ROLUL EXPERİMENTULUİ DE LABORATOR ÎN ÎNSUȘİREA CHİMİEİ. EXEMPLİFİCĂRİ LA TEMA ,,REACȚİİ CHİMİCE [301973]

UNİVERSİTATEA ,,OVİDİUS” din CONSTANȚA

FACULTATEA DE ȘTİİNȚE APLİCATE și İNGİNERİE

ROLUL EXPERİMENTULUİ DE LABORATOR ÎN ÎNSUȘİREA CHİMİEİ. EXEMPLİFİCĂRİ LA TEMA ,,REACȚİİ CHİMİCE”

COORDONATOR ȘTİİNȚİFİC:

CONFERENȚİAR UNİVERSİTAR

DR. ANCA DUMBRAVĂ

CANDİDAT: [anonimizat]. CONSTANTİNA İONİȚĂ (DARABANT)

LİCEUL TEHNOLOGİC ,,İ. C. BRĂTİANU”

[anonimizat]

2018

CUPRİNS

ARGUMENT

Alegerea temei Rolul experimentului de laborator în însușirea chimiei. Exemplificări la tema ,,Reacții chimice” [anonimizat] I în învățământ are la bază următoarele:

Chimia – [anonimizat] ,,Matematică și Științele Naturii”, începând din clasa a VII-a a [anonimizat] o știință prin excelență experimentală.

[anonimizat].

,,Nici o [anonimizat]. [anonimizat].” – [anonimizat] (1791-1867).

Studiul chimiei fără aplicații practice este ineficient și face din chimie o [anonimizat], grea și abstractă pentru majoritatea elevilor.

[anonimizat], frumusețe dată și de strălucirea naturală a [anonimizat] – de exemplu: [anonimizat]. (tabel 1).

Tabel 1. Flori de mină

,,[anonimizat], numai atunci se pot obține rezultate adevărate în știință. Nu vei face niciodată un lucru bun cu mâinile altuia.”, [anonimizat] (1894-1984).

Experimentul de laborator este o [anonimizat]. Experimentul de laborator are o deosebită importanță în procesul însușirii noțiunilor și conceptelor cu care lucrează chimia.

Experiment = [anonimizat] a unor fenomene în condițiile cele mai propice pentru studierea lor și a legilor care le guvernează; [anonimizat]. ( DEX 1999 )

Chimia fiind o știință prin excelență experimentală are la bază experimentul atât ca metodă de investigare științifică cât și ca metodă de învățare/însușire a chimiei.

Capitolul/Unitatea de învățare ,,Reacții chimice. Legea conservării masei în reacțiile chimice” din chimia de clasa a VII-a [anonimizat], și anume: [anonimizat], [anonimizat], [anonimizat], reacții chimice de substituție/ înlocuire, reacții chimice de schimb/[anonimizat], [anonimizat], respectiv definirea și verificarea legii conservării masei substanțelor în reacțiile chimice.

Capitolul/Unitatea de învățare ,,Reacții chimice. Legea conservării masei în reacțiile chimice” din chimia de clasa a VII-a este primul capitol în care experimentul de laborator are rol decisiv în însușirea noțiunilor și conceptelor cu care lucrează chimia.

Experimentele de laborator efectuate de elevi în laboratorul de chimie au drept scop: 1) însușirea temeinică și consolidarea cunoștințelor de chimie, 2) formarea unor priceperi și deprinderi practice de lucru.

Având un caracter experimental chimia nu poate fi predată, învățată și evaluată fără să apelăm la experimentul de laborator. Experimentul este o observare provocată, este metoda euristică de organizare și realizare a activităților practice de laborator pentru deducerea informațiilor teoretice, concretizarea, verificarea, aprofundarea și consolidarea cunoștințelor și deprinderilor psiho-motorii în perspectiva pregătirii elevilor pentru integrarea socio-profesională.

Experimentul este calea principală în dobândirea cunoștințelor prin efort propriu. Experimentele de laborator sunt folosite în predarea chimiei: a) în procesul dobândirii de noi cunoștințe, b) în scopul fixării și consolidării cunoștințelor predate, c) pentru formarea anumitor priceperi și deprinderi practice de lucru.

Experimentul de laborator poate fi real sau virtual. Experimentul de laborator real – în laboratorul de chimie folosind aparatura și ustensilele de laborator și substanțele chimice din sticlele pentru reactivi, iar experimentul de laborator virtual – în laboratorul de informatică folosind calculatorul și un software educațional pentru chimie (AeL, Yenka Chemistry, Virtual Chemistry Laboratory).

Experimentul de laborator, fie că este folosit pentru stimularea interesului față de noile informații, fie pentru învățarea noilor noțiuni, consolidarea acestora și aplicarea lor într-un context nou (tema pentru acasă), rămâne o formă de activitate independentă a elevilor și în același timp o cale de dezvoltare a interesului pentru chimie ca știință.

Laboratorul de chimie oferă elevilor dobândirea noilor cunoștințe prin efort propriu. Cunoștințele dobândite de elevi în cadrul și în atmosfera de lucru a laboratorului de chimie sunt trainice, logic deduse și bogate în conținut.

Astfel, un rol deosebit în predarea-învățarea chimiei o are metoda experimentului științific – metodă de lucru bazată pe experimente de laborator, metodă de explorare a realității. Metoda inductivă sau experimentală – experimentul de laborator este o metodă care presupune cooperare și activitate comună din partea elevilor. Învățarea prin metoda inductivă/experimentală presupune centrarea activității pe elev.

Experimentul de laborator constituie o metodă de bază în procesul de predare-învățare a chimie. Chimia nu poate fi predată doar cu o tablă și cretă; uneori explicațiile teoretice ale profesorului pot fi abstracte și sunt greu înțelese de elevi. În timpul experimentelor, indiferent de tipul lor, se formează capacitatea de observare a elevilor.

A experimenta înseamnă a-i pune pe elevi în situația de a (re)produce un fenomen cu ajutorul aparaturii de laborator și a substanțelor chimice / calculatorului și softului educațional cu scopul de a observa, a studia, a dovedi, a verifica, a măsura rezultatele, de a formula concluzii. İndiferent de experimentul de laborator, real sau virtual, elevilor le va fi mult mai ușor să înțeleagă noțiunile, termenii și conceptele specifice chimiei.

Studiul chimiei în școală în aria curriculară ,,Matematică și Științele Naturii” alături de celelalte științe ale naturii – matematică, fizică și biologie, este indispensabilă pentru formarea personalității elevului.

CAPİTOLUL 1. CHİMİA Șİ OBİECTUL CHİMİEİ. REACȚİİ CHİMİCE

Motto: Arthur Kornberg

,,În mare parte, viața poate fi înțeleasă dacă se exprimă prin limbajul chimiei. Chimia este o limbă internațională, o limbă pentru toate timpurile, care explică de unde venim, ce suntem și încotro ne îndreptăm. Limbajul chimic are o mare frumusețe estetică și face legătura între științele fizice și științele biologice.”

Chimia – știință fundamentală și experimentală a naturii

Cuvântul chimie provine din grecescul ,,chymeia” folosit pentru prima dată în secolul al VI-lea î. Hr. în Grecia Antică, care însemna topirea metalelor.

Chimia este o știință fundamentală a naturii. Ea studiază starea naturală și obținerea, compoziția și structura, proprietățile și transformările substanțelor prin regruparea particulelor componente – atomi, ioni, molecule, precum și fenomenele, cauzele și legile acestor transformări.

Chimia este știința materiei, fiind, mai mult ca oricare dintre științele naturii, legată de tot ceea ce ne înconjoară. Chimia include tot ceea ce este materie în jurul nostru, de la cea mai mică bacterie până la stele, de la pietrele și firele de nisip până la nori.

Chimia este o știință experimentală. Ea studiază proprietățile și transformările chimice ale substanțelor având ca instrument / metodă de lucru experimentul.

DEX definește chimia astfel:

știința care studiază compoziția, structura și proprietățile substanțelor, transformările lor prin regruparea atomilor componenți, precum și combinațiile noi ale substanțelor rezultate în urma acestor transformări (1998);

știința care studiază compoziția, structura, proprietățile și transformările substanțelor (2009).

Chimia are ca obiect de studiu substanțele, natura particulelor ce le compun, structura, proprietățile și transformările lor reciproce, ca rezultat al mișcării permanente, al desfacerii și refacerii unor legături chimice dintre particulele componente – atomi, ioni, și al reconstruirii învelișurilor electronice ale acestor particule.

Anul 1774 este considerat ca fiind anul nașterii chimiei ca știință. Momentele care au marcat dezvoltarea și afirmarea chimiei ca știință sunt:

Descoperirea oxigenului făcută de chimistul englez Joseph Priestley (1773-1804) la 1 august 1774.

Descoperirea legii fundamentale care guvernează reacțiile chimice numită ,,legea conservării masei substanțelor”, făcută, independent unul de altul, în 1748, de chimistul rus Mihail Vasilievici Lomonosov (1711-1765) și, în 1774, de chimistul francez Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794).

Elucidarea teoriei arderii substanțelor, teorie elaborată de părintele chimiei moderne, chimistul francez Antoine Laurent Lavoisier.

Antoine Laurent Lavoisier în urma experimentelor, demonstrează că arderile care se produc în aer au loc, deoarece aerul este un amestec de două gaze: un gaz esențial pentru ardere și respirație pe care l-a numit ,,aer vital” și un gaz care nu întreține arderea pe care l-a numit ,,azote” (- fără viață; mai târziu termenul azote a devenit ,,azot” în limba română și nitrogen în limba engleză). În anul 1777, părintele chimiei moderne dă aerului vital, respectiv aerului deflogisticat al lui Joseph Priestley, o nouă denumire, oxigen, care provine din termenii grecești ,,oxys” = acid, literal ascuțit de la gustul acizilor și ,,genes” = producător”, literal născător. Astfel, cuvântul oxigen înseamnă producător / generator de acizi, denumirea propusă de Lavoisier provenind dintr-o eroare a marelui chimist care considera că toți acizii conțin oxigen.

Împreună cu fizica și biologia, chimia este una dintre științele fundamentale ale naturii al cărei studiu începe în clasa a VII-a, ciclul gimnazial. Chimia are două mari ramuri:

Chimia anorganică care se ocupă cu studiul substanțelor care provin din regnul mineral.

Chimia organică care se ocupă cu studiul substanțelor care provin din regnul vegetal și regnul animal.

Definiție: ,,Chimia este știința care studiază compoziția, structura, proprietățile și transformările chimice ale substanțelor.”

Definirea reacțiilor chimice

V-ați gândit vreodată că o reacție chimică poate fi la fel de frumoasă ca aripile acestui fluture leopard? Motivele geometrice ale aripilor unui fluture leopard sunt consecința mai multor reacții chimice diferite. Rezultatul acestor reacții chimice constă într-o anumită distribuție a concentrației substanțelor ce influențează culorile aripilor.

Părintele chimiei moderne, chimistul francez Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) spunea: ,,În natură, nimic nu se pierde, nimic nu se câștigă, totul se transformă.”

Transformările substanțelor prin care acestea își modifică compoziția, structura și proprietățile sunt fenomene chimice, cauzele acestor transformări fiind acțiunea unor factori externi și mișcarea permanentă a atomilor, ionilor și moleculelor (- mișcarea browniană); în timpul fenomenelor chimice au loc desfacerea moleculelor/compușilor ionici și recombinarea atomilor/ionilor.

Definiție: Orice proces în urma căruia una sau mai multe substanțe se transformă, sub acțiunea unor factori (temperatură, presiune, catalizator) în alte substanțe cu proprietăți noi, diferite de cele inițiale, se numește reacție chimică.

Participanții unei reacții chimice sunt reactanții și produșii de reacție, iar o reacție chimică poate fi reprezentată astfel:

Reactanții sunt substanțele chimice inițiale care reacționează, iar produșii de reacție sunt substanțele chimice cu proprietăți noi care rezultă din reacție. Reactanții și produșii de reacție pot fi substanțe chimice simple – metale, semimetale, nemetale și/sau substanțe chimice compuse – oxizi, baze, acizi, săruri. Într-o reacție chimică, reactanții și produșii de reacție sunt alcătuiți din aceleași elemente chimice.

Reacțiile chimice sunt interacțiuni la nivel molecular dintre substanțele chimice reactante și, orice reacție chimică începe cu ciocnirea moleculelor/ionilor substanțelor chimice reactante.

Pentru studiul reacțiilor chimice este necesar să se cunoască:

compoziția și proprietățile substanțelor chimice;

starea fizică sau starea de agregare a substanțelor chimice: g-gazoasă, l-lichidă, s-solidă, aq-soluție apoasă;

condițiile în care se desfășoară reacția chimică: temperatură, presiune, catalizatori, mediul de reacție.

Noțiuni introductive despre substanțele chimice anorganice

Substanțele chimice anorganice pot fi clasificate după compoziția lor și proprietățile lor fizico-chimice după cum urmează:

Metalele: elementele chimice ai căror atomi au tendința de a ceda electroni și de a forma ioni pozitivi – elementele chimice cu caracter electropozitiv (78,57%).

Tendința metalelor de a se transforma în ioni prin cedarea electronilor de valență este foarte diferită. Cu cât un metal formează mai ușor ioni pozitivi cu atât el este mai electropozitiv, și implicit, are o reactivitate chimică mai mare. Metalele au fost așezate, în ordine descrescătoare a caracterului electropozitiv, într-un șir numit ,,seria activității chimice a metalelor” sau seria Beketov-Volta (o clasificare a metalelor din punct de vedere electrochimic), în care:

fiecare metal poate substitui din compuși (oxizi, săruri) metalele situate după el în seria activității chimice;

metalele care preced hidrogenul în seria activității chimice pot substitui hidrogenul din compuși – apă și acizi;

metalele situate după hidrogen în seria activității chimice nu-l pot substitui din compuși – apă și acizi.

Seria activității chimice a metalelor:

Observație!

Metalele situate după hidrogen în seria activității chimice, dar aproape de el (cupru, bismut, mercur), reacționează cu oxiacizii puternici/tari și concentrați (acid sulfuric, H2SO4; acid azotic, HNO3), în două etape, ca de exemplu:

Etapa I: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 ↑ + H2O

Etapa a II-a: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

Cu + 2 H2SO4 = CuSO4 + SO2 ↑ + 2 H2O

Știați că … ?

Nikolay Nicolaevici Beketov (1827-1911), chimist și fizician rus, a studiat și a stabilit seria deplasării metalelor din compușii lor, serie care mai târziu s-a dovedit a fi la fel cu seria potențialelor de electrod. De asemenea, Beketov a efectuat reducerea unor metale din oxizii lor cu aluminiu, la temperaturi înalte, punând astfel baza procesului de aluminotermie, care azi este utilizat pe scară largă în metalurgie.

Semimetalele / metaloizi: elementele chimice care fac trecerea, în tabelul periodic al elementelor, de la metale la nementale; elementele chimice care prezintă atât proprietăți caracteristice metalelor cât și proprietăți caracteristice nemetalelor.

Nemetalele: elementele chimice ai căror atomi au tendința de a accepta electroni și de a forma ioni negativi – elementele chimice cu caracter electronegativ.

Oxizii sunt compuși binari ai oxigenului cu alte elemente, metale, semimetale sau nemetale; substanțe compuse cu formula generală E2On, unde n – valența elementului E.

Bazele sunt substanțe compuse în a căror compoziție intră un atom (ion) de metal și un număr de grupări (ioni) hidroxil, OH, egal cu valența metalului; substanțe compuse cu formula generală Me(OH)m, unde m – valența metalului Me.

Acizii sunt substanțe compuse în a căror compoziție intră, pe lângă atomi ai nemetalelor, unul sau mai mulți atomi de hidrogen, care pot fi substituiți cu atomi de metal, dând naștere la săruri; substanțe compuse în a căror compoziție intră unul sau mai mulți atomi de hidrogen și un radical acid; substanțe compuse cu formula generală HnA, unde n – valența radicalului acid A.

Radicalul acid – atomul sau grupul de atomi care intră în compoziția moleculelor acizilor și care rămâne neschimbat în timpul reacțiilor chimice. Radicalul acid rezultă prin substituirea parțială sau totală a atomilor de hidrogen din molecula unui acid și valența acestuia este egală cu numărul atomilor de hidrogen substituiți.

Sărurile sunt substanțe compuse în a căror compoziție intră atomi (ioni) de metal și un radical acid; substanțe compuse cu formula generală MenAm, unde n – valența radicalului acid A și m – valența metalului Me.

Legea conservării masei substanțelor în reacțiile chimice

Legea fundamentală care guvernează orice reacție chimică este ,,legea conservării masei substanțelor” descoperită, independent unul de altul, în anul 1748 de chimistul rus Mihail Vasilievici Lomonosov (1711-1765) și, în anul 1774 de chimistul francez Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794).

Legea conservării masei substanțelor exprimă relația dintre masele substanțelor care reacționează și masele substanțelor rezultate dintr-o reacție chimică.

Legea conservării masei substanțelor – enunț: ,,Într-o reacție chimică, suma maselor reactanților este egală cu suma maselor produșilor de reacție.”

Pentru o reacție chimică reprezentată prin legea conservării masei substanțelor se scrie: .

În decursul unei reacții chimice, numărul atomilor de același fel se conservă sau atomii intrați în reacție se regăsesc în același număr în produșii de reacție; numărul atomilor de același fel se conservă trecând prin regrupare din moleculele reactanților în moleculele produșilor de reacție. Astfel, consecința legii conservării masei substanțelor este legea conservării atomilor în reacțiile chimice: ,,Pentru fiecare element chimic, numărul atomilor din reactanți trebuie să fie egal cu numărul atomilor din produșii de reacție.”

Meritul deosebit în fundamentarea experimentală a legii conservării masei substanțelor i-a revenit lui Antoine Laurent Lavoisier, un excelent experimentator, unul dintre cei mai mari chimiști și părintele chimiei moderne, primul chimist care a utilizat măsurători exacte în studiul compoziției substanțelor și al reacțiilor chimice, construind el însuși o balanță cu o precizie de ordinul miligramelor.

Experimentul care a stat la baza descoperirii legii conservării masei substanțelor a fost calcinarera oxidului roșu de mercur, HgO într-un vas închis. Prin măsurători exacte, Lavoisier a constatat că masa mercurului și a oxigenului (-aerul vital) – substanțele chimice rezultate din reacție, era aceeași cu masa oxidului roșu de mercur – substanța chimică introdusă în reacției.

Verificarea legii conservării masei substanțelor și a legii conservării atomilor

Se consideră formarea sulfurii de magneziu, MgS prin sinteză – reacția chimică de combinare dintre magneziu, Mg și sulf (pucioasă), S.

Experimental, s-a dovedit ca 24g Mg reacționează cu 32g S și se formează 56g MgS. Dar, 24g Mg = 1mol Mg și conține 6,023 ∙ 1023 atomi Mg, 32g S = 1mol S și conține 6,023 ∙ 1023 atomi S, 56g MgS = 1 mol MgS și conține 6,023 ∙ 1023 molecule MgS. Întrucât o moleculă de MgS este alcătuită dintr-un atom de magneziu și un atom de sulf, rezultă că 1mol MgS/6,023 ∙ 1023 molecule MgS conține 6,023 ∙ 1023 atomi Mg și 6,023 ∙ 1023 atomi S. Ca urmare, numărul atomilor oricărui element chimic, înainte și după reacție, este același.

Totodată, legea conservării masei substanțelor a confirmat ipoteza că atomii sunt indivizibili în reacțiile chimice obișnuite, ei nu suferă schimbări ci trec dintr-o moleculă în altă moleculă.

Descoperirea legii conservării masei substanțelor a avut o importanță deosebită pentru chimie, și anume:

1ș) scrierea reacțiilor chimice cu ajutorul ecuațiilor chimice – reprezentarea reactanților și produșilor de reacție cu ajutorul simbolurilor chimice/formulelor chimice.

2ș) studiul cantitativ al transformărilor chimice și descoperirea altor legi ale chimiei → legea constanței compoziției substanțelor/legea proporțiilor definite descoperită, în anul 1805, de chimistul francez Joseph Louis Proust (1754-1826);

3ș) efectuarea calculelor chimice pe baza reacțiilor chimice.

Ecuațiile reacțiilor chimice

O reacție chimică poate fi reprezentată grafic cu ajutorul simbolurilor chimice și/sau formulelor chimice ale reactanților și produșilor de reacție.

Definiție: Reprezentarea prescurtată a unei reacții chimice cu ajutorul simbolurilor și formulelor chimice ale reactanților și produșilor de reacție se numește ecuația reacției chimice.

Exemple:

Ecuația reacției chimice dintre fier și sulfatul de cupru (un cui din fier introdus într-o soluție de sulfat de cupru) cu formare de sulfat de fier (II) și cupru este: ș Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu↓

Ecuația reacției chimice de descompunere a carbonatului de calciu, la 900șC, în oxid de calciu și dioxid de carbon este: ș CaCO3 = CaO + CO2↑

Ecuația reacției chimice dintre azotat de argint (piatra iadului) și acid clorhidric cu formare de clorură de argint, un precipitat alb-brânzos și acid azotic este: ș AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

Ecuația reacției chimice de ardere a sulfului în aer/oxigen cu formare de dioxid de sulf este: ș S + O2 = SO2

În timpul unei reacții chimice, atomii moleculelor sau ionii compușilor din reactanți se desfac pentru a se asocia/regrupa într-un nou mod formând produșii de reacție. Trecerea de la structura reactanților la noua structură a produșilor de reacție are loc cu conservarea masei substanțelor, și implicit, cu conservarea numărului de atomi pentru fiecare element chimic.

De cele mai multe ori, pentru respectarea legii conservării atomilor, și implicit, a legii conservării masei substanțelor este necesară amplificarea numărului de atomi/molecule/ compuși ionici de reactanți și/sau produși de reacție, în ecuația reacției chimice.

Un număr oarecare, întreg și diferit de ,,1”, de atomi sau molecule (compuși ionici) dintr-o substanță se exprimă prin simbolul chimic al/formula chimică a substanței chimice precedat/ precedată de o cifră (număr) egală cu numărul de atomi/molecule și care se numește coeficient. Cifrele plasate în fața simbolurilor și formulelor chimice din ecuația unei reacții chimice se numesc coeficienții ecuației chimice.

Exemple:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

2KClO3 = 2KCl + 3O2 ↑

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2↑

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

Observații!

Dacă din reacția chimică rezultă o substanță gazoasă, în dreapta formulei chimice corespunzătoare substanței gazoase se scrie o săgeată cu vârful în sus, ↑ (substanța se degajă).

Dacă din reacția chimică rezultă o substanță greu solubilă în mediul de reacție – un precipitat, în dreapta formulei chimice corespunzătoare precipitatului se scrie o săgeată cu vârful în jos, ↓ (substanța se depune).

Coeficienții ecuațiilor reacțiilor chimice nu se memorează, se calculează.

Coeficientul ,,1” nu se scrie deoarece, un simbol chimic indică un atom din elementul chimic, respectiv formula chimică a unei substanțe chimice indică o moleculă din acea substanță.

Coeficienții ecuației chimice trebuie să fie cele mai mici numere întregi posibile.

Exemplu: Reacția fierului cu oxigenul din aer:

2Fe + O2 = 2FeO oxid de fier (II) / oxid feros

4Fe + 3O2 = 2Fe2O3 oxid de fier (III) / oxid feric

6Fe + 4O2 = 2Fe3O4 oxid fero-feric (magnetită)

Ultima ecuație chimică rezultă prin însumarea primelor două ecuații chimice, dar prin simplificare se obține: 3Fe + 2O2 = Fe3O4.

Algoritmul scrierii corecte a ecuației unei reacții chimice constă în:

Scrierea corectă a formulelor chimice ale reactanților și produșilor de reacție.

Aplicarea legii conservării atomilor pentru fiecare element chimic și stabilirea coeficienților ecuației chimice.

Verificarea legii conservării atomilor: pentru fiecare element chimic, numărul atomilor din reactanți trebuie să fie egal cu numărul atomilor din produșii de reacție.

Ecuația chimică sau ecuația unei reacții chimice are o dublă semnificație:

Calitativă – indică natura reactanților, respectiv natura produșilor de reacție.

Cantitativă – la scară microscopică (la scară atomică/moleculară), indică numărul de atomi sau molecule de reactanți, respectiv produși de reacție, iar la scară macroscopică, indică numărul de moli (de atomi, de molecule) de reactanți, respectiv produși de reacție.

Exemplu: Semnificația ecuației chimice de ardere a hidrogenului în oxigen din suflătorul oxihidric este:

Ecuațiile reacțiilor chimice / ecuațiile chimice sunt numite și ecuații stoechiometrice deoarece dau informații despre natura și cantitățile reactanților și ale produșilor de reacție, în moli (raportul molar).

Observație!

Stoechiometria este acea ramură a chimiei care studiază raporturile cantitative dintre elemente, în combinații sau în reacții chimice (DEX, 1998).

Știați că … ?

,,În 1826, chimistul francez Jean Baptiste André Dumas (1800-1884), fondatorul chimiei organice (Würtz), propune ca în descrierea desfășurării reacțiilor chimice să se utilizeze ecuații chimice.”

Clasificarea reacțiilor chimice

Clasificarea reacțiilor chimice constă în gruparea reacțiilor chimice în clase distincte, utilizând diferite criterii de clasificare. Astăzi, se cunosc 112 elemente chimice și există aproximativ 500 000 de combinații chimice anorganice și ca urmare, reacțiile chimice sunt foarte diverse și numărul lor este foarte mare.

Reacțiile chimice pot fi clasificate în diferite categorii, grupe sau clase de reacții chimice în funcție de un criteriu ales (în funcție de criteriul care este luat în considerare). Aceeași reacție chimică poate face obiectul mai multor clasificări, care ajută la înțelegerea fenomenului chimic privit din unghiuri / puncte de vedere diferite, completându-se unele pe celelalte și, oferind o imagine mai apropiată de procesul real.

Clasificarea reacțiilor chimice în funcție de modul în care se realizează transformarea reactanților în produși de reacție

Prima clasificare a reacțiilor chimice se realizează în clasa a VII-a, ciclul gimnazial – primul an de studiu al chimiei în învățământul românesc. În funcție de modul în care se realizează transformarea reactanților în produși de reacție, reacțiile chimice anorganice se clasifică în patru tipuri principale/generale:

Clasificarea reacțiilor chimice în funcție de proporția în care se găsesc reactanții și produșii de reacție la echilibru

Toate procesele chimice care au loc în natură, industrie sau laborator, sunt procese de echilibru, adică, în anumite condiții, bine determinate, între reactanți și produșii de reacție se stabilește un echilibru chimic. Transformarea reactanților în produși de reacție, în anumite condiții (temperatură, presiune, catalizatori, mediul de reacție), poate fi totală sau parțială.

În practică, rareori are loc transformarea totală a reactanților în produși de reacție. Reacția chimică decurge într-un singur sens, →, de la reactanți către produși de reacție (de la stânga la dreapta). La sfârșitul reacției chimice în sistem se găsesc numai produșii de reacție care s-au format.

În majoritatea reacțiilor chimice, reactanții se transformă parțial în produși de reacție și, la rândul lor, în condițiile date, produșii de reacție care s-au format se transformă în substanțele inițiale, reactanții. Au loc, simultan, două reacții chimice:

– reacția directă = reacția care are loc de la stânga la dreapta, →; reactanții se transformă în produși de reacție.

– reacția inversă = reacția care are loc de la dreapta la stânga, ←; produșii de reacție se transformă în reactanți.

Atunci când reactanții se transformă parțial în produși de reacție, reacția chimică decurge în ambele sensuri, atât de la reactanți la produșii de reacție, cât și de la produșii de reacție la reactanți. La sfârșitul reacției chimice, în sistem se găsesc reactanți (netransformați) și produși de reacție.

Reacțiile chimice, în funcție de proporția în care se găsesc reactanții și produșii de reacție la echilibru sau în funcție de sensul de desfășurare, se clasifică în:

Reacții chimice ireversibile:

Reacții chimice reversibile:

Clasificarea reacțiilor chimice în funcție de efectele termice care însoțesc reacțiile chimice

Unele reacții chimice pentru a avea loc au nevoie de încălzire sau chiar de temperaturi foarte ridicate (> 1500șC), iar alte reacții chimice care au loc la temperatura camerei sunt violente și încălzesc vasul de reacție. Astfel, pentru a avea loc unele reacții chimice absorb căldură, iar alte reacții au loc cu degajare de căldură.

Reacțiile chimice, în funcție de căldura absorbită sau căldura degajată, adică în funcție de efectele termice care le însoțesc, se clasifică în:

Reacții chimice endoterme – reacțiile care au loc cu absorbție de căldură.

Reacții chimice exoterme – reacțiile care au loc cu degajare de căldură.

Clasificarea reacțiilor chimice în funcție de viteza de desfășurare a reacției

Viteza de reacție reprezintă viteza cu care reactanții se transformă în produși de reacție. Reacțiile chimice se produc cu viteze foarte diferite. Unele reacții chimice au loc cu viteză de reacție (foarte) mare, produsul/produșii de reacție observându-se imediat, iar alte reacții chimice au loc cu viteză de reacție (foarte) mică, fiind nevoie de un timp mai îndelungat pentru formarea produsului/produșilor de reacție.

Reacțiile chimice, în funcție de viteza de reacției, se clasifică în:

Reacții chimice rapide – reacțiile care au loc cu viteză de reacție mare.

Reacții chimice lente – reacțiile care au loc cu viteză de reacție mică.

Clasificarea reacțiilor chimice în funcție de natura particulei schimbate între reactanți

Multe reacții chimice sunt reacții în care, între reactanți se transferă/se schimbă particule mici ,,π” – protoni (ioni pozitivi de hidrogen, H+), electroni, ioni sau molecule (care au rol de liganzi). În aceste reacții chimice, reactanții sunt: un donor de particulă π – o specie chimică care poate ceda o particulă π, și un acceptor de particulă π – o specie chimică care poate accepta particula π de la donor.

Reacțiile chimice în care se transferă/se schimbă un anumit tip de particulă ,,π” pot fi considerate echilibre chimice de tip .

În urma cedării particulei π, donorul se transformă într-o specie chimică care are capacitatea de a accepta particula π (de același fel) și care poartă numele de acceptor conjugat al donorului, iar acceptorul se transformă într-o specie chimică care are capacitatea de a ceda particula π (de același fel) și care poartă numele de donor conjugat al acceptorului.

Particulele ,,π” – protoni (ioni pozitivi de hidrogen, H+ / H3O+), electroni, e−, ioni sau molecule (care au rol de liganzi) care pot fi cedate sau acceptate de o specie chimică, nu pot exista independent, în stare liberă, deoarece ele sunt foarte reactive. Astfel, echilibrele chimice donor →acceptor + π, respectiv acceptor + π→donor nu pot avea loc independent.

Un donor (Donor 1) nu-și poate manifesta capacitatea de a ceda o particulă ,,π” transformându-se în specia sa conjugată decât dacă se află în prezența altei specii chimice care are capacitatea de a accepta aceeași particulă π (Acceptor 2) transformându-se la rândul ei în specia sa conjugată. Echilibrul chimic total/global se obține prin însumarea echilibrelor parțiale (1) și (2):

Reacțiile chimice, în funcție de natura particulei transferate între donor și acceptor, se clasifică în:

Reacții chimice cu schimb de protoni – reacții chimice acido-bazice.

Reacții chimice cu schimb de electroni – reacții chimice de oxido-reducere/redox.

Reacții chimice cu schimb de ioni/molecule – reacții chimice de complexare.

Clasificarea reacțiilor chimice în funcție de numărul de faze care se găsesc în sistemul de reacție la echilibru

În unele reacții chimice, atâr reactanții cât și produșii de reacție se găsesc în aceeași stare de agregare sau fază (gazoasă sau lichidă), iar în alte reacții chimice un reactant sau un produs de reacție se găsește într-o stare de agregare/fază diferită de starea de agregare a celorlalte substanțe participante la reacție.

Reacțiile chimice, în funcție de starea de agregare a reactanților și produșilor de reacție, se clasifică în:

Reacții chimice omogene – reacțiile chimice în care toate speciile chimice participante se găsesc în aceeași stare de agregare sau fază.

Reacții chimice eterogene – reacțiile chimice în care cel puțin una dintre speciile chimice participante se găsește într-o stare de agregare diferită de starea de agregare a celorlalte substanțe participante la reacție.

Tipuri de reacții chimice

Reacțiile chimice, în funcție de modul în care se realizează transformarea reactanților în produși de reacție sunt:

1.4.1. Reacții chimice de combinare

Definiție: Reacția chimică în care doi sau mai mulți reactanți se unesc formând un singur produs de reacție, se numește reacție chimică de combinare.

În reacțiile chimice de combinare reactanții pot fi două sau trei substanțe chimice.

Dintr-o reacție de combinare rezultă un singur produs de reacție.

În reacțiile chimice de combinare reactanții sunt substanțe simple și / sau substanțe compuse.

Produsul de reacție al unei reacții chimice de combinare este o substanță compusă.

O reacție chimică de combinare se poate exprima sub forma generală:

X + Y → XYa

Exemple de reacții chimice de combinare:

reactanții sunt două substanțe chimice simple

ș S + O2 = SO2 ◄ Prin încălzire, sulful se topește și apoi se aprinde și arde cu flacără de culoare albastră; se formează un gaz incolor și cu miros înțepător numit dioxid de sulf, SO2.

ș 2C + O2 = 2CO sau C + O2 = CO2 ◄ Carbonul arde, formând monoxid de carbon, CO sau dioxid de carbon, CO2 în funcție de cantitatea de oxigen pe care o are la dispoziție.

Monoxidul de carbon, CO este un gaz incolor, inodor și insipid, toxic datorită faptului că, în reacție cu hemoglobina din sânge, formează un compus stabil – carboxihemoglobina, care nu mai permite oxigenarea hemoglobinei. İntoxicațiile cu monoxid de carbon produc inițial dureri de cap, apoi amețeli, leșin și în final moarte prin axfisiere.

ș 2H2 + O2 = 2H2O ◄ Aprins într-o atmosferă de oxigen, hidrogenul arde cu o flacără puțin luminoasă, dar fierbinte (t ≥ 3000șC) și formează apa, H2O (oxid de hidrogen).

ș 2Mg + O2 = 2MgO ◄ O panglică/sârmă de magneziu încălzită, se aprinde și arde cu flacără albă, orbitoare (t ≥ 2000șC) formând o substanță solidă de culoare albă, numită oxid de magneziu, MgO.

ș 4Al + 3O2 = 2Al2O3 ◄ Aluminiul, sub formă de pulbere, arde în aer cu scântei strălucitoare transformându-se în oxid de aluminiu, Al2O3.

ș 2Cu + O2 = 2CuO ◄ O folie subțire sau o sârmă de cupru încălzită în flacăra unui bec de gaze arde cu flacără de culoare verde și se transformă în oxid de cupru (II), CuO de culoare neagră.

