO 3  CaO + ……..
2 Zn + HCl  …… + H 2
3 Al + O 2  …………

103

Alt tip de reacție 4 HgO  Hg + …….
5 NH 3 + ……  NH 4Cl
6 NaOH + HCl  NaCl + H 2O

Răspuns: a) și b):

Reacție de descompunere 1 CaCO 3  CaO + ……..
Reacție de substituție 2 Zn + HCl  …… + H 2
Reacție de combinare 3 Al + O 2  …………
Reacție de descompunere 4 HgO  Hg + …….
Reacție de combinare 5 NH 3 + ……  NH 4Cl
Alt tip de reacție 6 NaOH + HCl  NaCl + H 2O

c) reacția 1 – reacție de descompunere a unei substanțe
compuse în două substanțe compuse;
reacția 4 – reacție de descompunere a unei
substanțe compuse în două substanț e simple;
reacția 3 – reacție de combinare a două substanțe
simple;
reacția 5 – reacție de combinare a două substanțe
compuse.
Reacția 6 face parte dintr -o altă categorie de reacții
pe care o vom discuta în continuare, și anume reacția de
schimb.

Activitate experimentală 1:

104
NaOH sol. KOH sol. AgNO3 sol. BaCl 2 sol.
CuSO 4 sol. AlCl 3 sol. MgCl 2 sol. Na2SO 4 sol.

Efectuați cele patru reacții având grijă cum mânuiți
soluția de AgNO 3; ea atacă pielea, h ainele, hârtia,
înnegrindu -le (denumire a veche este „piatra iadului ”).
Notați ob servațiile în următoarea fișă (nr. 1 ) completând
ecuațiile reacțiilor chimice.

Fișa nr. 1
Reacția Observații Ecuația rea cției
Sulfat de cupru cu
hidroxid de sodiu CuSO 4 + NaOH  …….. +
…….
Clorură de aluminiu
cu hidroxid de
potasiu AlCl 3 + KOH  …….+
…….
Clorură de
magneziu cu azotat
de argint MgCl 2 + AgNO 3  ……. +
…….
Sulfat de sodiu cu
clorură de bariu Na2SO 4 + Ba Cl2  ……. +
…….

105

Răspuns:
Reacția Observații Ecuația reacției
Sulfat de cupru cu
hidroxid de sodiu Se formează
spontan un
precipitat
albastru CuSO 4 + 2NaOH 
Na2SO 4 + Cu(OH) 2
Clorură de aluminiu
cu hidroxid de
potasiu Se formează
spontan un
precipitat alb AlCl 3 + 3KOH 
3KCl + Al(OH) 3
Clorură de
magneziu cu azotat
de argint Se formează
spontan un
precipitat alb MgCl 2 + 2AgNO 3 
Mg(NO 3)2 + 2AgCl
Sulfat de sodiu cu
clorură de bariu Se formează
spontan un
precipitat alb Na2SO 4 + BaCl 2 
2NaCl + BaSO 4

Activitate experimentală 2:

HCl sol. H2SO 4 sol. H2SO 4 sol.

CaCO 3 CaCO 3 (NH 4)CO 3

Efectuați reacțiile și notați observațiile în fișa n r. 2.
Reamintesc că H 2CO 3 este un acid instabil care se
descompune în condiții normale în oxidul stabil al
carbonului și apă.

106

Fișa nr. 2

Reacția Observații Ecuația reacției chimice
1.carbonat de calciu
cu acid clorhidric CaCO 3 + HCl  ……. +
……..
2.carb onat de cupru
cu acid sulfuric CaCO 3 + H 2SO 4  …….
+ ……. + …….
3.carbonat de
amoniu cu acid
sulfuric (NH 4)2CO 3 + H 2SO 4 
……. + …….. + …….

Răspuns:
Reacția Observații Ecuația reacției chimice
1.carbonat de
calciu cu
acid
clorhidric Se degajă
un gaz CaCO 3 + 2HCl  CaCl 2 +
H2CO 3

CO 2 H2O
2.carbonat de
cupru cu acid
sulfuric Se degajă
un gaz CaCO 3 + H 2SO 4  CaSO 4 +
H2CO 3

CO 2 H2O
3.carbonat de
amoniu cu
acid sulfuric Se degajă
un gaz (NH 4)2CO 3 + H2SO 4 
(NH 4)2SO 4 + H 2CO 3

CO 2 H2O

Activitate experimentală 3:
Luați o sticlă de ceas pe care turnați 3 -4
picături de soluție hidroxid de sodiu. Încălziți
amestecul la flacără mică așezând sticla de ceas pe o sită
de azbest până la vaporizarea totală a apei.

107
Atenție !!! Nu se evaporă până la secare ! Se folosește
substanța indicatoare numită turnesol.
Informație:
După colorația turnesolului se stabilește dacă
substanța este un acid sau o bază.Turna ți 1-2 picături
turnesol într -o perubetă cu soluție HCl. Observați culoarea
și notați în fișa nr. 3. Turnați 1 -2 picături turnesol într -o
eprubetă cu soluție NaOH. Observați culoarea și notați în
fișa nr. 3.
Fișa nr. 3
Reacția Observații Ecuația reacției
chimice
1. acid clorhidric cu
turnesol culoarea turnesolului
……………………..
2. hidroxid de sodiu
cu turnesol culoarea turnesolului
……………………..
3. acid clorhidric cu
hidroxid de sodiu culoarea turnesolului
…………………….. NaOH + HCl 
…. + ….

Răspuns:
Reacția Observații Ecuația reacției
chimice
1. acid clorhidric cu
turnesol culoarea turnesolului
roșie
2. hidroxid de sodiu
cu turnesol culoarea turnesolului
albastră
3. acid clorhidric cu
hidroxid de sodiu culoarea turnesolului
violetă NaOH + HCl 
NaCl + H 2O
Întrebare: Prin ce se aseamănă toate reacțiile efectuate ?
Răspuns: Toate sunt reacții între două substanțe compuse
în timpul cărora substanțele schimbă reciproc elementele.

108
Întrebare: Ce este specific fiecărei categorii de reacții
efectuate ?
Răspuns: Reacțiile din prima categorie (fișa 1 ) decurg cu
formarea uno r substanțe insolubile în apă ( Informație:
Astfel de s ubstanțe se numesc precipitate ). Reacțiile din a
doua categorie au loc cu degajarea unui gaz, iar reacția din
a treia grupă are loc numai într e un acid și o bază,
formându -se sare și apă.
Activitate independentă 1 :
Scrieți ecuațiile unora din reacțiile efectuate.
Răspuns:

CuSO 4 + 2 NaOH  Cu(OH) 2 + Na 2SO 4

CaCO 3 + 2 HCl  CaCl 2 + H 2O + CO 2

NaOH + HCl  NaCl + H2O

Activitate independentă 2 :
Priviți ecuațiile reacțiilor scrise mai sus și definiți
reacția de schimb.
Răspuns: Reacția chimică prin care două substanțe
compuse își schimbă între ele unele elemente chimice,
formând alte două substanțe compuse se numeș te reacție
de schimb sau dublă înlocuire.

109
Activitate independentă 3 :
Propuneți o ecuație generală a reacției de schimb.

Răspuns:
AB + CD  CB + AD

Informație:
Formarea precipitatelor în urma reacțiilor de
schimb își găsește o largă utiliza re în laborator pentru
recunoașterea unor substanțe (cloruri, sulfați, acizi ), iar în
industrie pentru fabricarea unor substanțe insolubile.