O plăcuță de cupru încălzită în flacăra unui bec de gaze se acoperă cu o peliculă neagră cu irizații roșii datorită formării oxidului de cupru (II), CuO – negru și a oxidului de cupru (I), Cu2O – roșu, în funcție de temperatura la care are loc reacția chimică:

dacă t > 200șC: 2Cu + O2 = 2CuO (negru)

dacă t < 200șC: 4Cu + O2 = 2Cu2O (roșu)

ș 2Fe + O2 = 2FeO și 4Fe + 3O2 = 2Fe2O3 ◄ Un cui din fier încălzit până la incandescență în flacăra unui bec de gaze se acoperă la suprafață cu un strat de culoare neagră numit oxid fero-feric, Fe3O4 (magnetită), un amestec de oxid de fier (II), FeO – oxid feros și oxid de fier (III), Fe2O3 – oxid feric. Ecuația reacției chimice totale este:

3Fe + 2O2 = 2Fe3O4 (FeO · Fe2O3)

Pilitura de fier încălzită până la incandescență și introdusă într-o atmosferă de oxigen se aprinde și arde cu scântei galben-roșiatice, strălucitoare, care se răspândesc în toate direcțiile. Se formează oxid fero-feric, Fe3O4 sau magnetită.

ș P4 + 3O2 = P4O6 sau P4 + 5O2 = P4O10 ◄ Fosforul alb, datorită reactivității chimice foarte mari, în aer, se aprinde și arde formând trioxid de fosfor, P4O6 sau pentaoxid de fosfor, P4O10 în funcție de cantitatea de oxigen pe care o are la dispoziție.

ș N2 + O2 = 2NO și N2 + 3H2 = 2NH3 ◄ Datorită reactivității chimice foarte mici, azotul reacționează atât cu oxigenul cât și cu hidrogenul în condiții speciale; astfel, cu oxigenul, reacționează la temperaturi uriașe cuprinse între 3000 și 5000șC formând monoxid de azot, NO, iar cu hidrogenul reacționează la temperaturi de 500 – 525șC și o presiune de 325 atm, în prezența catalizatorului de oxid de fier, formând amoniac, NH3.

ș C + 2H2 = CH4 ◄ În condiții energice, temperatură de 1100șC și catalizator de nichel, Ni, carbonul reacționează cu hidrogenul cu formare de metan, CH4.

ș H2 + Cl2 = 2HCl ◄ Hidrogenul arde într-o atmosferă de clor formând un gaz numit acid clorhidric, HCl (acid muriatic).

ș P4 + 6Cl2 = 4PCl3 sau P4 + 10Cl2 = 4PCl5 ◄ Fosforul alb, datorită reactivității chimice foarte mari, într-o atmosferă de clor se aprinde de la sine formând triclorură de fosfor, PCl3 sau pentaclorură de fosfor, PCl5 în funcție de cantitatea de clor pe care o are la dispoziție.

ș 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 ◄ Pilitura de fier incandescentă sau o sârmă de fier încălzită până la incandescență, introdusă într-o atmosferă de clor are ca rezultat formarea unor ,,nori” de culoare brun-roșcată din clorură de fier (III), FeCl3.

ș Cu + Cl2 = CuCl2 ◄ O sârmă de cupru încălzită până la incandescență în flacăra unui bec de gaze, introdusă într-o atmosferă de clor are ca rezultat formarea clorurii de cupru (II), CuCl2 ce poate fi pusă în evidență prin reintroducerea sârmei în flacăra becului de gaze care se colorează în verde (datorită ionilor de cupru, Cu2+).

Metalele cu valență variabilă, în reacție cu clorul, formează cloruri în care prezintă valență superioară.

ș 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 ◄ Aluminiul pulbere aprins în aer continuă să ardă într-o atmosferă de clor, formând clorura de aluminiu, AlCl3.

ș Hg + S = HgS ◄ La temperatura camerei, mercurul se combină cu sulful (pucioasa) și formează o substanță solidă, neagră numită sulfură de mercur (II), HgS.

Exemple de reacții chimice de combinare:

reactanții sunt o substanță chimică simplă și o substanță chimică compusă

ș 2NO + O2 = 2NO ◄ Monoxidul de azot, NO rezultat în unele reacții chimice ale acidului azotic este foarte instabil și, în contact cu oxigenul din aer formează dioxid de azot, NO2 (hipoazotidă), gaz brun-roșcat, toxic.

ș 2CO + O2 = 2CO2 ◄ Monoxidul de carbon, CO sau ,,gazul ucigaș” arde cu flacără albastră trecând în dioxid de carbon, CO2.

Limbile flăcărilor de culoare albastră produse uneori deasupra jăratecului din sobă se datorează arderii monoxidului de carbon rezultat din arderea lemnelor (carbonului) în volum limitat de aer.

ș P4O6 + 2O2 = P4O10 ◄ În aer, fosforul se oxidează lent și formează trioxid de fosfor, P4O6 care, ulterior trece în pentaoxid de fosfor, P4O10. Trecerea de la trioxid la pentaoxid de fosfor este însoțită de o emisie slabă de lumină, fenomen cunoscut sub numele de ,,chimioluminiscență”.

ș 2SO2 + O2 = 2SO3 ◄ Prin încălzire și în prezența unui catalizator de platină, Pt sau pentaoxid de vanadiu, V2O5, dioxidul de sulf, SO2 se transformă în trioxid de sulf, SO3.

Exemple de reacții chimice de combinare:

reactanții sunt două substanțe chimice compuse

ș CO2 + H2O = H2CO3 ◄ La barbotarea dioxidului de carbon, CO2 în apă, H2O sub presiune (6 atm) au loc două fenomene, un fenomen fizic – dizolvarea dioxidului de carbon în apă și un fenomen chimic – reacția de combinare a dioxidului de carbon cu apa cu formare de acid carbonic, H2CO3. Reacția chimică dintre dioxidul de carbon și apă este cunoscută sub denumirea de ,,obținerea sifonului” (sifon sau apă carbogazoasă).

ș SO3 + H2O = H2SO4 și P4O10 + 6H2O = 4H3PO4 ◄ Prin combinarea trioxidului de sulf, SO3 / pentaoxidului de fosfor, P4O10 cu apa se formează acidul sulfuric, H2SO4 / acidul fosforic, H3PO4.

ș NH3 + HCl = NH4Cl ◄ Acidul clorhidric gazos, HCl la temperatura camerei reacționează numai cu amoniacul, NH3 și formează clorură de amoniu, NH4Cl (țipirig). Apropiind două baghete din sticlă care, inițial au fost introduse, una în soluție de acid clorhidric și cealaltă în soluție de amoniac, rezultă un ,,fum alb” format din particule foarte fine de clorură de amoniu.

ș CaO + H2O = Ca(OH)2 ◄ Oxidul de calciu, CaO cu denumirea tehnică de var nestins, reacționează cu apa formând hidroxid de calciu, Ca(OH)2 sau var stins. Reacția chimică este puternic exotermă și, datorită căldurii degajate din reacție amestecul de reacție începe să fiarbă.

ș CaO + SiO2 = CaSiO3 și MgO + SiO2 = MgSiO3 ◄ În zona de topire a unui furnal, la temperaturi de 1400 – 1800șC, oxidul de calciu, CaO și oxidul de magneziu, MgO (din calcar sau dolomit = sterilul sau ganga din minereul de fier) reacționează cu dioxidul de siliciu, SiO2 (nisip) și formează silicat de calciu, CaSiO3, respectiv silicat de magneziu, MgSiO3 (zgură).

ș Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2 ◄ Precipitatul albastru, gelatinos de hidroxid de cupru (II), Cu(OH)2 este solubil în soluție de amoniac; se formează o soluție de culoare albastru intens cunoscută sub numele de reactiv Schweitzer, folosită pentru dizolvarea celulozei, iar soluția obținută servește la fabricarea fibrelor chimice/artificiale de tip mătase cuproxam.

La scară industrială sau în laborator, unirea directă a două substanțe chimice în urma căreia se obține o substanță cu compoziție și proprietăți noi, se numește sinteză chimică.

Exemple de reacții chimice de combinare:

reactanții sunt trei substanțe chimice simple și/sau compuse

ș 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3 ◄ În turnul de absorbție de la oxidarea catalitică a amoniacului are loc combinarea dioxidului de azot, NO2 cu oxigenul, O2 și cu apa, H2O cu formarea acidului azotic/nitric, HNO3.

ș CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2 ◄ Dioxidul de carbon, CO2 din aer în prezența apei transformă carbonatul neutru de calciu, CaCO3 (calcar), insolubil în apă, în carbonat acid ce calciu, Ca(HCO3)2, solubil în apă.

ș 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3 ◄ În timp, sub acțiunea oxigenului și în prezența vaporilor de apă din aer, precipitatul alb-verzui de hidroxid de fier (II), Fe(OH)2 trece în hidroxid de fier (III), Fe(OH)3, precipitat brun-roșcat.

1.4.2. Reacții chimice de descompunere

Definiție: Reacția chimică în care un reactant se transformă în doi sau mai mulți produși de reacție, se numește reacție chimică de descompunere.

Reacția de descompunere poate fi considerată inversa reacției de combinare. Reacția de descompunere se mai numește și reacție de analiză.

În reacțiile chimice de descompunere participă un singur reactant.

În reacțiile chimice de descompunere reactantul este o substanță compusă.

Dintr-o reacție chimică de descompunere rezultă doi sau trei produși de reacție.

Produșii de reacție ai unei reacții chimice de descompunere sunt substanțe simple și / sau substanțe compuse.

O reacție chimică de descompunere se poate exprima sub forma generală:

XY → X + Ya

Exemple de reacții chimice de descompunere:

produșii de reacție sunt două substanțe chimice simple

ș 2H2O 2H2↑ + O2↑ ◄ Apa se descompune în hidrogen și oxigen numai prin electroliză – descompunere cu ajutorul curentului electric continuu. Deoarece apa, în stare pură nu este bună conducătoare de electricitate/curent electric, se supune electrolizei apa alcalinizată – apă în care s-a dizolvat hidroxid de sodiu, NaOH (sodă caustică) sau apa acidulată – apă în care s-a dizolvat acid sulfuric, H2SO4 (vitriol).

ș 2Al2O3 4Al + 3O2↑ ◄ Prin trecerea curentului electric continuu prin topitura de oxid de aluminiu, Al2O3 (și criolit, Na3[AlF6] care micșorează temperatura de topire a oxidului de aluminiu de la 2072șC la 900 – 925șC) se obține aluminiu (topit) și oxigen, O2 (gaz).

ș 2HgO 2Hg + O2↑ ◄ Prin încălzirea oxidului roșu de mercur (II), HgO se obține mercur (lichid) și oxigen (gaz). Reacția chimică are loc la obținerea mercurului din sulfură de mercur (II), HgS (cinabru), prin prăjirea sulfurii în aer.

ș 2AgCl 2Ag+ Cl2↑ ◄ Precipitatul alb, brânzos de clorură de argint, AgCl se înegrește în timp datorită descompunerii sale, sub acțiunea luminii, în argint și clor.

Exemple de reacții chimice de descompunere:

produșii de reacție sunt o substanță simplă și o substanță compusă

ș 2KClO3 2KCl + 3O2↑ ◄ În laborator, oxigenul se poate obține prin descompunerea termică a cloratului de potasiu, KClO3, în prezența dioxidului de mangan, MnO drept catalizator.

ș 2H2O2 2H2O + O2↑ ◄ Apa oxigenată, H2O2 se descompune ușor în apă și oxigen. Descompunerea apei oxigenate are loc mai repede în prezența catalizatorului de dioxid de mangan. De asemenea, lumina solară favorizează descompunerea apei oxigenate și de aceea, aceasta trebuie păstrată în sticle de culoare închisă.

Exemple de reacții chimice de descompunere:

produșii de reacție sunt două substanțe chimice compuse

ș CaCO3 CaO + CO2↑ ◄ Prin încălzire la temperatură ridicată, 900șC, în cuptoare speciale numite cuptoare de var, carbonatul de calciu, CaCO3 din calcar / piatră de var se descompune în oxid de calciu, CaO – var nestins și dioxid de carbon, CO2.

ș NH4Cl NH3 ↑ + HCl↑ ◄ Prin încălzire, clorura de amoniu, NH4Cl (țipirigul din pasta de lipit folosită la decaparea cuprului în procesul de lipire cu cositor sau fludor) se descompune în amoniac, NH3 și acid clorhidric, HCl.

ș 2Al(OH)2 Al2O3 + 3H2O ◄ Prin calcinare, hidroxidul de aluminiu, Al(OH)3 extras din bauxită (minereul din care se obține aluminiul) se deshidratează și trece în oxid de aluminiu, Al2O3 sau alumina (materie primă la obținerea aluminiului prin electroliză).

ș Cu(OH)2 CuO + H2O ◄ Prin încălzire puternică, hidroxidul de cupru (II), Cu(OH)2 de culoare albastră, se transformă în oxid de cupru (II), CuO de culoare neagră.

ș NH4NO3 2H2O + N2O↑ ◄ Descompunerea controlată a azotatului de amoniu, sub 300șC, are ca rezultat obținerea protoxidului de azot/oxidului de azot (I), N2O numit și gaz ilariant (gaz incolor cu miros plăcut și gust dulceag), folosit în amestec cu oxigenul (90% N2O și 10% O2) în anestezia chirurgicală.

Exemple de reacții chimice de descompunere:

produșii de reacție sunt trei substanțe chimice simple și/sau compuse

ș Ca(HCO3)2 CaCO3↓ + CO2↑ + H2O ◄ Prin încălzirea carbonatului acid de calciu, Ca(HCO3)2, solubil în apă se obține carbonatul neutru de calciu, CaCO3, insolubil în apă. Reacția chimică stă la baza formării stalactitelor și stalagmitelor în peșteri și a depunerilor de ,,piatră” pe pereții vaselor, respectiv pe rezistența de încălzire a mașinilor de spălat.

ș (NH4)2CO3 2NH3↑ + CO2↑ + H2O(v)↑ ◄ Carbonatul de amoniu, (NH4)2CO3 cunoscut și sub numele de ,,praf de copt” este folosit în patiserie pentru ca prăjiturile să crească în timp ce se coc în cuptor la 160 – 200șC. La temperatura din cuptor, carbonatul de amoniu sau praful de copt se descompune în amoniac, dioxid de carbon și apă (vapori) care prin degajare formează goluri în aluat.

ș 4HNO3 4NO2↑ + 2H2O + O2↑ ◄ Acidul azotic / nitric, HNO3 prin încălzire, se descompune și formează un gaz toxic brun-roșcat numit dioxid de azot, NO2 (hipoazotidă). Reacția chimică este folosită pentru recunoașterea acidului azotic.

ș 2NH4NO3 2N2↑ + O2↑ + 4H2O↑ ◄ Descompunerea azotatului de amoniu peste 300șC are loc cu explozie deoarece, are loc transformarea rapidă a azotatului/ nitratului de amoniu, NH4NO3 din stare de agregare solidă direct în stare de agregare gazoasă: azot, N2, oxigen, O2 și vapori de apă, H2O.

Azotatul sau nitratul de amoniu, NH4NO3 uscat, dacă se află într-un strat mai gros de 10 cm explodează, în schimb, dacă este îmbibat cu apă nu explodează; are tendința de autoaprindere în prezența unor substanțe oxidante sau în contact cu metale fin divizate.

1.4.3. Reacții chimice de substituție (înlocuire)

Definiție: Reacția chimică în care o substanță simplă înlocuiește un element chimic dintr-o substanță compusă, se numește reacție chimică de substituție sau înlocuire.

În reacțiile chimice de substituție sau înlocuire participă doi reactanți.

În reacțiile chimice de substituție reactanții sunt o substanță simplă și o substanță compusă.

Dintr-o reacție chimică de substituție rezultă doi produși de reacție.

Produșii de reacție ai unei reacții chimice de substituție sunt o substanță compusă și o substanță simplă.

O reacție chimică de substituție sau înlocuire se poate exprima sub forma generală:

X + YZ → XZ + Ya

Exemple de reacții chimice de substituție (înlocuire)

În scrierea reacțiilor chimice de substituție sau înlocuire trebuie să se țină seama de poziția metalelor în seria reactivității chimice a metalelor (seria Beketov-Volta) pentru a prevedea dacă reacția chimică corespunzătoare ecuației are loc sau nu.

Astfel, metalele care preced hidrogenul în seria reactivității chimice a metalelor pot substitui hidrogenul din apă și acizi. De asemenea, fiecare metal poate subtitui din compuși – oxizi și săruri, metalele situate după el în seria reactivității chimice a metalelor.

ș Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑

ș Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2↑

ș 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑

ș Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

ș Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑

ș Fe + 2HNO3 = Fe(NO3)2 + H2↑

Plumbul, deși este situat înaintea hidrogenului în seria reactivității chimice a metalelor, nu substituie hidrogenul din acidul clorhidric, acidul sulfuric diluat și acidul azotic concentrat deoarece, aceștia atacă plumbul numai la suprafață cu formarea sărurilor PbCl2, PbSO4 și Pb(NO3)2 insolubile care protejează metalul de acțiunea ulterioară a acizilor. Pe această proprietate, se bazează folosirea cisternelor de plumb pentru transportul acidului sulfuric diluat și a acidului azotic concentrat.

ș Pb + 2H2SO4(concentrat) = Pb(HSO4)2 + H2↑ ◄ Acidul sulfuric concentrat dizolvă plumbul transformându-l în sulfat acid de plumb, Pb(HSO4)2 solubil.

ș Pb + 2HNO3(diluat) = Pb(NO3)2 + H2↑ ◄ Acidul azotic diluat dizolvă plumbul complet deoarece azotatul de plumb, Pb(NO3)2 format este solubil în acidul azotic diluat.

ș 2K + 2H2O = 2KOH + H2↑

ș 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑

ș Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2↑

ș 2Al(amalgamat) + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2↑

Apa lichidă nu reacționează cu aluminiul deoarece acesta are la suprafață o peliculă protectoare de oxid de aluminiu, Al2O3. Prin introducerea aluminiului într-o soluție de clorură de mercur (II), HgCl2 (prin impurificare cu mercur), pelicula protectoare de oxid de pe suprafața aluminiului este distrusă, și astfel, este posibilă reacția aluminiului cu vaporii de apă din aer, chiar la temperatura camerei. De asemenea, aluminiul în stare de incandescență descompune vaporii de apă conform ecuației reacției chimice:

ș 2Al(incadescent) + 3H2O(v) Al2O3 + 3H2↑

ș 3Fe(incandescent) + 4H2O(v) Fe3O4 + 4H2↑

ș Zn + H2O ZnO + H2↑

ș 2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe ◄ O sârmă de magneziu introdusă într-un creuzet cu un amestec format din pulbere de aluminiu și oxid de fier (III), Fe2O3, denumit amestec aluminotermic, atunci când este aprinsă, inițiază reacția chimică dintre aluminiu și oxidul de fier (III), reacție care este puternic exotermă. Se formează oxid de aluminiu și fier topit. Reacția chimică stă la baza sudării șinelor de cale ferată prin aluminotermie.

ș 2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr

ș Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu↓ ◄ Cuprul este scos din sărurile sale prin substituție cu fier metalic. Reacția constituie o metodă de obținere a cuprului (procedeu hidrometalurgic).

ș Zn + Pb(CH3COO)2 = Zn(CH3COO)2 + Pb↓ ◄ Plumbul subtituit de zinc din acetatul de plumb se depune sub formă de cristale pe suprafața zincului (o sârmă de zinc); experimentul este cunoscut sub numele de ,,pomul lui Saturn”.

ș 3Cl2 + 2NH3 = 6HCl ↑ + N2↑ ◄ Amoniacul gazos, NH3 se aprinde spontan într-o atmosferă de clor, Cl2 transformându-se în azot, N2, iar clorul în acid clorhidric, HCl.

ș CuO + H2 = Cu + H2O

ș NiO + H2 = Ni + H2O

ș Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O ◄ Hidrogenul prezintă o afinitate mate față de oxigenul liber (molecular, O2) cât și față de oxigenul din unii compuși oxigenați, de exemplu oxizi, din care eliberează metalele, iar el se transformă în apă.

În reacțiile chimice cu oxizii metalici, hidrogenul extrage oxigenul din oxizi, fenomen numit reducere. În aceste reacții chimice hidrogenul este reducătorul, iar ionul metalic din oxid este oxidantul; reducerile oxidului de cupru/ de nichel/ de fier cu hidrogen sunt reacții chimice de oxido-reducere sau redox. În locul hidrogenului ca reducător poate fi folosit carbonul, C sau alte elemente avide de oxigen: aluminiu, magneziu, calciu.

ș C(incandescent) + H2O(v) CO↑ + H2↑ (,,gaz de apă”)

ș 2CuO + C 2Cu + CO2↑

ș 2PbO + C 2Pb + CO2↑

ș ZnO + C Zn + CO↑

ș FeO + C Fe + CO↑

ș SiO2 + C Si + CO↑

ș 4Al + 3SiO2 = 2Al2O3 + 3Si

ș SiCl4 + 2H2 Si + 4HCl ◄ Obținerea siliciului de înaltă puritate se realizează prin trecerea lui din dioxid de siliciu în tetraclorură de siliciu, SiCl4 urmată de reducere cu hidrogen la 800șC.

1.4.4. Reacții chimice de schimb (dublă înlocuire)

Definiție: Reacția chimică în care două substanțe compuse își schimbă între ele unele elemente chimice, formând alte două substanțe compuse, se numește reacție chimică de schimb dau dublă înlocuire.

În reacțiile chimice de schimb sau dublă înlocuire participă doi reactanți.

În reacțiile chimice de schimb reactanții sunt două substanțe chimice compuse.

Dintr-o reacție chimică de schimb rezultă doi produși de reacție.

Produșii de reacție ai unei reacții chimice de schimb sunt două substanțe compuse.

O reacție chimică de schimb sau dublă înlocuire se poate exprima sub forma generală:

XY + AB → AY + XYa

Exemple de reacții chimice de schimb (dublă înlocuire)

ș HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3 ◄ Reacția de recunoaștere a acidului clorhidric,HCl, respectiv a ionului clorură, Cl¯, datorită formării precipitatului alb-brânzos de clorură de argint, AgCl insolubil în soluția de acid azotic, HNO3.

În tinp, precipitatul alb-brânzos de clorură de argint, AgCl se înegrește deoarece acesta, sub acțiunea luminii se descompune conform ecuației reacției chimice de mai jos:

2AgCl 2Ag↓ + Cl2↑

ș H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl ◄ Reacția de recunoaștere a acidului sulfuric, H2SO4, respectiv a ionului sulfat, , datorită formării precipitatului alb-lăptos de sulfat de bariu, BaSO4 insolubil în soluția de acid clorhidric, HCl.

ș CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3↓ + H2O ◄ Prin barbotarea dioxidului de carbon în apa de var (soluție de hidroxid de calciu/var stins) are loc tulburarea apei de var, datorită formării carbonatului de calciu, CaCO3 insolubil în apă; este reacția de recunoaștere a dioxidului de carbon, CO2. Reacția stă la baza folosirii laptelui de var (amestecului de hidroxid de calciu/var stins și apă) în construcții, pentru întărirea mortarului, liantul dintre cărămizi. Aceeași reacție chimică are loc și pe pereții clădirilor după aplicarea varului: hidroxidul de calciu din laptele de var reacționează cu dioxidul de carbon din atmosferă formând carbonat de calciu, CaCO3 insolubil și apă care se evaporă.

ș CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2↑ + H2O ◄ Reacția de recunoaștere a carbonaților datorită degajării abundente de dioxid de carbon, fenomen numit efervescență, respectiv reacția de recunoaștere a marmurii naturale.

ș CdCl2 + H2S = CdS↓ + 2HCl ◄ Reacția de recunoaștere a ionului divalent de cadmiu, deoarece are loc formarea unui precipitat galben de sulfură de cadmiu, CdS insolubil în soluția de acid clorhidric.

ș CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O ◄ Decaparea cuprului – solubilizarea oxidului de cupru format la suprafața metalului, în procesul de cositorire/lipire cu cositor. Decaparea este un procedeu chimic de îndepărtare a stratului de oxid de pe suprafața metalelor, procedeu care se execută în general înainte de vopsire, lipire sau sudare. Acidul clorhidric necesar decapării se obține prin descompunerea termică a clorurii de amoniu, NH4Cl sau țipirig din pasta de lipit.

ș FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑ ◄ Reacția de obținere a acidului sulfhidric, H2S (hidrogen sulfurat), care poate fi ușor identificat datorită mirosului urât, caracteristic de ouă clocite sau cu ajutorul unei hârtii albe de filtru îmbibată într-o soluție de azotat de plumb (II); pe hârtia de filtru are loc reacția chimică reprezentată prin următoarea ecuație chimică:

ș H2S + Pb(NO3)2 = PbS↓ + 2HNO3 ◄ Reacția de recunoaștere a acidului sulfhidric/hidrogenului sulfurat, H2S datorită formării unui precipitat negru de sulfură de plumb (II), PbS insolubil în soluția de acid azotic.

ș FeCl3 + KSCN = Fe(SCN)3 + 3KCl ◄ Reacția de recunoaștere a ionului trivalent de fier, din soluțiile apoase, deoarece o soluție de clorură de fier (III) se colorează în roșu sânge dacă se adaugă câteva picături de tiocianat de potasiu, KSCN. İdentificarea ionului trivalent de fier, din soluțiile apoase se poate face și cu sulfură de sodiu; dacă se adaugă câteva picături de sulfură de sodiu, Na2S la o soluție de clorură de fier (III), FeCl3 când se formează sulfura de fier (III), Fe2S3 precipitat de culoare neagră, conform ecuației reacției chimice: ș 3FeCl3 + 3Na2S = Fe2S3↓ + 6NaCl

ș MnCl2 + Na2S = MnS↓ + 2NaCl ◄ Reacția de identificare a ionului divalent de mangan, datorită formării sulfurii de mangan (II), MnS, un precipitat de culoarea pielii.

ș NiSO4 + 2NaOH = Ni(OH)2↓ + Na2SO4 ◄ Reacția de identificare a ionului divalent de nichel, datorită formării hidroxidului de nichel (II), Ni(OH)2, un precipitat de culoare verde solubil în exces de amoniac.

ș Cr(NO3)3 + 3NaOH = Cr(OH)3↓ + 3NaNO3 ◄ Reacția de identificare a ionului trivalent de crom, datorită formării hidroxidului de crom (III), Cr(OH)3, un precipitat violet-cenușiu, insolubil în amoniac, dar solubil în exces de hidroxid de sodiu când precipitatul se dizolvă și soluția se colorează în verde deschis conform ecuației reacției chimice: ș Cr(OH)3↓ + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]

ș CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + CO2↑ + H2O ◄ Reacția constituie o metodă de obținere a azotatului de calciu, Ca(NO3)2 cunoscut și sub numele de salpetru de Norvegia folosit în agricultură ca îngrășământ mineral de suprafață.

ș Kİ + AgNO3 = Agİ↓ + KNO3 ◄ Reacția de recunoaștere a ionului iodură, datorită formării unui precipitat galben de iodură de argint, Agİ insolubil în soluția de acid azotic.

ș CaF2 + H2SO4 = CaSO4↓ + 2HF ◄ Reacția este utilizată pentru obținerea acidului fluorhidric, HF, un acid de tărie medie, ușor solubil în apă.

ș SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O ◄ Reacția este folosită la gravarea sticlei deoarece acidul fluorhidric, HF este singurul acid care atacă sticla (din această cauză acidul fluorhidric nu poate fi păstrat în vase din sticlă).

ș CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4

ș FeCl3 + 3KOH = Fe(OH)3↓ + 3KCl

ș FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4 ◄ Reacții chimice utilizate în laborator pentru obținerea bazelor insolubile: hidroxid de cupru (II), Cu(OH)2-precipitat albastru gelatinos, hidroxid de fier (III), Fe(OH)3-precipitat brun-roșcat, hidroxid de fier (II), Fe(OH)2-precipitat alb-verzui.

În timp, precipitatul alb-verziu de hidroxid de fier (II), Fe(OH)2 sub acțiunea oxigenului și a vaporilor de apă din aer, trece în hidroxid de fier (III), Fe(OH)3, precipitat brun-roșcat, conform ecuației reacției chimice:

ș 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

Transformarea ionului divalent de fier, în ion trivalent de fier, are loc rapid prin tratarea precipitatului alb-verzui de hidroxid de fier (II) cu apă oxigenată, H2O2, conform ecuației reacției chimice: ș 2Fe(OH)2 + H2O2 = 2Fe(OH)3↓

ș CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3↓ + Na2SO4

ș MgSO4 + Ca(OH)2 = CaSO4↓ + Mg(OH)2 ◄ Reacțiile stau la baza procesului de dedurizarea apei – îndepărtarea/scăderea durității permanente a apei (duritatea permanentă a apei de datorește sărurilor de calciu și magneziu – cloruri, sulfați, azotați dizolvate în apă).

ș 3CaCl2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6NaCl

ș 3Mg(NO3)2 + 2Na3PO4 = Mg3(PO4)2 + 6NaNO3 ◄ Îndepărtarea sărurilor de calciu și magneziu din apele dure se realizează prin tratarea apei cu fosfat trisodic, Na3PO4 (atunci când se dorește obținerea unei ape cu duritatea mai mică de un grad; duritatea apei se exprimă în grade germane = 10mg CaO/1L apă sau grade franceze = 10mg CaCO3/1L apă. În țara noastră duritatea apei se măsoară în grade germane).

O reacție chimică de schimb foarte importantă este reacția de neutralizare – reacția dintre un acid și o bază cu formare de sare și apă.

Reacția chimică de neutralizare poate fi reprezentată sub forma generală:

Exemple de reacții chimice de neutralizare:

ș HCl + NaOH = NaCl + H2O

ș 3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3H2O

ș 3H2SO4 + 2Fe(OH)3 = Fe2(SO4)3 + 6H2O

ș H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O

ș H2SO4 + Cu(OH)2 = CuSO4 + 2H2O

ș 2HNO3+ Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + 2H2O

ș 2HNO3+ Cu(OH)2 = Cu(NO3)2 + 2H2O

Reacțiile chimice, în funcție de proporția în care se găsesc reactanții și produșii de reacție la echilibru sunt:

1.4.5. Reacții chimice ireversibile

Definiție: Reacția chimică care, în anumite condiții de lucru, se desfășoară numai într-un singur sens, de la stânga la dreapta/ de la reactanți către produși de reacție, se numește reacție chimică ireversibilă.

Într-o reacție chimică ireversibilă reactanții se transformă integral în produși de reacție – randamentul reacției chimice η = 100%. La sfârșitul unei reacții chimice ireversibile, în sistemul de reacție se găsesc numai produși de reacție deoarece transformarea reactanților în produși de reacție este totală, respectiv, la echilibru sistemul de reacție este complet deplasat în direcția formării produșilor de reacție.

O reacție chimică ireversibilă se poate scrie sub forma generală:

O reacție chimică este ireversibilă atunci când:

Unul dintre produșii de reacție este o substanță gazoasă / un gaz (substanța părăsește sistemul de reacție, se degajă, ↑).

Exemple:

ș CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2↑ + H2O ◄ Reacția este o reacție cu efervescență datorită degajării abundente de dioxid de carbon, CO2.

İnițial se formează acid carbonic, H2CO3 care, fiind foarte instabil, se descompune conform ecuației reacției chimice: H2CO3 → CO2↑ + H2O. Reacția este utilizată la recunoașterea carbonaților – sărurile acidului carbonic, la recunoașterea marmurii naturale și la prepararea dioxidului de carbon în laborator.

ș 2NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2HCl↑ ◄ În urma acțiunii acidului sulfuric, H2SO4 (vitriol) asupra clorurii de sodiu, NaCl (sarea de bucătărie), la cald, rezultă acid clorhidric, HCl gazos; reacția chimică este utilizată la prepararea acidului clorhidric în laborator.

ș 2KClO3 2KCl + 3O2↑ ◄ Prin încălzire și în prezența dioxidului de mangan, MnO2 drept catalizator, cloratul de potasiu, KClO3 se descompune în clorură de potasiu, KCl și oxigen, O2 care se degajă; reacția constituie o metodă de obținere a oxigenului în laborator.

ș KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2↑ + 3H2O

ș MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O ◄ Prin oxidarea acidului clorhidric cu clorat de potasiu, respectiv dioxid de mangan, se obține un gaz galben-verzui cu miros sufocant, clorul, Cl2; reacția chimică este utilizată la prepararea clorului în laborator.

ș 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O ◄ Din reacția cuprului cu acidul azotic concentrat se degajă monoxid de azot, NO care, în contact cu oxigenul din aer se oxidează la dioxid de azot, NO2 (hipoazotidă), gaz toxic, de culoare brun-roșcată, conform ecuației reacției chimice:ș 2NO + O2 = 2NO2↑

ș CaCO3 CaO + CO2↑ ◄ Prin încălzirea carbonatului de calciu, CaCO3 (calcar) la 900șC, în cuptoare speciale numite cuptoare de var, acesta se descompune în oxid de calciu, CaO (var nestins) și dioxid de carbon, CO2 (gaz); reacția chimică constituie o metodă de obținere a varului nestins din calcar.

Unul dintre produșii de reacție este o substanță greu solubilă în mediul de reacție / un precipitat (substanța greu solubilă se depune, ↓)

Exemple:

ș AgNO3 + HCl = AgCl ↓ + HNO3 ◄ Prin acțiunea acidului clorhidric, HCl asupra azotatului de argint, AgNO3 (piatra iadului) se formează un precipitat alb-brânzos de clorură de argint, AgCl, insolubil în acidul azotic, HNO3 format. Reacția de schimb dintre azotatul de argint și acidul clorhidric sau o sare solubilă a acidului clorhidric, o clorură, este o reacție caracteristică (azotatul de argint este reactiv caracteristic pentru acidul clorhidric și ionul negativ de clor, ) și este folosită la recunoașterea acidului clorhidric, respectiv a ionul negativ de clor, .

ș FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl ◄ Prin tratarea unei soluții de clorură de fier (III), FeCl3 cu o soluție de hidroxid de sodiu, NaOH (sodă caustică) se obține hidroxid de fier (III), o bază insolubilă – un precipitat brun-roșcat.

ș CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 ◄ Prin tratarea soluției de sulfat de cupru, CuSO4 (piatră vânătă) cu o soluție de hidroxid de sodiu se obține hidroxid de cupru (II), Cu(OH)2, o bază insolubilă – un precipitat gelatinos, albastru deschis.

ș BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓+ 2HCl ◄ Prin acțiunea acidului sulfuric asupra clorurii de bariu, BaCl2 se formează un precipitat alb-lăptos de sulfat de bariu, BaSO4, insolubil în acidul clorhidric format. Reacția de schimb dintre clorura de bariu și acidul sulfuric sau o sare solubilă a acidului sulfuric, un sulfat, este o reacție caracteristică și este folosită la recunoașterea acidului sulfuric, respectiv a ionului sulfat, .