5.1.5. Scenariul didactic nr. 5: reca pitulare
„Reacții chimice “
varianta 1

CLASA: A VII -a
OBIECTUL: Chimie
TEMA: „Reacții chimice “
TIPUL: lecție de recapitulare și sistematizare
PLANUL LECȚIEI DE RECAPITULARE:
1. Reacțiile chimice sunt transformările chimice ale
substanțelor care se desfășoară respectând legea
conservării masei substanțelor
2. Semnificația ecuației chimic e
3. Clasificarea reacțiilor chimice
4. Reacții de combinare
5. Reacții de descompunere

110

6. Reacții de înlocuire
7. Reacții de schimb
8. Calcule pe baza ecuațiilor reacțiilor chimice

OBIECTIVE OPERAȚIONALE:
La sfârșitul lecției de recapitulare elevii trebuie să fie
capabili :
O1. Să efectueze experimental reacții chimice de
diferite tipuri
O2. Să modeleze ecuațiile reacțiilor chimice efectuate
practic
O3. Să stabilească tipul reacțiilor efectuate examinând
natura reactanților și a produșilor
O4. Să indice utilizările reacțiil or studiate
O5. Să efectueze calcule pe baza ecuațiilor reacțiilor
chimice
METODE DE ÎNVĂȚARE: observația, descoperirea
dirijată, conversația euristică, problematizarea,
experimentul.
MATERIALE ȘI MIJLOACE DE ÎNVĂȚĂMÂNT:
reactivii și ustensilele necesare, modele grafice, sistemul
periodic, manualul, „Caietul elevului” .
DESFĂȘURAREA ACTIVITĂȚII:
În prima parte a lecției elevii sunt solicitați să
diferențieze fenomenele fizice de cele chimice și apoi să
definească reacțiile chimice.
Se execută demonstr ativ o reacție chimică, iar
elevii vor scrie ecuația acestei reacții, vor
indica reactanții, produșii și semnificația
calitativă și cantitativă a ecuației reacției
chimice.

111
Se propune elevilor să execute o serie de reacții
chimice. Se va avea în vedere fap tul că este necesar ca în
lista experiențelor pe care le vor executa elevii să fie toate
tipurile de reacții chimice. Datele activităților
experimentale se vor înregistra în tabelul de la pag. 78 din
„Caietul elevului" .
În rubrica „Observații“ se va putea menționa faptul că
reacția are loc cu absorbție sau degajare de căldură. Pe
baza acestor observații elevii vor putea clasifica reacțiile
după un alt criteriu – „efectul termic“.
Printre experiențele pe care elevii le vor executa în
această lecție ar putea fi și descompunerea KClO 3, iar
profesorul va efectua demonstrativ această experiență în
prezența MnO 2. Astfel se va introduce noțiunea de
catalizator . Acesta ar fi un alt element de noutate al
acestei lecții.
Pe baza experiențelor efectuate se vor formula câteva
probleme. Astfel, se poate pune întrebarea: „Dacă în
eprubetă am introdus 1,22 g KClO 3, ce cantitate de
clorură de potasiu a rămas în eprubetă ? “
Elevii vor fi solicitați să formuleze și ei probleme pe
baza experiențelor efectuate. Astfel se vor r ecapitula și
unele probleme legate de concentrația procentuală a
soluțiilor.
Elevii vor fi solicitați să precizeze utilizarea în
practică atât a reacțiilor chimice efectuate în laborator, cât
și a altor reacții cunoscute de aceștia.

112
Varianta 2

Obiect ive: la sfârșitul orei elevii trebuie:
O1 – să definească toate tipurile de reacții chimice studite;
O2 – să recunoască tipurile de reacții studiate;
O3 – să-și fixeze cunoștințele dobândite prin reluarea
materialului învățat într -o altă formă și în alte condiții;
O4 – să-și sistematizeze cunoștințele într -o formă nouă
care-i solicită gândirea, imaginația și spiritul inventiv;
O5 – să-și dezvolte deprinderile practice de lucru în
laborator;
O6 – să folosească algoritmii de lucru cunoscuți în
soluționarea s chemelor;
O7 – să compare tipurile de reacții învățate.
Organizarea activității de învățare:
Întrebare: Care sunt principalele tipuri de reacții chimice
studiate?
Răspuns:
Tipuri
de
reacții
chimice – reacții de
combinare – între două substanțe simple;
– între două substanțe compuse;
– între o subst . simplă și una compusă;
– reacții de
descompun
ere – în două substanțe simple;
– în două substanțe compuse;
– între o substanță simplă și una compusă;
– reacții de
înlocuire – înlocuirea hidrogenul ui dintr -un acid cu
un metal reactiv;
– înlocuirea unui metal puțin reactiv dintr –
o sare cu unul mai reactiv;
– reacții de
schimb – cu formare de precipitat;
– cu degajare de gaz;
– cu neutralizare

113
Pentru recunoașterea și aprofundarea tipurilor de
reacții mai sus amintite, se propune spre rezolvare
următoarea s chemă: ( probă de evaluare finală )
t0C
CuCO 3 a + b
(1) +NaOH
a + HCl H2O + CuCl 2 c + d
(2) (3)
Fe
a + H2SO 4 H2O + CuSO 4 e + f
(4) (5)
(6)
b + H 2O  g

Se cere:
1) identificați substanțele notate cu literele a, b, c, d, e, f,
g și y;
2) efectuați practic transformările 1, 2, 3, 4 și 5 și
completați tabelul de mai jos.

Experi mentul
efectuat Observații Ecuația
reacției Tipul reacției

3) știind că în transformarea (1) se folosesc 0,1 moli
CuCO 3, ce cantitate de substanță a se obține? Exprimați
rezultatul în moli și grame. Câți ioni de metal se găsesc în
cantitatea a de su bstanță a obținută?

t0C
CuCO 3 CuO + CO 2

114
(1) +NaOH
CuO + HCl H2O + CuCl 2 Cu(OH) 2 + NaCl
(2) (3)
Fe
CuO + H2SO 4 H2O + CuSO 4 Cu + FeSO 4
(4) (5)
(6)
CO 2 + H 2O  H2CO 3

(1) CuCO 3 CuO + CO 2
(2) CuO + 2HCl = H 2O + CuCl 2
(3) CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + 2NaCl
(4) CuO + H 2SO 4 = H 2O + CuSO 4
(5) CuSO 4 + Fe = Cu + FeSO 4
(6) CO 2 + H 2O  H2CO 3
(7) Deci: a = CuO; b = CO 2; c = Cu(OH) 2; d = NaCl; e =
Cu; f = FeSO 4; g = H 2CO 3 și y = H 2SO 4.