ș HgCl2(aq) + 2Kİ(aq) = Hgİ2↓+ 2KCl(aq) ◄ Prin tratarea soluției de clorură de mercur (II), HgCl2 cu o soluție de iodură de potasiu, Kİ se obține iodură de mercur, Hgİ2, sare insolubilă în mediul de reacție, un precipitat de culoare roșie. Reacția este utilizată pentru obținerea reactivului Nessler, K2[Hgİ4]-tetraiodomercuriat (II) de potasiu folosit pentru identificarea amoniacului, NH3 / ionului amoniu, .

Unul dintre produșii de reacție este un compus solubil puțin/foarte puțin disociat, și anume:

Exemple: 1ș) unul dintre produșii de reacție este apa, H2O.

Reacțiile chimice în care unul dintre produșii de reacție este apa sunt reacțiile chimice dintre:

Oxizi ai metalelor și acizi

ș CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O

ș ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

ș HgO + 2HNO3 = Hg(NO3)2 + H2O

Hidroxizi sau baze și acizi – reacțiile de neutralizare:

ș Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

ș Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O

ș Cu(OH)2 + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O

ș 3Ca(OH)2 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6H2O

2ș) unul dintre produșii de reacție este o sare solubilă foarte puțin disociată

Acest tip de reacții chimice se întâlnește în cazul reacțiilor chimice de schimb cu formare de halogenuri sau pseudohalogenuri (cianuri și sulfocianuri) de mercur (II) solubile, dar care sunt foarte puțin disociate.

ș Hg(NO3)2 + 2NaCl = HgCl2 + 2NaNO3

ș Hg(NO3)2 + 2KCN = Hg(CN)2 + 2KNO3

ș Hg(NO3)2 + 2KSCN = Hg(SCN)2 + 2KNO3

3ș) produsul de reacție este o combinație complexă stabilă

ș Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2 ◄ Reactivul Schweitzer folosit pentru dizolvarea celulozei.

ș Hgİ2 + 2Kİ = K2[Hgİ4] ◄ Reactivul Nessler folosit pentru identificarea amoniacului, NH3 și a ionului amoniu, .

ș AgOH + 4NH3 = [Ag(NH3)4]OH ◄ Reactivul Tollens folosit pentru a aplica o oglindă de argint pe sticlă (oxidarea glucozei cu reactiv Tollens).

1.4.6. Reacții chimice reversibile

Definiție: Reacția chimică care, în anumite condiții de lucru, se desfășoară simultan în ambele sensuri (), atât de la stânga la dreapta cât și de la dreapta la stânga (atât de la reactanți la produși, cât și de la produși la reactanți), se numește reacție chimică reversibilă.

Într-o reacție chimică reversibilă au loc simultan două procese chimice, și anume:

reacția directă (→) este reacția chimică care se desfășoară de la stânga la dreapta, reactanții se transformă în produși de reacție;

reacția inversă (←) este reacția chimică care se desfășoară de la dreapta la stânga, produșii de reacție care s-au format reacționează și refac reactanții (substanțele inițiale).

Exemple de procese chimice reversibile:

1) Formarea stalactitelor și stalagmitelor în peșteri este rezultatul unui proces chimic reversibil reprezentat prin ecuația reacției chimice:

ș CaCO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2

2)

3) Obținerea amoniacului prin sinteză este un proces chimic reversibil care are loc la 500 – 525șC și la 325atm, în prezența catalizatorului de Fe poros cu adaos de K2O și Al2O3, conform ecuației reacției chimice: ș N2 + 3H2 2NH3

Știați că … ?

Echilibrul descompunerii termice a amoniacului a fost studiat de chimistul german Fritz Harber (1868-1934) care, pe baza calculelor termodinamice ale variației constantei de echilibru cu temperatura și presiunea a stabilit condițiile optime de reacție. Sinteza amoniacului din azot și hidrogen i-a adus lui Harber premiul Nobel în 1918. Astăzi, procedeul de obținere a amoniacului este cunoscut sub numele de procedeul Harber-Bosch.

◄ Carl Bosch (1874-1940)

Fritz Harber (1868-1934)►

,,Harber and Bosch: Most influential persons of the 20th Century (Nature, July, 29, 1999)”

,,Cele mai influente persoane ale secolului al XX-lea ( Nature, İulie, 29, 1999)”

În cazul reacțiilor chimice reversibile, în sistemul de reacție se găsesc prezente, într-o anumită proporție, toate speciile chimice participante la reacție: reactanți (netransformați) și produși de reacție.

O reacție chimică ireversibilă se poate scrie sub forma generală:

Reacțiile chimice reversibile nu au loc instantaneu, ci într-un interval de timp, în care, pe măsură ce scade concentrația reactanților crește concentrația produșilor de reacție, respectiv scade viteza reacției directe (v1) și crește viteza reacției inverse (v2). În momentul în care viteza reacției directe este egală cu viteza reacției inverse, v1 = v2, nu se mai observă nici o modificare a compoziției sistemului de reacție, deci compoziția sistemului de reacție rămâne constantă și reacția a atins starea de echilibru chimic.

Echilibrul chimic reprezintă o stare dinamică care se stabilește între două reacții chimice ce decurg simultan, în sensuri opuse. La echilibru chimic, compoziția chimică a sistemului nu se mai modifică. Cu toate acestea, cele două reacții chimice antagoniste – directă și inversă, continuă să aibă loc cu viteze egale.

Echilibrul chimic este o stare a reactanților și produșilor unei reacții chimice reversibile care se desfășoară la temperatură constantă și este descris cantitativ de legea acțiunii maselor sau legea Guldberg-Waage.

Mărimea caracteristică fiecărui echilibru chimic, cu valoare constantă la o anumită temperatură se numește constanta de echilibru, în funcție de concentrațiile molare ale reactanților și produșilor de reacție la echilibru, notată cu Kc.

Legea acțiunii maselor

Reacțiile chimice reversibile pot avea loc;

În fază omogenă: atât reactanții cât și produșii de reacție se găsesc în aceeași stare de agregare, lichidă sau gazoasă, de exemplu:

ș H2(g) + İ2(g) 2Hİ

ș N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

În fază eterogenă: cel puțin unul din participanții la reacție, reactant sau produs de reacție, se găsește în altă stare de agregare decât ceilalți participanți, de exemplu:

ș NH3(g) + H2O(l) NH4OH(aq)

ș H2CO3(aq) H2O(l) + CO2(g)

În cazul studiului reacțiilor chimice reversibile este important să se precizeze starea de agregare a reactanților și a produșilor de reacție în momentul în care are loc reacția. Starea de agregare a substanțelor se va preciza prin simboluri scrise între paranteze rotunde, la dreapta formulelor chimice ale reactanților și produșilor de reacție, după cum urmează: g-gaz, l-lichid, s-solid, aq-soluție apoasă.

În anul 1864, doi oameni de știință norvegieni, matematicianul Cato Guldeberg (1836-1902) și chimistul Peter Waage (1833-1900), au descoperit relația matematică care descrie cantitativ compoziția amestecului de reacție după atingerea echilibrului chimic, respectiv au enunțat ,,legea acțiunii maselor” numită și legea Guldberg Waage:

,,La echilibru, raportul dintre produsul concentrațiilor molare ale produșilor de reacție ridicate la puteri având valoarea coeficienților acestora și produsul concentrațiilor molare ale reactanților ridicate la puteri având valoarea coeficienților acestora, este întotdeauna o constantă, la o temperatură dată, oricare ar fi compoziția amestecului inițial.”

Pentru reacția chimică reversibilă reprezentată prin ecuația chimică generală:

;

Unde: – v1 – viteza reacției directe, – v2 – viteza reacției inverse

– k1 , k2 – constantele de viteză ale reacției directe și reacției inverse

– [A], [B] – concentrațiile molare ale reactanților, la echilibru (mol/L)

– [C], [D] – concentrațiile molare ale produșilor de reacție, la echilibru (mol/L)

– a, b, c, d – coeficienții stoechiometrici ai ecuației reacției chimice

La echilibru chimic, . Constanta de echilibru, în funcție de concentrațiile molare ale reactanților și produșilor de reacție la echilibru, notată cu KC este:

– unde reprezintă variația stoechiometrică a numărului de moli.

Constanta de echilibru, KC a unei reacții chimice reversibile variază cu temperatura. Astfel, totdeauna valoarea ei trebuie însoțită și de valoarea temperaturii a care a fost determinată.

Constanta de echilibru, KC a unei reacții chimice reversibile poate fi:

mărime adimensională (fără unitate de măsură), dacă

mărime a cărei unitate de măsură este , dacă

Constanta de echilibru, KC a unei reacții chimice reversibile depinde de concentrațiile molare ale reactanților și produșilor de reacție la echilibru și de temperatura la care se stabilește echilibrul chimic. Catalizatorii accelerează atingerea echilibrului chimic fără să modifice valoarea constantei de echilibru.

Legea acțiunii maselor este valabilă pentru starea de gaz ideal atât a reactanților cât și a produșilor de reacție. Pentru reacțiile reversibile care au loc în fază lichidă, legea acțiunii maselor este valabilă pentru cazul soluțiilor ideale.

În cazul reacțiilor chimice reversibile omogene în fază gazoasă, constanta de echilibru poate fi exprimată în funcție de:

concentrațiile molare ale reactanților și produșilor de reacție din amestecul de reacție la echilibru chimic:

presiunile parțiale ale reactanților și produșilor de reacție din amestecul de reacție la echilibru chimic:

Legătura dintre presiunea (parțială) a unui gaz și concentrația lui molară se face cu ajutorul ecuației de stare a gazelor perfecte: , unde:

p – presiunea (atm)

T – temperatura absolută (K)

R – constanta generală a gazelor perfecte;

fracțiile molare ale reactanților și produșilor de reacție din amestecul de reacție la echilibru chimic:

Constantele de echilibru KP și KX se folosesc mai ales în reacțiile chimice reversibile în fază gazoasă, iar constanta de echilibru KC se folosește în reacțiile chimice reversibile în fază lichidă (soluții apoase diluate). Între constantele de echilibru KC, KP și KX, pentru același echilibru și pentru aceeași temperatură, există relația:

respectiv,

În reacțiile chimice reversibile omogene în fază gazoasă, cu variația numărului de moli, Δn = (c+d) – (a+b) > 0 sau Δn = (c+d) – (a+b) < 0, constantele de echilibru KC, KP și KX au valori numerice diferite.

În reacțiile chimice reversibile omogene în fază gazoasă, fără variația numărului de moli, Δn = (c+d) – (a+b) = 0, constantele de echilibru KC, KP și KX au aceeași valoare numerică, respectiv .

Expresiile matematice ale constantelor de echilibru KC, KP și KX sunt valabile pentru reacțiile chimice reversibile între gaze/soluții ideale. În condiții neideale, KP și KX depind de presiune și de temperatură, iar KX depinde numai de temperatură.

În cazul în care se modifică condițiile de reacție – concentrația reactanților / produșilor de reacție, temperatura sau presiunea, echilibrul chimic se deplasează de la stânga la dreapta sau de la dreapta la stânga conform principiului lui Le Châtelier; echilibrul chimic este mobil.

Principiului lui Le Châtelier

În anul 1885, chimistul francez Henri Louis Le Châtelier (1850-1936) a enunțat principiul care guvernează evoluția unui echilibru chimic în funcție de variația condițiilor de reacție: principiul echilibrului mobil / deplasării echilibrului chimic / constrângerii minime sau principiul lui Le Châtelier:

Dacă unui sistem aflat în echilibru i se aplică o constrângere din exterior, echilibrul se va deplasa în sensul reacției chimice care se opune constrângerii, diminuând-o sau anulând-o.

Henry Louis Le Châtelier (1850-1936) a fost cel mai renumit chimist francez de la sfârșitul secolului al XIX-lea. A devenit faimos datorită descoperirii principiului care îi poartă numele și care arată cum variază echilibrul chimic la modificarea condițiilor de reacție.

Dacă asupra unui sistem aflat în echilibru chimic se exercită o constrângere, sistemul de reacție se deplasează spre o nouă stare de echilibru, în sensul în care se opune constrângerii, tinzând să o anuleze.

Prin constrângere se înțelege o modificare a unuia dintre factorii de care depinde starea de echilibru chimic a unei reacții chimice reversibile.

İnfluența concentrației molare a reactanților sau a produșilor de reacție din amestecul de reacție la echilibru asupra echilibrului chimic

Exemplu: oxidarea catalitică a dioxidului de sulf la trioxid de sulf, în procesul de obținere a acidului sulfuric din pirită (procedeul prin contact):

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)

Constanta de echilibru chimic este:

Dacă se mărește concentrația unuia dintre reactanți, de exemplu concentrația oxigenului, atunci numitorul constantei de echilibru, crește. Pentru ca valoarea constantei de echilibru să nu se modifice trebuie să crească și numărătorul constantei de echilibru, , ceea ce înseamnă creșterea concentrației trioxidului de sulf. Ca urmare, echilibrul se va deplasa în sensul consumării reactantului adăugat, adică în sensul reacției directe: 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) (de la stânga la dreapta). Astfel, când un reactant este adăugat la un amestec de reacție aflat în echilibru chimic, reacția tinde să formeze produși de reacție.

Concluzie:

Pentru reacția reversibilă de forma generală:

Creșterea concentrației unui reactant, respectiv scăderea concentrației unui produs de reacție determină deplasarea echilibrului chimic în sensul reacției directe (de la stânga la dreapta): reactanți → produși de reacție.

Creșterea concentrației unui produs de reacție, respectiv scăderea concentrației unui reactant determină deplasarea echilibrului chimic în sensul reacției inverse (de la dreapta la stânga): reactanți ← produși de reacție.

İnfluența presiunii asupra echilibrului chimic

İnfluența presiunii asupra echilibrului chimic este caracteristică reacțiilor reversibile omogene în fază gazoasă care se produc cu variația numărului de moli (molecule).

Dacă presiunea sistemului de reacție aflat în echilibru chimic crește, atunci sistemul se opune prin micșorarea volumului său, ceea ce determină deplasarea echilibrului în sensul formării substanțelor gazoase ce ocupă un volum mai mic, respectiv în sensul formării unui număr mai mic de moli/molecule de gaz.

Pentru reacția reversibilă de forma generală:

-variația stoechiometrică a numărului de molimolecule poate fi negativă, egală cu zero sau pozitivă.

Dacă Δn = (c + d) – (a + b) < 0 reacția are loc cu scăderea numărului de moli, iar creșterea presiunii sistemului aflat în echilibru determină deplasarea echilibrului în sensul reacției directe: a A(g) + b B(g) → c C(g) + d D(g).

Dacă Δn = (c + d) – (a + b) > 0 reacția are loc cu creșterea numărului de moli, iar creșterea presiunii sistemului aflat în echilibru determină deplasarea echilibrului în sensul reacției inverse: a A(g) + b B(g) ← c C(g) + d D(g).

Exemplu: İnfluența presiunii asupra echilibrului de sinteză a amoniacului

Sinteza amoniacului din elemente are loc conform ecuației reacției chimice:

ș N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Atunci când presiunea crește, echilibrul va tinde să compenseze creșterea presiunii prin formarea unui număr mai mic de molecule (scăderea volumului). Echilibrul chimic se va deplasa în sensul reacției directe, respectiv în sensul formării amoniacului, N2(g) + 3H2(g) ← 2NH3(g), și în acest fel se reduce numărul de moli de gaz de la 4 moli (1mol N2 și 3mol H2) la 2 moli (2mol NH3).

Atunci când presiunea scade, echilibrul va tinde să compenseze scăderea presiunii prin formarea unui număr mai mare de molecule (creșterea volumului), și astfel echilibrul se va deplasa în sensul reacției inverse: N2(g) + 3H2(g) ← 2NH3(g).

Pentru reacțiile chimice reversibile în fază eterogenă constanta de echilibru este influențată numai de presiunea substanțelor chimice gazoase. În cazul reacțiilor reversibile omogene în fază lichidă, presiunea nu influențează echilibrul chimic deoarece lichidele sunt practic incompresibile.

Concluzie:

Creșterea presiunii unui amestec de reacție aflat la echilibru, tinde să conducă reacția în direcția în care are loc reducerea numărului de moli în fază gazoasă.

Scăderea presiunii unui amestec de reacție aflat la echilibru, tinde să conducă reacția în direcția în care are loc creșterea numărului de moli în fază gazoasă.

İnfluența volumului asupra echilibrului chimic

La temperatură constantă, volumul ocupat de o masă determinată de gaz variază invers proporțional cu presiunea la care se află gazul (legea Boyle-Mariotte). Astfel, la scăderea volumului recipientului în care are loc reacția chimică, presiunea sistemului crește și invers, la creșterea volumului recipientului în care are loc reacția chimică, presiunea sistemului scade.

Legea Boyle-Mariotte sau legea transformării izoterme, este una din principalele legi ale gazelor; a fost enunțată în anul 1662 de fizicianul și chimistul irlandez Robert Boyle (1627-1691) și în anul 1676 de fizicianul francez Edme Mariotte (1620-1684).

,,La temperatură constantă, volumul unui gaz variază invers proporțional cu creșterea presiunii.” Legea Boyle-Mariotte se scrie:

Concluzie:

Dacă volumul sistemului de reacție aflat în echilibru scade, atunci sistemul se opune constrângerii prin creșterea presiunii sale, ceea ce determină deplasarea echilibrului în sensul formării unui număr mai mic de moli / molecule de gaz.

Dacă volumul sistemului de reacție aflat în echilibru crește, atunci sistemul se opune constrângerii prin scăderea presiunii sale, ceea ce determină deplasarea echilibrului în sensul formării unui număr mai mare de moli / molecule de gaz.

İnfluența temperaturii asupra echilibrului chimic

Cele mai multe reacții chimice sunt însoțite de efecte termice, adică au loc cu degajare sau cu absorbție de căldură (Q).

Reacțiile chimice care se produc cu degajare de căldură se numesc reacții chimice exoterme, iar reacțiile chimice care se produc cu absorbție de căldură se numesc reacții chimice endoterme.

Temperatura influențează în mod determinant atât starea de echilibru termic a reacțiilor chimice exoterme / endoterme, cât și valoarea constantei de echilibru, KC.

Exemplu: 1) transformarea dioxidului de azot în tetraoxid de diazot:

Reprezentarea influenței temperaturii asupra echilibrului chimic 2NO2 N2O4

Scăderea temperaturii dioxidului de azot (hipoazotidă): prin introducerea balonului cu NO2 într-un cristalizor cu gheață este favorizată reacția exotermă; dispariția culorii brun-roșcat confirmă deplasarea echilibrului de la stânga la dreapta.

Creșterea temperaturii tetraoxidului de diazot: prin scoaterea balonului ,,incolor” din cristalizorul cu gheață și lăsat la temperatura camerei (balonul se încălzește) este favorizată reacția endotermă; apariția culorii brun-roșcat confirmă deplasarea echilibrului de la dreapta la stânga.

Exemplu: 2) sinteza amoniacului din elemente:

N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) ΔH = – 46 kJ/mol

Reacția de formare a amoniacului (reacția directă) este o reacție exotermă, temperatura optimă de formare a amoniacului este de 500 – 525șC.

Peste 550șC are loc reacția de descompunere a amoniacului (reacția inversă), deci echilibrul chimic se deplasează de la dreapta spre stânga și reacția este endotermă.

Sub 450șC viteza reacției chimice de formare a moniacului este pre mică din cauza inerției moleculei de azot, N2. Sinteza amoniacului din azot și hidrogen are loc la presiunea de 325atm, la temperatura de 500 – 525șC, în prezența catalizatorului de fier poros cu adaos de K2O și Al2O3.

Concluzie:

Creșterea temperaturii unui sistem format din reactanți și produși de reacție care se găsesc în echilibru chimic (sistemul primește căldură) determină deplasarea echilibrului chimic în sensul reacției chimice endoterme.

Scăderea temperaturii unui sistem format din reactanți și produși de reacție care se găsesc în echilibru chimic (sistemul cedează căldură) determină deplasarea echilibrului chimic în sensul reacției chimice exoterme.

İnfluența gazului inert asupra echilibrului chimic

İntroducerea unui gaz inert (care nu participă la reacție), de exemplu argon, Ar, într-un sistem format din reactanți și produși de reacție care se găsesc în echilibru chimic are influență asupra echilibrului chimic dacă reacția are loc în fază gazoasă și are loc cu variația stoechiometrică a numărului de moli ().

Dacă se lucrează în condiții izoterm-izobare, introducerea gazului inert determină scăderea presiunilor parțiale ale substanțelor gazoase din amestecul de reacție la echilibru; presiunea parțială ,,pi” scade deoarece prin introducerea gazului inert crește numărul total de moli ,,n” de gaz din sistemul de reacție;

Exemplu: disocierea moleculelor de iod, İ2 în gaz inert (azot, N2)

Numărul total de moli

, unde α reprezintă gradul de disociere a moleculelor de iod, İ2.

Creșterea gradului de disociere a moleculelor de iod în prezența gazului inert (0,5 moli de azot, N2) se explică prin scăderea presiunilor parțiale ale substanțelor gazoase care participă la echilibrul chimic și implicit, prin scăderea presiunii totale a sistemului de reacție format din reactanți și produși de reacție, la echilibru.

Concluzie:

İntroducerea unui gaz inert într-un sistem aflat în echilibru chimic determină deplasarea echilibrului astfel: a) în sensul reacției inverse/de la dreapta la stânga, reactanți ← produși de reacție, dacă Δn < 0; b) în sensul reacției directe/de la stânga la dreapta, reactanți → produși de reacție, dacă Δn > 0.

Reacțiile chimice, în funcție de căldura absorbită sau căldura degajată, adică în funcție de efectele termice care le însoțesc, se clasifică în:

1.4.7. Reacții chimice endoterme și reacții chimice exoterme

Unele reacții chimice, pentru a avea loc au nevoie de încălzire sau chiar de temperaturi foarte ridicate, iar alte reacții chimice care au loc la temperatura camerei pot fi violente încălzind vasul de reacție. Observațiile întâmplătoare și cele organizate științific arată că, în general, fenomenele fizice și chimice sunt totdeauna îsoțite de absorbție sau degajare de căldură, Q.

Căldura, Q este energia transferată de la corpul cu temperatura mai mare la cel cu temperatura mai mică, este o mărime fizică de proces, iar temperatura, T este un parametru / o mărime fizică de stare a corpului.

Termochimia este partea de termodinamică chimică care se ocupă cu studiul efectelor termice care însoțesc reacțiile chimice, măsurând căldura degajată din / absorbită în reacție. Termochimia studiază efectele termice asociate reacțiilor chimice prin aplicarea principiului I al termodinamicii (-principiul conservării energiei, al unității și al echivalenței dintre diferitele forme de energie) care arată că, variația energiei interne este egală cu suma energiilor primite sau cedate de sistem sub formă de lucru mecanic și căldură.

Exemple de:

Fenomene care au loc cu absorbție de căldură

a1) dizolvarea a 10g clorură de amoniu, NH4Cl, solidă (țipirig) în 50mL apă distilată;

a2) reacția chimică de schimb dintre hidroxid de bariu, Ba(OH)2, soluție și sulfocianură de amoniu, NH4SCN, soluție concentrată.

Fenomene care au loc cu degajare de căldură

b1) dizolvarea a 10g hidroxid de sodiu, NaOH, solid (sodă caustică) în 50mL apă distilată;

b2) reacția chimică de combinare dintre pilitură de fier, Fe și sulf, S (pucioasă) – sinteza sulfurii de fier (II), FeS (în raport de masă Fe : S = 7 : 4).

Din punct de vedere termodinamic / al modului în care are loc schimbul de căldură cu mediul exterior (înconjurător), fenomele fizice și chimice pot fi endoterme și exoterme. Termenii endoterm și exoterm sunt asociați unui sistem termodinamic și unui sens al transportului de căldură. În experimentele de laborator, sistemul termodinamic este sistemul chimic format din vasul de reacție și conținutul lui – reactanții care, în condițiile date se transformă în produși de reacție. Tot ceea ce este în afara vasului de reacție reprezintă mediul exterior (înconjurător).

Reacțiile chimice care decurg cu absorbție de căldură din exterior se numesc reacții chimice endoterme sau endoenergetice (endo = către interior).

Reacțiile chimice care decurg cu degajare de căldură în exterior se numesc reacții chimice exoterme sau exoenergetice (exo = către exterior).

Căldura care se transferă în timpul unei reacții chimice între un sistem de reacție și mediul exterior se numește căldură de reacție, Q (sau efect termic) și poate fi căldură absorbită din mediul exterior sau căldură degajată în mediul exterior.

Căldura de reacție este o mărime constantă dacă reacția are loc în aceleași condiții – stare fizică a reactanților / produșilor de reacție (g-gazoasă, l-lichidă, s-solidă, aq-soluție apoasă), presiune (p) și temperatură (T).

Unitatea de măsură pentru căldura de reacție în S.İ. se numește joule (J): . O unitate de măsură tolerată, folosită mai ales în industrie, chimie și biologie este caloria (cal). 1cal = 4,185J.

Cantitatea de căldură necesară pentru a ridica temperatura unui gram de apă cu un grad Celsius, de la 14,5șC la 15,5șC, egală cu 4,185J se numește calorie (cal).

Conform unei convenții internaționale, determinarea experimentală a căldurii de reacție se realizează în condiții standard: temperatura T = 298,15K (t= 25șC), presiunea p = 1atm (=760mmHg = 101325Pa) pentru gaze, concentrație molară de 1mol/L (1M) pentru soluții, și se numește căldură standard de reacție.

Căldura de reacție standard depinde de starea de agregare (starea fizică) a substanțelor chimice care participă la reacția chimică. De aceea, în ecuațiile reacțiilor chimice endoterme sau exoterme se indică stările de agregare (modificațiile cristaline și stările alotrope) atât ale reactanților cât și ale produșilor de reacție.

Ecuația reacției chimice în care se indică stările de agregare ale reactanților respectiv, produșilor de reacție și căldura de reacție se numește ecuația termochimică a reacției chimice, de exemplu:

ș C(s) + O2(g) = CO2(g) + 393,15kJ

ș CaCO3(s) + 117,79kJ = CaO(s) + CO2(g)

În mod obișnuit, căldura de reacție, Q se scrie în membrul drept al ecuației termochimice, și anume:

ș C(s) + O2(g) = CO2(g) + 393,15kJ

ș CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) – 117,79kJ

Exemple de reacții chimice endoterme:

ș H2(g) + İ2(g) = 2Hİ – 51,80kJ ◄ Sinteza acidului iodhidric.

ș N2(g) + 3H2(g) = 2NH3 – 92,38kJ ◄ Sinteza amoniacului.

ș C(s) + H2O(g) = CO(g) + H2(g) – 131,25kJ ◄ Obținerea gazului de apă.

ș CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) – 177,79kJ ◄ Descompunerea carbonatului de calciu, CaCO3 (calcar / piatră de var) în cuptoarele de var.

ș Fe2O3(s) + 3C(s, grafit) = 2Fe(s) + 3CO(g) – 489,20kJ ◄ Reducerea oxidului de fier (III), Fe2O3 cu carbon / obținerea fontei în furnal.

ș 2Al(OH)3(s) = Al2O3(s) + 3H2O(g) – Q ◄ Calcinarea hidroxidului de aluminiu, Al(OH)3 în procesul de obținere a aluminei, Al2O3, materia primă pentru obținerea aluminiului prin electroliză.

ș CuO(s) + H2(g) = Cu(s) + H2O(g) – Q ◄ Reducerea oxidului de cupru (II), CuO cu hidrogen.

ș Ba(OH)2(aq) + 2NH4SCN(aq) = Ba(SCN)2(aq) + 2H2O(l) + 2NH3(g) – Q ◄ Reacția de schimb dintre soluția de hidroxid de bariu, Ba(OH)2 cu o soluție concentrată de sulfocianură de amoniu, NH4SCN: în timpul reacției chimice se absoarbe o cantitate mare de energie din exterior sub formă de căldură astfel încât, paharul Berzelius în care are loc reacția, așezat pe o plăcuță de lemn umezită se ,,lipește” de aceasta datorită solidificării apei de pe plăcuța de lemn.

Exemple de reacții chimice exoterme:

ș 2Mg(s) + O2(g) = 2MgO(s) + Q◄ O panglică/sârmă de magneziu aprinsă în flacăra unei spirtiere/unui bec de gaze arde cu flacără orbitoare formând o substanță solidă, albă – oxid de magneziu, MgO.

ș 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) + 483,20kJ ◄ Hidrogenul arde în aer cu flacără dar fierbinte (t ≈ 3000șC) formând apă.

ș C(s) + O2(g) = CO2(g) + 393,50kJ ◄ Carbonul arde cu flacără galbenă, formând în exces de aer, dioxid de carbon, CO2.

ș 2C(s) + O2(g) = 2CO(g) + 221kJ ◄ Carbonul arde într-un volum limitat de aer formând monoxid de carbon, CO (gazul ucigaș).

ș 2CO(g) + O2(g) = 2CO2(g) + 566,02kJ ◄ Monoxidul de carbon arde cu flacără albastră formând dioxid de carbon.

Prezența flăcărilor de culoare albastră lângă jăraticul din sobă este un indiciu de ardere incompletă a carbonului din cărbuni sau lemne, datorită unui volum limitat de aer, cu formarea monoxidului de carbon, CO – ,,gazul ucigaș”, incolor, inodor și insipid.

ș 2Ca(s) + O2(g) = 2CaO(s) + 1269,88kJ ◄ Arderea calciului în aer.

ș 4Al(s) + 3O2(g) = 2Al2O3(s) + 3340kJ ◄ Pilitura de aluminiu, presărată în flacăra unei spirtiere/unui bec de gaze arde cu scântei galbene strălucitoare formând oxid de aluminiu.

ș 2Al(s) + Fe2O3(s) = Al2O3(s) + 2Fe(l) ◄ Aluminotermie – reacția aluminiului cu oxid de fier (III), inițiată de o sârmă de magneziu introdusă în amestecul de reacție și aprinsă, este folosită la sudarea sinelor de cale ferată (temperatura reacției depășește 2000șC).

ș HCl(aq) + NaOH(aq) = NaCl(aq) + H2O(l) + Q◄ Neutralizarea soluției de acid clorhidric, HCl cu soluție de hidroxid de sodiu, NaOH (sodă caustică).

ș 2(NH4)2Cr2O7(s) = 2Cr2O3(s) + 4NH3(g) + 2H2O(g) + 3O2(g) + Q◄ Descompunerea bicromatului de amoniu.

ș 2K(s) + 2H2O(l) = 2KOH(aq) + H2(g) + Q ◄ Reacția de substituție a hidrogenului din molecula de apă de către potasiu are loc cu formare de hidroxid de potasiu, KOH (potasă caustică) și hidrogen, H2 care se poate aprinde datorită căldurii degajate din reacție.

ș Zn(s) + CuSO4(aq) = ZnSO4(aq) + Cu(s) + 213,10kJ ◄ Obținerea cuprului din soluția de sulfat de cupru (II), CuSO4 prin ,,cimentare”.

ș S(s) + O2(g) = SO2(g) + 297,05kJ ◄ Sulful, S (pucioasa) încălzit în flacăra unei spirtiere, se topește și apoi se apride arzând cu flacără albastră formând un gaz, dioxidul de sulf.

ș CaO(s) + H2O(l) = Ca(OH)2 + Q ◄ Stingerea varului: oxidul de calciu, CaO (var nestins) reacționează cu apa formând hidroxid de calciu, Ca(OH)2 (var stins); amestecul de reacție, în timpul combinării începe să ,,fiarbă” datorită căldurii degajate din reacție.

Energia internă (U) și entalpia (H)

Starea unui sistem chimic la un moment dat se caracterizează prin valorile parametrilor de stare – volum (V), temperatură (T), presiune (p) și prin compoziția sistemului chimic – reactanți și produși de reacție. Reacțiile chimice pot decurge la volum și temperatură constante și, cel mai frecvent întâlnite, la presiune și temperatură constante (variabilele independente ale sistemului sunt presiunea, p și temperatura,T).

Sistemele care suferă transformări chimice se încălzesc sau se răcesc și, pentru a fi menținute la temperatură constantă, aceste sisteme trebuie să cedeze căldură mediului exterior, respectiv trebuie să primească căldură de la mediul exterior.

Energia unui sistem termodinamic determinată de mișcările moleculelor și atomilor care compun sistemul, este egală cu suma tuturor energiilor cinetice și potențiale ale moleculelor și atomilor sistemului și se numește energia internă, U a sistemului. Energia internă este o mărime de stare extensivă – depinde de cantitatea de substanță din sistemul termodinamic de reacție.

Valoarea absolută a energiei interne a unui sistem termodinamic într-o anumită stare nu se poate măsura. Sunt accesibile determinărilor numai variația energiei interne a unui sistem termodinamic care trece din starea caracterizată de energia internă U1 într-o altă starea caracterizată de energia internă U2. Variația energiei interne a sistemului termodinamic este: .

Variația energiei interne a unui sistem termodinamic are loc ca urmare a variației energiei de translație (), de vibrație () și de rotație () ale particulelor componente ale sistemului, precum și a variației energiilor de legătură intramoleculară () și intermoleculară ():

Primii trei termeni definesc energia termică a sistemului, iar ultimii doi termeni definesc energia de legătură; termenul reprezintă energia necesară pentru a rupe legăturile chimice dintre atomii care alcătuiesc moleculele, iar termenul se referă la interacțiile dintre molecule.

În stare gazoasă sunt posibile toate cele trei tipuri de mișcări – de translație, de rotație și de vibrație (libertate absolută), în stare lichidă gradul de libertate scade, iar în stare solidă rămâne numai mișcarea de vibrație.

Conform principiului I al termodinamicii, variația energiei interne a unui sistem termodinamic este: , adică variația energiei interne a sistemului se datorește atât schimbului de căldură dintre sistem și mediul exterior cât și lucrului mecanic efectuat de sistem.

Lucrul mecanic, L este un transfer de energie prin acțiuni mecanice – duce la mișcarea obiectelor, iar căldura, Q este un transfer de energie prin interacțiuni termice – duce la mișcarea particulelor ce compun obiectele. Căldura și lucrul mecanic sunt funcții de proces, adică sunt dependente de calea prin care un sistem termodinamic ajunge de la o stare inițială (1) la o stare finală (2).

Exemplu: acțiunea soluției de acid clorhidric, HCl asupra zincului, Zn.

În timpul reacției chimice de substituție se constată:

Creșterea temperaturii sistemului chimic: reacția este exotermă.

Creșterea volumului (1mol Zn produce degajarea unui mol de hidrogen, H2 care, la t = 27șC dezlocuiește 24L aer): sistemul efectuează un lucru mecanic de expansiune;

Semnul minus intervine deoarece sistemul cedează energie sub formă de lucru mecanic. Convenția de semne: energia cedată de sistem este negativă atunci când direcția forței coincide cu direcția mișcării. Pentru reacțiile exoterme, Q<0 în raport cu sistemul de reacție.

Lucrul mecanic de expansiune se poate calcula din ecuația de stare a gazelor perfecte:

Căldura degajată din reacție se poate măsura cu ajutorul calorimetrului; însumând lucrul mecanic de expansiune și căldura degajată din reacție se obține valoarea energiei interne, ΔU a sistemului chimic.

Pentru exemplul dat: acțiunea soluției de acid clorhidric, HCl asupra zincului, Zn.

Zn(s) + 2HCl(aq) = ZnCl2(aq) + H2(g), căldura degajată din reacție Q = 152,15kJ;

Reacțiile chimice se pot efectua:

La volum constant – proces izocor

În condiții izocore:

În reacțiilor chimice la volum constant, căldura de reacție este egală cu variația energiei interne a sistemului de reacție.

La presiune constantă – proces izobar

Majoritatea reacțiilor chimice au loc la presiune constantă. În condiții izobare:

Suma dintre energia internă a sistemului de reacție și lucrul mecanic necesar ocupării de către sistem a volumului său propriu, la presiune constantă, se numește entalpie, H.

În reacțiilor chimice la presiune constantă, căldura de reacție este egală cu variația de entalpie a sistemului de reacție.

La presiune constantă, căldura degajată dintr-o reacție chimică sau căldura absorbită de reacția chimică este o măsură a variației entalpiei de reacție, ΔH.

Entalpia, H (sau conținut caloric) este o formă de energie stocată în sistem care niciodată nu se poate măsura. Totdeauna se măsoară variația entalpiei sistemului de reacție prin măsurarea căldurii schimbată de sistemul de reacție cu mediul exterior, la presiune constantă. Măsurarea căldurii degajate sau absorbite într-o reacție chimică se realizează folosind:

-bomba calorimetrică, pentru reacțiile chimice care au loc la volum constant

-calorimetrul, pentru reacțiile chimice care au loc la presiune constantă, în mediu apos.

Căldura de reacție cea mai utilizată este căldura de reacție izobară: .

Într-o reacție chimică, variația de entalpie, ΔH este funcție de numărul de moli ai fiecărui participant la reacție și este egală cu diferența dintre suma entalpiilor produșilor de reacție și suma entalpiilor reactanților (măsurate în aceleași condiții de temperatură și presiune): , în care – numărul de moli ai produșilor de reacție, – entalpiile produșilor de reacție, – numărul de moli ai reactanților, – entalpiile reactanților.

În reacțiile chimice exoterme ΔH < 0 deoarece produșii de reacție sunt mai săraci în energie decât reactanții (reacția exotermă are loc cu degajare de căldură / reacția exotermă pierde energie), iar în reacțiile chimice endoterme ΔH > 0 deoarece produșii de reacție sunt mai bogați în energie decât reactanții (reacția endotermă are loc cu degajare de căldură / reacția endotermă primește energie).

Convenția de semne:

Din punct de vedere termochimic, semnul efectului termic se definește în raport cu mediul exterior:

Dacă mediul exterior primește căldură de la sistemul de reacție, efectul termic este considerat pozitiv, Q > 0.

Dacă mediul exterior cedează căldură sistemului de reacție, efectul termic este considerat negativ, Q < 0.

Aprecierea schimbului de căldură în raport cu sistemul de reacție:

Dacă sistemul de reacție cedează căldură mediului exterior, efectul termic este considerat negativ, ΔH < 0.

Dacă sistemul de reacție absoarbe căldură din mediului exterior, efectul termic este considerat pozitiv, ΔH > 0.

Pentru variația de entalpie și căldura de reacție: .

Entalpia este o mărime măsurabilă pentru fiecare substanță chimică. Efectul termic asociat formării unui mol de substanță chimică prin sinteză din elementele componente, în condiții standard – t = 25șC/T = 298,15K și p = 1 atm, se numește entalpia de formare standard și se notează cu ; unitatea de măsură a entalpiei de formare standard este kJ/mol – kilojoule pe mol sau kcal/mol – kilocalorii pe mol.

Prin convenție, entalpia de formare standard a substanțelor chimice simple este egală cu zero. Entalpia de formare standard a unei substanțe chimice compuse poate fi pozitivă sau negativă, se găsește tabelată și se utilizează pentru calcularea căldurii de reacție degajată sau absorbită într-o reacție chimică care are loc la presiune constantă. Căldura de reacție în condiții standard este: .

Variația de entalpie a reacției de sinteză a unui mol de substanță chimică compusă reprezintă căldura de formare a substanței chimice.

Exemplu: determinarea căldurii de reacție pentru reacția de ardere a monoxidului de carbon, conform ecuației chimice: CO(g) + O2(g) = CO2(g)

Tabel: Entalpia de formare standard

Variația entalpiei de reacție în:

● reacțiile chimice exoterme

● reacțiile chimice endoterme

Pe baza entalpiilor de formare standard, :

se poate aprecia stabilitatea substanțelor chimice, în condiții standard: cu cât valoarea entalpiei de formare standard este mai mică cu atât substanța chimică respectivă este mai stabilă.

se pot scrie ecuații termochimice, de exemplu: C(s) + O2(g) = CO2(g) + 393,32kJ

se poate prevedea sensul în care un sistem chimic evoluează spontan de la starea inițială la starea finală, respectiv de la reactanți la produși de reacție.

O reacție chimică este spontană atunci când sistemul de reacție are tendința de a trece într-o stare caracterizată de un minim de energie.

Dacă < respectiv < 0, reacția chimică este spontană. Astfel, dacă reacția chimică este exotermă ( < 0) ea va decurge spontan, iar dacă reacția chimică este endotermă ( > 0) ea nu va decurge spontan.

Entropia (S) și entalpia liberă (G)

O reacție chimică este spontană dacă < 0. Astfel, dacă reacția chimică este exotermă (Q > 0, < 0 ) ea este spontană, iar dacă reacția chimică este endotermă (Q < 0, > 0) ea nu este spontană.

Multă vreme s-a crezut că numai reacțiile chimice exoterme sunt spontane, dar experiența / realitatea a demonstrat faptul că există reacții chimice endoterme care sunt spontane (chiar dacă > 0).

Exemplu: obținerea gazului de apă, CO + H2, prin reacția chimică de substituție dintre carbon / cărbune incandescent și vapori de apă, este o reacție chimică endotermă spontană.

C(s) + H2O(g) = CO(g) + H2(g) – 131,2kJ = + 131,2kJ/mol

S-a constatat, că în reacția chimică dintre carbonul / cărbunele incandescent și vaporii de apă este necesară o anumită cantitate de căldură pentru a iniția reacția. Odată începută, reacția chimică decurge de la sine, adică reacția este spontană deși este endotermă.

Dar, de ce reacția chimică de obținere a gazului de apă, CO + H2, deși o reacție chimică endotermă / > 0 este o reacție spontană?

Explicația constă în faptul că transformarea reactanților în produși de reacție are loc cu creșterea gradului de dezordine a moleculelor și/sau atomilor din sistemul chimic de reacție. Moleculele produsului de reacție (gazul de apă) au o libertate de mișcare mai mare, deci u grad de dezordine mai mare decât atomii și moleculele reactanților.

Este evident faptul că, variația de entalpie a reacției chimice nu este singurul factor care determină spontaneitatea unei reacții chimice.

Ca urmare, al doilea factor care determină spontaneitatea unei reacții chimice este gradul de dezordine internă a reacției chimice. Mărimea de stare caracteristică fiecărui sistem termodinamic izolat care reprezintă o măsură a gradului de dezordine internă a sistemului se numește entropie, S.

Conceptul de entropie a fost introdus în anul 1865, de fizicianul și matematicianul german Rudolf Julius Emanuel Clausius (1822-1888), considerat unul dintre fondatorii termodinamicii.

Variația de entropie a unui sistem termodinamic care absoarbe o anumită cantitate de căldură, între două stări (1) și (2), într-o transformare reversibilă este:

reprezintă cantitatea de căldură (în J – joule) schimbată de sistem cu mediul exterior între starea (1) și (2), iar T este temperatura absolută ( în K – kelvin) la care are loc transformarea.

Valoarea entropiei unui sistem format din substanțe care reacționează chimic este corelată cu gradul de dezordine a moleculelor substanțelor chimice – reactanți și produși de reacție , la un moment dat.

Pentru a determina variația de entropie a unei reacții chimice, trebuie să se cunoască entropia fiecărei substanțe chimice participante la reacție la temperatura la care are loc reacția, precum și numărul de moli din fiecare substanță chimică participantă la reacție.

Pentru reacția chimică a A + b B → c C + d D, variația de entropie a reacției chimice este: .

În mod convențional, pentru determinarea variației entropiei unei reacții chimice, se ia în calcul entropia standard pentru fiecare reactant / produs de reacție, adică entropia substanței la temperatura t = 25șC / 298,15K și presiunea p = 1atm pentru gaze, respectiv o concentrație molară de 1mol/L (1M) în cazul soluțiilor.

Entropia standard se notează cu S0 și are ca unitate de măsură ; entropiile standard ale substanțelor au numai valori pozitive și se găsesc tabelate.

Desfășurarea spontană a unei reacții chimice (dacă nu se ia în considerare variația de entalpie, ΔH a reacției chimice) este posibilă numai în sensul în care se produce creșterea variației de entropie standard, adică respectiv .

Un sistem chimic format din substanțe chimice care reacționează evoluează spontan dacă ΔH < 0 (reacția chimică este exotermă), adică sistemul trece într-o stare caracterizată de un minim de energie și ΔS > 0, adică sistemul trece într-o stare caracterizată de un grad mare de dezordine a moleculelor substanțelor componente.

Considerăm reacția de ardere a hidrogenului în oxigen conform ecuației termochimice: H2(g) + O2(g) = H2O(g).

Deoarece:

ΔH < 0: reacția este spontană de la stânga la dreapta.

ΔS < 0: reacția este spontană de la dreapta la stânga.

Cele două mărimi, variația de entalpie, ΔH și variația de entropie, ΔS conduc aceeași reacție chimică în sensuri opuse. Atunci, care proprietate măsurabilă sau calculabilă determină sensul de evoluție naturală, spontană a unei reacții chimice?

Se consideră sistemul chimic în care are loc reacția chimică:

Cu(s) + 2Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2Ag(s)

Reprezentarea schematică a reacției chimice:

Fenomenele care au loc dacă reacționează un atom-gram de cupru cu o soluție ce conține 2 ioni-gram de argint, Ag+, în condiții izoterm-izobare sunt:

În timpul reacției chimice sistemul se încălzește deoarece reacția este exotermă și, pentru a menține temperatura constantă sistemul cedează mediului exterior cantitatea de căldură QP = ΔH, căldură care se poate măsura calorimetric și are valoarea ΔH = – 147,10 kJ/atom-gram.

O parte din căldura de reacție poate fi transformată în lucru mecanic util, iar cealaltă parte este cedată mediului exterior (cantitatea de căldura care nu poate fi valorificată).

,,Cantitatea de căldura de reacție care poate fi valorificată sub formă de lucru mecanic util se numește entalpie liberă, ΔG.”

Pentru sistemul chimic studiat: ΔG = – 88,20 kJ/atom-gram, iar căldură care nu se poate valorifica este Q = – 58,90 kJ/atom-gram.

Astfel, și , în care Q reprezintă cantitatea de căldură cedată de sistem mediului exterior și este însoțită de scăderea gradului de dezordine a sistemului (ΔS < 0); termenul reprezintă energia de organizare a sistemului.

Variația entalpiei libere, ΔG care însoțește o reacție chimică, în condiții izoterm-izobare, reprezintă diferența dintre variația de entalpie, ΔH a reacției și energia de organizare a particulelor, .

Pentru determinarea variației entalpiei libere, ΔG a unei reacții chimice se folosesc, ca și în cazul variației entalpiei, ΔH și variației entropiei, ΔS, entalpiile libere standard, , adică valorile entalpiilor libere ale substanțelor în condiții standard (25șC = 298,15K; 1atm; 1M); entalpiile libere standard ale substanțelor compuse pot fi pozitive sau negative, se găsesc tabelate, se utilizează pentru calcularea variației entalpiei libere a unei reacții chimice și are unitatea de măsură . Substanțele chimice simple au entalpia liberă standard egală cu zero.

Entalpia liberă a unei reacții chimice reprezintă criteriul de spontaneitate a reacției chimice.

Variația entalpiei libere într-o reacție chimică exprimă relația între variației de entalpie și variației de entropie la o anumită temperatură, respectiv reprezintă interdependența dintre tendința sistemelor către un minim de energie și un maxim de dezordine. Variația entalpiei libere este factorul determinant în evoluția spontană a unei reacții chimice. Starea optimă de manifestare a celor două tendințe – un minim de energie, ΔH < 0 și un maxim de dezordine, ΔS > 0 apare pentru o entalpie liberă minimă, adică ΔG < 0.

Orice reacție chimică decurge spontan în sensul reactanți → produși de reacție, dacă variația entalpiei libere este negativă, adică .

Pentru a stabili dacă o reacție chimică este spontană de la stânga la dreapta este absolut necesară studierea variației entalpiei libere a reacției chimice respective.

Pentru o reacție chimică de forma: a A + b B → c C + d D, dacă:

ΔH < 0 (reacție exotermă), ΔS > 0, ΔG < 0 reacția este spontană.

ΔH < 0 (reacție exotermă), ΔS < 0, atunci când reacția este spontană, numai până la o anumită valoare a temperaturii pentru care produsul .

ΔH > 0 (reacție endotermă), ΔS < 0, ΔG > 0 reacția nu este spontană

ΔH > 0 (reacție endotermă), ΔS > 0, ΔG < 0 atunci când reacția este spontană, numai peste o anumită valoare a temperaturii pentru care produsul .

Legea lui Hess

În anul 1840, fizicianul rus Germain Henri Hess (1802-1850) a enunțat legea fundamentală a termochimiei – legea care-i poartă numele, legea lui Hess: ,,căldura de reacție la presiune constantă este întotdeauna aceeași, indiferent de etapele prin care trece reacția” sau căldura absorbită sau degajată dintr-o reacție chimică este constantă și este determinată numai de starea inițială și de starea finală a sistemului chimic, indiferent de calea urmată de reacție.

Într-o reacție chimică, valoarea efectului termic depinde numai de starea inițială a reactanților și de starea finală a produșilor de reacție și nu depinde de etapele intermediare.

Legea lui Hess arată că efectul termic al unei reacții chimice depinde numai de natura și de starea reactanților și produșilor de reacție; efectul termic este același indiferent dacă transformarea reactanților în produși de reacție are loc într-o singură etapă sau în mai multe etape.

Exemplu: oxidarea carbonului la dioxid de carbon poate avea loc:

a) direct: C(s) + O2(g) = CO2(g) ΔH = – 393,2 kJ/mol

b) în două etape:

etapa I: ΔH1 = – 110,4 kJ/mol

etapa a II-a: ΔH2 = – 282,8 kJ/mol

S-a constatat că, suma celor două călduri de reacție, de oxidare parțială a carbonului și de oxidare a monoxidului de carbon reprezintă căldura de reacție de ardere / oxidare totală a unui mol de carbon (grafit): ΔH1 + ΔH2 = ΔH.

Reprezentarea schematică a legii lui Hess pentru reacția de oxidare a carbonului la dioxid de carbon este:

Legea lui Hess sau legea constanței cantității de căldură este o lege descoperită empiric și poate fi formulată și astfel: variația de entalpie a unei reacții chimice, la presiune constantă, este egală cu diferența dintre suma entalpiilor de formare standard ale tuturor produșilor de reacție și suma entalpiilor de formare standard ale tuturor reactanților.

Exemplu: oxidarea carbonului la dioxid de carbon:

→ CO2(g)

Dar și .

Legea lui Hess are o mare aplicabilitate practică deoarece:

-permite calcularea entalpiilor de formare standard ale unor substanțe chimice compuse care nu se pot obține direct prin sinteză din elementele componente.

-permite calcularea variațiilor de entalpie pentru reacțiile chimice care au loc în condiții foarte dificile sau pentru reacțiile chimice care nu pot fi controlate deoarece se desfășoară fie cu viteză foarte mare, fie au loc în condiții extreme [de exemplu, transformarea C(grafit) → C(diamant)], fie produșii de reacție sunt instabili.

Consecințele legii lui Hess

În reacțiile chimice reversibile, căldura reacției directe este egală și de semn contrar cu căldura reacției inverse (legea Lavoisier-Laplace).

ΔH1 = – ΔH2

Dacă în două reacții chimice se pornește de la două stări inițiale diferite, (1) și (2), și se ajunge la aceeași stare finală, diferența dintre entalpiile de reacții ale celor două reacții chimice reprezintă căldura absorbită sau degajată la trecerea din starea inițială (1) în starea inițială (2).

Exemplu: oxidarea carbonului la dioxid de carbon:

→ CO2(g)

Dar și .

Dacă în două reacții chimice se pornește de la două stări inițiale diferite, (1) și (2), și se ajunge la aceeași stare finală, diferența dintre entalpiile de reacții ale celor două reacții chimice reprezintă căldura absorbită sau degajată la trecerea din starea inițială (1) în starea inițială (2).

Exemplu: arderea carbonului – grafit și diamnat

C(grafit) + O2(g) → CO2(g) ΔH1 = – 393,20 kJ/mol

C(diamant) + O2(g) → CO2(g) ΔH2 = – 395,08 kJ/mol

C(grafit) → C(diamant) ΔH = ? kJ/mol

Dacă în două reacții chimice se pornește de la aceeași stare inițială (reactanți) și se ajunge la două stări finale diferite (produși de reacție diferiți), diferența dintre entalpiile de reacții ale celor două reacții chimice reprezintă variația de entalpie la transformarea unei stări finale în cealaltă.

Exemplu: oxidarea fierului

ΔH1 = – 266,26 kJ/mol

ΔH2 = – 821,40 kJ/mol

ΔHr = ? kJ/mol

ΔH1' = – 1065,04 kJ

ΔH2' = – 1642,80 kJ

Pentru a obține 1mol de oxid de fier (III), Fe2O3, conform ecuației reacției chimice de mai jos , entalpia de reacție este ΔHr = – 288,88 kJ/mol.

Exemplu: oxidarea cuprului:

ΔH1 = – 167 kJ/mol

ΔH2 = – 155 kJ/mol

ΔHr = ? kJ/mol

ΔH1' = – 334 kJ

ΔH2' = – 620kJ

Pentru a obține 1mol de oxid de cupru (II), CuO, conform ecuației reacției chimice de mai jos , entalpia de reacție este ΔHr = – 75,5 kJ/mol.

Hess a descoperit experimental legea fundamentală a termochimiei – legea care-i poartă numele, înainte ca fizicianul german Julius Robert von Mayer (1814-1878), să formuleze în anul 1841, primul principiu al termodinamicii. Deși a fost descoperită înaintea formulării primului principiu al termodinamicii, legea lui Hess, teoretic, este o consecință a acestuia. Legea lui Hess se aplică nu numai efectelor termice ale reacțiilor chimice, ci tuturor efectelor calorice izoterme:

transformare chimică,

trecerea dintr-o stare de agregare în alta,

dizolvarea substanțelor chimice / formarea soluțiilor.

Reacțiile chimice, în funcție de viteza de desfășurare a reacției, se clasifică în:

1.4.8. Reacții chimice rapide și reacții chimice lente

Pe baza efectelor termice se poate stabili dacă o reacție chimică este spontană în sensul reactanți → produși de reactție, și anume, reacțiile chimice sunt spontane de la stânga la dreapta numai dacă variația entalpiei libere, ΔG este negativă, dar NU se poate prevedea și timpul în care reacția respectivă are loc.

În afara studiului efectelor termice care însoțesc reacțiile chimice, deosebit de important este cunoașterea vitezei cu care se produc reacțiile chimice, fie pentru a accelera reacția chimică în care se obțin produși de reacție utili, dar lent, fie pentru încetinirea sau chiar stoparea reacțiilor chimice nedorite. De asemenea, deosebit de important este cunoașterea factorilor care influențează viteza de reacție.

Studiul vitezelor reacțiilor chimice, al factorilor care influențează viteza de reacție și al mecanismelor reacțiilor chimice constituie obiectul de studiu al cineticii chimice, ramură a chimiei.

Observațiile experimentale arată că transformarea unor reactanți în produșii de reacție corespunzători are loc într-un interval de timp care poate fi xtrem de mic sau apreciabil/ măsurabil, deci reacțiile chimice sunt fenomene care se petrec în timp; toate fenomenele chimice au loc într-un anumit interval de timp, deci se caracterizează prin viteză de reacție.

Durata unei reacții chimice reprezintă intervalul de timp necesar transformării reactanților în produși de reacție. Fiecare reacție chimică are o viteză proprie de desfășurare numită viteză de reacție (medie și momentană). Viteza de reacție reprezintă viteza cu care reactanții se transformă în produșii de reacție corespunzători, respectiv, viteza cu care se formează produșii de reacție.

Reacțiile chimice, după viteza de reacție se clasifică în:

► Reacții chimice rapide – reacțiile chimice în care transformarea reactanților în produșii de reacție are loc într-un interval de timp extrem de scurt, respectiv viteza de reacție este mare; transformarea reactanților în produși de reacție are loc practic instantaneu.

Definiție: Reacțiile chimice în care produșii de reacție se formează în momentul în care reactanții sunt puși în contact se numesc reacții chimice rapide.

Exemple de reacții chimice rapide:

a) Reacțiile chimice între ioni, în soluție apoasă, cu formare de precipitate – reacțiile chimice de precipitare:

BaCl2(aq) + K2CrO4(aq) = BaCrO4(s) + 2KCl(aq)

Pb(NO3)2(aq) + 2Kİ(aq) = Pbİ2(s) + 2KNO3(aq)

AgNO3(aq) + HCl(aq) = AgCl(s) + HNO3(aq)

b) Reacțiile chimice de neutralizare – reacțiile chimice dintre acizi tari și baze tari

HCl(aq) + NaOH(aq) = NaCl(aq) + H2O(l)

H2SO4(aq) + 2KOH(aq) = K2SO4(aq) + 2H2O(l)

c) Reacția chimică de ardere a bicromatului de potasiu: – aprins, bicromatul de potasiu, K2Cr2O7 arde spectaculos și rapid conform ecuației chimice:

4 K2Cr2O7(s) = 4K2CrO4(s) + 2Cr2O3(s) + 3O2(g).

► Reacții chimice lente – reacțiile chimice în care transformarea reactanților în produșii de reacție are loc într-un interval de timp măsurabil, respectiv viteza de reacție este mică; transformarea reactanților în produși de reacție are loc progresiv, respectiv formarea produșilor de reacție este vizibilă cu ochiul liber.

Definiție: Reacțiile chimice în care produșii de reacție se formează progresiv după punerea în contact a reactanților, astfel încât fenomenul poate fi urmărit în timp, se numesc reacții chimice lente.

Există reacții chimice infinit lente și evoluția în timp a acestor reacții nu poate fi apreciată, cum este cazul ruginirii fierului sau coclirii cuprului.

Exemple de reacții chimice lente:

● reacția acidului oxalic, H2C2O4 cu permanganat de potasiu, KMnO4, în mediu acid – decolorarea soluției de permanganat de potasiu începe după aproximativ 10 minute de la amestecarea reactanților:

ș 5H2C2O4 + 2KMnO4 +3H2SO4 = 10CO2↑ + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

● descompunerea clorurii de argint: ș 2AgCl(s) 2Ag(s) + Cl2(g)

● reacția de formare a acidului iodhidric din elemente: ș H2(g) + İ2(g) 2Hİ(g)

● reacția tiosulfatului de sodiu cu acid sulfuric:

ș Na2S2O3(aq) + H2SO4(aq) = Na2SO4(aq) + SO2(g) + S(s) + H2O(l)

● reacția de oxidare a iodurii de poasiu cu bicromat de potasiu, în mediu acid

ș 6Kİ(aq) + K2Cr2O7(aq) +7H2SO4(aq) = 3İ2(s) + Cr2(SO4)3(aq) + 4K2SO4(aq) + 7H2O(l)

● reacția de descompunere a apei oxigenate, în absența catalizatorului de dioxid de mangan: ș 2H2O2(aq) = 2H2O(l) + O2(g)

Viteza de reacție

Din punct de vedere formal, o reacție chimică spontană Reactanți → Produși de reacție poate fi scrisă astfel: unde, – participanții la reacție, reactanți (Re) și produși de reacție (Pr), iar – coeficienții stoechiometrici ai ecuației reacției chimice.

Prin convenție, coeficienții stoechiometrici ai reactanților sunt negativi, , iar ai produșilor de reacție sunt pozitivi, . Pentru studiul vitezei de reacție se va lua în considerare cazul reacțiilor chimice care se desfășoară în sisteme omogene închise (sisteme cu o singură fază a reactanților și produșilor de reacție care nu schimbă masă cu mediul exterior) și în condiții izoterme.

Pentru definirea vitezei de reacție se poate face o analogie cu expresia vitezei din mecanică: viteza medie a mișcării reprezintă raportul dintre deplasarea unui corp față de sistemul de referință ales și durata mișcării acelui corp.

Coordonata ,,x” este înlocuită cu masa, m, mărime specifică reacțiilor chimice. Într-un sistem închis, variația masei componenților din sistemul chimic, , se datorează exclusiv desfășurării unei reacții chimice între reactanții sistemului chimic. În locul masei, de obicei, se utilizează cantitatea de component, adică numărul de moli din fiecare reactant care se transformă în produși de reacție. Observațiile experimentale au arătat că viteza de reacție depinde de volumul, V în care se desfășoară reacția chimică și în plus viteza de transformare a unui reactant sau viteza de formare a unui produs de reacție depinde de coeficientul stoechiometric al reactantului/produsului de reacție în ecuația reacției chimice. Astfel, viteza de reacție a unei reacții chimice de definește prin relația:

Relația matematică a vitezei de reacție desemnează o viteză unică pentru reacția chimică, indiferent de alegerea componentului ,,i”, reactant sau produs de reacție, și se referă la sistemele omogene închise.

În foarte multe situații din practică, volumul în care se desfășoară reacția chimică este constant și poate fi introdus sub operatorul diferențial. Deoarece raportul dintre numărul de moli și volum reprezintă concentrația molară a componentului ,,i”, în mol/L, expresia matematică a vitezei de reacție a unei reacții chimice devine:

Definiție: Variația concentrației molare a reactanților sau produșilor de reacție în unitatea de timp se numește viteză de reacție.

O reacție chimică care nu este instantanee se produce într-un interval de timp bine determinat.

În cursul unei reacții chimice cantitățile de reactanți scad în timp, iar cantitățile de produși de reacție cresc în timp.

Viteza de reacție se definește ca fiind descreșterea / creșterea concentrației molare a reactanților / produșilor de reacție în unitatea timp și depinde de coeficientul stoechiometric din ecuația reacției chimice corespunzător reactantului / produsului de reacție în funcție de care se determină (calculează) viteza de reacție.

Viteza medie de reacție este variația concentrației molare a unui reactant sau produs de reacție într-un interval de timp bine determinat.

Pentru o reacție chimică a cărei ecuație chimică este:

viteza medie de reacție, în funcție de scăderea concentrațiilor molare ale reactanților A și B, în intervalul de timp Δt, se exprimă prin relațiile matematice:

Semnul minus nu are sens matematic ci ne arată că reactanții unei reacții chimice se consumă în timpul reacției; este necesar în calcule deoarece viteza are totdeauna valoare pozitivă, iar variațiile concentrațiilor molare ale reactanților au valori negative.

viteza medie de reacție, în funcție de creșterea concentrațiilor molare ale produșilor de reacție C și D, în intervalul de timp Δt, se exprimă prin relațiile:

Viteza medie de reacție se poate calcula prin determinări experimentale ale concentrațiilor molare ale reactanților, respectiv produșilor de reacție la intervale regulate de timp. Cercetările au arătat că între vitezele cu care se consumă reactanții și vitezele cu care se formează produșii de reacție există relația de proporționalitate dată de stoechiometria ecuației reacției chimice. Astfel:

Pe același interval de timp, viteza medie de reacție, atât în funcție de scăderea concentrațiilor molare ale reactanților cât și în funcție de creșterea concentrațiilor molare ale produșilor de reacție, trebuie să aibă aceeași valoare. Ca urmare, viteza de reacție se definește prin derivata concentrației molare a unui reactant / produs de reacție, ținând cont și de coeficienții stoechiometrici corespunzători. Astfel, viteza de reacție este:

O altă metodă, cu rezultate mai bune, care permite determinarea vitezei medii cât și a vitezei momentane (viteza la un moment dat) este metoda grafică: reprezentarea concentrațiilor molare (mol/L) ale reactanților/produșilor de reacție în funcție de timp (s).

Exemplu: Determinarea vitezei medii de reacție din datele experimentale obținute la descompunerea dioxidului de azot, NO2 conform ecuației reacției chimice:

2NO2(g) 2NO(g) + O2(g)

Rezultatele experimentale obținute la descompunerea dioxidului de azot, NO2 cât și viteza medie cu care se consumă dioxidul de azot, respectiv vitezele medii de formare ale produșilor de reacție, monoxidul de azot, NO și oxigenul, O2, într-un anumit interval de timp, sunt înregistrate în tabelul de mai jos:

Rezultatele experimentale arată că, pe măsură ce reacția chimică evoluează în timp, concentrația molară a NO2 scade, iar concentrațiile molare ale NO și O2 cresc. Viteza medie de descompunere a dioxidului de azot, NO2 scade în timp, iar viteza medie de formare a monoxidului de azot, NO / oxigenului, O2 crește în timp.

Viteza medie de reacție cu care se consumă NO2 este egală cu viteza medie de reacție cu care se formează NO, deoarece ambele specii chimice au același coeficient stoechiometric, 2. Viteza medie de reacție cu care se formează O2 este de două ori mai mică decât viteza medie de reacție cu care se formează NO / viteza medie de reacție cu care se consumă NO2, deoarece O2 are coeficientul stoechiometric egal cu 1 (de două ori mai mic decât coeficientul dioxidului de azot, respectiv monoxidului de azot).

Pentru determinarea vitezei medii de reacție trebuie să se țină seama de coeficienții stoechiometrici ai ecuației reacției chimice.

Pentru exemplul dat: 2NO2(g) 2NO(g) + O2(g)

Metoda grafică: reprezentarea concentrațiilor molare ale reactanților sau produșilor de reacție, C(mol/L) în funcție de timp, t(s), permite determinarea vitezei medii de reacție și a vitezei momentane, din curbele din grafic – curba de culoare roșie pentru NO2, curba de culoare verde pentru NO și curba de culoare albastră pentru O2:

Legea vitezei de reacție

Relația matematică în care se regăsesc factorii care influențează viteza unei reacții chimice se numește legea vitezei.

Studiul reacțiilor chimice din punct de vedere cinetic arată că viteza de reacție depinde de concentrațiile molare ale reactanților; viteza de reacție nu este constantă, ea este mare la începutul reacției chimice apoi scade, deoarece scad concentrațiile molare ale reactanților, deci viteza de reacție a unei reacții chimice scade în timp.

Pentru o reacție chimică a cărei ecuație chimică este: , dependența vitezei de reacție de concentrațiile molare ale reactanților se exprimă prin:

Legea vitezei:

● în care: v-viteza de reacție; k-coeficientul vitezei de reacție, constantă de viteză sau viteză specifică și reprezintă viteza de reacție pentru cazul ideal în care concentrația molară a fiecărui reactant este egală cu 1mol/L; CA și CB-concentrațiile molare ale reactanților, la echilibru, în mol/L; αA-ordinul parțial de reacție față de reactantul A; αB-ordinul parțial de reacție față de reactantul B.

Ordinul total de reacție este α = αA + αB poate fi zero, un număr întreg (1; 2 și 3) sau un număr fracționar (1/2; 3/2; 5/2), nu poate fi stabilit din ecuația reacției chimice.

Molecularitatea reacției chimice este m = reprezintă numărul de particule/ molecule de reactanți care interacționează simultan / se ciocnesc pentru a se transforma în produși de reacție ( în cazul reacțiilor chimice simple, adică acele reacții chimice care au loc într-o singură etapă). Molecularitatea reacției se exprimă printr-un număr întreg și poate fi egală cu 1; 2 și 3.

Constanta de viteză, k este independentă de concentrațiile molare ale reactanților, dar este dependentă de temperatură. Constanta de viteză, k include toți factorii/variabilele care influențează viteza de reacție, cu excepția concentrației.

Ordinul total de reacție și molecularitatea reacției sunt noțiuni distincte și constituie criterii de clasificare pentru reacțiile chimice.

Din punct de vedere cinetic, reacțiile chimice pot fi:

Ordinul de reacție (parțial; total/global) este o mărime dată de numărul de particule chimice ale căror concentrații molare determină viteza de reacție. Ordinele parțiale de reacție pot fi determinate numai experimental (empiric), nu pot fi stabilite din ecuația reacției chimice și în majoritatea cazurilor, sunt diferite de coeficienții stoechiometrici ai ecuației reacției chimice. Reacțiile chimice, în funcție de ordinul total de reacție pot fi:

Reacții chimice de ordinul 0: Produși de reacție

Ecuația cinetică diferențială atașată reacției chimice de ordinul 0 (α=0) este:

Viteza de reacție a unei reacții chimice de ordin 0 este independentă de concentrația molară a reactantului. Ecuația se rezolvă împreună cu condiția care presupune cunoașterea concentrației molare inițiale a reactantului (condiția inițială): t = 0, . Prin separarea variabilelor din ecuația diferențială și apoi prin integrare se obține:

♣ Caz particular:

Se observă că există un timp finit în care se realizează transformarea totală a reactantului în produși de reacție; pentru Timpul în care se realizează transformarea totală a reactantului în produși de reacție este cu atât mai scurt cu cât constanta de viteză este mai mare.

Timpul de înjumătățire, este un parametru cinetic și reprezintă timpul după care concentrația reactantului A devine egală cu jumătate din valoarea concentrației inițiale. Dacă timpul de înjumătățire al unei reacții chimice este atunci reacția chimică este o reacție lentă, iar dacă timpul de înjumătățire al unei reacții chimice este atunci reacția chimică este o reacție rapidă.

Timpul de înjumătățire al reacțiilor chimice de ordinul 0 reprezentate prin ecuația chimică de forma A → Produși de reacție este direct proporțional cu concentrația molară inițială a reactantului și invers proporțional cu constanta de viteză a reacției chimice.

Exemple de reacții chimice de ordinul 0:

►reacții chimice de descompunere pe fir de platină încălzit:

ș 2N2O(g) → 2N2(g) + O2(g)

ș 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g)

►descompunerea fosfinei, PH3 pe wolfram, W la presiune și temperatură ridicate: ș 4PH3(g) → P4(g) + 6H2(g)

Reacții chimice de ordinul 1: Produși de reacție

Ecuația cinetică diferențială atașată reacției chimice de ordinul 1 (α=1) este:

Ecuația se rezolvă împreună cu condiția care presupune cunoașterea concentrației molare inițiale a reactantului (condiția inițială): t = 0, . Prin separarea variabilelor din ecuația diferențială și apoi prin integrare se obține:

Constanta de viteză, k a reacțiilor chimice de ordinul 1 este dată de expresia matematică și are dimensiunea , adică are semnificația unei frecvențe. este concentrația molară inițială a reactantului A, iar este concentrația molară a reactantului A la un moment dat, t.