2)
Exper .
efectuat Observații Ecuația reacției Tipul
reacției
Reacția
1 CuCO 3 se des –
compune într -o
substanță de
culoare neagră,
CuO și un gaz
care nu întreține
arderea, CO 2 CuCO 3  CuO +
CO 2 Reacție de
descompune –
re în două
substanțe
compuse
Reacția
2 CuO reacțio –
nează cu HCl
obținându -se o
soluție de culoa –
re verde, CuCl 2 CuO + 2HCl 
CuCl 2+ H2O Reacție de
schimb

115
Reacția
3 CuCl 2 reacțio –
nează cu NaOH
rezultând un
precipitat de
culoare albastră,
Cu(OH) 2 CuCl 2 + 2NaOH
 2NaCl +
Cu(OH) 2 Reacție de
schimb
Reacția
4 CuO reacțio –
nează cu H 2SO 4
obținându -se o
soluție de culoare
albastră, CuSO 4 CuO + H 2SO 4 
CuSO 4 + H 2O Reacție de
schimb
Reacția
5 Fe introdus în
soluție de CuSO 4
se acoperă cu un
strat roșcat, iar
culoarea soluției
se va modifica în
verde CuSO 4 + Fe 
FeSO 4 + Cu Reacție de
înlocuire
Reacția
6 CO 2 reacționează
cu H 2O formând
un acid puțin
stabil CO 2 + H 2O 
H2CO 3 Reacție de
combinare
între două
substanțe
compuse

3) CuCO 3 t0C CuO + CO 2

1 mol CuCO 3 = 124g
1 mol CuCO 3 …………………… 1 mol CuO
1 mol CuO = 80g
0,1 moli CuCO 3 ………………………. X

X = 0,1 moli CuO = 8g CuO

1 mol CuO …………………. N A ioni de Cu2+
0,1 moli CuO ………………. 0,1 N A ioni de Cu2+

116
Temă pentru acasă:
Particularizați cazuril e generale din tabelul de mai jos:

Nr.
crt. Cazuri generale Cazuri
particulare
1. nemetal + metal = sare
2. nemetal + oxigen = oxid nemetalic
3. produsul de la pct. 2 + apă = acid
4. sare = oxid metalic + oxid nemetalic
5. sare 1 + metal 2 = sare 2 + metal 1
6. metal + apă = bază + hidrogen

117
CCCAAAPPPIIITTTOOOLLLUUULLL 666…

EVALUAREA EFICIENȚEI
ÎNVĂȚĂMÂNTULUI

6.1. Evaluarea eficienței învățământului – componentă a
teoriei și practicii pedagogice

Evaluarea în învățământ este o problemă veche cu
conotații noi, un subiect controversat datorită, în spec ial,
încărcăturii sale morale ( deoarece prin evaluare se
realizează cl asificări și selecții, se dau „verdicte “ și, cu
alte cuvinte, se hotărăște soarta unor oameni ). Ca și alte
concepte, evaluării i se dau mai multe accepțiuni.
Așa de exemplu, Stelian Toma definește evaluarea ca
fiind un proces de măsurare și apreciere a valorii
rezultatelor sistemului de educație și învățământ sau a
unie părți a acestuia, a eficienței resurselor, condițiilor
propus e, în vederea luării unor decizii de îmbunătățire și
perfecționare.
Un alt autor, Terry Tenfrink, consideră evaluarea în
învățământ ca un proces de obținere a informațiilor –
asupra elevului, profesorului însuși sau asupra
programului educativ – și de valo rificare a acestor
informații în vederea elaborării unor aprecieri care, la
rândul lor, vor fi utilizate pentru adoptarea unor decizii.
Informațiile constituie baza pentru emiterea aprecierilor;
aprecierile sunt estimări ale situației actuale sau prognoze

118
ale rezultatelor viitoare; deciziile sunt poțiuni pentru
anumite modalități de acțiune.
Ioan Jinga definește evaluarea ca fiind un proces
complex de comparare a rezultatelor activității instructiv –
educa tive cu obiectivele planificate (evaluarea calității ),
cu resursele utilizate ( evaluarea eficienței ) sau cu
rezultatele anterioare (evaluarea progresului ).
Șirul exemplelor ar putea continua; ne rezumăm la
aceste trei definiții pentru a observa că:
 evaluarea este un proces (nu un produs ), deci o
activitate etapizată, desfășurată în timp;
 ea nu se rezumă la notarea elevilor ( care este
expresia numerică a aprecierii re zultatelor școlare ale
acestora ), ci vizează domenii și probleme mult mai
complexe ( inclusiv programe de înv ățământ și sistemul în
ansamblu );
 evaluarea implică un șir de măsuri, comparații,
aprecieri (deci judecăți de valoar e) pe baza cărora se pot
adopta anumite decizii, menite să optimizeze activitatea
sau domeniile supuse evaluării.

6.2. Strategii de evaluare
Pentru a fi eficientă, orice activ itate trebuie să
parcurgă trei etape ciclice: proiectare, desfășurare,
evaluare. Cercetările întreprinse și experiența școlară
demonstrează că evaluarea își realizează funcțiile în
condițiile integrării optime în procesul didactic ca acțiune
constitutivă a acestuia.
Sfera noțiunii de strategie didactică cuprinde și
strategia de evaluare. A stabili o strategie de evaluare în
învățământ echivalează cu a fixa când evaluezi, sub ce

119
formă, cu ce metode și mijloace, cum valorifici
informațiile obținute, etc. Desi gur, în final, în funcție de
concluziile desprinse, elevul își va modifica strategia de
învățare, iar profesorul pe cea de predare.
Experiența școlară a condus la stabilirea a trei forme
de evaluare:
6.2.1. Evaluarea inițială – are scopul de a stabili cât mai
exact cu putință câteva lucruri absolut necesare fiecărui
profesor pentru a -și elabora strategia didactică și anume:
 nivelul de pregătire al elevilor la începutul
activității, condițiile în care aceștia se pot integra în
programul de predare – învățare stabilit;
 constituie una din premisele conceperii
programului de instruire;
 constituie o condiție hotărâtoare pentru reușita
activității didactice prin:
– cunoașterea nivelului de pregătire de la care pornesc
elevii;
– cunoașterea gradului în care elevii stăpânesc cunoștințele
și abilitățile necesare asimilării conținutului etapei ce
urmează;
– cunoașterea capacităților de învățare ale fiecărui elev.
Subliniind rolul și însemnătatea acestui tip de evaluare
pentru integrarea elevilor în activitatea care înc epe, David
Ausubel conchide: „ Dacă aș vrea să reduc toată
psihopedagogia la un singur principiu, eu spun că ceea ce
influențează cel mai mult învățarea sunt cunoștințele pe
care elevul le posedă la plecare. Asigurați -vă de ceea ce
el știe și instruiți -l în consecință “.
Datele obținute prin evaluarea inițială ajută la
conturarea activității următoare în trei planuri:

120
 modul adecvat de predare – învățare a noului
conținut;
 aprecierea oportunității organizării unui program de
recuperare pentru întreaga clasă ( dacă este cazul );
 măsuri de sprijinire și recuperare pentru unii elevi.
6.2.2. Evaluare cumulativă (sumativă ) – este mai
complexă pentru că ea trebuie să furnizeze informațiile
relevante despre nivelu l pregătirii elevilor ( raportat la
cerințele programelor analitice ) la sfâr șitul unei etape de
instruire ( semestru sau an școlar, ciclu de școlaritate ). Ar
fi absurd să se creadă însă că la evaluarea finală elevul
trebuie să știe tot. El trebuie să știe lucrurile esențiale din
materia parcursă și, în plus, să ș tie să se folosească de ele
în diverse situații, deci să știe să utilizeze cunoștințele
învățate în practică.
Cele mai răspândite forme de evaluare sumativă
pentru învățământul preuniversitar sunt lucrările scrise
semest riale (tezele) și examenele ( de capa citate – pentru
absolvenții învățământului gimnazial – și bacalaureatu l –
pentru absolvenții de liceu ).
Deoarece evaluarea sumativă are loc după consumarea
procesului de instruire, acesta nu mai poate fi ameliorat,
chiar dacă este cazul. Neînsoțind procesu l de instruire,
secvență cu secvență, evaluarea sumativă nu permite
ameliorarea lui decât după perioade relativ îndelungate,
oferind informații pentru organizarea în perspectivă a
acestui proces.
6.2.3. Evaluarea continuă (formativă ) – se
caracterizează pr in aceea că verificarea și aprecierea sunt
incluse în programul de instruire. Își propune să evalueze
performanțele tuturor elevilor privind întregul conținut

121
esențial al materiei parcurse în secvența respectivă.
Verificând toți elevii din secvența propusă pentru
învățare, evaluarea formativă permite cunoașterea,
identificarea neajunsurilor după fiecare secvență de
instruire și, în consecință, adoptarea unor măsuri de
recuperare față de unii elevi și de ameliorare a procesului,
prevenind eșecul.
Datorită ac estor calități, evaluarea continuă este
apreciată ca evaluare de progres, iar teoret icienii „învățării
depli ne“ (B. Bloom, J. B. Carroll ș. a.) o consideră
„principiul fundamental al un ei activități didactice
eficace “.
Evaluarea formativă se poate realiza d upă o secvență
de lecție, după o lecție integrală sau chiar după mai multe
lecții. Aceasta se realizează în funcție de conținuturile
instruirii, întrucât există obiective terminale care pot fi
atinse după un ciclu de lecții cât și comportamente care se
formează și stabilizează într -un sistem de lecții.
Evaluarea continuă prezintă avantajul că se realizează
un feed -back continuu, asigurând cunoașterea de către
profesori și elevi a rezultatelor obținute.
Realizarea funcțiilor esențiale ale actului evaluativ î n
procesul didactic presupune folosirea atât a formelor de
evaluare inițială, cât și a evaluării formative oferind date
necesare pentru îmbunătățirea sistemului de instruire.
Deosebirea dintre cele trei forme de evaluare nu este
esențială, ci doar de tehni că de aplicare. Tocmai de aceea,
îmbinarea lor rațională constituie esența modelului
evaluării complete și continue.

6.3. Tehnici de evaluare

122
Strategia evaluării performanțelor elevilor cuprinde
mai multe forme de verificare, metode și procedee de
examina re. Acestea pot fi clasificate:
 observarea curentă a comportamentului de învățare
al elevilor;
 diferite tipuri de probe (orale, scrise, practice );
 analiza rezultatelor divers elor activități ale elevilor
(portofoliul de acti vitate ).
Observarea curentă a com portamentului elevilor în
timpul orelor de chimie permite cunoașterea interesului
lor pentru studiu, modul în care participă la activitățile
experimentale și teoretice, calitatea răspunsurilor în cadrul
dialogului frontal din timpul lecțiilor , ș.a.
6.3.1. Examinarea orală – este una dintre cele mai
răspândite modalități de examinare a elevilor, care poate fi
aplicată individual sau pe grupe.
Principalul avantaj al acestei metode îl constituie
posibilitatea dialogului profesor – elev, în cadrul căruia
profes orul își poate da seama nu doar „ce știe “ elevul, ci și
cum gândește el, cum se poate exprima, cum poate face
față unor situații problematice diferite de cele întâlnite pe
parcursul instruirii. Cu prilejul examinării orale,
profesorul îi poate cere elevulu i să-și motiveze răspunsul
la o anumită întrebare și să -l argumenteze, după cum el îl
poate ajuta cu întrebări suplimentare atunci când se află
în impas.
Metoda are însă și unele dezavantaje: ea este mare
consumatoare de timp, timp care adesea le lipsește
profesorilor de chimie. Un alt dezavantaj este și acela
referitor la posibilitatea de a selecționa pentru toți elevii
examinați întrebări cu același grad de dificultate.

123
Pentru elevi apar și unele inconveniente care țin de
sensibilitatea, de emotivitatea lui, mai ales atunci când
este scos la tablă. Pentru atenuarea acestui
inconvenient,unii profesori nu scot la tablă elevii pe care
îi au în vedere pentru examinare ( numai în cazul în care
trebuie să scrie ecuații ale reacțiilor chimice, să rezo lve
scheme p roblematizate ș.a. ). Unele cadre didactice
folosesc elevii și în timpul lecției noi, apreciind și
participarea lor la activitatea din clasă prin note.
6.3.2. Examinarea prin probe scrise – se realizează
recurgându -se la mai multe tipuri de lucrări:
* probe scrise de control curent (extemporale )
cuprinzând câteva întrebări din lecția curentă și care
durează 10 – 15 minute;
* lucrări de control la sfârșitul unui capitol,
folosite mai ales în cazul în care se urmărește evaluarea
formativă (continuă );
* lucrări scrise semestriale, pregătite prin lecții de
recapitulare și de sinteză;
* teste.
Prin această metodă se asig ură uniformitatea
subiectelor ( ca înt indere și dificultate îndeosebi ) pentru
toți elevii supuși evaluării, ca și posibilitatea de a examina
un num ăr mai mare de elevi în același timp. Ea îi
avantajează pe elevii emotivi și îi pune la adăpost de
profesorii tentați să evalueze preferențial la oral.
Ca și metoda de evaluare orală și cea scrisă are unele
dezavantaje sau limite: la teste, de exemplu, ele vii pot
ghici răspunsurile la itemurile cu alegere multiplă; la
extemporale și la teze se poate copia. Indiferent de forma
utilizată, în cazul probelor scrise este dificil de apreciat

124
anumite răspunsuri, când acestea sunt incomplete sau
formulate ambiguu, deoarece profesorul care corectează
lucrarea nu -i poate cere lămuriri autorului.
În general, metoda de evaluare scrisă nu oferă aceleași
posibilități de inve stigare a pregătirii elevilor ( cunoștințe,
deprinderi, abilităț i, capacități, competențe, etc. ) ca
evaluarea orală. În realitate, combinarea celor două
metode amplifică avantajele și diminuează dezavantajele,
așa încât e preferabilă folosirea unui sistem de metode
pentru a realiza o evaluare cât mai apropiată de adevăr.
6.3.3. Examinarea prin probe pra ctice – permite
profesorului să constate la ce nivel și -au format și
dezvoltat elevii anumite deprinderi pr actice, capacitatea
de „a face “ (nu doar de „a ști “). Și această metodă se
realizează printr -o mare varietate de forme.
Prin lecțiile de chimie se ur mărește și formarea
deprinderilor practice de lucru în laborator. Astfel,
elevilor li se poate da ca sarcină de lucru să obțină soluții
de anumite concentrații, să stabilească concentrația unor
soluții, să efectueze o serie de activități experimentale prin
care să stabilească proprietățile unor substanțe simple sau
compuse, etc.
6.3.4. Testele docimologice – reprezintă o modalitate de
examinare care cuprinde un set de probe sau întrebări
(itemuri ) cu ajutorul cărora se verifică și se evaluează
nivelul asimi lării cunoștințelor și al capacităților de a
opera cu ele, prin raportarea răspunsurilor la o scară –
etalon de apreciere, elaborată anterior.
Pentru a putea fi utilizate în bune condiții, testele
trebuie să răspundă unor cerințe între care menționăm:

125
validitatea sau valabilitatea, fidelitatea, stabilitatea sau
constanța, etalonarea, standardizarea.
Elaborarea testelor constituie o activitate complexă
care se desfășoară de regulă după un algoritm care
presupune următorii pași:
– precizarea obiectivelor peda gogice și a conținutului a
cărui însușire este verificată;
– analiza conținutului materiei asupra căreia se face
verificarea, având ca rezultat stabilirea elementelor
esențiale, semnificative pentru înțelegerea materiei,
precum și precizarea comportamentel or în care se exprimă
asimilarea conținuturilor esențiale și a posibilităților de a
le măsura;
– alcătuirea testului prin redactarea întrebărilor
(itemurilor ) în concordanță cu obiectivele pedagogice a
căror îndeplinire este verificată;
– măsurarea și eval uarea răspunsurilor se face după scara
sau etalonul de măsurare stabilit dinainte, măsura
rezultând din însumarea punctajelor tuturor
întrebărilor.
După modul lor de alcătuire, itemurile pot fi
clasificate după cum urmează:
a) itemuri deschise:
– de comple tare – propoziții lacunare care solicită
răspunsuri scurte: completări de cuvinte, formule chimice,
definiții, etc.
– de formulare sau de reprezentare – sunt
constituite din întrebări a căror rezolvare solicită redactări,
formularea lor bazându -se pe opera ții de gândire ca:
deducții, comparații, sistematizări, generalizări etc.
b) itemuri închise:

126
– cu alternativă binară: corect / incorect, da / nu,
adevărat / fals;
– de selecție: să aleagă răspunsul / răspunsurile
corect(e);
– de combinare (de asociație ) simplă sau compusă.
6.3.5. Evaluarea cu ajutorul calculatorului – noile
tehnologii de informare (N.T.I. ) au pătruns – e adevărat,
destul de greu – și în învățământ. Ele au fost
experimentate pe toate etapele procesului educativ:
motivare, diagnoză, prezenta rea informațiilor, pregătire,
memorare, rezolvare de probleme, verificare, notare.
Informatica permite adaptarea învățământului la cerințele
fiecărui elev, la ritmul de muncă, la aptitudinile
intelectuale și la nivelul său de cunoștințe, deci
diversificare a modalităților pedagogice și personalizarea
învățământului.
Utilizat în evaluare, calculatorul oferă atât profesorilor
cât și elevilor o mare diversitate de modalități de evaluare
a cunoștințelor. Spre deosebire de metodele de evaluare
tradiționale, evalu area cu ajutorul calculatorului este
debarasată de orice elemente de subiectivism, ca și de
emoțiile care îi însoțesc pe cei mai mulți dintre elevi la
verificările curente și la examene. Ea economisește timpul
și efortul evaluatorului care, astfel, pot fi utilizate în alte
domenii.
Se schimbă deci însuși raportul profesor – elev prin
creșterea încrederii elevilor în obiectivitatea profesorului.
Mai mult, elevii înșiși se pot autoevalua pe parcursul
muncii independente pe care o depun zilnic, beneficiind
de feed-back – ul atât de necesar unei învățări eficiente și
performante.

127
Totuși, atâta timp cât instrucția și educația vor
necesita contactul direct între om și om, aprecierea cât
mai competentă nu se va putea realiza decât printr -un
dialog uman între profes or și elev.
Examenele și notarea nu pot fi considerate ca operații
mecanice, ele vor păstra întotdeauna un caracter de
creație. Progresele în docimologie vor contribui la
obiectivarea tot mai riguroasă a aprecierii, la evitarea
pierderilor de capital uman, la o integrare socială
corespunzătoare a tineretului.

6.4. Probe de evaluare
Voi prezenta trei tipuri de teste care au fost date spre
evaluare la două clase de elevi: clasa martor care cuprinde
31 de elevi și clasa experimentală la care s -a aplicat
metod a descoperirii dirijate și care cuprinde 30 de elevi.
În a doua etapă a studiului, respectiv în al doilea an,
am aplicat același tip de teste unei clase de 29 de elevi la
care am folosit varianta a doua de proiect didactic,
urmărind și formarea deprinderil or de autoevaluare și
coevaluare cât mai obiectivă.
Comentariul rezultatelor statistice este realizat pentru
primul set de probe, iar graficele prezintă comparativ
evoluția celor două clase supuse studiului, respectiv
eficiența utilizării metodei descoperi rii dirijate în studiul
capitolului.

6.4.1. Proba de evaluare nr. 1

Tema: Reacții chimice de combinare și reacții chimice de
descompunere

128
Obiectivele urmărite în această probă de evaluare:
O1 – să aplice algoritmul de stabilire a coeficienților
ecuațiilo r reacțiilor chimice;
O2 – să discrimineze reactanții și produșii de reacție;
O3 – să identifice ecuațiile reacțiilor chimice de
combinare și descompunere.
Conținutul probei de evaluare:
A. Se dau următoarele ecuații ale reacțiilor
chimice:
… KClO 3 t C … KCl + … O2


C + ….. CO 2

… Al + … S Al2S3

Se cere:
3p. I1. Stabiliți coeficienții acestor ecuații chimice.
3p. I2. Subliniați reactanții cu o linie și produșii de r eacție
cu două linii.
3p. I3. Identificați ecuațiile reacțiilor de combinare și
ecuațiile reacțiilor de descompunere unind prin săgeți
ecuațiile reacțiilor chimice cu tipul menționat în căsuțe.

Matricea de evaluare:

I1 I2 I3
O1 
O2 
O3  Reacție de combinare
Reacție de descompunere

129
Proba etalon:
2KClO 3 t C 2KCl + 3O2

C + O2 CO 2

2Al + 3S Al2S3

Rezultate statistice:

Obiectiv Item Rezultate % din
punc tajul
maxim teoretic Clasa
experimentală
O1 I1 30 x 3 = 90p 19 x 3 = 57p 63,33
O2 I2 30 x 3 = 90p 23 x 3 = 69p 76,66
O3 I3 30 x 3 = 90p 21 x 3 = 63p 76

Media generală pe clasă: 7,50.
Comentariul rezultatelor statistice:
Proba de evaluare nr.1 cu tema: „ Reacții chimice de
combinare și reacții chimice de descompunere ” a avut ca
scop verificarea realizării obiectivelor propuse la această
temă. Itemurile propuse spre rezolvare au solicitat
judecata, gândirea logică și transferul cunoștințelor în plan
operațional.
Prin analiza răspunsurilor date de elevi la itemurile
cupri nse în proba de evaluare nr.1 s -a constatat că
obiectivele operaționale urmărite pe parcursul procesului
de predare – învățare au fost realizate în proporție mai
mare la clasa experimentală comparativ cu clasa martor,
după cum reiese din următorul tabel:
Reacție de combinare
Reacție de descompunere

130
Obi-
ectiv Item Punc
-taj Clasa experimentală
30 elevi Clasa martor
31 elevi
Nr. elevi % elevi Nr. elevi % elevi
O1 I1 3 19 63,33 18 58,06
O2 I2 3 23 76,66 23 74,19
O3 I3 3 21 76 20 64,51