Timpul de înjumătățire al reacțiilor chimice de ordinul 1:

În reacțiile chimice de ordinul 1, timpul de înjumătățire este independent de concentrația molară inițială a reactantului A și este invers proporțional cu constanta de viteză, k.

reprezintă expresia matematică a vitezei de reacție a reacțiilor chimice de ordinul 1. Viteza de reacție este maximă la începutul reacției chimice și scade exponențial în timp.

Exemple de reacții chimice de ordinul 1:

ș ZnCO3 ZnO + CO2↑ ◄ Descompunerea termică a carbonatului de zinc

ș 2N2O5 → 4N2O4 + O2◄ Descompunerea pentaoxidului de azot

ș İ2 → 2İ ◄ Disocierea moleculei de iod

Reacții chimice de ordinul 2

Pentru reacțiile chimice de ordinul 2, în funcție de stoechiometria ecuației reacției chimice sunt posile două situații:

Produși de reacție; ordinele parțiale de reacție:

Ordinul total/global de reacție: . Ecuațiile cinetice atașate reacției chimice, cu condițiile inițiale t = 0, și sunt:

Pentru a evita rezolvarea sistemului de ecuații diferențiale se face schimbarea de variabilă de la concentrația molară la conversia reacției chimice care exprimă cantitatea de substanță (în moli) transformată în reacția chimică la timpul t, raportatăla volum (în litri, L). în care χ este conversia reacției chimice și pentru reactanți, pentru produșii de reacție.

După schimbarea de variabilă de la concentrația molară la conversia reacției chimice, după separarea variabilelor și integrare, soluția implicită a ecuației diferențiale pentru reacția chimică de ordinul 2 este:

Constanta de viteză, k a reacțiilor chimice de ordinul 2 este dată de expresia matematică:

;

Produși de reacție; ordinele parțiale de reacție: . Ordinul total/global de reacție: . Dacă ecuația cinetică atașată reacției chimice este identică cu ecuația cinetică atașată reacției chimice de ordinul 2 de forma generală Produși de reacție.

Exemple de reacții chimice de ordinul 2:

ș H2 + İ2 → 2Hİ; la T = 673K (400°C)

ș + → 2H2O; la T = 298K (25°C)

Produși de reacție; ordinul parțial de reacție: și ordinul total/ global de reacție este .

Ecuația cinetică atașată reacției chimice, cu condiția inițială t = 0, iar după separarea variabilelor și integrare se obține soluția ecuației cinetice diferențiale:

♣ Caz particular: constanta de viteză a reacțiilor chimice de ordinul 2 de forma generală A → Produși de reacție: în .

Timpul de înjumătățire al reacțiilor chimice de ordinul 2 de forma generală A → Produși de reacție este: ; el depinde de concentrația molară inițială a reactantului A, respectiv este invers proporțional cu concentrația molară inițială a reactantului.

♣ Caz particular: constanta de viteză a reacțiilor chimice de ordinul 2 de forma generală 2A → Produși de reacție: în .

Timpul de înjumătățire al reacțiilor de ordinul 2 de forma generală 2A → Produși de reacție este: .

Exemple reacții chimice de ordinul 2 de forma generală 2A → Produși de reacție:

ș 2NOBr → 2NO + Br2 la T = 283K (10°C)

ș 2NO2 → 2NO + O2; la T = 573K (300°C)

Cele mai multe reacții chimice de ordinul 2 au loc în soluții și mai rar în fază gazoasă.

Reacții chimice de ordinul 3

Pentru reacțiile chimice de ordinul 3, în funcție de stoechiometria ecuației reacției chimice sunt posile următoarele situații:

● Produși de reacție;

● Produși de reacție;

● Produși de reacție;

Ecuația cinetică diferențială atașată reacției chimice de ordinul 3 de forma generală Produși de reacție este:

Prin separarea variabilelor și apoi prin integrare se obține:

Timpul de înjumătățire al reacțiilor de ordinul 3 de forma generală Produși de reacție este invers proporțional cu produsul între constanta de viteză și pătratul concentrației molare inițiale a reactantului.

Exemple de reacții chimice de ordinul 3:

ș 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) ◄ oxidarea monoxidului de azot,

ș 2NO(g) + Cl2(g) → 2NOCl(g) ◄ obținerea clorurii de nitrozil

ș 2FeCl3 + SnCl2 = 2FeCl2 + SnCl4 ◄ reducerea clorurii de fer (III), FeCl3 cu clorură de staniu (II), SnCl2.

Reacții chimice de ordin superior și fracționar

Literatura de specialitate menționează existența unor reacții chimice de ordin superior / fracționar.

Exemple: a) formarea fosgenului CO + Cl2 → COCl2 are ordinul parțial de reacție în raport cu monoxidul de carbon , ordinul parțial de reacție în raport cu clorul , deci ordinul total de reacție este:

b) Reacția chimică iodură-iodat: are ordinul total de reacție α = 5.

Molecularitatea unei reacții chimice se definește prin numărul de particule chimice din reactanți care interacționează simultan și se transformă în produși de reacție. Reacțiile chimice, în funcție de molecularitate, pot fi:

Reacții chimice monomoleculare (m=1)

Reacțiile chimice monomoleculare sunt reacțiile chimice în care o singură specie chimică se poate transforma în două sau chiar mai multe specii chimice noi.

Exemple de reacții chimice monomoleculare

ș CaCO3 CaO + CO2↑ ◄ reacția de obținere a varului nestins, CaO

ș ZnCO3 ZnO + CO2↑◄ reacția de obținere a ,,albului de zinc”, ZnO.

Reacții chimice dimoleculare (m=2)

Reacțiile chimice dimoleculare sunt reacțiile chimice în care interacționează simultan două molecule, identice sau diferite, și se transformă în una, două sau chiar mai multe specii chimice noi.

Exemple de reacții chimice dimoleculare

ș H2 + İ2 = 2Hİ

ș 2NO2 2NO + O2↑

Reacții chimice trimoleculare (m=3)

Reacțiile chimice trimoleculare sunt reacțiile chimice în care interacționează simultan trei molecule, identice sau diferite; se întâlnesc mai rar deoarece este puțin probabil să se producă ciocnirea simultană și să reacționeze concomitent trei particule/specii chimice.

Exemplu de reacție chimică trimoleculară

ș 2NO + O2 → 2NO2

Nu există reacții chimice de molecularitate mai mare decât 3. Pentru reacțiile chimice simple, molecularitatea reacției coincide cu suma coeficienților stoechiometrici ai reactanților.

Pe baza rezultatelor experimentale, s-a stabilit că există o serie de factori care determină valoarea vitezei de reacție.

İnfluența concentrațiilor molare ale reactanților asupra vitezei de reacție

Viteza de reacție este dependentă de concentrațiile molare ale reactanților, cu excepția vitezei de reacție pentru reacțiile chimice de ordin zero.

Exemplu: pentru o reacție chimică de ordinul 2 a cărei ecuație chimică este de forma generală: Produși de reacție, viteza de reacție este:

O condiție necesară ca reactantul A să reacționeze cu reactantul B este ca moleculele lor să se întâlnească și să se ciocnească. Conform teoriei cicnirilor, viteza unei reacții chimice este dată de numărul ciocnirilor eficace ce au loc în unitatea de timp. Prin creșterea concentrației molare a unuia dintre reactanți sau a ambilor reactanți, numărul moleculelor din unitatea de volum crește. Cu cât numărul de molecule pe unitatea de volum este mai mare cu atât și ciocnirile dintre acestea vor fi mai numeroase, iar viteza de reacție va crește.

Concluzie: Viteza de reacție depinde de concentrațiile molare ale reactanților, cu excepția vitezei de reacție a reacțiilor chimice de ordinul zero pentru care v = k (constanta de viteză este independentă de concentrația molară a reactanților, dar depinde de temperatura la care are loc reacția chimică). Cu cât concentrația reactanților este mai mare cu atât viteza de reacție este mai mare.

Viteza de reacție crește cu creșterea concentrației reactanților.

İnfluența temperaturii asupra vitezei de reacție

Numeroase studii experimentale au indicat că viteza de reacție este influențată de temperatură. Chiar de la postularea expresiei matematice pentru viteza de reacție s-a presupus că aceasta este funcție de temperatură prin constanta de viteză, k. datele experimentale arată că viteza de reacție crește, în general, cu creșterea temperaturii la care are loc reacția.

Pentru multe reacții chimice, în apropierea temperaturii ambiante, viteza de reacție se dublează sau chiar se triplează la o creștere a temperaturii cu 10°C. Creșterea vitezei de reacție cu temperatura a fost atribuită inițial unei creșteri a numărului de ciocniri dintre molecule, ca urmare a accentuării mobilității (agitației termice a) moleculelor reactanților.

S-a dovedit că, reacții chimice diferite, care pentru aceeași concentrație molară a reactanților au același număr de ciocniri între molecule, se desfășoară cu viteze diferite. De asemenea, reacțiile chimice în fază gazoasă, în care numărului de ciocniri este foarte mare, nu au viteze de reacție foarte mari. Rezultă că numărului ciocnirilor dintre molecule nu este factorul esențial pentru viteza unei reacții chimice.

Studiind o serie de reacții chimice, în anul 1889, Svante Arrhenius (1859-1927), fizician și chimist duedez, a propus o relație matematică empirică pentru a exprima dependența constantei de viteză de temperatură, relație cunoscută ca ,,relația lui Arrhenius”:

În relația lui Arrhenius: A este factor preexponențial sau factor de frecvență, care reprezintă numărul total de ciocniri dintre moleculele reactante; e-constantă matematică/ baza logaritmilor naturali; Ea-energia de activare (J/mol); R-constanta universală a gazelor (8,31 J/mol·K); T-temperatura absolută (K-kelvin) [T(K) = t(°C) + 273,15].

Termenul poartă numele de factorul lui Boltzmann și reprezintă fracțiunea din numărul total de molecule care au energia mai mare sau egală cu energia de activare (n-numărul total de molecule; n*-numărul de molecule activate).

Energia de activare, Ea a unei reacții chimice este energia minimă necesară moleculelor reactante – molecule ,,activate”, pentru ca ciocnirile dintre ele să fie eficace și reactanții să se transforme în produși de reacție.

O creștere a temperaturii la care are loc reacția chimică determină o creștere a factorului lui Boltzmann și implicit o creștere a numărului de molecule activate. O scădere a energiei de activare determină o creștere a factorului lui Boltzmann.

Nu toate moleculele unui sistem reactant iau parte la reacția chimică. În orice sistem reactant există un echilibru între moleculele obișnuite și moleculele activate; numai moleculele activate iau parte la reacția chimică.

Energia de activare, Ea a unei reacții chimice se poate determina din date experimentale (minim două perechi de valori constanta de viteză, k și temperatura, T) sau folosind metoda grafică (pentru relația lui Arrhenius scrisă sub forma ).

Un număr foarte mare de reacții chimice urmează relația lui Arrhenius, și din calculele efectuate a rezultat faptul că majoritatea reacțiilor chimice au energia de activare în domeniul [30, 60] kcal/mol.

În funcție de energia de activare, reacțiile chimice decurg:

cu viteză de reacție foarte mare, atunci când Ea < 10 kcal/mol;

cu viteză de reacție măsurabilă, atunci când 20 < Ea < 30 kcal/mol;

cu viteză de reacție mică, atunci când Ea > 40 kcal/mol

Numărul care arată de câte uri crește viteza de reacție pentru fiecare interval de temperatură de 10°C (1oK) se numește coeficient de temperatură al vitezei de reacție:

-constanta de viteză reacției la temperatura ,,t”

-constanta de viteză reacției la temperatura ,,t+10”.

Pentru cele mai multe reacții chimice valoarea coeficientului de temperatură al vitezei de reacție este 2, și din acest motiv putem spune că viteza unei reacții chimice se dublează prin creșterea temperaturii cu 10°C.

Concluzie: Constanta de viteză,k depinde de temperatura la care are loc reacția chimică și de energia de activare a reacției chimice, și implicit viteza de reacție depinde de temperatura de reacție, respectiv de energia de activare a reacției chimice.

Viteza de reacție crește cu creșterea temperaturii de reacție.

Viteza de reacție crește cu micșorarea energiei de activare a reacției chimice.

İnfluența catalizatorilor asupra vitezei de reacție

Multe reacții chimice în care se obțin produși de reacție utili au loc cu viteză de reacție mică, deci reacția chimică este o reacție lentă, o reacție cu energie de activare mare și în care numai o mică proporție din ciocnirile moleculare dintre reactanți sunt eficiente, la temperatura camerei.

Viteza unei reacții chimice poate fi influențată de prezența în mediul de reacție a unor substanțe chimice sau amestecuri de substanțe chimice. Substanțele chimice care, prin prezența lor în cantitate (foarte) mică într-un amestec de reacție, au rolul de a mări viteza unei reacții chimice se numesc catalizatori.

Noțiunea de catalizator a fost introdusă în anul 1836 de chimistul suedez Jӧns Jacob Berzelius (1779-1848), dar observații despre astfel de substanțe chimice au fost făcute, încă din antichitate, de către Aristotel (384 î.Hr.-322 î.Hr.), cel mai mare filozof și om de știință al lumii antice. După Berzelius, un catalizator este o substanță care, prin prezența ei, determină producerea unei reacții chimice care nu ar avea loc în absența acesteia. Noțiunea de catalizator a fost extinsă, mai târziu, de profesorul german Friedrich Wilhelm Ostwald (1853-1932) care considera că, un catalizator este o substanță care mărește viteza unei reacții chimice care poate avea loc și în absența acesteia, dar cu viteză foarte mică.

İndustrial, primul catalizator folosit a fost apa, H2O pentru oxidarea dioxidului de sulf, SO2 cu acid azotic, HNO3, în 1838. În prezent, peste 90% din procesele tehnologice ale industriei chimice folosesc catalizatori.

Reacțiile chimice care se produc în prezența catalizatorilor se numesc reacții chimice catalitice, iar fenomenul de accelerare a unei reacții chimice cu ajutorul unui catalizator se numește cataliză.

Un catalizator mărește viteza reacțiilor chimice care sunt posibile din punct de vedere termodinamic, adică pot fi catalizate numai acele reacții chimice pentru care variația de entalpie liberă ΔG < 0; reacția chimică are loc și în absența catalizatorului, dar cu viteză (foarte) mică.

Catalizatorii sunt substanțe chimice / amestecuri de substanțe chimice care măresc viteza de reacție, iau parte la reacția chimică într-un anumit stadiu al ei, dar care se regăsesc neschimbați, calitativ și cantitativ, la sfârșitul reacției chimice.

Determinări experimentale ale vitezelor unor reacții chimice și calcularea energiilor de activare ale reacțiilor respective, în absența și în prezența unui catalizator, au condus la concluzia că, aceste substanțe numite catalizatori micșorează energia de activare a reactanților.

Exemple: a) descompunerea apei oxigenate: ș 2H2O2 → H2O + O2↑

În absența unui catalizator:

În prezența catalizatorului de platină, Pt:

În prezența enzimei catalază:

b) descompunerea acidului iodhidric, în fază gazoasă: ș 2Hİ → H2 + İ2

În absența unui catalizator: α= 2 și

În prezența catalizatorului de platină, Pt: α =1 și

În prezența catalizatorului de aur, Au:

Reacțiile chimice catalizate, în funcție de faza /starea de agregare în care se află catalizatorul și reactanții se clasifică în:

1*) Reacții chimice catalizate în fază omogenă:

cataliza omogenă are loc în fază gazoasă sau lichidă, când catalizatorul este dizolvat în mediul de reacție, formând o singură fază.

Exemple de reacții chimice catalizate în fază omogenă

a) oxidarea dioxidului de sulf, SO2 la trioxid de sulf, SO3, în fază gazoasă, sub influența oxizilor de azot: 2NO + O2 → 2NO2

2NO2 + SO2 → SO3 + NO

ș 2SO2 + O2 2SO3

b) descompunerea apei oxigenate, H2O2 în fază lichidă, în prezența acidului iodhidric, Hİ

ș 2H2O2 2H2O + O2↑

2*) Reacții chimice catalizate în fază eterogenă

în cataliza eterogenă, catalizatorul și reactanții formează un sistem eterogen – sistem alcătuit din două sau mai multe faze; în cataliza eterogenă, catalizatorul este de obicei în stare solidă, iar reactanții sunt în stare gazoasă sau lichidă. Reacția are loc la suprafața catalizatorului prin contactul catalizatorului cu reactanții.

Reacțiile chimice catalizate în fază eterogenă cu catalizator solid se mai numesc reacții catalitice de contact sau cataliză eterogenă de contact.

În numeroase reacții chimice, unul din produșii de reacție are acțiune catalitică asupra reacției chimice din care rezultă. Reacțiile chimice în care catalizatorul se formează în reacție se numesc reacții autocatalitice, iar fenomenul se numește autocataliză.

Concluzie: În cazul reacțiilor catalitice omogene, viteza de reacție este influențată de concentrația catalizatorului, iar în cazul reacțiilor catalitice eterogene, viteza de reacție este influențată de suprafața catalizatorului (este deosebit de important ca suprafața de contact catalizator-reactanți să fie cât mai mare și de aceea se folosesc catalizatori sub formă fin divizată).

Viteza de reacție crește cu creșterea concentrației catalizatorului.

Viteza de reacție crește cu creșterea suprafeței de contact catalizator-reactanți.

Catalizatorul la sfârșitul reacției chimice se regăsește neschimbat, calitativ și cantitativ; cantități mici de catalizator sunt suficiente pentru a produce o reacție între cantități mari de reactanți.

Exemplu: 1 atom-gram de platină spongioasă (106g Pt) poate cataliza descompunerea a de apă oxigenată, H2O2.

În procesele de echilibru, catalizatorul nu modifică echilibrul chimic, ci influențează, în egală măsură viteza celor două reacții chimice, directă (→) și inversă (←); catalizatorul determină realizarea echilibrului chimic mai repede, deoarece el accelerează simultan și în aceeași măsură cele două reacții ale echilibrului chimic.

Catalizatorul nu este inițiatorul unei reacții chimice, el accelerează reacțiile termodinamice posibile prin micșorarea energiei de activare a reacției chimice.

Catalizatorul are rolul de a crește viteza de reacție prin diminuarea energiei de activare, modifică mecanismul reacției chimice și ordinul total de reacție.

♦ Activitatea este o mărime care exprimă capacitatea catalizatorului de a modifica viteza unei reacții chimice comparativ cu viteza reacției în absența catalizatorului și în aceleași condiții.

Orice catalizator se caracterizează prin așa-numita ,,activitate catalitică” care se exprimă în funcție de numărul de moli de produs de reacție care s-au obținut în unitatea de timp, pe unitatea de suprafață a catalizatorului.

Studiile experimentale despre catalizatori arată că unii catalizatori au o activitate catalitică mai puternică, iar alți catalizatori au activitate catalitică mai slabă pentru aceeași reacție chimică.

Exemplu: Reacția chimică de descompunere a acidului iodhidric, Hİ, în fază gazoasă, conform ecuației reacției chimice: ș 2Hİ → H2 + İ2

a) în prezența catalizatorului de platină, Pt:

b) în prezența catalizatorului de aur, Au:

Viteza reacției de descompunere a acidului iodhidric este mai mare în prezența platinei decât în prezența aurului deoarece energia de activare a reacției este mai mică în prezența platinei decât în prezența aurului.

Activitatea catalitică a unui catalizator scade în timp și de aceea catalizatorul trebuie reactivat. Reactivarea unui catalizator de face cu ajutorul unor substanțe chimice numite promotori (exemplu: oxidul de aluminiu, Al2O3).

Promotorii, în absența catalizatorilor, nu modifică viteza de reacție. Anumite substanțe chimice au capacitatea de a reduce sau chiar anula activitatea catalitică a catalizatorilor. Aceste substanțe se numesc otrăvuri. De asemenea, există substanțe chimice care micșorează viteza de reacție sau chiar împiedică producerea / desfășurarea unor reacții chimice, substanțe care se numesc inhibitori și care acționează asupra reactanților.

Exemplu: Apa oxigenată, H2O2 se descompune, în mod spontan, în apă și oxigen printr-o reacție lentă: ș 2H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g)

Sărurile de Fe(III) – soluție de clorură de fer (III), FeCl3, de Cu(II) – soluție de sulfat de cupru, CuSO4, de Pb(II) – soluție de azotat de plumb (II), Pb(NO3)2, dioxidul de mangan, MuO2 și chiar sticla au acțiune catalitică asupra reacției de descompunere a apei oxigenate. Descompunerea apei oxigenate are loc cu viteză de reacție mai mare în prezența catalizatorului de dioxid de mangan.

♦ Selectivitatea este capacitatea unui catalizator de a dirija o anumită reacție chimică din mai multe reacții posibile termodinamic, pentru aceeași reactanți; un catalizator favorizează numai o reacție chimică din mai multe reacții chimice posibile plecând de la aceeași reactanți, adică un catalizator influențează numai viteza de reacție a unei singure reacții chimice din mai multe reacții chimice, pentru aceeași reactanți.

Studiile efectuate asupra modului în care reactanții se transformă în produși de reacție au arătat că din aceeași reactanți, în prezență de catalizatori diferiți se obțin produși de reacție diferiți. Astfel, catalizatorii își pot modifica selectivitatea în funcție de condițiile în care are loc reacția chimică pentru aceeași reactanți.

Exemple: 1) Reacția dintre monoxid de carbon, CO și hidrogen, H2.

a) ș CO + 2H2 CH3−OH

b) ș nCO + (2n+1)H2 CnH2n+2 + nH2O

c) ș CO + H2 izoalcani + H2O

♦ Stabilitatea este capacitatea unui catalizator de a funcționa într-o reacție chimică, un timp îndelungat, fără să-și modifice proprietățile de activitate și selectivitate. Un catalizator cu o bună stabilitate se va modifica foarte puțin de-a lungul timpului, în condițiile în care după utilizare se și regenerează, respectiv fiecare catalizator prezintă, într-o anumită reacție chimică, o perioadă de funcționare optimă.

Reacțiile chimice, în funcție de natura particulei transferate între donor și acceptor, sunt:

1.4.9. Reacții chimice cu schimb de protoni/reacții chimice acido-bazice

Definiție: Reacția chimică în care are loc un transfer de protoni / ioni pozitivi de hidrogen între un donor și un acceptor de protoni, se numește reacție chimică cu schimb de protoni.

În reacțiile chimice cu transfer de protoni / ioni pozitivi de hidrogen (H+ / H3O+), donorul de protoni este/se numește acid, iar acceptorul de protoni este/se numește bază.

Numeroase reacții chimice care mențin viața pe Terra-planeta albastră sunt reacții chimice care se desfășoară în soluții de acizi și baze, iar echilibrele acido-bazice din organismul uman joacă un rol important în menținerea sănătății.

În reacțiile chimice cu transfer de protoni se pot schimba unul sau mai mulți protoni, stabilindu-se echilibre acido-bazice.

Acizii și bazele se numără printre cele mai obișnuite și ijmportante substanțe chimice compuse. Noțiunile / conceptele de acid și bază au apărut, au fost completate, modificate și redefinite în funcție de descoperirile făcute în chimie și de cunoștințele acumulate de-a lungul timpului.

Noțiunile / conceptele de acid și bază au fost introduse pentru prima dată, în secolul al XVII-lea de Robert Boyle (1627-1691), fizician, chimist și inventator irlandez, și mai târziu, în anul 1838, de Justus von Liebig (1803-1873), chimist și inventator german. Astfel, acizii sunt substanțe compuse în a căror compoziție întră unul sau mai mulți atomi de hidrogencare pot fi substituiți cu atomi de metal, dând naștere la săruri, iar bazele sunt substanțe compuse compuse în a căror compoziție întră un atom de metal și un număr de grupări hidroxil, OH, egal cu valența metalului.

Teoriile asupra acizilor și bazelor au evoluat o dată cu dezvoltarea chimiei, pe baza acumulării de cunoștințe despre substanțele chimice și din necesitatea explicării proprietăților fizico-chimice ale acizilor și bazelor.

Teoria disociației electrolitice

În anul 1884, Svante Arrhenius (1859-1927) – fizician și chimict suedez, laureat al premiului Nobel pentru chimie în 1903 (,,în semn de recunoaștere a serviciilor pe care le-a adus la progresul chimiei prin toeria disiciației electrolitice), definește acizii și bazele în soluție apoasă.

În concepția lui Arrhenius, acizii sunt acele substanțe care, în soluție apoasă, pun în libertate ioni de hidrogen, H+ / protoni, iar bazele sunt acele substanțe care, în soluție apoasă, pun în libertate ioni hidroxil, HO−.

Un acid Arrhenius disociază în apă pentru a forma protoni/ioni pozitivi de hidrogen, H+, iar o bază Arrhenius disociază în apă pentru a forma ioni hidroxil, HO−:

HCl H+(aq) + Cl−(aq)

NaOH Na+(aq) + HO−(aq)

și o reacție acid – bază Arrhenius este definită ca reacția unui proton, H+ cu un ion hidroxil, HO− pentru a forma o moleculă de apă, H2O: H+(aq) + HO−(aq) → H2O.

Teoria lui Arrhenius a însemnat un mare pas înainte pe calea înțelegerii chimiei acizilor și a bazelor, dar definește acizii și bazele numai în soluție apoasă și nu poate explica, de exemplu, de ce amoniacul, NH3 care nu conține ioni hidroxil, HO− formează cu apa o soluție bazică, respectiv, de ce dioxidul de carbon, CO2 formează cu apa o soluție acidă.

Conform teoriei lui Arrhenius, în absența apei nu poate fi identificat caracterul acid sau bazic al unei substanțe chimice.

Teoria protolitică a acizilor și bazelor

În anul 1923, Johannes Nicolaus Brӧnsted (1879-1947) – chimist și fizician danez, și Thomas Martin Lowry (1874-1936) – chimist și fizician englez, independent unul de altul, au propus o definiție mai generală a acizilor și bazelor, valabilă pentru soluții apoase și neapoase, definiție acceptată și astăzi.

Conform teoriei protolitice elaborată de Brӧnsted-Lowry, acizii sunt speciile chimice capabile să cedeze unul sau mai mulți protoni, iar bazele sunt speciile chimice capabile să accepte unul sau mai mulți protoni.

Un acid Brӧnsted-Lowry este o specie chimică – moleculă sau ion, capabilă să cedeze protoni unei baze, respectiv un acid Brӧnsted-Lowry este un donor de protoni deoarece acizii conțin în moleculele lor unul sau mai mulți atomi de hidrogen pe care-i pot ceda sub formă de protoni; noțiunea de acid este corelată cu capacitatea substanțelor de a funcționa ca donori de protoni. Un acid prin cedarea unui proton se transformă în baza sa conjugată.

O bază Brӧnsted-Lowry este o specie chimică – moleculă sau ion, capabilă să accepte protoni de la un acid, respectiv, o bază Brӧnsted-Lowry este un acceptor de protoni deoarece bazele conțin atomi cu unul sau mai multe dublete de electroni neparticipante care pot accepta protonul formând o legătură covalent-coordinativă; noțiunea de bază este corelată cu capacitatea substanțelor de a funcționa ca acceptori de protoni. O bază prin acceptarea unui proton se transformă în acidul său conjugat.

Exemple:

acid Brӧnsted-Lowry: HCl + HOH Cl− + H3O+

bază Brӧnsted-Lowry: NH3 + HOH NH4+ + HO−

Toți acizii și bazele Arrhenius sunt acizii și baze Brӧnsted-Lowry.

Reacțiile acido-bazice sunt reacțiile chimice care au loc cu transfer de protoni între particulele reactante; între două specii chimice se poate stabili o relație acid-bază de tip donor-acceptor, prin intermediul transferului de electroni:

Reprezentarea transferului de electroni de la acid la bază într-o reacție acido-bazică:

Acidul și baza care se generează reciproc prin transferul unui proton, H+ sunt specii chimice conjugate; ele alcătuiesc un cuplu acid−bază conjugată sau un cuplu bază−acid conjugat, bine individualizate, cupluri numite cupluri acido-bazice. Unui acid tare îi corespunde o bază conjugată slabă, și invers. Unei baze tari îi corespunde un acid conjugat slab, și invers. Un acid nu poate ceda un proton decât unei baze care se transformă în acidul ei congujat, iar acidul inițial se transformă în baza sa conjugată.

Protonul, H+−ionul pozitiv de hidrogen nu poate exista în stare liberă, în soluție deoarece el este extrem de mic (nucleul atomului de hidrogen, ) și extrem de reactivă (are o sarcină electrică mare, în comparație cu masa sa extrem de mică−masa unui proton, ), deci are o stabilitate foarte mică.

În soluție apoasă, protonul este stabilizat sub forma ionului de hidroniu, H3O+ (ionul de oxoniu) în urma formării unei legături chimice covalent-coordinativă cu o moleculă de apă: H+ + H2O → H3O+.

Conform teoriei protolitice a lui Brӧnsted-Lowry se lărgește conținutul conceptului de acid și de bază.

Există substanțe chimice care în mediu acid se comportă ca o bază Brӧnsted-Lowry (acceptor de protoni), iar în mediu bazic se comportă ca un acid Brӧnsted-Lowry (donor de protoni). Substanțele chimice care se comportă atât ca acizi cât și ca baze Brӧnsted-Lowry, în funcție de condițiile de reacție, se numesc substanțe amfotere sau amfoliți acido-bazici.

Exemple de amfoliți acido-bazici: Be(OH)2, Al(OH)3, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, H2O, NH3, HSO4−, H2PO4−, HPO42−, HCO3−, HS−.

H2CO3 HCO3− CO32−

Hidroxizii amfoteri, Be(OH)2, Al(OH)3, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, sunt substanțe ,,solubile” în acizi și baze tari, dar nu sunt solubile în apă.

ș Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

ș Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]

În toate reacțiile chimice protonul cedat de acidul dintr-un cuplu acido-bazic (acid−bază conjugată) – ACİD 1 este acceptat de baza dintr-un alt cuplu acido-bazic (bază−acid conjugat) – BAZA 2:

Echilibrele cu schimb de protoni la care participă acidul dintr-un cuplu și baza din alt cuplu sunt echilibre acido-bazice (reacții acido-bazice – reacțiile chimice cu transfer de protoni de la un acid la o bază); echilibrul (3) este un echilibru cu schimb de protoni și este rezultatul însumării echilibrelor acido-bazice parțiale (1) și (2).

Exemple de echilibre cu transfer de protoni / echilibre acido-bazice:

a) ionizarea unui acid tare la dizolvarea lui în apă

ș HCl + H2O → Cl− + H3O+

b) neutralizarea unui acid tare, în absența apei

ș NH3(g) + HCl(g) → NH4+ + Cl− [NH4Cl(s)]

c) neutralizarea unei baze tari cu un acid tare, în soluție apoasă:

ș (Na+) + OH− + H3O+ + (Cl−) → (Na+) + (Cl−) + 2H2O(l)

İonii dintre paranteze nu iau parte la reacția chimică, sunt ioni inerți din punct de vedere acido-bazic.

d) dezlocuirea unui acid mai slab dintr-o sare a sa de către un acid mai tare

ș (Na+) + NO3− + H2SO4 → (Na+) + HSO4− + HNO3

e) stingerea varului: reacția oxidului de calciu – oxid bazic tare cu apa

ș Ca2+O2− + H2O → (Ca2+) + 2HO−

İonul oxid, O2− este o bază Brӧnsted-Lowry și acceptă un proton de la o moleculă de apă formând ionul hidroxid, HO−: O2− + HOH → 2HO−.

Teoria protolitică a lui Brӧnsted-Lowry limitează conceptul de acid la cea de donor de protoni, excluzând astfel o serie de substanțe chimice care nu conțin hidrogen, dar care prezintă proprietăți tipice de acizi în solvenți aprotici, cum sunt AlCl3, SnCl4, SO2 (acizi Lewis).

Caracterul amfolit acido-bazic al apei

Apa, H2O, în unele reacții chimice se comportă ca un acid Brӧnsted-Lowry, iar în alte reacții chimice se comportă ca o bază Brӧnsted-Lowry, deci apa este o substanță amfiprotică / solvent amfiprotic (particula ,,amfi”, în limba greacă, înseamnă ,,și unul și altul”).

Apa, față de baze se comportă ca un acid Brӧnsted-Lowry; cedează un proton, H+ transformându-se în baza sa conjugată, ionul hidroxil, HO−:

ș H2O HO− + H+

H2O + NH3 HO− + NH4+

Apa, față de acizi se comportă ca o bază Brӧnsted-Lowry; acceptă un proton, H+ transformându-se în acidul său conjugat, ionul hidroniu, H3O+:

ș H2O + H+ H3O+

HCl + H2O Cl− + H3O+

Apa este un amfolit acido-bazic; apa face parte din două cupluri acid-bază conjugată, H2O/HO− și H3O+/H2O: (1) H2O HO− + H+

(2) H2O + H+ H3O+

(3)

Cele două reacții, (1) și (2), care conduc la stabilirea echilibrului acido-bazic (3) sunt diferite, și anume:

Reacția (1) este reacția de autoprotoliză – reacția de dismutație acid-bază: din aceeași moleculă, apa, rezultă și un acid (H+) și o bază (HO−);

Reacția (2) este reacția de amfoterizare – reacția de formare a amfolitului, apa.

Echilibrul chimic 2H2O(l) H3O+(aq) + HO−(aq) poartă numele de echilibrul de autoprotoliză sau autoionizarea apei.

Apa este un solvent ionolitic sau ionogen deoarece molecula de apă generează, în mod spontan, ioni: H+, HO− și H3O+, respectiv apa este un solvent protolitic sau protogen deoarece molecula de apă generează protoni; este un solvent amfiprotic.

Produsul ionic al apei, KW

Echilibrul de autoprotoliză al apei 2H2O(l) H3O+(aq) + HO−(aq) este caracterizat de constanta de echilibru, KC care are o valoare bine determinată, la o anumită temperatură:

Determinările experimentale au arătat că apa nu conduce curentul electric deoarece, în apa pură, din 556.000.000 de molecule de apă doar o singură moleculă de apă ionizează.

Autoionizarea apei este foarte slabă, adică [H3O+] << [H2O] și [HO−] << [H2O] (concentrațiile molare ale ionilor H3O+ și HO− sunt foarte mici). De aceea, în apa pură și în soluțiile apoase diluate, concentrația apei se poate considera că este practic constantă, [H2O] = k, și poate fi integrată în constanta de echilibru KC. Astfel,

Produsul KC · [H2O]2 este o constantă care se notează cu KW și se numește constanta de autoprotoliză a apei sau produsul ionic al apei:

Pe cale experimentală, s-a găsit că, la 25°C, în apa pură [H3O+] = [HO−] = 10−7 mol/L. Astfel, la 25°C, produsul ionic al apei este: .