Trebuie menționat că s -au luat în considerare numai
răspunsur ile corecte în totalitate și complete.
Obiectivul O 1 prin care s -au testat cunoștințele
elevilor privind legea conservării numărului de atomi într –
o transformare chimică au fost realizate în mare proporție
la ambele clase: 63,33 % la clasa experimentală și 58,06
% la clasa martor. Acest lucru demonstrează că elevii și –
au însușit algoritmul de egalare a ecuațiilor reacțiilor
chimice.
Obiectivul O 2 prin care elevii au probat identificarea
reactanților și a produșilor de reacție s -a realizat în cea
mai mare pr oporție la ambele clase (76,66 % la clasa
experimen tală și 74,19 % la clasa martor ), rezultate care
probează faptul că aceștia reușesc să stabilească corect
care sunt componenții unei reacții chimice.
Obiectivul cel mai slab realizat a fost O 3 – prin care s-
a testat în ce măsură elevii sunt capabili să deosebească
ecuațiile chimice ale reacțiilor de combinare de cele ale
reacțiilor de descompunere. Dacă la clasa martor mulți
elevi au dat răspunsuri pur întâmplătoare sau nu au
răspuns deloc, la clasa experim entală procentul de 76 %
se datorează unor răspunsuri incomplete datorită
neaplicării riguroase a algoritmului și nu necunoașterii
ecuațiilor chimice generale ale celor două tipuri de reacții.

131
Rezultatele net superioare obținute la clasa
experimentală se d atorează stimulării activității
independente a elevilor pe parcursul scenariului didactic,
metodă prin care s -a asigurat o învățare activă și însușirea
unor procedee de muncă intelectuală specifice chimiei.

Reprezentarea grafică a rezultatelor statistice :

Situația notelor la clasele implicate în studiu:

Nota Clasa 30
elevi % Clasa 29
elevi %
10 6 20 12 41,37
9 3 10 7 24,13
8 6 20 3 10,34
7 6 20 2 6,89
6 3 10 3 10,34
5 6 20 2 6,89

132
Reprezentarea grafică a notelor obținute la clasa
de 29 de elevi:

Media generală pe clasă: 8,60.

6.4.2. Proba de evaluare nr. 2

Tema: Reacții chimice de substituție și de dublă înlocuire

Obiectivele urmărite în această probă de evaluare:
O1 – să identifice reacțiile chimice de substituție și de
dublă înlocuire din m ai multe tipuri de reacții date;
O2 – să aplice algoritmul de stabilire a coeficienților
ecuațiilor reacțiilor chimice pentru reacțiile identificate;
O3 – să discrimineze reactanții și produșii de reacție
precizând denumirea acestora și tipul de substanță
chimică din care fac parte.

B. Se dau următoarele scheme de reacție:
S + O 2 SO 2
CaCO 3 toC CaO + CO 2
Fe + HCl FeCl 2 + H 2
6.89%10.34%
6.89%
10.34%
24.13%41.37%Nota 5
Nota 6
Nota 7
Nota 8
Nota 9
Nota 10Reacție de substituție

133
Mg + S MgS
NaCl + H 2SO 4 Na2SO 4 + HCl
NaOH + CuSO 4 Na2SO 4 + Cu(OH) 2

Se cere:
3p. I 1. Identificați ecuațiile reacțiilor chimice de
substituție și de dublă înlocuire unind prin săgeți ecuațiile
reacțiilor chimice cu tipul menționat în căsuțe.
3p. I2. Stabiliți coeficienții ac estor reacții chimice.
3p. I 3. Încadrați în tabelul următor reactanții și produșii
de reacție din ecuațiile reacțiilor de substituție și schimb .
Reactanți Produși de reacție
Formulă Denu –
mire Tip de
substanță
compusă Formulă Denu –
mire Tip de
substanță
compusă

Matricea de evaluare:
I1 I2 I3
O1 
O2 
O3 

Proba etalon:
S + O 2 SO 2
CaCO 3 toC CaO + CO 2
Fe + 2HCl FeCl 2 + H 2
Mg + S MgS
2NaCl + H 2SO 4 Na2SO 4 + 2HCl
2NaOH + CuSO 4 Na2SO 4 + Cu(OH) 2
Reacție de schimb
Reacție de substituție
Reacție de schimb

134
Reactanți Produși de reacție
For-
mulă Denu –
mire Tip de
substanță
compusă Formulă Denu –
mire Tip de
substanță
compusă
Fe fier
– FeCl 2 clorură
de fer
(II) sare
HCl acid
clorhi –
dric acid H2 Hidro-
gen –
NaCl clorură
de sodiu sare Na2SO 4 sulfat
de
sodiu sare
H2SO 4 acid
sulfuric acid HCl acid
clorhi –
dric acid
NaOH hidroxid
de sodiu bază Cu(OH) 2 Hidro-
xid de
cupru bază
CuSO 4 sulfat de
cupru sare – – –

Rezultatele statistice obți nute :

Obiec
-tiv Item Rezultate % din punc –
tajul maxim teoretic Clasa experimentală
O1 I1 30 x 3 = 90p 23 x 3 = 69p 76,66
O2 I2 30 x 3 = 90p 22 x 3 = 66p 73,33
O3 I3 30 x 3 = 90p 21 x 3 = 63p 70

Media generală pe clasă: 7,70.
Comentariul rezultat elor statistice:
Sarcinile formulate pentru proba de evaluare nr. 2 fac
apel la cunoștințele elevilor legate de reacțiile chimice de

135
substituție și de dublă înlocuire, precum și la cunoștințele
legate de tipurile de substanțe compuse.
Prin analiza procent ajului de elevi care au rezolvat
sarcinile de lucru cuprinse în itemuri se observă că nivelul
de pregătire al elevilor din clasa experimentală este net
superior.
Obiectivul O 3 realizat în proporția cea mai mică – 70 %
– la clasa experimentală se datorează unor răspunsuri
incomplete, în timp ce la clasa martor – 58,06 % – elevii
nu au putut rezolva corect cerința formulată în item. Se
impune deci ca într -o lecție ulterioară să se realizeze o
recapitulare a tipurilor de substanțe chimice pentru ca
elevii clas ei martor să poată r ecupera deficiențele
constatate.

Obi-
ectiv Item Punc
taj Clasa experimentală
30 elevi Clasa martor
31 elevi
Nr. elevi % elevi Nr. elevi % elevi
O1 I1 3 23 76,66 20 64,51
O2 I2 3 22 73,33 21 67,74
O3 I3 3 21 70 18 58,06

Tabelul și graficul în care se reflectă performanțele
celor două clase prin procentul care s -a realizat din
punctajul maxim demonstrează că o învățare activă,
creatoare, realizată prin îmbinarea metodelor euristice cu
cele algoritmice dezvoltă la elevi capacitatea de transfer a
cunoștințelor, de a formula concluzii, formând o serie de
priceperi și deprinderi specifice chimiei, superioară la
clasa experimentală.
Din analiza rezultatelor obținute se desprind
următoarele concluzii:

136
– elevii stăpânesc cunoștințele teor etice și le pot aplica în
practică;
– elevii înțeleg relația dintre forma generală a unei reacții
chimice și o ecuație dată;
– elevii cunosc algoritmul de scriere al formulelor
chimice, recunosc clasele de substanțe, precum și
componenții unei reacții chim ice.
Privind notele de 7 și 8, la clasa experimentală s -a
înregistrat un număr mai mare de elevi care au realizat
acest rezultat și anume 21 din totalul de 30 de elevi, în
timp ce la clasa martor s -au înregistrat 18 din totalul de 31
de elevi.
Rezultă că d in punct de vedere educațional apar
diferențe între cele două clase, clasa experimentală
realizând performanțe superioare ca urmare a desfășurării
scenariului didactic prin activități independente inclusiv
experimentale, ceea ce a condus la dezvoltarea spi ritului
de observație și al gândirii elevilor și la formarea
deprinderii de muncă individuală.