Echilibrul de autoprotoliză este foarte rapid și produsul ionic al apei este egal cu 10−14 (mol/L)2 în orice soluție apoasă diluată, la 25°C. Produsul ionic al apei variază cu temperatura, respectiv crește o dată cu creșterea temperaturii.

pH-ul soluțiilor

Concentrațiile ionilor existenți în apă datorită echilibrului chimic de autoprotoliză sunt foarte mici; în apa pură și în soluțiile apoase diluate [H3O+] = [HO−] = 0,0000001 mol/L, la 25°C. Aciditatea, respectiv bazicitatea unei soluții depinde de concentrația ionilor de hidroniu, [H3O+], concentrație care variază pentru diferite soluții de acizi și baze între 0,1=10−1 și 0,00000000000001=10−14 mol/L. O asemenea scară de valori pentru stabilirea caracterului acid, neutru sau bazic al unei soluții este greu de folosit în mod obșnuit.

În anul 1909, chimistul danez Peter Sӧrensen (1868-1939) a introdus scara logaritmică de măsurare a acidității și bazicității soluțiilor apoase numită scara pH, scară folosită astăzi, în toate domeniile în care intervin soluții apoase – chimie, biochimie, ecologie, medicină, agricultură; Sӧrensen a asociat concentrației molare a ionilor de hidrogen, [H+], o mărime numită pH.

Logaritmul zecimal cu semn schimbat al concentrației molare a ionilor de hidrogen se numește pH. pH = − lg [H+], respectiv pH = − lg [H3O+].

Mărimea pH-ului și concentrația ionilor de hidroniu / hidrogen variază invers proporțional. La o creștere a valorii pH-ului cu o unitate, [H3O+] scade de 10 ori.

În apa pură, la 25°C, [H3O+] = [HO−] = 10−7 mol/L;

Prin logaritmare se obține: − lg [H3O+] − lg [OH] = −lg KW, dar pH = − lg [H3O+] și pOH = − lg [OH], respectiv −lg KW = 14 pH + pOH = 14

Caracterul acid sau bazic al unei soluții apoase se apreciază în funcție de valoarea concentrației sale în ioni hidroniu, [H3O+] în raport cu [H3O+] proveniți numai din ionizarea apei, respectiv utilizând scara pH. Astfel, din punct de vedere acido-bazic:

dacă [H3O+] > 10−7 mol/L sau pH < 7, soluția are caracter acid;

dacă [H3O+] = 10−7 mol/L sau pH = 7, soluția este neutră;

dacă [H3O+] < 10−7 mol/L sau pH > 7, soluția are caracter bazic.

Scara pH este valabilă numai pentru soluțiile apoase diluate de acizi și baze (de concentrație molară < 0,1M) în care concentrația molară a ionilor hidroniu este cuprinsă între 10−1 și 10−13 mol/L.

Constanta de aciditate, și relația lui Henderson-Hasselbach

La echilibrele cu schimb de protoni participă totdeauna un acid dintr-un cuplu acido-bazic și o bază din alt cuplu acido-bazic. Pentru a putea prevedea modul în care se desfășoară un echilibru cu schimb de protoni și situația sistemului de reacție la atingerea stării de echilibru, trebuie să se cunoască tăria acidului și a bazei care interacționează.

Acizii pot fi comparați între ei din punct de vedere al tăriei prin compararea valorilor constantelor de aciditate ale cuplurilor acido-bazice din care fac parte, determinate în soluții apoase diluate, la o temperatură dată și pentru aceeași concentrație.

În stare pură, acizii sunt practic neionizați. În cazul dizolvării în apă a unei cantități mici de acid slab monoprotic, HA au loc următoarele echilibre:

Acidul HA ionizează manifestându-și caracterul de acid prin cedarea unui proton și se transformă în baza sa conjugată, A−.

Apa, H2O (solventul) joacă rol de bază, acceptă protonul cedat de acid și se transformă în acidul său conjugat, ionul hidroniu, H3O+.

(1) HA A− + H+ K1

(2) H2O + H+ H3O+ K2

HA + H2O A− + H3O+

Soluția apoasă obținută are caracter acid deoarece, la concentrația ionilor hidroniu [H3O+] = 10−7 mol/L din apa pură se adaugă concentrația ionilor hidroniu formați ca urmare a dizolvării acidului în apă.

La echilibru, constanta de echilibru, KC este:

este constanta de aciditate a cuplului acido-bazic HA/A− (constanta de ionizare a acidului HA) exprimată în raport cu echilibrul de referință H3O+/H2O. [A−], [H3O+] și [HA] reprezintă concentrațiile molare ale componentelor amestecului chimic la echilibru, în mol/L.

Cu cât constanta de aciditate, are o valoare mai mare, cu atât acidul este mai tare (mai disociat în soluție apoasă diluată), respectiv cu cât este mai mică cu atât acidul este mai slab.

K1 și K2 sunt constante absolute; nu pot fi determinate experimental deoarece echilibrele (1) și (2) nu pot exista independent unul de altul.

Orice acid care, în soluție apoasă diluată, reacționează cu apa, astfel încât la echilibru, în soluție coexistă molecule de acid HA cu baza sa conjugată A− și cu ioni hidroniu H3O+, poartă numele de acid slab.

În cazul acizilor slabi echilibrul este mult deplasat spre stânga, iar în cazul acizilor tari echilibrul este practic complet deplasat spre dreapta deoarece, acizii tari în soluție apoasă sunt complet ionizați.

Valorile constantelor de aciditate ale acizilor slabi și foarte slabi sunt de obicei foarte mici; se lucrează cu care se obține prin logaritmarea constantei .

În anul 1916, chimistul și medicul danez Karl Albert Hasselbalch (1874-1962) a convertit la forma logaritmică expresia/ecuația lui Henderson (1908).

La dizolvarea acidului slab HA în apă,constanta de aciditate a cuplului acido-bazic HA/A− este:

Relația lui Henderson-Hasselbach

pH-ul unei soluții care conține un singur cuplu acid/bază conjugată depinde de valoarea constantei de aciditate a acestuia și de concentrațiile de acid și de bază aflate la echilibru în soluție.

Constanta de bazicitate,

Ca și acizii, bazele pot fi comparate între ele din punct de vedere al tăriei lor, prin compararea valorilor constantelor de bazicitate ale cuplurilor bază/acid conjugat din care fac parte, determinate în soluții apoase diluate, la o temperatură dată și pentru aceeași concentrație.

În cazul dizolvării în apă a unei cantități mici de bază slabă au loc următoarele echilibre:

Baza B ionizează manifestându-și caracterul de bază prin acceptarea unui proton, H+ și se transformă în acidul său conjugat, BH+.

Apa, H2O (solventul) joacă rol de acid, cedează un proton bazei și se transformă în baza sa conjugată, ionul hidroxil, HO−.

(1) B+ + H+ BH+ K1

(2) H2O H+ + HO− K2

B + H2O BH+ + HO−

Soluția apoasă obținută are caracter bazic deoarece, la concentrația ionilor hidroxil [HO−] = 10−7 mol/L din apa pură se adaugă concentrația ionilor hidroxil formați ca urmare a dizolvării bazei în apă.

La echilibru, constanta de echilibru, KC este:

este constanta de bazicitate a cuplului acido-bazic B/BH+ (constanta de ionizare a bazei B) exprimată în raport cu echilibrul de referință H2O/ HO−, în care [BH+], [HO−] și [B] reprezintă concentrațiile molare ale componentelor amestecului chimic la echilibru, în mol/L.

Cu cât constanta de bazicitate, are o valoare mai mare, cu atât baza este mai tare (mai disociată în soluție apoasă diluată), respectiv cu cât este mai mică cu atât baza este mai slabă.

Orice bază care, în soluție apoasă diluată, reacționează cu apa, astfel încât la echilibru, în soluție coexistă molecule de bază B cu acidul său conjugat BH+ și cu ioni hidroxil HO−, poartă numele de bază slabă.

În cazul bazelor slabe echilibrul este mult deplasat spre stânga, iar în cazul bazelor tari echilibrul este practic complet deplasat spre dreapta deoarece, bazele tari în soluție apoasă sunt complet ionizate.

Valorile constantelor de bazicitate ale bazelor slabe și foarte slabe sunt de obicei foarte mici; se lucrează cu care se obține prin logarimarea expresiei .

Corelația dintre și a unui cuplu acid-bază conjugată

Constantele de aciditate, și de bazicitate, sunt constante relative deoarece ele sunt determinate experimental, în raport cu echilibrul de referință la care participă solventul protolitic (apa) și ionii săi. Pentru același cuplu acid-bază conjugată: .

Produsul dintre constantele de aciditate și de bazicitate ale unui cuplu acid-bază conjugată în soluție apoasă diluată este egal cu produsul ionic al apei.

Deoarece valorile constantelor de aciditate, și de bazicitate, sunt foarte mici, se lucrează cu și . Din expresia , prin logaritmare în baza 10, se obține: ; la 25°C, și .

Cunoscând valoarea constantei de aciditate , respectiv , a unui cuplu acid-bază conjugată, se va cunoaște implicit și constanta de bazicitate , respectiv .

Exemplu: pentru cuplul acido-bazic CH3COOH / CH3COO− (o soluție apoasă diluată de acid acetic – oțet), la 25°C:

CH3COOH + H2O CH3COO− + H3O+

CH3COO− + H2O CH3COOH + HO−

Din și înlociund în expresia constantei se obție relația:

Cunoașterea valorii constantei de aciditate permite aprecierea tăriei acidului și a bazei conjugate care formează cuplul acid-bază conjugată; unui acid slab îi corespunde o bază conjugată tare. Astfel, cel mai tare acid slab care poate exista în soluție apoasă este acidul conjugat al bazei slabe apa, H2O, adică ionul hidroniu, H3O+, respectiv cea mai tare bază slabă care poate exista în soluție apoasă este baza conjugată a acidului slab apa, H2O, adică ionul hidroxil, HO−.

Relația Henderson-Hasselbalch pentru o soluție apoasă care conține acidul dintr-un cuplu acido-bazic și baza din alt cuplu acido-bazic

Se consideră o soluție apoasă diluată a unui acid slab HA – acid1 pentru care se stabilește echilibrul chimic:

HA (Acid1) + H2O A− (Baza1) + H3O+ (1)

La această soluție se adaugă o bază slabă B – baza2 care aparține unui alt cuplu acido-bazic. La adăugarea bazei slabe B – baza2 se stabilește echilibrul chimic:

B (Baza2) + H3O+ BH+ (Acid2) + H2O (2)

Reacțiile (1) și (2) se produc până la atingerea stării de echilibru chimic, exprimată prin ecuația reacției chimice globale:

HA (Acid1) + B (Baza2) A− (Baza1) + BH+ (Acid2)

Prin însumarea relațiilor lui Henderson-Hasselbalch se obține:

În cazul echilibrelor chimice în care coeficienții stoechiometrici ai ecuației reacției chimice sunt egali cu 1, respectiv, ], atunci:

Relația lui Henderson-Hasselbalch generalizată arată că pH-ul unei soluții apoase care conține acidul dintr-un cuplu acido-bazic și baza din alt cuplu acido-bazic depinde de constantele de aciditate ale celor două cupluri acido-bazice, și , și de concentrațiile molare, la echilibru, de acid și de bază dizolvate.

Reacția chimică de neutralizare

În toate reacțiile chimice dintre acizi și baze are loc un transfer / schimb de protoni de la acid – donorul de protoni, la bază – acceptorul de protoni.

Definiție: Reacția chimică dintre un acid tare cu o bază tare, în soluție apoasă, cu formare de sare și apă, se numește reacția chimică de neutralizare.

Se consideră reacția chimică de neutralizare dintre un acid tare – HCl, acidul clorhidric și o bază tare – NaOH, hidroxidul de sodiu. Ecuația reacției chimice de neutralizare este:

HCl(aq) + NaOH(aq) = NaCl(aq) + H2O(l)

-acidul clorhidric, HCl și hidroxidul de sodiu, NaOH sunt total disociați în soluția apoasă:

HCl(g) + H2O(l) → Cl−(aq) + H3O+(aq)

NaOH(s) Na+(aq) + HO−(aq)

H3O+(aq) + Cl−(aq) + Na+(aq) + HO−(aq) → Na+(aq) + Cl−(aq) + 2H2O(l)

İonii de sodiu, Na+ și de clor, Cl− nu suferă nici o transformare, nu iau parte la reacția chimică de neutralizare deoarece sunt ,,inerți” din punct de vedere acido-bazic: ionul clorură, Cl− este baza conjugată foarte slabă a acidului tare HCl, iar ionul de sodiu, Na+ este acidul conjugat foarte slab al bazei tari NaOH; ionii Na+ și Cl− se numesc ,,ioni spectatori”, sunt specii chimice inactive din punct de vedere acido-bazic și nu pot reacționa cu moleculele de apă.; reacția chimică de neutralizare dintre acidul clorhidric, HCl și hidroxidul de sodiu, NaOH, în soluție apoasă diluată, se reduce la reacția dintre ionul hidroniu, H3O+ și ionul hidroxil, HO− cu formarea a două molecule de apă, reacție reprezentată prin ecuația: H3O+(aq) + HO−(aq) → 2H2O(l); reacția este inversa reacției de autoprotoliză a apei.

În reacția de neutralizare, ; entalpia de neutralizare a unui acid tare cu o bază tare, în soluție apoasă diluată este totdeauna ΔH = −13,7 kcal/echivalent de acid sau bază, la 20°C, și este independentă da natura acidului sau a bazei.

Într-o soluție apoasă concentrată de acid tare, o parte din moleculele de acid ionizează iar cealaltă parte din moleculel de acid sunt neionizate. Proporția moleculelor de acid neionizate este cu atât mai mare cu cât soluția este mai concentrată. Datorită faptului că, în soluțiile apoase concentrate acizii tari nu sunt complet ionizați, ei nu-și pierd calitatea de donor de protoni, deoarece ei pot ceda un proton direct bazei. Măsura capacității unui acid, în soluție apoasă concentrată de a ceda direct un proton unei baze, se numește ,,funcție de aciditate” notată cu H0.

Hidroliza sărurilor – reacții protolitice

Definiție: Reacția apei cu baza conjugată a unui acid slab sau cu acidul conjugat al unei baze slabe se numește reacție chimică de hidroliză.

Dau reacții chimice de hidroliză sărurile provenite de la:

acizi tari și baze slabe; b) acizi slabi și baze tari; c) acizi slabi și baze slabe.

Hidroliza sărurilor este reacția moleculelor de apă cu ionii sărurilor solubile în apă. Rezultatul imediat al acestui proces constă în modificarea pH-ului soluției apoase, devenind bazic sau acid. În hidroliza sărurilor apa intervine prin proprietățile sale acido-bazice: acid – donor de protoni sau bază – acceptor de protoni.

Sărurilor provenite de la acizi tari și baze tari, la dizolvarea lor în apă nu dau reacții de hidroliză deoarece, ionii acestor săruri sunt inerți față de moleculele de apă, din punct de vedere acido-bazic; ionii sărurilor provenite de la acizi tari și baze tari, în soluție apoasă sunt doar hidratați prin interacțiuni ioni – dipol. Soluțiile apoase de săruri provenite de la acizi tari și baze tari sunt neutre din punct de vedere acido-bazic deoarece, aceste soluții conțin numai specii chimice inactive din punct de vedere acido-bazic, specii care nu pot reacționa cu moleculele de apă. În soluțiile apoase de săruri provenite de la acizi tari și baze tari , respectiv pH = 7, deoarece acești ioni provin numai din ionizarea apei.

Sărurile provenite de la acizi tari și baze slabe, de la acizi slabi și baze tari, precum și cele provenite de la acizi slabi și baze slabe, în soluție apoasă, pun în libertate prin ionizare, ioni care sunt acizi sau baze mai tari decât apa și reacționează imediat cu ea. În urma acestor reacții apar în soluție cantități suplimentare de ioni hidroniu, H3O+ sau / și ioni hidroxil, HO− față de ionii rezultați numai din ionizarea apei.

Sărurile solubile, în soluție apoasă, prin dizolvare pun în libertate ioni pozitivi și ioni negativi care pot fi inactivi / inerți din punct de vedere acido-bazic, precum și acizi sau baze Brӧnsted-Lowry mai tari decât apa. Unele săruri, prin dizolvare în apă, schimbă caracterul neutru (pH = 7) al apei pure; ele pot da soluții cu caracter acid (pH < 7) sau soluții cu caracter bazic (pH > 7), deoarece între ionii sării dizolvate și moleculele de apă au loc reacții cu transfer de protoni, reacții care determină modificarea caracterului neutru al apei pure.

Reacțiile chimice care au loc între ionii sării dizolvate în apă și moleculele de apă sunt reacții chimice reversibile. Reacția de hidroliză poate fi considerată reacția inversă neutralizării.

Hidroliza sărurilor provenite de la un acid tare și o bază slabă

În urma dizolvării în apă a sărurilor provenite de la un acid tare și o bază slabă, de exemplu NH4Cl, FeCl3, Bi(NO3)3, NH4NO3, (NH4)2SO4, în soluția apoasă există, datorită disocierii sării, un acid slab mai tare decât apa, care reacționează cu aceasta și o bază inactivă den punct de vedere acido-bazic.

În urma reacției de hidroliză a acidului slab cu moleculele de apă, în soluție apare o concentrație suplimentară de ioni hidroniu, H3O+ față de concentrația ionilor rezultați numai din ionizarea apei. Astfel, , respectiv pH < 7 și soluția apoasă de sare are un caracter (slab) acid.

Exemplu: dizolvarea clorurii de amoniu, NH4Cl (țipirig) în apă

,,c” – concentrația molară (mol/L) a soluției de clorură de amoniu.

NH4Cl NH4+ + Cl−

NH4+ + H2O NH3 + H3O+ Constanta de echilibru este:

este constanta de aciditate a cuplului acid-bază conjugată NH4+ / NH3.

Soluțiile apoase diluate de săruri provenite de la un acid tare și o bază slabă au caracter acid.

Hidroliza sărurilor provenite de la un acid slab și o bază tare

În urma dizolvării în apă a sărurilor provenite de la un acid slab și o bază tare, de exemplu Na2CO3, K2S, CH3COONa, NaCN, în soluția apoasă există, datorită disocierii sării, o bază slabă mai tare decât apa care reacționează cu aceasta și un acid inactiv din punct de vedere acido-bazic.

În urma reacției de hidroliză a bazei slabe cu moleculele de apă, în soluție apare o concentrație suplimentară de ioni hidroxil, HO− față concentrația ionilor rezultați numai din ionizarea apei. Astfel, , respectiv pH > 7 și soluția apoasă de sare are un caracter (slab) bazic.

Exemplu: dizolvarea acetatului de sodiu, CH3COONa în apă.

,,c” – concentrația molară (mol/L) a soluției de acetat de sodiu

CH3COOONa CH3COO− + Na+

CH3COO− + H2O CH3COOH + HO− Constanta de echilibru este:

este constanta de bazicitate a cuplului bază-acid conjugat CH3COO− / CH3COOH.

Soluțiile apoase diluate de săruri provenite de la un acid slab și o bază tare au caracter bazic.

Hidroliza sărurilor provenite de la un acid slab și o bază slabă

În urma dizolvării în apă a sărurilor provenite de la un acid slab și o bază slabă, de exemplu (NH4)2CO3, CH3COONH4, NH4F, NH4HCO3, în soluția apoasă există, datorită disocierii sării, un acid slab și o bază slabă, specii chimice mai tari decât apa care vor reacționa cu aceasta.

În urma reacțiilor de hidroliză a acidului slab și a bazei slabe cu moleculele de apă, în soluție apare o concentrație suplimentară de ioni hidroniu, H3O+ și de ioni hidroxil, HO− față concentrația ionilor rezultați numai din ionizarea apei. Astfel, (pH < 7), respectiv (pH > 7) și soluția apoasă de sare poate avea un caracter (slab) acid, neutru sau (slab) bazic în funcție de tăria acidului și tăria bazei care, în urma reacțiilor de hidroliză generează concentrații diferite de ioni H3O+ și HO−.

Exemplu: dizolvarea carbonatului acid de sodiu, NH4HCO3 (praf de copt) în apă

,,c” – concentrația molară (mol/L) a soluției de carbonat acid de amoniu.

NH4HCO3 NH4+ + HCO3−

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

HCO3− + H2O H2CO3 + HO−

NH4+ + HCO3− NH3 + H2CO3

İonii de hidroniu, H3O+ și de hidroxil, HO− rezultați din reacțiile de hidroliză se neutralizează reciproc conform ecuației chimice: H3O+ + HO− 2 H2O.

Constanta de echilibru KC este:

Prin logaritmarea expresiei în baza 10 se obține:

Soluțiile apoase diluate de săruri provenite de la un acid slab și o bază slabă au fie caracter acid, fie caracter neutru, fie caracter bazic, în funcție de tăria acidului și tăria bazei din compoziția sării.

1°) Dacă () pH < 7 și soluția are caracter slab acid.

2°) Dacă () pH = 7 și soluția are caracter neutru,

3°) Dacă () pH > 7 și soluția are caracter slab bazic.

Pentru exemplul dat, dizolvarea carbonatului acid de sodiu, NH4HCO3 (praf de copt) în apă: și . Deoarece () pH > 7 (pH = 7,8), soluția apoasă diluată de carbonat acid de amoniu are caracter slab bazic

1.4.10. Reacții chimice cu schimb de electroni/reacții chimice redox

Formarea compușilor ionici implică interacții chimice între un atom de metal și un atom de nemetal, atomii având tendința de a-și modifica stratul electronic exterior, prin cedare sau acceptare de electroni deoarece, fiecare dintre ei tinde să dobândească o configurație electronică de gaz rar / nobil (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) (Kӧssel, 1916 – Walther Ludwig Julius Kӧssel (1888-1956), fizician german).

Metalele sunt elemente cu caracter electropozitiv – elemente ai căror atomi în tendința de a ajunge la configurația electronică a gazului rar cel mai apropiat în tabelul periodic al elementelor (gazul rar din perioada precedentă), cedează electroni transformându-se în ioni pozitivi.

Nemetalele sunt elemente cu caracter electronegativ – elemente ai căror atomi în tendința de a ajunge la configurația electronică a gazului rar cel mai apropiat în tabelul periodic al elementelor (gazul rar din aceeași perioadă), acceptă electroni transformându-se în ioni negativi’

În formarea compușilor ionici, are loc un transfer de electroni, transfer care are loc de la atomul elementului electropozitiv / de metal la atomul elementului electronegativ / de nemetal. De exemplu, la formarea clorurii de sodiu (sarea de bucătărie), NaCl, electronul cedat de atomul de sodiu este acceptat de atomul de clor; atomul de sodiu se transformă în ion de sodiu, Na+ cu configurația gazului rar neon, Ne (1s22s22p6), iar atomul de clor se transformă în ion de clor, Cl¯ cu configurația gazului rar argon, Ar (1s22s22p63s23p6).

◄ Reprezentarea transferului de electroni la formarea clorurii de sodiu, Na+Cl¯: electronul cedat de atomul de sodiu este acceptat de atomul de clor.

Deoarece electronii nu pot exista independent, procesele de cedare și acceptare de electroni se produc simultan / concomitent.

Procesul chimic în care se cedează electroni se numește reacție de oxidare, iar procesul chimic în care se acceptă electroni se numește reacție de reducere.

Speciile chimice care provoacă oxidarea se numesc agenți oxidanți, iar speciile chimice care provoacă reducerea se numesc agenți reducători.

Reacția de formare a compușilor ionici este o reacție cu transfer de electroni, în care donorul de electroni se numește reducător / agent reducător (Red), iar acceptorul de electroni se numește oxidant / agent oxidant (Ox).

Procesul chimic în care o specie chimică cedează electroni – donorul DONEAZĂ / DĂ electroni se numește reacție de oxidare; donorul de electroni – reducătorul cedează unul sau mai mulți electroni (ze¯) și se transformă într-o specie chimică capabilă să accepte electroni și anume, oxidantul său conjugat: Red1 Ox1 + ze¯.

Procesul chimic în care o specie chimică acceptă electroni – acceptorul ACCEPTĂ / CERE electroni se numește reacție de reducere; acceptorul de electroni – oxidantul acceptă unul sau mai mulți electroni (ze¯) și se transformă într-o specie chimică capabilă să cedeze electroni și anume, reducătorul său conjugat: Ox2 + ze¯ Red2.

Definiție: Reacțiile chimice în care se produc (semi)reacții de oxidare – cedare de electroni și (semi)reacții de reducere – acceptare de electroni se numesc reacții chimice de oxido-reducere sau reacții chimice redox.

Reacțiile chimice de oxido-reducere / redox sunt reacții chimice cu transfer / schimb de electroni de la o specie chimică care poate ceda electroni la o altăspecie chimică care poate accepta electroni. În reacțiile chimice redox participă totdeauna reducătorul dintr-un cuplu redox – Red1 și oxidantul din alt cupu redox – Ox2 care se transformă în speciile lor conjugate.

Reducătorul Red1 dintr-un cuplu redox își manifestă capacitatea de a ceda electroni, numai în prezența altei specii chimice care are capacitatea de a accepta electroni și care, aparține unui alt cuplui redox – oxidantul Ox2.

Numărul electronilor cedați de reducătorul Red1 trebuie să fie egal cu numărul electronilor acceptați de oxidantul Ox2.

Ecuația chimică generală a unei reacții chimice de oxido-reducere / redox este:

z2 Red1 + z1 Ox2 z2 Ox1 + z1 Red2

Într-un echilibru chimic de oxido-reducere / redox – echilibru chimic cu transfer de electroni există două cupluri / perechi redox: reducător, Red1-oxidant conjugat, Ox1 și oxidant, Ox2-reducător conjugat, Red2. Într-un echilibru chimic de oxido-reducere / redox – echilibru chimic cu transfer de electroni reducătorul Red1 cedează electroni oxidantului Ox2 și trece în specia sa conjugată Ox1, iar oxidantul Ox2 acceptă electroni și trece în specia sa conjugată Red2.

Reprezentarea grafică a unui echilibru chimic de oxido-reducere / redox

Numărul de oxidare (N.O.) și reacțiile redox

Definițiile conceptelor de oxidare și reducere cu ajutorul termenilor de cedare și de acceptare de electroni se aplică foarte bine în cazul formării compușilor ionici, când numărul electronilor cedați sau acceptați de atomi reprezintă valența acestora.

În reacțiile chimice redox nu participă numai substanțe chimice cu legături ionice ci și substanțe chimice cu molecule covalente. De exemplu, arderea carbonului din cărbunii de pământ sau arderea metanului pentru a obține energie sub formă de căldură sunt reacții chimice redox la care participă numai substanțe chimice cu molecule covalente, molecule care se formează prin punere în comun de electroni între atomi.

Datorită acestui lucru, chimiștii au introdus conceptul de număr de oxidare al atomilor notat N.O., concept care să permită aprecierea combinației chimice care conține specia chimică care se oxidează (Red1), respectiv aprecierea combinației chimice care conține specia chimică care se reduce (Ox2), precum și calcularea numărului de electroni transferați în reacțiile chimice redox la care participă Red1 și Ox2, substanțe chimice simple sau compuse, cu molecule covalente.

Cu ajutorul conceptului de număr de oxidare (N.O.) noțiunea de transfer de electroni caracteristică substanțelor chimice cu legături ionice poate fi lărgită și în cazul substanțelor chimice cu legături covalente.

Numărul de oxidare (N.O.) se referă la numărul, real sau formal, de sarcini electrice pe care atomul unui element le-ar putea avea într-un compus ionic, respectiv într-o moleculă.

Numărul de oxidare (N.O.) al atomului unui element chimic reprezintă numărul de electroni cu care atomul respectiv participă la formarea de legături chimice ionice sau covalente. Astfel, numărul de oxidare (N.O.) al atomului unui element chimic este dat de sarcina electrică reală pe care o are ionul său într-o combinație ionică sau este dat de sarcina electrică formală atribuită atomului respectiv într-o combinație covalentă (polară sau nepolară) dacă, în mod convențional, electronii puși în comun ar fi total deplasați spre atomul cu electronegativitatea mai mare.

Numărul de oxidare (N.O.) al atomului unui element chimic reprezintă numărul electronilor implicați de o specie chimică (ion, atom) în formarea legăturilor chimice (ionice, covalente) din combinațiile chimice deci, numărul de oxidare (N.O.) este o valoare reală egală cu sarcina electrică a ionilor din combinațiile ionice și este o valoare abstractă, pozitivă sau negativă, egală cu covalența atomilor din combinațiile covalente.

Numărul de oxidare (N.O.) al atomului unui element chimic se exprimă printr-un număr întreg care poate fi pozitiv sau negativ și zero. Semnul ,,+” sau ,,−“ indică sensul deplasării totale sau parțiale a electronilor participanți la legătura chimică, și anume:

semnul ,,+” se utilizează în cazul electronilor cedați sau puși în comun și deplasați de la atomul considerat spre alt atom cu electronegativitatea mai mare;

semnul ,,−“ se utilizează în cazul electronilor acceptați sau puși în comun și deplasați spre atomul considerat.

Numărul de oxidare (N.O.) al atomului unui element chimic se notează cu cifre arabe precedate de semnul ,,−“ dacă numărul de oxidare este negativ și de semnul ,,+” dacă numărul de oxidare este pozitiv, scrise ca exponent la simbolul chimic al elementului.

Stabilirea numerelor de oxidare ale elementelor componente dintr-o substanță chimică se face după anumite reguli, și anume:

N.O. al atomilor elementelor substanțelor chimice simple este zero.

N.O. al atomului de hidrogen este ,,+1” în combinațiile cu nemetalele și este ,,−1” în combinațiile cu metalele alcaline și alcalino-pământoase (în hidrurile ionice atomul de hidrogen acceptă un electron și se transformă în ion hidrură, H¯).

N.O. al atomului de oxigen este ,,−2” cu următoarele excepții:

în OF2 are N.O. = +2, deoarece fluorul este mai electronegativ decât oxigenul;

în peroxizi are N.O. = −1;

în superoxizi are N.O. = −1/2.

N.O. al atomului de fluor este ,,−1” în toți compușii săi (fluorul este elementul cu electronegativitatea cea mai mare, 4 după Linus Pauling, 1931).

În compușii binari, N.O. al atomului unui element se stabilește în funcție de electronegativitatea celuilalt elementului, astfel un element poate avea N.O. negativ sau pozitiv.

În cazul combinațiilor binare covalente, elementului mai electronegativ i se atribuie N.O. negativ.

În cazul ionilor monoatomici N.O. este egal cu sarcina electrică a ionului.

În cazul poliatomici, suma algebrică a numerelor de oxidare ale tuturor atomilor elementelor componente este egală cu sarcina electrică a ionului.

În cazul substanțelor chimice neutre din punct de vedere electric – compuși ionici sau molecule formate din atomi diferiți, suma algebrică a numerelor de oxidare ale tuturor atomilor elementelor componente este egală cu zero.

În cazul combinațiilor binare covalente formate din atomi diferiți, numărul de oxidare al fiecărui element component este egal cu sarcina electrică care ar rămâne la atomul corespunzător când perechea de electroni puși în comun ar aparține în totalitate atomului mai electronegativ.

Pentru elementele din aceeași perioadă și din grupele principale ale tabelului periodic al elementelor, sensul de deplasare a electronilor puși în comun este de la atomul cu numărul atomic ,,Z” mai mic la atomul cu numărul atomic ,,Z” mai mare.

Există combinații chimice în care același element chimic poate avea numere de oxidare diferite. În aceste cazuri este necesar să se cunoască structura acelei combinații chimice pentru a atribui corect numerele de oxidare.

Exemplu: în magnetită / oxidul fero-feric cu formula Fe3O4 = FeO·Fe2O3 este o substanță solidă cu proprietăți feromagnetice, de culoare neagră, cu rețea cristalină în sistem cubic în care există cationi Fe2+ și Fe3+ și anioni O2−.

De remarcat este faptul că:

metalele au numai numere de oxidare pozitive;

cele mai multe metale de tip ,,d” au două sau mai multe numere de oxidare;

nemetalele și semimetalele, fără bor, au fie N.O. pozitive, fie N.O. negative;

elementele de tip ,,s” și ,,p”, cu excepția fluorului, bromului, poloniului și oxigenului au N.O. maxim pozitiv egal cu numărul grupei din care face parte elementul, scris cu cifre romane / cifra unităților grupei din care face parte elementul, adică este egal cu numărul electronilor din stratul de valență;

valoarea minimă negativă a N.O. pentru un element chimic de tip ,,p” este egală cu diferența dintre 8 și numărul grupei principale, scris cu cifre romane;

pentru un element chimic, suma dintre valorile absolute ale N.O. maxim pozitiv și N.O. minim negativ este egală cu 8.

Numărul de oxidare (N.O.) al elementelor chimice este un ghid pentru tipul de reacție la care participă o substanță chimică. Conceptul de număr de oxidare a fost introdus în mod convențional și este folosit pentru a stabili dacă o reacție chimică este sau nu de tip redox, și în caz afirmativ, pentru calcularea coeficienților stoechiometrici ai ecuațiilor reacțiilor redox. De asemenea, N.O. ajută la explicarea proceselor de oxidare și de reducere care au loc în reacțiile chimice redox.

Pe baza conceptului de număr de oxidare, reacțiile chimice redox și procesele de oxidare și de reducere pot fi redefinite.

Reacțiile chimice de oxido-reducere / redox sunt reacțiile chimice în care unele elemente chimice își modifică numerele de oxidare.

Specia chimică se oxidează – cedează electroni, respectiv este un donor de electroni / agent reducător (Red1), dacă numărul său de oxidare crește. Procesul chimic în care are loc creșterea N.O. al speciei chimice este o reacție de oxidare.

Specia chimică se reduce – acceptă electroni, respectiv este un acceptor de electroni / agent oxidant (Ox2), dacă numărul său de oxidare scade. Procesul chimic în care are loc scăderea N.O. al speciei chimice este o reacție de reducere.

În reacțiile chimice redox pot participa ca agenți oxidanți și agenți reducători diferite specii chimice – atomi, molecule sau compuși ionici. Ca urmare a transferului de electroni de la reducătorul unui cuplu redox la oxidantul unui alt cuplu redox, are loc modificarea numerelor de oxidare ale unor elemente din substanțele chimice participante la reacția chimică redox (din substanțele chimice reactante).

Agenți reducători (Red) și Agenți oxidanți (Ox)

Specia chimică care în reacțiile chimice redox cedează electroni este un donor de electroni și se numește agent reducător (Red).

O substanță chimică este un agent reducător dacă N.O. al unui element din acea substanță crește în timpul reacției chimice redox la care participă.

Specia chimică care în reacțiile chimice redox acceptă electroni este un acceptor de electroni și se numește agent oxidant (Ox).

O substanță chimică este un agent oxidant dacă N.O. al unui element din acea substanță scade în timpul reacției chimice redox la care participă.

Determinarea coeficienților stoechiometrici ai ecuațiilor reacțiilor redox

Stabilirea / Determinarea coeficienților ecuațiilor redox se face ținând seama de:

numărul electronilor transferați de la reducătorul unui cuplu redox la oxidantul altui cuplu redox – bilanțul electronic;

legea conservării atomilor în reacțiile chimice – bilanțul atomic.

Pentru stabilirea coeficienților ecuațiilor redox se parcurg următoarele etape:

se scrie ecuația reacției chimice de oxido-reducere / redox;

se stabilesc elementele chimice care își modifică N.O., înainte și după reacție;

se stabilește agentul reducător (Red1) și agentul oxidant (Ox2) din reacția redox;

se scriu semireacțiile proceselor de oxidare și de reducere care au loc în reacția redox;

se stabilește bilanțul electronic: numărul electronilor cedați în procesul de oxidare trebuie să fie egal cu numărul electronilor acceptați în procesul de reducere;

se scriu coeficienții astfel determinați pentru speciile chimice care se oxidează și care se reduc, drept coeficienți ai substanțelor chimice reactante care conțin speciile chimice care se oxidează și care se reduc, respectiv agentul reducător, Red1 și agentul oxidant, Ox2;

se calculează coeficienții celorlalte substanțe chimice participante la reacția redox și care nu participă la transferul de electroni, pe baza legii conservării atomilor (bilanțul atomic).

Exemplu: Reacția de identificare a dioxidului de sulf, SO2: o hârtie de filtru îmbibată într-o soluție de permanganat de potasiu, KMnO4 – soluție de culoare violet, se decolorează în prezența dioxidului de sulf degajat dintr-o reacție chimică:

Exemple de reacții chimice cu transfer de electroni – reacții chimice redox

Obținerea fontei în furnal

Oxidarea amoniacului în procesul de obținere a acidului azotic

Acțiunea acidului azotic concentrat (acidului azotic diluat, la cald) asupra cuprului

Monoxidul de azot, NO degajat din reacție, în contact cu aerul se oxidează la dioxid de azot (hipoazotidă), NO2, un gaz toxic, brun-roșcat, conform ecuației reacției redox:

În unele reacții chimice redox, o singură specie chimică trece prin cedare și acceptare de electroni în alte două (sau mai multe) specii chimice, adică o singură specie chimică se oxidează și se reduce în același timp. Aceste reacții chimice sunt reacții de autooxido-reducere și se numesc reacții chimice redox de disproporționare sau de dismutație.

În reacțiile chimice redox de disproporționare sau de dismutație, numărul de oxidare al unui element chimic crește și scade simultan, respectiv același element chimic este și agent reducător și agent oxidant.

Exemple de reacții chimice redox de disproporționare:

Dizolvarea clorului gazos în apă la temperatura t = 25°C

Dizolvarea clorului gazos în apă la temperatura t = 70°C

3

Descompunerea cloratului de potasiu

Obținerea carburii de siliciu (carborund), SiC, substanță chimică cu duritatea 9,5

Obținerea permanganatului de potasiu

Obținerea hipocloritului de sodiu

În unele reacții redox, reactanții sunt substanțe chimice care conțin același element chimic în stări de oxidare diferite, iar produsul de reacție format conține elementul chimic respectiv într-o stare de oxidare intermediară. Aceste reacții chimice redox sunt reacții inverse celor de disproporționare, se numesc reacții redox de comproporționare și sunt reacții chimice posibile din punct de vedere termodinamic.

Exemple de reacții chimice redox de comproporționare:

Desfășurarea unei reacții chimice redox în direcția formării produșilor de reacție este favorizată atunci când la reacția redox participă un reducător, Red1 foarte puternic și un oxidant, Ox2 foarte puternic astfel încât din reacție să rezulte speciile lor conjugate – oxidantul Ox1 și reducătorul Red2 – specii chimice foarte slabe și care nu mai sunt capabile să reacționeze între ele.

Pentru a caracteriza tăria oricărui oxidant și a reducătorului său conjugat care alcătuiesc un cuplu redox se utilizează o constantă a cărei valoare se determină experimental, numită potenția redox standard, ε0 (V – volt).

Prin convenție (İUPAC, Stockholm, 1953) o semireacție redox se scrie totdeauna ca o reacție de reducere Ox + ze¯ Red, iar potențialul redox standard reprezintă de fapt un potențial redox standard de reducere. Pentru un cuplu redox, potențial redox de reducere este egal și de semn contrar cu potențial redox de oxidare.

Pentru a determina experimental valoarea potențial redox standard al unei semireacții redox Ox + ze¯ Red au fost construite celule electrochimice – dispozitive în care energia chimică este transformată în energie electrică – în care o semicelulă este electrodul normal de hidrogen (etalonul), iar cealaltă semicelulă conține cuplul redox studiat – o soluție care conține oxidantul și reducătorul unui cuplu redox, în concentrații egale, [Ox] = [Red].

Diferența de potențial măsurată între electrozii celulei electrochimice alcătuită din electrodul normal de hidrogen și semicelula care conține cuplul redox studiat reprezintă potențialul redox standard al cuplului Ox/Red.

Celula electrochimică folosită pentru determinarea potențialului redox standard al unui cuplu redox Ox/Red de simbolizează astfel:

La anod (−) are loc procesul de oxidare, iar la catod (+) are loc procesul de reducere.

Exemple: a) Determinarea potențialului redox standard al cuplului redox Zn2+/Zn

Semireacțiile redox care au loc la electrozi sunt:

la anod (−):

la catod (+):

Reacția redox globală este: , iar difereța de potențial, măsurată experimental cu ajutorul unui voltmetru, între electrozii celulei electrochimice este . În baza convenției (İUPAC, Stockholm, 1953) semireacția redox de la anod se scrie și potențialul redox standard este .

Determinarea potențialului redox standard al cuplului redox Cu2+/Cu

Semireacțiile redox care au loc la electrozi sunt:

la anod (−):

la catod (+):

Reacția redox globală este: , iar difereța de potențial, măsurată experimental cu ajutorul unui voltmetru, între electrozii celulei electrochimice este . Potențialul redox standard al cuplului este .

Valorile potențialelor redox standard determinate experimental pentru cuplurile redox , se găsesc tabelate (Anexa 1-Tabel: potențiale redox standard). Așezarea cuplurilor redox, cele mai folosite în practică, în ordine crescătoare a potențialului redox standard a condus la obținerea unei serii denumită seria potențialelor electrochimice4 / seria potențialelor standard de reducere, seria care are două zone distincte delimitate de valoarea potențialului redox standard al cuplului care este :

-toate elementele situate înaintea hidrogenului au valori ale potențialelor redox standard negative () și sunt metale;

-toate elementele situate după hidrogen au valori ale potențialelor redox standard pozitive () și sunt atât metale cât și nemetale.

Cu cât potențialul redox standard al unui cuplu redox are valoare mai mică, cu atât reducătorul din acel cuplu redox este un reducător mai puternic.

Cu cât potențialul redox standard al unui cuplu redox are valoare pozitivă mai mare, cu atât oxidantul din acel cuplu redox este un oxidant mai puternic.

Pentru ca o reacție chimică redox reprezentată prin ecuația chimică generală să fie cantitativă, adică reacția redox să fie spontană, respectiv desfășurarea reacției chimice redox să fie în direcția formării produșilor de reacție/de la stânga la dreapta, trebuie îndeplinită condiția de alegere a reactanților Red1 și Ox2, și anume : reducătorul Red1 trebuie să facă parte dintr-un cuplu redox cu potențial redox standard cât mai mic, iar oxidantul Ox2 trebuie să facă parte dintr-un cuplu redox cu potențial redox standard cât mai mare.

O reacție chimică redox pentru care este considerată o reacție chimică redox spontană.

Exerciții:

1) Stabiliți dacă reacția chimică redox dintre sulfatul de fer(II), FeSO4 și permanganatul de potasiu, KMnO4, în mediu de acid sulfuric, H2SO4 este o reacție redox spontană.

-ecuația reacției chimice redox este:

Deoarece reacția chimică redox dintre sulfatul de fer(II), FeSO4 și permanganatul de potasiu, KMnO4, în mediu de acid sulfuric, H2SO4 este o reacție redox spontană.

Precizați ce se întâmplă dacă o soluție apoasă de clorură de fer (III), FeCl3 se agită cu o baghetă din fier, Fe.

Deoarece reacția chimică dintre clorura de fer (III), FeCl3 și Fe este o reacție chimică redox spontană, adică bagheta din fier se consumă.

Precizați dacă se poate păstra clor gazos, Cl2 într-un recipient din cupru, Cu.

-ecuația reacției chimice este:

Deoarece reacția chimică dintre cupru și clor gazos este o reacție chimică redox spontană, deci clorul gazos nu poate fi păstrat într-un recipient din cupru deoarece recipientul se consumă.

Cea mai importantă aplicație a potențialelor redox standard de reducere este determinarea spontaneității reacțiilor chimice redox. Atunci când se aleg două semireacții redox în vederea obținerii unei reacții chimice de oxido-reducere/redox care ,,să funcționeze”, adică să se desfășoare spontan în direcția reactanți → produși de reacție trebuie să se țină seama de următoarele:

a) o reacție chimică redox se va desfășura spontan în direcția în care se produce un potențial pozitiv: .

b) o reacție chimică redox este cantitativă (viteza reacției redox poate fi măsurată) dacă între potențialele redox standard de reducere ale celor două cupluri redox există o diferență de 0,2V: (-potențialul redox standard de reducere pentru cuplul redox Ox1/Red1 și -potențialul redox standard de reducere pentru cuplul redox Ox2/Red2, Anexa 1-Tabel: potențiale redox standard).

c) semireacția redox de reducere cu potențialul redox standard de reducere cel mai mic va fi semireacția de oxidare, iar potențialul său standard de oxidare va fi .

d) atunci când o semireacție redox este multiplicată printr-un număr întreg astfel încât numărul electronilor cedați în procesul de oxidare să fie egal cu numărul electronilor acceptați în procesul de reducere, valoarea potențialului redox standard rămâne neschimbată deoarece, potențialul redox standard este o proprietate intensivă, adică este o proprietate independentă de stoechiometria ecuației reacției chimice redox.

Reacția chimică redox reprezentată prin ecuația decurge de la stânga la dreapta, în sensul formării produșilor de reacție Ox1 și Red2 dacă și ; reprezintă variația energiei libere Gibbs în condiții standard (pentru soluții, concentrația 1M (1mol/L), pentru gaze, presiunea de 1atm la temperatura de 25°C = 298,15K) și se poate calcula cu ajutorul relației matematice: , în care z reprezintă numărul electronilor transferați de la reducător la oxidant, F este constanta lui Faraday și reprezintă potențialul redox al reacției chimice redox.

Pentru reacția chimică redox reprezentată prin ecuația chimică:

, și unde este potențialul redox standard pentru cuplul redox Ox1/Red1 și este potențialul redox standard pentru cuplul redox Ox2/Red2. Astfel, ; dacă atunci reacția redox este spontană în sensul formării produșilor de reacție Ox1 și Red2.

Relația lui Nernst pentru un cuplu redox Ox/Red

Walther Hermann Nernst (1864-1941), fizician și chimist german a primit premiul Nobel în anul 1920 ca o ,,recunoaștere a contribuției sale în domeniul termodinamicii chimice”; a formulat, în anul 1908, principiul al III-lea al termodinamicii.

Din punct de vedere termodinamic, o reacție chimică este considerată un sistem termodinamic în evoluție spre o stare de echilibru. Stările de evoluție și de echilibru termodinamic pot fi caracterizate cu ajutorul potențialelor chimice (µ). Pentru soluții foarte diluate, potențialul chimic al unui component ,,i” este: în care este potențialul chimic standard, R este constanta generală a gazelor, T este temperatura absolută (K – kelvin) este concentrația molară.

Pentru o reacție chimică care evoluează spontan de la reactanți spre produși de reacție Δµ<0, iar la stabilirea echilibrului chimic Δµ=0.

Pentru un echilibru redox reprezentat prin ecuația chimică:

-condiția de echilibru Δµ=0 este: .

Exprimând potențialele chimice ale produșilor de reacție și ale reactanților, regrupând termenii și ținând seama de expresia constantei de echilibru, K:

-condiția de echilibru Δµ=0 devine: .

Din punct de vedere termodinamic, pentru soluțiile diluate, variația stoechiometrică a potențialului chimic, se asimilează cu variația stoechiometrică a energiei libere Gibbs, . Astfel:

În anumite condiții, variația energiei libere Gibbs se poate identifica cu efectul termic asociat reacției generatoare de curent electric. Astfel: , în care z reprezintă numărul electronilor implicați în reacția redox, F este constanta lui Faraday (1F = 96500C) și Δε reprezintă diferența de potențial (potențialul redox al celulei electrochimice).

Pentru determinarea potențialului unui cuplu redox Ox/Red se construiește celula electrochimică formată din două semicelule:

Prin convenție, electrodul normal de hidrogen are și , respectiv și .

Echilibrul redox pentru celula electrochimică de mai sus se obține prin însumarea celor două semireacții redox care au loc în fiecare semicelulă și este caracterizat de constanta de echilibru, K:

Potențialul redox al cuplului redox Ox/Red este dat de relația lui Nernst – relația între potențialul celulei electrochimice și concentrațiile molare ale produșilor de reacție și reactanților reacției redox de reducere , în condiții diferite de cele standard:

Relația lui Nernst pentru un cuplu redox Ox/Red, valabilă la 25°C = 298,15K se exprimă în mod obișnuit folosind logaritmul zecimal:

Înlocuind constanta generală a gazelor R = 8,31451 J/mol·K, constanta lui Faraday F = 96485,309 C/mol și temperatura absolută T = 273,15K se obține relația lui Nernst pentru un cuplu redox Ox/Red, în condiții diferite de cele standard:

Relația lui Nernst ne arată că potențialul redox, în condiții nestandard, are o valoare cu atât mai mare cu cât forma oxidată din specia chimică care se reduce are o concentrație mai mare și, respectiv cu cât forma redusă a speciei chimice are o concentrație mai mică.

Cu cât potențialul redox standard al unui cuplu redox este mai mare cu atât oxidantul acelui cuplu este mai puternic, iar reducătorul din acel cuplu este mai slab.

Pentru o reacție chimică redox a cărei reacție chimică globală este suma celor două semireacții, de oxidare și de reducere:

Potențialele semireacțiilor de oxidare și de reducere sunt:

Potențialul unei soluții care conține reducătorul dintr-un cuplu redox, Red1 și oxidantul din alt cuplu redox, Ox2, între care are loc o reacție chimică redox spontană reprezentată prin ecuația chimică este:

La echilibru, deoarece potențialele redox ale celor două semireacții sunt egale, , atunci potențialul reacției redox este .

Valoarea constantei de echilibru a unei reacții chimice redox este direct proporțională cu produsul între numărul electronilor cedați, numărul electronilor acceptați și diferența potențialelor redox standard ale celor două cupluri redox reactante.

Constanta de echilibru redox K este cu atât mai mare cu cât:

a) numărul electronilor transferați în reacția redox este mai mare;

b) diferența dintre potențialele redox standard ale celor două cupluri redox reactante este mai mare.

Dacă numărul electronilor cedați de reducătorul Red1 în procesul de oxidare este egal cu numărul electronilor acceptați de oxidantul Ox2 în procesul de reducere, , atunci coeficienții stoechiometrici ai ecuației reacției chimice redox sunt egali cu ,,1” și potențialul de oxido-reducere al reacției chimice redox este:

La echilibru:

O reacție chimică redox este cantitativă – echilibrul este deplasat în sensul formării produșilor de reacție (în proporție de aproximativ 98%), dacă constanta de echilibru:

Starea de echilibru a unei reacții chimice redox se stabilește în momentul în care potențialele redox ale celor două semireacții devin egale cu potențialul redox la echilibru .

Pentru o reacție redox a cărei ecuație chimică este :

Conform stoechiometriei ecuației reacției chimice redox, la echilibru:

Potențialul unei soluții care conține reducătorul dintr-un cuplu redox, Red1 și oxidantul din alt cuplu redox, Ox2, între care are loc reacția chimică redox reprezentată prin ecuația , la echilibru, depinde numai de potențialele redox standard ale celor două cupluri redox reactante, de nuărul electronilor transferați de la Red1 la Ox2 și de concentrațiile molare ale reactanților.

Dacă soluția care conține reducătorul dintr-un cuplu redox, Red1 și oxidantul din alt cuplu redox, Ox2, între care are loc reacția chimică redox reprezentată prin ecuația , este o soluție echimoleculară, respectiv ,

La echilibru, potențialul unei soluții echimoleculare care conține reducătorul dintr-un cuplu redox, Red1 și oxidantul din alt cuplu redox, Ox2, depinde numai de potențialele redox standard ale celor două cupluri redox reactante.

Pentru o reacție redox a cărei ecuație chimică este

La echilibru:

Factorii care influențează reacțiile chimice de oxido-reducere/redox

pH-ul mediului de reacție

Reacțiile chimice redox au loc fie în mediu acid, fie în mediu neutru, fie în mediu bazic. Tăria oxidantului dintr-o reacție redox este influențată de pH-ul mediului de reacție, respectiv pH-ul mediului de reacție influențează modul de desfășurare a reacțiilor chimice de oxido-reducere. Astfel, aceeași reactanți pot genera produși de reacție diferiți în funcție de mediul în care are loc reacția, ca de exemplu, acțiunea permanganatului de potasiu, KMnO4 asupra sulfitului de sodiu, Na2SO3:

în mediu acid (pH < 7)

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O

în mediu neutru (pH = 7)

2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH

în mediu bazic (pH > 7)

2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

Echilibrele chimice cu transfer de electroni sunt influențate de . İnfluența pH-ului mediului de reacție se poate manifesta asupra potențialului redox al cuplurilor redox Ox/Red care conțin oxigen în moleculă conform ecuației chimice:

Potențialul redox crește o dată cu creșterea concentrației ionilor de hidrogen, respectiv potențialul redox crește o dată cu scăderea pH-ului mediului de reacție.

Studiu: Acțiunea oxidantă a permanganatului de potasiu, KMnO4 în mediu acid (pH < 7), neutru (pH = 7) și bazic (pH > 7).

Permanganatului de potasiu, KMnO4 este un oxidant foarte puternic atât în soluții acide cât și în soluții neutre sau alcaline. KMnO4 se prezintă sub formă de cristale de culoare violet închis, cu luciu metalic, solubile în apă, alcool și acid sulfuric.

În funcție de pH-ul mediului de reacție, manganul din permanganatul de potasiu poate accepta 5e¯ în mediu acid, un electron în mediu neutru și 3e¯ în mediu bazic.

Acțiunea oxidantă a KMnO4 în mediu acid (pH < 7).

În determinările volumetrice (în chimia analitică) se folosesc numai reacțiile chimice redox ale permanganatului de potasiu, KMnO4 în mediu acid – în prezența acidului sulfuric, H2SO4, când are loc reacția redox reprezentată prin ecuația chimică:

În mediu puternic acid, anionul permanganat, MnO4¯, în care manganul are N.O. = +7, acceptă 5e¯ trecând în mangan cu N.O. = +2, conform reacției de reducere reprezentată prin ecuația:

Deoarece reducerea are loc în mediu acid, la reacția de reducere participă și ioni de hidrogen și, în relația potențialului redox intră și concentrația ionilor de hidrogen, [H+]. Astfel, potențialul redox al cuplului MnO4¯/Mn+2, în mediu puternic acid este:

Concluzie: Potențialul redox al cuplului MnO4¯/Mn+2 în mediu acid, crește dacă pH-ul mediului de reacție scade, deci tăria oxidantului KMnO4, în mediu acid, crește cu scăderea pH-ului soluției de acid, respectiv cu creșterea concentrației ionilor de hidrogen, H+ din mediul de reacție. Cu cât pH-ul mediului de reacție este mai mic cu atât acțiunea oxidantă a permanganatului de potasiu, KMnO4 este mai mare.

Acțiunea oxidantă a permanganatului de potasiu, KMnO4 în mediu de acid sulfuric este utilizată în:

-Stabilirea titrului unei soluții de permanganat de potasiu: metoda se bazează pe reacția redox ce are loc între permanganatul de potasiu, KMnO4 și acidul oxalic, HOOC – COOH (H2C2O4) în mediu de acid sulfuric, și la cald:

Dozarea permanganometrică a cationilor Fe2+ (determinarea cantitativă a sulfatului feros, FeSO4): cationii de Fe2+ se titrează cu o soluție de permanganat de potasiu, KMnO4 0,1N în mediu puternic acid când are loc reacția redox reprezentată prin ecuația chimică:

Acțiunea oxidantă a KMnO4 în mediu neutru (pH = 7).

În mediu neutru, anionul permanganat, MnO4¯, în care manganul are N.O. = +7, acceptă 3e¯ trecând în mangan cu N.O. = +4, sub forma precipitatului brun de dioxid de mangan, MnO2, conform reacției de reducere reprezentată prin ecuația:

Acțiunea oxidantă a KMnO4 în mediu bazic (pH > 7).

În mediu bazic – în prezența hidroxidului de potasiu, KOH, anionul permanganat, MnO4¯, în care manganul are N.O. = +7, acceptă un singur electron trecând în ionul manganat, MnO42–, în care manganul are N.O. = +6; reacția de reducere are loc cu modificarea culorii de la violet la verde-brad, conform ecuației chimice:

Catalizatorii

Reacțiile chimice redox pot avea loc în absența sau în prezența unui catalizator. Catalizatorii:

Măresc viteza reacției chimice redox

Exemple: 1) descompunerea apei oxigenate:

Descompunerea a 150 cm3 de apă oxigenată are loc

-în absența catalizatorului: în 500 de zile (reacție chimică redox lentă)

-în prezența catalizatorului de MnO2: în 5 minute

Conduc la produși de reacție diferiți față de reacția chimică redox necatalizată.

Exemple: 1) acțiunea bromului asupra hidroxidului de mangan, în mediu bazic:

în absența catalizatorului:

în prezența catalizatorului de sulfat de cupru, CuSO4:

2) acțiunea peroxodisulfatului de amoniu asupra sulfatului de mangan, în mediu neutru:

în absența catalizatorului:

în prezența catalizatorului de azotat de argint, AgNO3 și la cald

Peroxodisulfatului de amoniu, are numai caracter oxidant datorită grupării peroxidice .

Concentrația

Reacțiile chimice redox devin totale, ireversibile atunci când unul din produșii de reacție este un gaz (se degajă din mediul de reacție) sau este o substanță greu solubilă în mediul de reacție / precipitat.

Exemple: 1) acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra iodurii de potasiu

2) acțiunea permanganatului de potasiu asupra oxalatului de sodiu, în mediu acid

Creșterea concentrației agentului reducător al unei reacții chimice redox determină creșterea vitezei reacției redox.

Exemple: Acțiunea acidului sulfuric, H2SO4 asupra tiosulfatului de sodiu, Na2S2O3, de diferite concentrații

Reprezentare grafică: İnfluența concentrației asupra vitezei reacție redox:

Temperatura

Creșterea temperaturii la care ale loc reacția redox determină:

creșterea exponențială a vitezei de reacție

Exemplu: Acțiunea acidului sulfuric, H2SO4 asupra tiosulfatului de sodiu, Na2S2O3, la temperaturi diferite (30°C; 40°C; 50°C; 60°C)

Reprezentare grafică: İnfluența temperaturii asupra vitezei reacție redox:

creșterea tăriei agentului reducător (creșterea capacității de a ceda electroni).

Exemplu: Reacția clorului gazos, Cl2 cu soluția de hidroxid de sodiu, NaOH poate genera produși de reacție diferiți, în funcție de temperatura la care are loc reacția redox. Astfel:

la t < 40°C se formează hipoclorit de sodiu:

la t = 40 – 70°C se formează clorit de sodiu:

la t > 70°C se formează perclorat de sodiu:

Apa, H2O – amfolit redox

Cel mai important amfolit redox este apa, H2O care are atât proprietăți de reducător (Red) – donor de electroni, cât și proprietăți de oxidant (Ox) – acceptor de electroni.

Apa ca agent reducător / reducător (Red) este implicată într-un echilibru redox reprezentat prin ecuația chimică:

Potențialul redox este dat de relația lui Nernst:

Dacă soluția apoasă este saturată în oxigen, atunci și cum concentrația apei :

Apa ca agent oxidant / oxidant (Ox) este implicată într-un echilibru redox reprezentat prin ecuația chimică:

Dacă soluția apoasă este saturată în hidrogen, atunci și cum concentrația apei :

Dar

Reprezentare grafică:

Variația potențialelor de oxido-reducere ale apei în funcție de pH

Apa ca agent reducător:

Apa ca agent oxidant:

Datorită caracterului amfolit redox al apei nu se poate prepara o soluție apoasă de ,,oxidant pur” sau de ,,reducător pur”. Astfel, într-o soluție apoasă de oxidant apa își manifestă caracterul reducător și o mică cantitate de oxidant se transformă lent în reducătorul său conjugat, iar într-o soluție apoasă de reducător apa își manifestă caracterul oxidant și o mică cantitate de reducător se transformă lent în oxidantul său conjugat.

1.4.11. Reacții chimice cu schimb de ioni sau molecule/reacții de complexare

În echilibrul general cu schimb de particulă , dacă particula π este un ion sau o moleculă, se stabilește un echilibru cu schimb de ioni sau molecule. În echilibrele cu schimb de ioni sau molecule acceptorul de particulă este un cation care poartă numele de ,,ion central”, iar produsul reacției dintre acceptor – ionul central și particulele numite ,,liganzi” este un ,,ion complex” – donorul.

Echilibrul cu schimb de ioni sau molecule cunoscut și sub numele de echilibru de complexare se scrie:

Generalități privind combinațiile complexe

O combinație complexă (clasică) este o specie chimică formată dintr-o sferă de coordinare și o sferă de ionizare.

Sfera de coordinare, delimitată prin paranteze pătrate, este un cation complex sau anion complex și cuprinde un atom sau ion metalic central denumit generator de complex, în jurul căruia sunt fixați prin legături chimice covalente coordinative (dative), în unele cazuri și prin legături covalente simple, un număr bine definit de ioni sau molecule, cunooscute sub numele de liganzi. Numărul liganzilor care înconjoară ionul metalic cemntral se numește număr de coordinare și poate lua valori de la 2 la 12, cele mai frecvente fiind 4 și 6.

Sfera de ionizare este formată din ioni simpli – anioni sau cationi legați prin legături ionice de sfera de coordinare.

Exempe:

Clorură de hexaaminocobalt (VI)

Hexacianoferat (III) de potasiu

Pentru ca un cation/ion metalic să formeze combinații complexe, adică să joace rol de ion metalic central – acceptor de liganzi, trebuie să îndeplinească următoarele condiții: să aibă volum mic și să oposede orbitali liberi în care să poată accepta electronii neparticipanți ai liganzilor. Aceste două condiții sunt cel mai bine îndeplinite de cationii metalelor tranziționale de tip ,,d” și ,,f”, dar pot juca rol de ion metalic central și cationi ai metalelorl de tip ,,p” (de exemplu, aluminiul, Al).

Din punct de vedere electric, sfera de coordinare poate fi:

-încărcată cu sarcină electrică pozitivă (+) / cation:

încărcată cu sarcină electrică negativă / anion:

neutră / cu sarcină electrică zero:

Liganzii pot fi ioni sau molecule, de natură anorganică sau organică, cu unul sau mai mulți atomi care au perechi de electroni neparticipanți (liganzi mono-/polidentați).

Atunci când între ionul metalic central și liganzi sunt numai legături chimice covalente coordinative, combinațiile complexe corespunzătoare se numesc chelați.

Concepția modernă despre combinațiile complexe a fost elaborată în anul 1893 de chimistul elvețian Alfred Werner (1866-1919). De asemenea, Alfred Werner a introdus noțiunile de număr de coordinare și de combinație complexă.

Obținerea combinațiile complexe

Obținerea ionului complex de tetraaminocupru (II)

Prepararea reactivului Schweitzer: hidroxid de tetraaminocupru (II), [Cu(NH3)4](OH)4 – soluție de culoare albastru intens; este utilizat pentru dizolvarea celulozei, iar soluția obținută servește la fabricarea mătăsii artificiale de tip ,,cuproxan”.

Mod de lucru: Prepararea reactivului Schweitzer

Într-un pahar Berzelius de 50 mL se toarnă 10 mL soluție apoasă de sulfat de cupru, CuSO4 5% peste care se adaugă soluție apoasă de hidroxid de potasiu (sodiu), KOH (NaOH) 10%, în exces.

Se filtrează precipitatul albastru gelatinos de hidroxid de cupru (II), Cu(OH)2 care s-a obținut, se spală cu apă și apoi se dizolvă într-o soluție apoasă de amoniac, NH3 25%.

Ecuațiile reacțiilor chimice care au avut loc sunt:

-sau sub formă ionică:

Obținerea ionului complex de diaminoargint (I)

Prepararea reactivului Tollens: hidroxid de diaminoargint (I), [Ag(NH3)2]OH – soluție incoloră; este folosit pentru identificarea unor substanțe organice ca aldehide, glucoză, celuloză și substanțe dulci din miere și fructe.

Mod de lucru: Prepararea reactivului Tollens

Într-un pahar Berzelius de 50 mL se toarnă volume egale de soluție apoasă de azotat de argint, AgNO3 10% și soluție apoasă de hidroxid de sodiu, NaOH 10%.

Se adaugă, în picături, soluție de amoniac, NH3 până la dizolvarea completă a precipitatului negru de oxid de argint, Ag2O obținut.

În urma adăugării NaOH peste AgNO3 se formează hidroxid de argint (I), AgOH, un precipitat alb instabil care se descompune imediat în oxid de argint (I), precipitat negru și apă: .

Ecuațiile reacțiilor chimice care au avut loc sunt:

-sau sub formă ionică:

Obținerea ionului complex de tetraiodomercuriat (II)

Prepararea reactivului Nessler: tetraiodomercuriat (II) de potasiu, K2[Hgİ4] – soluție incoloră; este utilizat pentru identificarea amoniacului, NH3 și a ionului amoniu, NH4+.

Mod de lucru: Prepararea reactivului Nessler

Într-un pahar Berzelius de 50 mL se toarnă 5 mL de de soluție apoasă de clorură de mercur (II), HgCl2 1M, apoi se adaugă, în picături, soluție apoasă de iodură de potasiu, Kİ și se agită. Se continuă adăugarea de soluție apoasă de iodură de potasiu, Kİ și agitarea conținutului paharului până la obținerea unei soluții limpede.

Se adaugă în paharul Berzelius un volum dublu de soluție apoasă de hidroxid de sodiu, NaOH 2M.

În urma adăugării de Kİ peste HgCl2, se formează la început un precipitat roșu-portocaliu de iodură de mercur (II), Hgİ2, care dispare la adăugare de Kİ în exces câ se obține o soluție incoloră de tetraiodomercuriat (II) de potasiu, K2[Hgİ4]. Soluția apoasă de tetraiodomercuriat (II) de potasiu care conține și o bază tare – hidroxid de sodiu / potasiu este cunoscută sub numele de reactiv Nessler.

Ecuațiile reacțiilor chimice care au avut loc sunt:

-sau sub formă ionică:

Constanta de stabilitate și constanta de instabilitate

Echilibrul cu formare de combinații complexe este caracterizat printr-o constantă de echilibru care se numește:

-constantă de stabilitate, , dacă echilibrul este privit în sensul formării combinației complexe;

-constantă de instabilitate (disociere), , dacă echilibrul este privit în sensul descompunerii combinației complexe.

Una din cele mai importante caracteristici ale combinațiilor complexe este stabilitatea care poate fi apreciată atât din punct de vedere cinetic cât și din punct de vedere termodinamic.

Stabilitatea cinetică este corelată cu constanta de viteză și mecanismul de desfășurare ale unei reacții care conduce la formarea unei combinații complexe.

Stabilitatea termodinamică este corelată cu energia de legătură metal-ligand din ionul complex / este raportată la tăria legăturii metal-ligand din ionul complex prin constanta de stabilitate (formare), sau prin constanta de instabilitate (disociere), a combinației complexe, și anume: o valoare mică a constantei de disociere înseamnă o tendință mică de disociere și o stabilitate termodinamică mare a combinației complexe.

Un complex este cu atât mai stabil cu cât constanta sa de stabilitate, este mai mare sau cu cât constanta sa de instabilitate, este mai mică.

Echilibrul cu transfer de ioni / molecule poate fi scris simplificat prin ecuația chimică , cu L – moleculă neutră din punct de vedere electric.

Dacă echilibrul chimic cu transfer de ioni / molecule este privit în sensul formării sau al stabilității combinației complexe, se scrie expresia constantei de stabilitate (constanta de formare / asociere), :

Dacă echilibrul este privit în sensul disocierii combinației complexe, se scrie expresia constantei de instabilitate (constanta de disociere), :

Constanta de stabilitate și constanta de instabilitate sunt:

-unde π reprezintă particula (ion sau moleculă) transferată de la donor la acceptor.

Mărimea logaritmică folosită pentru a caracteriza tăria donorului de particulă π este:

. Dacă se folosește constanta de instabilitate în locul constantei de stabilitate: .

O valoare mare a constantei de stabilitate ne arată că în soluție există concentrații mari de complex și concentrații foarte mici de cation și de ligand L, în stare liberă, deci complexul este stabil.

Un ion metalic central poate coordina un număr diferit de liganzi L, formând mai multe combinații complexe cu numere de coordinare NC = 1; 2; 3; …; n.

Echilibrele cu schimb de ioni sau molecule se pot reprezenta în două moduri:

Echilibre succesive cu schimb de ioni sau molecule: se evidențiază formarea succesivă a fiecărei combinații complexe, din cea precedentă și un ligand; aceste echilibre sunt caracterizate de constantele succesive de stabilitate și de constantele succesive de instabilitate .

Pentru simplificare se omit sarcinile electrice ale ionului central și ionului complex.

Un complex este cu atât mai stabil cu cât constanta sa de stabilitate (formare) este mai mare respectiv, cu cât constanta sa de instabilitate (disociere) este mai mică.

Echilibre totale cu schimb de ioni sau molecule: se evidențiază formarea fiecărei combinații complexe din ionul metalic central și numărul corespunzător de liganzi L; aceste echilibre sunt caracterizate de constantele totale de stabilitate / formare, și de constantele totale de instabilitate / disociere, .

Corelația dintre constanta totală de stabilitate și constantele succesive de stabilitate:

Exemplu: Echilibrele succesive și totale, cu schimb de molecule pentru obținerea ionului complex din și amoniac, .

Constantele succesive de stabilitate, , în general, descresc pentru un complex dat.

Reacții chimice între donori și acceptori de ioni sau molecule

Ca și în cazul reacțiilor chimice cu transfer de protoni și de electroni, o specie chimică își manifestă caracterul de donor de ion / moleculă – ligand numai dacă, în soluția în care există donorul Don1 există și o altă specie chimică care funcționează ca acceptor pentru același ligand, Acc2:

Exemplu:

Constanta de echilibru:

În timpul reacției chimice de complexare, donorul de ligand, se transformă în specia sa conjugată , respectiv acceptorul de ligand se transformă în specia sa conjugată .