Reprezentarea grafică a rezultatelor statistice:
Situația notelor la clasele implicate în studiu:

137

Reprezentarea grafică a notelor obținute la clasa de 29
de elevi:
Media generală pe clasă: 8,82.

Nota Clasa cu 30
de elevi % Clasa cu 29
de elevi %
10 5 16,66 13 44,82
9 1 3,33 7 24,13
8 9 30 4 13,79
7 12 40 2 6,89
6 1 3,33 2 6,89
5 2 6,66 1 3,44
3.44% 6.89%
7%
14%
24.13%44.82%Nota 5
Nota 6
Nota 7
Nota 8
Nota 9
Nota 10

138
6.4.3. Proba de evaluare nr. 3

Tema: Tipuri de reacț ii chimice

Obiectivele verificate în această probă de evaluare:
O1 – să rezolve scheme program identificând tipurile de
reacții chimice învățate;
O2 – să aplice algoritmul de stabilire a coeficienților
ecuațiilor reacțiilor chimice;
O3 – să stabilească r eactanții și produșii de reacție;
O4 – să rezolve probleme de calcul stoechiometric.

C. Se dă schema program:

HgO toC a + b
c + b Al2O3
Na + H 2O d + e
d + CuSO 4 f + g
Se cere:
3p. I 1. Stabiliți substanțele corespunzătoare literelor a – g,
precizând tipul de reacție chimică.
2p. I 2. Stabiliți coeficienții acestor reacții chimice.
1p. I 3. Subliniați cu o linie reactanții și cu două linii
produșii de reacție.
3p. I 4. Calculați cantitatea de Al 2O3 care se obține prin
arderea a 108g de substanță c.

Matricea de evaluare:

139
I1 I2 I3 I4
O1 
O2 
O3 
O4 

Proba etalon:
2HgO toC 2Hg + O2↑ a – Hg; b – O2

reacție de descompunere
4Al + 3O2 2Al 2O3 c – Al; reacție de combinare

2Na + 2H2O 2NaOH + H2 d – NaOH; e – H2

reacție de substituție
2NaOH + CuSO 4 Na2SO 4 + Cu(OH) 2

f – Na2SO 4; g – Cu(OH) 2

reacție de dublă înlocuire
4 x 27g 2 x 102g
4Al + 3O2 = 2Al 2O3
108g X

MAl2O3 = 2 x 27 + 3 x 16 = 102 u.a.m.
1 mol Al 2O3 = 102g

Xg
gg204
108108

gg gX108204. 108 = 204g Al 2O3

140
Rezultatele statistice obținute :

Obi-
ectiv Item Rezultate % din punc –
tajul maxim teoretic Clasa experimentală
O1 I1 30 x 3 = 90p 24 x 3 = 78p 80
O2 I2 30 x 2 = 60p 23 x 2 = 46p 76,66
O3 I3 30 x 1 = 30p 25 x 1 = 25p 83,33
O4 I4 30 x 3 = 90p 21 x 3 = 63p 70

Media generală pe clasă : 7,76.
Comentariul rezultatelor statistice:
Proba de evaluare nr. 3 a fost dată elevilor celor două
clase supuse experimentului după însușirea capitolului
„Tipuri de reacții chimice ”.
Itemii formulați la această probă de evaluare solicită
memoria, gândirea logică , capacitatea de generalizare,
transferul de cunoștințe și reflectă modul în care cunosc
elevii principalele tipuri de reacții chimice.
Majoritatea elevilor cunosc algoritmul de scriere a
formulelor chimice, al ecuațiilor reacțiilor chimice,
precum și de e galare a acestora.

Obi-
ectiv Item Pun
ctaj Clasa experimentală
30 elevi Clasa martor
31 elevi
Nr. elevi % elevi Nr. elevi % elevi
O1 I1 3 24 80 23 74,19
O2 I2 2 23 76,66 22 70,96
O3 I3 1 25 83,33 25 80,64
O4 I4 3 21 70 19 61,29

141
Analiza tabel ului rezumativ al rezultatelor statistice
permite următoarele aprecieri:
– obiectivele propuse spre rezolvare s -au realizat de către
un număr mai mare de elevi din clasa experimentală;
– obiectivele propuse s -au realizat mai bine la clasa
experimentală , la care metodele predominant folosite au
fost de tip algoritmic: descoperire dirijată, problematizare
etc.;
– ritmul de lucru este mai lent la clasa martor, care nu a
realizat în întregime obiectivele propuse și unde s -au
folosit metode didactice tradițional e.
Performanțele clasei experimentale se datorează
învățării printr -un sistem de activități didactice bazate pe
munca independentă a elevilor de studiere a substanțelor
și fenomenelor prin efort propriu ce asigură asimilarea
temeinică a cunoștințelor, cult ivarea motivației învățării și
dezvoltarea capacităților intelectuale ale elevilor.

Reprezentarea grafică a rezultatelor statistice:

142
Situația notelor la clasele implicate în studiu:

Nota Clasa 30 elevi % Clasa 29 elevi %
10 4 13,33 12 44,82
9 5 16,66 8 24,13
8 8 26,66 5 13,79
7 8 26,66 1 6,89
6 3 10 2 6,89
5 2 10 1 3,44

Reprezentarea grafică a notelor obținute la
clasa cu 29 de elevi:
Media generală pe clasă: 8,82.

45%
24.13%13.79%6.89%6.89% 3.44% Nota 10
Nota 9
Nota 8
Nota 7
Nota 6
Nota 5

143
6.4.4. Concluzii:

Ținând seama de principalele direcții de moderniz are a
învățământului, de statutul actual al cadrului didactic, ca
și de multiplele semnificații ale evaluării randamentului
școlar, am inițiat un studiu pedagogic vizînd stimularea
activității independente a elevilor în realizarea lecțiilor de
chimie refer itoare la tipurile de reacții chimice studiate în
gimnaziu.
Activitatea independentă este activitatea specifică
procesului instructiv – educativ cu o largă varietate de
conținut, forme și durată, efectuată de elevi singuri, fără
participarea directă a prof esorului, dar implicând
îndrumarea și controlul acestuia.
O gamă largă de metode atât euristice cât și
algoritmice aplicate cu măiestrie de profesor în procesul
de predare – învățare stimulează activitatea independentă
a elevilor, asigurându -le o învățare activă, creatoare, îi
stimulează independența în gândire și acțiune, capacitatea
de transfer, îi determină să rezolve probleme, să elaboreze
soluții ipotetice, să desprindă concluzii, să -și formeze
unele priceperi și deprinderi specifice chimiei, să -și
însușească temeinic cunoștințele și unele procedee de
muncă intelectuală, un ritm și un randament sporit de
învățare.
Efectuând observații și activități independente, elevii
învață să folosească în mod corespunzător rezultatele
calitative și cantitative, să c ompare date, fenomene, să
dezvăluie cunoștințe noi, să le raporteze la o idee, teorie,
lege, principiu, să ajungă independent la concluzii și
generalizări.

144
Folosirea activității independente în procesul de
predare – învățare al chimiei se transformă cu tim pul, de -a
lungul anilor de studiu, în cunoaștere științifică, într -un
mijloc fundamental al întregirii personalității.
Printr -o evaluare continuă se valorifică intens timpul
pentru învățarea în clasă, se activează toți elevii în aceeași
unitate de timp. El evii studiază mai profund dacă sunt
controlați sistematic și, cunoscând obiectivele ce trebuie
realizate, sunt motivați în activitatea de învățare, participă
cu interes la realizarea procesului cunoașterii.
Evaluarea s -a realizat pe baza probelor scrise,
concepute în raport cu obiectivele operaționale,
cuprinzând sarcini care să solicite predominant gândirea
independentă, cauzală, capacitatea de aplicare în practică
a cunoștințelor.
Probele de evaluare au avut un dublu scop: de
informare asupra nivelului ed ucațional al elevilor cu care
se pornește în experiment și de determinare a diferenței de
nivel dintre clasele de elevi cuprinse în experimentul
didactic.
Probele de evaluare au fost diferite ca grad de
complexitate de la o probă la alta, dar și în interio rul lor,
de la item la item. Examinând rezultatele înregistrate de
elevi la probele de evaluare s -au constatat următoarele:
– elevii s -au adaptat ușor la stilul de muncă
independentă, fapt constatat prin progresele făcute de
aceștia privind calitatea înțel egerii și asimilării
cunoștințelor de la o probă la alta. Progresul este marcat
prin creșterea proporției elevilor care au obținut note mai
bune de la prima la ultima probă sau care și -au menținut
rezultatele constante;

145
– elevii rezolvă mai greu acele item uri care conțin
sarcini de lucru în context problematizat, întâmpinând
greutăți nu atât datorate cunoștințelor de chimie, cât mai
ales neatenției sau lipsei unui sistem de lucru organizat;
– folosind cât mai mult activitatea independentă, elevii
au mai mul tă libertate în a analiza și efectua itemurile
stabilite. În cele trei probe de evaluare aplicate,
performanțele elevilor din clasa experimentală s -au
menținut la un nivel net superior clasei martor.
Deci experimentul didactic aplicat a demonstrat că
prin multe activități independente concepute în context
problematizat s -a realizat un progres evident cu clasa
experimentală în domeniul informațiilor științifice.
Deprinderea elevilor cu metodologiile didactice
experimentale este remarcabilă, integrarea în spe cificul
activităților independente fiind relativ rapidă și
determinată de particularitățile individuale și de cele ale
colectivului de elevi.
Ritmul de lucru individual s -a ameliorat în sensul de
adaptare la ritmul general de lucru al clasei. Au apărut
mutații calitative evidente atât în domeniul intelectual, cât
și în cel psihic.
Cunoștințele acumulate de elevi sunt temeinice,
demonstrând formarea unei memorii active, creative.
Deprinderea de a efectua experiențe și lucrări practice de
laborator s -a situa t pe plan superior.
Pe baza celor prezentate mai sus se desprind
următoarele concluzii:
– prin proiectarea exactă și evaluarea imediată a
obiectivelor instructiv – educative fixate pentru fiecare
lecție se realizează feed -back -ul atât pentru profesor, cât și

146
pentru elevi. În felul acesta se poate acționa în direcția
înlăturării neajunsurilor din pregătirea elevilor prin
autoreglarea continuă a procesului de predare – învățare:
– prin intermediul prelucrării sistematice a conținutului
capitolului și a fiecăr ei lecții în parte se asigură predarea
și asimilarea cunoștințelor esențiale, logic relaționate și
judicios sistematizate, înlăturându -se astfel
supraîncărcarea elevilor și creându -se spațiul utilizării
tehnologiei didactice active;
– activitatea independe ntă a elevilor destinată învățării
noilor cunoștințe în clasă s -a dovedit a fi o modalitate
eficientă de ridicare a nivelului elevilor.
Aplicarea metodologiei sistematice în proiectarea
lecțiilor, definirea obiectivelor, a performanțelor ce
trebuie realiza te de elevi, organizarea conținutului ca și
organizarea procesului de învățare după strategii de
instruire stabilite în acord cu obiectivele propuse, asigură
o eficiență sporită în învățarea temei respective.

147
CCCAAAPPPIIITTTOOOLLLUUULLL 777

BIBLIOGRAFIE

1. Beral E., Zapan M. – „Chimie anorganică “, Editura
Tehnică, București, 1977
2. Cerghit I. – „Perfecționarea lecției în școala
modernă “, Editura Didactică și Pedagogică, București,
1989
3. Ebbing. D., Wrighton M. – „General Chemistry “,
Second Edition, Houghton Mifflin Com pany Boston,
1987
4. Fătu S. – „Metodica predării chimiei în liceu “, Editura
Corint, 1998
5. Fătu S., Jinga I. – „Învățarea eficientă a conceptelor de
chimie “, Editura Corint, 1997
6. Fătu S., Stroe F., Stroe C. – „Chimie Ghidul
profesorului pentru clasa a VII -a”, Editura Corint,
București, 1999
7. Gănescu I., Pătroescu C. – Chimie pentru definitivat ” ,
Editura Didactică și Pedagogică, București, 1989
8. Ionescu M., Radu I. – „Didactica modernă ”, Editura
Dacia, Cluj Napoca, 1995
9. Lisievici P. – „Testele de cunoștințe: cadr ul
conceptual, proiectare și evaluare ”, Târgoviște,
Institutul de Științe ale Educației, CCD Dâmbovița
10. Neacșu I.,– „Metode și tehnici de învățare eficientă “,
Editura Didactică și Pedagogică R.A., București, 1990
11. Negoiu D. – „Tratat de chimie anorganică “, vol. 2,
Editura Didactică și Pedagogică, București, 1972

148
12. Nenițescu C. D. – „Chimie generală “, Editura
Didactică și Pedagogică, București, 1981
13. Pintilie M. – „Metode moderne de învățare – evaluare
în învățământul preuniversitar “, Editura Facil, Cluj –
Napoca , 2000
14. Popovici D. – „Pedagogie generală ”, Editura
Didactică și Pedagogică R.A., București, 1998
15. Potolea D. – „Grilele de observație sistematică: rolul
lor în identificarea și formarea / perfecționarea
competențelor pedagogice ”, Revista de Pedagogie nr. 4
16. Radu I. T. – „Sinteze pe teme de didactică modernă “,
editată de „Tribuna școlii “, București, 1986
17. Radu I. T. – „Evaluarea în procesul didactic ”, Editura
Didactică și Pedagogică R.A., București, 2000
18. Sava M. – „Rolul fișelor de activitate independentă a
elevilor în învățarea chimiei, conceptele
psihopedagogice de la baza teoriilor moderne de
învățământ reflectate în aceste fișe “, Buletin de fizică –
chimie, nr. 1, 1978
19. Sava M. – „Metodologii didactice moderne în
învățarea chimiei “, Buletin de fizică – chimie , 1986
20. M.E.C. – „Ghid de evaluare la chimie “, S.N.E.E.,
București, 1999