Unui donor de ioni / molecule puternic îi corespunde specia sa conjugată, un acceptor slab, și invers.

Pentru a putea prevedea posibilitățile de reacție între donori și acceptori de ioni / molecule este necesar să se cunoască constantele de stabilitate ale complecșilor implicați în reacțiile de complexare.

Ca și în cazul reacțiilor chimice cu transfer de protoni și de electroni, o reacție de complexare evoluează în sensul în care donorul cel mai puternic reacționează cu acceptorul cel mai puternic – amestec reactiv, din reacție rezultând speciile conjugate foarte slabe – amestec puțin sau deloc reactiv, specii chimice care nu mai au capacitatea de a participa la reacția inversă.

Atunci când reactanții, donorul și acceptorul de ligand, se găsesc în cantități echimoleculare, reacția de complexare se consideră totală dacă reactanții s-au transformat în produși de reacție în proporție de 99%, iar în mediul de reacție mai există reactanți în proporție de 1%. Acest lucru se întâmplă atunci când reactanții aleși fac parte din cupluri ale căror constante de stabilitate satisfac cerința:

Astfel, cunoscând constantele de stabilitate ale celor două cupluri donor-acceptor de ioni / molecule și constanta de echilibru a reacției de complexare dintre cele două cupluri reactante alese, se poate prevedea cum evoluează sistemul de reacție și conținutul procentual al soluției, la echilibru.

Exemplu: Se amestecă, în cantități echimoleculare, o soluție care conține ioni cu o soluție care conține ioni .

Cum reacția de complexare nu este totală, dar la atingerea stării de echilibru sistemul este deplasat în sensul formării complexului care este mai stabil decât complexul .

-inițial:

-la echilibru:

Deoarece are o valoare relativ mare, se poate face aproximarea și se obține: soluția, la echilibru, va conține 97% și 3% .

Rolul apei în echilibrele cu schimb de ioni sau molecule

Molecula de apă, H2O conține un atom de oxigen care posedă două perechi de electroni neparticipanți. Apa, folosită ca solvent, poate funcționa și ca ligand formând acvacomplecși ai cationilor dizolvați în apă.

Exemple:

Soluțiile apoase diluate de sulfat de cupru (II) (piatra vânătă) și cristatele de sulfat de cupru hidratat, CuSO4·5H2O au culoarea albastră, deși ionii de cupru, și ionii sulfat, sunt incolori, iar sulfatul de cupru anhidru, CuSO4 este de culoare albă. Schimbarea de culoare se datorește hidratării ionilor de cupru,; în soluție apoasă se găsesc ionii complecși de culoare albastră.

Soluțiile apoase diluate de clorură de cobalt (II) au culoarea roz deși clorura de cobalt (II) anhidră, CoCl2 este de culoare albastră. Schimbarea de culoare se datorește hidratării ionilor de cobalt,; în soluție apoasă se găsesc ionii complecși de culoare roz. De asemenea, cationul complex de culoare albastră participă la un echilibru cu schimb de ligand, în care moleculele de apă (din atmosferă sau din soluție) înlocuiesc treptat ionii de clor, din sfera de coordinare a ionului central, , conform ecuației:

Astfel, cristalele de clorură de cobalt, CoCl2 își schimbă culoarea de la albastru la roz, iar soluția apoasă de clorură de cobalt are culoarea roz.

Soluțiile apoase diluate de clorură de crom (II) au culoarea albastră deși clorura de crom (II) anhidră, CrCl2 este incoloră. Schimbarea de culoare se datorește hidratării ionilor de crom,; în soluție apoasă se găsesc ionii complecși de culoare albastră.

Soluțiile apoase diluate de clorură de nichel (II) au culoarea verde deși clorura de nichel (II) anhidră, NiCl2 este de culoare galbenă. Schimbarea de culoare se datorește hidratării ionilor de nichel,; în soluție apoasă se găsesc ionii complecși de culoare verde.

În soluțiile apoase de combinații complexe are loc un echilibru competitiv pentru același ion central, între ligandul din combinația complexă dizolvată în apă și cel de-al doilea ligand care este apa.

Apa este un solvent ionolitic (ionogen) și un donor de ioni hidroxil, , deci apa poate fi considerată un complex format din ionul central – ionul pozitiv de hidrogen, și un ligand – ionul hidroxil, .

În realitate, apa poate funcționa în moduri foarte diferite. Astfel, apa poate fi: -solvent, reacționând mai mult sau mai puțin cu substanța dizolvată și cu speciile chimice apărute în urma ionizării; -amfolit acido-bazic; -amfolit redox și / sau ligand. Aceste funcții multiple ale apei pot avea loc simultan în soluțiile apoase ale unor specii chimice, stabilindu-se echilibre competitive sau echilibre cu transfer simultan de protoni, electroni, ioni sau molecule.

Aplicații practice ale reacțiilor chimice

Reacțiile chimice – de combinare sau de descompunere, de substituție sau de schimb, ireversibile sau reversibile, endoterme sau exoterme, rapide sau lente, acido-bazice, de oxido-reducere sau de complexare – sunt transformări:

care au loc și pe care le observăm în mediul natural care ne înconjoară și în care trăim

schimbarea culorii frunzelor și creșterea unei flori;

ruginirea obiectelor din fier;

coclirea statuilor / acoperișurilor bisericilor din cupru.

care au loc și se folosesc pe larg în fabrici la obținerea unor substanțe chimice esențiale pentru viața cotidiană și industrie

produse cosmetice, săpunuri și detergenți;

îngrășăminte chimice minerale;

var nestins, sodă caustică, acid sulfuric, acid clorhidric, etc.

1.5.1 Aplicații practice ale reacțiilor chimice de combinare

În viața de toate zilele și în laborator se întâlnesc multe reacții chimice de combinare. Un număr mare de substanțe chimice, se obțin atât în laborator cât și în industrie, prin unirea directă a elementelor, operație numită sinteză.

Obținerea sifonului: prin barbotarea dioxidului de carbon în apă, sub presiune se obține o soluție apoasă de acid carbonic cunoscută sub denumirea de sifon (apă carbogazoasă); ecuația reacției chimice care are loc este: .

Obținerea varului stins: prin tratarea oxidului de calciu / var nestins cu apă are loc o reacție chimică puternic exotermă (amestecul de reacție ,,fierbe”) care are ca rezultat formarea hidroxidului de calciu – var stins; ecuația reacției chimice care are loc la ,,stingerea varului” este: .

Obținerea acidului sulfuric: acidul sulfuric (vitriolul )supranumit ,,sângele industriei chimice” se obține prin procedeul prin contact în care au loc oxidarea dioxidului de sulf la trioxid de sulf și absorbția trioxidului de sulf; ecuațiile reacțiilor chimice care au loc sunt: .

Obținerea acidului clorhidric: prin arderea hidrogenului într-o atmosferă de clor se obține un gaz incolor, cu miros înțepător și foarte solubil în apă (într-un litru de apă se pot dizolva 445 litri de acid clorhidric, HCl); ecuația reacției chimice de sinteză care are loc este: .

Obținerea acidului azotic:

Obținerea amoniacului: dintr-un amestec de azot și hidrogen în rapor molar de 1:3, în condiții energice – temperatură de 450°C, presiune de 325atm și catalizator oxid de fier se formează amoniac, unul din principalele produse ale industriei chimice; ecuația reacției chimice de sinteză care are loc este: .

Obținerea sărurilor de amoniu: prin tratarea amoniacului cu acizii clorhidric, sulfuric și azotic se formează sărurile de amoniu corespunzătoare – clorura, sulfatul și azotatul de amoniu, săruri care sunt folosite ca îngrășăminte chimice minerale. Cea mai mare parte din amoniacul obținut prin sinteză este folosit pentru obținerea îngrășămintelor chimice cu azot – obținerea azotatului de amoniu din amoniac și acid azotic, conform ecuației reacției chimice: . La rece, acidul clordidric gazos reacționează cu amoniacul formând clorura de amoniu (țipirig), conform ecuației reacției chimice , substanță folosită la decaparea cuprului în procesul de cositorire.

Obținerea flăcării oxihidrice: arderea hidrogenului într-un curent de oxigen are ca rezultat dezvoltarea unei temperaturi de peste 3000°C; dispozitivul folosit pentru obținerea flăcării oxihidrice se numește suflătorul oxihidric și este folosit la tăierea și sudarea metalelor; ecuația reacției chimice care are loc este: .

Cu ajutorul flăcării oxihidrice se obține temperatura necesară sudurii autogene și tăierii metalelor chiar sub apă. Sudura oxihidrică se utilizează la construcția podurilor și la repararea vaselor fluviale sau maritime, tăierea și lipirea tablelor din oțel putându-se efectua sub apă.

Obținerea energiei termice: utilizarea cărbunilor de pământ – antracit, huilă, lignit drept combustibil; ecuațiile reacțiilor chimice care pot avea loc la arderea cărbunilor de pământ sunt: . Arderea hidrogenului are loc cu o flacără puțin luminoasă, dar foarte fierbinte (t = 3000°C); astfel, hidrogenul este folosit drept combustibil pentru rachete.

Obținerea metanului: prin hidrogenarea carbonului la 2000°C în prezența catalizatorului de nichel se obține metan (reacția este deosebit de importantă pentru obținerea metanului, acolo unde nu există resurse naturale de gaze, și nu numai) ecuația reacției chimice care are loc este: .

Recuperarea staniului din ambalaje:

Obținerea reactivului Schweitzer: soluția albastră de hidroxid tetraaminocupic (II) se obține prin dizolvarea hidroxidului de cupru (II) într-o soluție apoasă de amoniac și este un bun dizolvant/solvent pentru celuloză (celuloza dizolvată în reactivul Schweitzer este folosită pentru obținerea mătăsii artificiale de tip cuproxan); ecuația reacției chimice care are loc este:

1.5.2 Aplicații practice ale reacțiilor chimice de descompunere

Reacțiile chimice de descompunere au o deosebită importanță practică deoarece unele fenomene chimice naturale și obținerea unui număr mare de substanțe chimice, atât în laborator cât și în industrie, au la bază reacții chimice de descompunere.

Formarea stalactitelor și stalagmitelor din peșteri: apariția formațiunilor calcaroase din peșteri – stalactite și stalagmite – se explică pe baza solubilității diferite în apă a carbonatului neutru de calciu și a carbonatului acid de calciu; apa bogată în dioxid de carbon, CO2, trecând printre rocile calcaroase, dizolvă carbonatului neutru de calciu, CaCO3 și îl transformă în carbonat acid de calciu, Ca(HCO3)2 solubil, conform ecuației reacției chimice: ; aceste ape subterane, bogate în carbonat acid de calciu, în drumul lor, se pot prelinge pe pereții peșterilor unde, din cauza aerului cald, depun pe tavan și pe sol calcar, CaCO3, formându-se astfel stalactitele și stalagmitele; ecuația reacției chimice care are loc la formarea stalactitele și stalagmitele în peșteri este: . Aceeași reacție chimică are loc și la ,,depunerea calcarului” pe serpentinele schimbătoarelor de căldură și pe rezistențele mașinilor de spălat rufe.

Îndepărtarea durității temporare a apei:

Obținerea varului nestins: oxidul de calciu, CaO sau varul nestins se obține prin descompunerea termică a carbonatului de calciu, CaCO3 din piatra de var / calcar; reacția are loc în cuptoare speciale numite cuptoare de var, conform ecuației reacției chimice:

Obținerea oxidului de aluminiu: din bauxită – materia primă pentru obținerea aluminiului, oxidul de aluminiu, Al2O3 (alumina) se extrage cu hidroxid de sodiu, NaOH (sodă caustică) sub formă de hidroxid de aluminiu din care se recuperează prin calcinare, conform ecuației reacției chimice; .

Obținerea aluminiului: din oxid de aluminiu, Al2O3, aluminiul se poate obține numai prin descompunere cu ajutorul curentului electric continuu – electroliza topiturii de oxid de aluminiu (alumină) conform ecuației reacției chimice:

.

Obținerea hidrogenului și a oxigenului: din apă, atât în laborator cât și în industrie, oxigenul și hidrogenul se pot obține prin electroliză – descompunerea apei cu ajutorul curentului electric continuu. În laborator se realizează electroliza apei acidulate (apă în care s-a dizolvat acid sulfuric), iar în industrie se realizează electroliza apei alcalinizate (apă în care s-a dizolvat hidroxid de sodiu); ecuația reacției chimice globale care are loc este: .

În laborator electroliza apei se realizează cu ajutorul unui aparat numit voltametru.

Obținerea oxigenului: descompunerea catalitică a apei oxigenate are loc conform ecuației reacției chimice: . Aceeași reacție chimică are loc și la utilizarea apei oxigenate ca dezinfectant pentru răni, dar cu viteză mai mare, în prezența biocatalizatorului din sânge, catalaza.

Obținerea oxigenului: în laborator, oxigenul se poate obține prin descompunerea termică a cloratului de potasiu, în prezență de dioxid de mangan, drept catalizator, conform ecuației reacției chimice: .

Obținerea

Obținerea artificiilor:

Obținerea clișeelor și filmelor fotografice: clorura de argint, AgCl este folosită la fabricarea clișeelor și filmelor fotografice deoarece aceasta, sub acțiunea luminii se descompune conform ecuației reacției chimice , reacție care duce la obținerea negativelor imaginilor fotografiate.

Descompunerea clorurii de amoniu: clorura de amoniu, NH4Cl sau țipirigul din pasta folosită la lipirea cu cositor și cositorirea vaselor din cupru / aramă, prin încălzire se descompune conform ecuației reacției chimice: .

Descompunerea carbonatului de amoniu: carbonatul de amoniu, (NH4)2CO3 este folosit în patiserie sub numele de ,,praf de copt” pentru ca prăjiturile să crească în timp ce se coc în cuptor la 160 – 200șC; la temperatura din cuptor acesta se descompune numai în produse gazoase care, prin degajare formează goluri în aluat (aluatul este pufos); ecuația reacției chimice care are loc este: .

Obținerea negrului de fum: negrul de fum sau carbonul, C folosit la prepararea cernelurilor tipografice și în industria cauciucului, se obține prin descompunerea termică a metanului, conform ecuației reacției chimice: .

Recunoașterea acidului azotic: acidul azotic (nitric), HNO3 se recunoaște ușor deoarece, prin încălzire la 60°C începe să se degaje dioxid de azot sau hipoazotidă, NO2, un gaz brun-roșcat, conform ecuației reacției chimice:

1.5.3 Aplicații practice ale reacțiilor chimice de substituție (înlocuire)

Reacțiile chimice de substituție (înlocuire) au o deosebită importanță practică, întrucât ele constituie metode de obținere a unor substanțe chimice ca: hidrogenul, clorul, unele metale, baze și săruri.

Obținerea hidrogenului în laborator:

acțiunea acizilor (clorhidric, sulfuric, azotic) asupra metalelor puternic electropozitive:

Reacțiile acizilor cu metalele constituie și metode de obținere a sărurilor corespunzătoare acizilor.

acțiunea metalelor alcaline asupra apei: .

Obținerea gazului de apă: trecerea vaporilor de apă peste cărbune incandescent are ca rezultat obținerea unui amestec echimolecular de monoxid de carbon și apă numit ,,gaz de apă”, amestec folosit drept combustibil; ecuația reacției chimice care are loc este:

Obținerea bromului și a iodului: acțiunea clorului gazos asupra sărurilor solubile de brom, respectiv iod, are ca rezultat eliberarea bromului și a iodului din acestea, conform ecuațiilor reacțiilor chimice:

Obținerea siliciului: .

Obținerea mercurului: prin prăjirea sulfurii de mercur (II), HgS (cinabrului) se obține mercur cu degajare de dioxid de carbon: .

Obținerea unor metale, ca de exemplu crom, mangan, cobalt, vanadiu prin procedeul numit aluminotermie; reacția chimică, puternic exotermă, constă în amestecarea aluminiului pulbere cu oxidul metalului și aprinderea unei sârme de magneziu care a fost introdusă în amestecul de reacție; atunci când magneziul aprins a ajuns în amestecul de reacție, reacția chimică dintre aluminiu și oxidul metalic este inițiată și conduce la obținerea metalului din oxid în stare topită (deoarece căldura degajată din reacție este uriașă și temperatura obținută depășește 2000°C.

Obținerea cuprului: reducerea cuprului din oxid de cupru (II), CuO cu hidrogen conform ecuației reacției chimice: .

Obținerea unor metale: unele metale precum fier, cupru, zinc, nichel pot fi obținute din oxizii corespunzători prin reducere cu carbon.

Obținerea fontei în furnal: .

Obținerea cuprului: .

Obținerea zincului: .

Obținerea nichelului: .

1.5.4 Aplicații practice ale reacțiilor chimice de schimb (dublă înlocuire)

Reacțiile chimice de schimb (dublă înlocuire) au o deosebită importanță practică, atât în laborator cât și în industrie. În laborator, reacțiile chimice de schimb cu formare de precipitate își găsesc o largă utilizare în:

-recunoașterea unor substanțe chimice – acid clorhidric și cloruri, acid sulfuric și sulfați, acid fosforic și fosfați, dioxid de carbon;

-obținerea unor baze insolubile: hidroxid de cupru (II), hidroxid de aluminiu, hidroxid de fier (II), hidroxid de fier (III).

-obținerea unor acizi: acid clorhidric, acid azotic, acid fosforic, acid sulfhidric;

-obținerea unor săruri – cloruri, sulfați, azotați;

-obținerea unor substanțe în stare gazoasă.

Decaparea cuprului în procesul de cositorire: clorura de amoniu, NH4Cl sau țipirigul este folosită la prepararea pastei de lipit utilizată la decaparea cuprului în procesul de lipire cu cositor sau fludor deoarece, se descompune termic în amoniac și acid clorhidric care, ,,dizolvă” oxidul de pe suprafața metalului, iar pe suprafața curată se aplică stratul de cositor; ecuația reacției chimice care are loc la ,,dizolvarea” oxidului de cupru (II), de către acidul clorhidric este: .

Recunoașterea acidului sulfuric și a sulfaților solubili – se realizează cu ajutorul unei soluții de clorură de bariu, BaCl2, când se formează un precipitat alb de sulfat de bariu:

;

Recunoașterea acidului clorhidric și a clorurilor solubile – se realizează cu ajutorul unei soluții de azotat de argint (piatra iadului), AgNO3, când se formează un precipitat alb brânzos de clorură de argint:

.

Recunoașterea dioxidului de carbon – se realizează cu ajutorul unei soluții de hidroxid de calciu sau ,,apă de var”, Ca(OH)2, când se formează carbonat de calciu insolubil care tulbură apa de var, conform ecuației chimice: .

Varul stins sau hidroxidul de calciu, Ca(OH)2 este utilizat în construcții la prepararea mortarului (amestec de nisip, var stins și apă, folosit în construcții la legarea cărămizilor între ele și la tencuieli) și la văruirea pereților clădirilor, deoarece acesta absoarbe dioxidul de carbon din aer având ca rezultat întărirea mortarului și acoperirea pereților cu un strat protector ce carbonat de calciu, substanță insolubilă în apă; ecuația reacției chimice care are loc este: .

Recunoașterea marmurii naturale – se realizează cu ajutorul unei soluții de acid clorhidric; câteva picături de acid clorhidric puse pe o bucată de marmură natuarală are ca rezultat producerea unei reacții cu ,,efervescență” datorită degajării abundente de dioxid de carbon, conform ecuației reacției chimice:

.

Toți carbonații fac efervescență cu acizii. Astfel reacția carbonaților cu acidul clorhidric este folosită la recunoașterea carbonaților și la obținerea dioxidului de carbon.

Recunoașterea ionilor de cupru, – se realizează prin tratarea unei soluții de sulfat de cupru cu acid sulfhidric, H2S; se formează un precipitat negru de sulfură de cupru (II), insolubil în acidul sulfuric format, conform ecuației reacției chimice:

.

Recunoașterea ionilor de cupru, – se realizează prin tratarea unei soluții de azotat de cobalt (II) cu o soluție de hidroxid de sodiu, NaOH; se formează un precipitat albastru de hidroxid de cobalt (II) care este instabil, forma , și trece într-un precipitat roz de hidroxid de cobalt (II) care este stabil, forma ; ecuația reacției chimice care are loc este: .

Recunoașterea ionilor de cupru, – se realizează prin tratarea unei soluții de azotat de nichel (II) cu o soluție de hidroxid de sodiu, NaOH; se formează un precipitat verde

de hidroxid de nichel (II), conform ecuației reacției chimice:

.

Recunoașterea ionilor de cupru, – se realizează prin tratarea unei soluții de clorură de plumb (II) cu o soluție de iodură de potasiu, Kİ; se formează un precipitat galben de iodură de plumb (II), conform ecuației reacției chimice:

.

Obținerea acizilor: clorhidric, azotic, fosforic, sulfhidric, conform ecuațiilor chimice:

Obținerea sodei caustice: hidroxidul de sodiu, NaOH sau soda caustică se poate obține prin reacția de schimb dintre carbonatul de sodiu și hidroxidul de calciu, reacția chimică poartă numele de ,,caustificarea sodei” și are loc conform ecuației reacției chimice:

.

Obținerea sodei de rufe: carbonatul de sodiu, Na2CO3 cunoscut sub numele de ,,sodă de rufe”, se obține prin reacția hidroxidului de sodiu cu dioxidul de carbon; reacția poartă numele de ,,carbonatarea sodei caustice” și are loc conform ecuației reacției chimice:

.

Aceeași reacție chimică are loc între hidroxidul de sodiu care absoarbe dioxidul de carbon din aer.

Obținerea bazelor greu solubile:

hidroxid de cupru (II) (albastru): ;

hidroxid de zinc (alb): ;

hidroxid de fier (II) (verde): ;

hidroxid de fier (III):

Obținerea sulfatului de zinc,ZnSO4 (materie primă pentru obținerea zincului prin electroliză) are loc conform ecuației chimice: .

Îndepărtarea durității permanente a apei – dedurizarea apei: se realizează prin adăugare de carbonat de sodiu în apa dură: ;

Duritatea temporară a apei se datorește carbonaților acizi de calciu și de magneziu dizolvați în apă, iar duritatea permanentă a apei se datorește celorlalte tipuri de săruri de calciu și magneziu dizolvate în apă, respectiv cloruri, sulfați, azotați. Duritatea apei este temporară, permanentă și totală – suma dintre duritatea temporară și cea permanentă.

Gravarea sticlei – se realizează cu soluție de acid fluorhidric și se bazează pe proprietatea dioxidului de siliciu, SiO2 din sticlă, de a reacționa cu acest acid, conform ecuației reacției chimice: .

Sticla obișnuită este un amestec omogen solid, amorf și transparent de dioxid de siliciu (nisip) și silicați de sodiu și calciu: . Deoarece acidul fluorhidric ,,dizolvă” sticla el nu poate fi păstrat în vase din sticlă.

1.5.5 Aplicații practice ale reacțiilor chimice de oxido-reducere (redox)

Reacțiile chimice cu transfer de electroni – reacțiile de oxido-reducere / redox își găsesc aplicații atât în cazul producerii curentului electric continuu cu ajutorul celulelor sau pilelor electrochimice (pilelelor galvanice sau voltaice), cât și pentru obținerea unor substanțe chimice cu ajutorul celulelor electrolitice sau de electroliză.

Sisteme electrochimice

Un sistem electrochimic este un ansamblu de elemente care formează celula electrochimică sau celula de electroliză și, în care au loc reacții chimice de tip redox ca urmare a unui transfer de electroni / de sarcină electrică la nivelul unor interfețe de tipul solid-lichid. Un sistem electrochimic conține:

conductorul electronic – solidul de interfață denumit electrod (care poate fi metal, semiconductor, grafit) capabil să preia electronii și să îi transporte în / din circuitul exterior;

conductorul de tip ionic – soluție de electrolit sau electrolit topit cu rolul de a transporta curentul electric între cei doi electrozi;

corpul sistemului – celula electrochimică; celula de electroliză

ansamblul reacțiilor redox care au loc în sistemul electrochimic.

În funcție de sensul reacțiilor chimice, sistemele electrochimice se pot clasifica în:

a) sisteme electrochimice autoconduse numite celule sau pile electrochimice – sisteme în care este generată o tensiune electromotoare ca urmare a producerii unor reacții chimice redox spontane;

b) sisteme electrochimice conduse numite celule de electroliză – sisteme în care se produc reacții chimice redox ca urmare a trecerii unui curent electric continuu.

Demn de remarcat este faptul că există cazuri în care două sisteme electrochimice, identice din punct de vedere constructiv și al compoziției electrolitului, pot funcționa atât ca sistem condus cât și ca sistem autocondus, în funcție de regimul de exploatare (exemplu: acumulatorul cu plumb – sistem condus la încărcare și sistem autocondus la descărcare).

Polaritatea (+, −) și denumirea electrozilor sunt legate de natura proceselor / reacțiilor care au loc la electrozi numite reacții de semicelulă. Astfel, la electrodul numit anod are loc întotdeauna reacția de oxidare – reacția care are loc cu cedare de electroni, iar la catod are loc întotdeauna reacția de reducere – reacția care are loc cu acceptare de electroni. Ținând seama de reacțiile chimice care au loc la electrozi și de fluxul electronilor, pentru celulele / pilele electrochimice: anodul este electrodul negativ (−) și catodul este electrodul pozitiv (+), iar pentru celulele de electroliză: anodul este electrodul pozitiv (+) și catodul este electrodul negativ (−).

Reacția chimică globală care are loc într-un sistem electrochimic se obține prin însumarea reacțiilor chimice care au loc la electrozi, după echilibrarea stoechiometrică a reacțiilor de oxidare și de reducere de la electrozi (numărul electronilor cedați trebuie să fie egali cu numărul electronilor acceptați):

La anod agentul reducător se oxidează transformându-se în specia sa conjugată – oxidantul , iar la catod agentul oxidant (numit depolarizant) se reduce transformându-se în specia sa conjugată – reducătorul .

Celule / pile electrochimice

Celulele sau pilele electrochimice sunt generatoare de curent electric continuu și reprezintă cea mai bogată sursă de energie electrică portabilă. O baterie dintr-un aparat de radio, calculator de buzunar, ceas electronic, bateria din telecomanda televizorului, cântarul de bucătărie / baie, bateriile unei lanterne, acumulatorul unui automobil, telefon mobil, laptop sau tabletă, toate acestea sunt exemple cotidiene de celule / pile electrochimice numite și elemente galvanice.

Celulele / pilele electrochimice sunt sisteme electrochimice autoconduse în care energia chimică a reacțiilor de oxido-reducere spontane se transformă direct în energie electrică.

După caracterul reversibil al reacției, celulele electrochimice se clasifică în trei grupe:

1°) pile primare, ireversibile – utilizează o singură dată masa activă conținută fără a exista posibilitatea de regenerare a acesteia: pila Daniell, pila Leclanché, pile alcaline, pile primare cu litiu, pile primare cu activare sau pila ,,buton”.

2°) pile secundare, reversibile – sisteme în care masa activă conținută poate fi restabilită după utilizare prin reîncărcare (trecerea unui curent continuu în sens opus curentului de descărcare): acumulatorul cu plumb, acumulatori alcalini, acumulatori pe bază de litiu;

3°) pile de combustie – sisteme ireversibile sau reversibile care funcționează atâta timp cât sunt alimentate cu combustibil: pila de combustie oxigen-hidrogen.

Prin convenție, celulele electrochimice sunt simbolizate printr-o schemă în care partea din stânga constituie semicelula anodică, iar partea din dreapta constituie semicelula catodică:

Celule electrochimice se mai numesc și elemente galvanice sau voltaice după numele fizicienilor italieni Luigi Galvani (1737-1789) și Alessandro Volta (1745-1827) care au inventat celulele electrochimice în urma unor experimente prin care încercau să elucideze unele aspecte ale fiziologiei animale.

1°) Pile electrochimice primare

1°.1) Pila Daniell

Pila Daniell este o celulă electrochimică în care are loc reacția de oxido-reducere a zincului metalic, Zn cu ionii de cupru, dintr-o soluție de sulfat de cupru, CuSO4. A fost inventată de John Frederick Daniell (1790-1845) și ilustrează alcătuirea și funcționarea oricărei celule electrochimice.

Pila Daniell se compune dintr-un vas de sticlă, anodul inelar din zinc imersat într-o soluție de sulfat de zinc, ZnSO4 2M, catodul de cupru imersat într-o soluție de sulfat de cupru, CuSO4 2M și diafragma poroasă din materialceramic care separă cei doi electroliți în două semicelule. Atunci când, spațiile anodic și catodic sunt formate din vase separate, rolul diafragmei poroase este luat de o punte de sare – un tub de sticlă de forma literei ,,U” umplut cu soluție saturată de KCl sau KNO3.

Pila Daniell se reprezintă astfel: sau .

Reacția redox generatoare de energie electrică, are loc la închiderea circuitului exterior când pila debitează curent electric; electronii cedați de zinc în cadrul procesului de oxidare anodică sunt transportați prin circuitul exterior și ajung la catodul din cupru, unde reduc ionii de cupru din soluția de sulfat de cupru care se depun pe catod.

Reacțiile de electrod sunt: -la anod (−):

-la catod (+):

În condiții obișnuite, tensiunea electrică din circuitul unei pile Daniell este de 1V (volt).

1°.2) Pila Leclanché

Cea mai răspândită pilă primară este pila Leclanché, denumită și bateria/pila uscată zinc-carbon sau elementul Leclanché. Aceasta a fost prezentată pentru prima dată, în 1867 la expoziția mondială din Paris de către inginerul francez Georges Leclanché (1839-1882).

Pila Leclanché este alcătuită dintr-un anod de zinc de formă cilindrică care constituie în același timp și corpul bateriei. Îinteriorul anodului se introduce o bară cilindrică de grafit (carbon) aflată în contact cu o pastă solidă formată din dioxid de mangan, MnO2 – depolarizantul și pudră de grafit, separate printr-o diafragmă din pastă umedă de clorură de amoniu (țipirig), NH4Cl – electrolitul. Anodul din grafit nu participă la reacțiile de electrod, ci el are rolul de colector de electroni – conductor electronic, prin intermediul căruia sunt transportați electronii necesari reacției de reducere de la catod.

Tensiunea electromotoare a pilei Leclanché este E = 1,5V și scade pe măsură ce pila se descarcă, iar temperatura de lucru variază între −40°C și +60°C.

Pila Leclanché se reprezintă astfel: .

Reacțiile de electrod sunt complexe. La anod are loc oxidarea (dizolvarea anodică a) zincului care este urmată de complexarea ionilor de zinc, Zn2+ de către amoniacul rezultat din clorura de amoniu; astfel, ionii de zinc intră în reacție cu electolitul – clorura de amoniu formând complecși cloroamoniacali greu solubili și clorură de zinc, conform ecuației chimice: .

Electronii cedați în reacția de oxidare de la anod sunt transferați prin circuitul exterior spre colectorul de electroni – catodul de grafit (C).

Reacțiile chimice de electrod care au loc sunt:

Reacția chimică globală generatoare de curent electric continuu în pila Leclanché poate fi reprezentată prin ecuația chimică:

1°.3) Pila alcalină

Pilele electrochimice primare care domină astăzi sunt pilele de tipul zinc-carbon (-pilele Leclanché) și pilele alcaline (-pilele Duracell).

Pila alcalină este destul de asemănătoare cu pila Leclanché, atât din punct de vedere constructiv cât și ca principiu, diferența constând în faptul că electrolitul de clorură de amoniu, NH4Cl a fost înlocuit cu un electrolit pe bază de hidroxid de potasiu.

Pila alcalină are un randament mai mare și o durată de utilizare mai îndelungată.

Reacțiile chimice de electrod care au loc sunt reprezentate prin ecuațiile:

Reacția chimică globală generatoare de curent electric continuu în pila alcalină poate fi reprezentată prin ecuația chimică:

Ca și în cazul pilei Leclanché, tensiunea electromotoare de operare este de 1,5 – 0,9 V, dar densitatea energetică este mai mare (150Wh/kg pentru pila alcalină și 65kWh/kg pentru pila Leclanché). De remarcat este și faptul că durata de longevitate a bateriilor alcaline, în condiții de stocare, este mult mai mare decât durata de longevitate a bateriilor zinc-carbon, respectiv de 4 – 5 ani pentru bateriile alcaline și de 6 luni – 2 ani pentru bateriile zinc-carbon Leclanché.

1°.4) Pile primare cu litiu

Studiul pilelor primare pe bază de litiu a început în anul 1912, studiu inițiat de G. N. Lewis. Deși aceste pile au fost folosite, la început, în domeniul militar și în alte domenii aplicative de interes special, ele au fost introduse pe piața comercială ca o alternativă la bateriile alcaline, performanțele pilelor primare cu litiu în cazul energiei specifice, a tensiunii electromotoare și a duratei de viață fiind de excepție.

Anodul (−) acestei pile este confecționat din litiu, Li, iar catodul (+) dintr-un grătar metalic acoperit cu pirită, FeS2 de puritate înaltă. Electrolitul este o soluție de litiu-trifluormetan. Reacțiile chimice de electrod care au loc sunt reprezentate prin ecuațiile:

La catod, ionii de litiu formați în reacția de oxidare de la anod, se stabilizează prin formarea sulfurii de litiu, Li2S, proces care are loc în două etape, și anume, în prima etapă are loc formarea combinației Li2FeS2, iar în cea de-a doua etapă are loc descompunerea combinației cu obținerea de sulfură de litiu și fier.

1°.5) Pile primare cu activare. Pila ,,buton”

Pilele primare cu activare sunt pile uscate fără electrolit și sunt folosite în vestele de salvare cu care sunt dotate avioanele și vapoarele.

În cazul pilelor primare cu activare, reacțiile chimice secundare indezirabile care conduc autodescărcarea pot fi evitate prin punerea în funcțiune, adică activarea pilei numai cu puțin timp înainte de utilizare. Activarea acestor pile se poate face:

prin contactul cu apa (de mare sau de râu);

În cazul pilelor cu activare încorporate în vestele de salvare cu care sunt dotate avioanele și vapoarele, la contactul cu apa de mare, pila se activează automat și pune în funcțiune un generator de semnal pentru a facilita localizarea pasagerilor.

Pilele de activare uscate fără electrolit au un anod de magneziu și un catod de cupru, acoperit cu clorură de cupru (I), CuCl, și funcționează numai la contactul cu apa de mare, care devine astfel electrolitul pilei.

Ecuația reacției redox generatoare de curent electric în pila cu activare cu anod de Mg și catod de Cu este: .

prin adăugarea sau regenerarea soluției de electrolit lichid;

prin încălzirea pilei – activare termică;

prin dezobturarea unui orificiu pentru a permite oxigenului din aer să intre în contact cu masa activă – activare cu gaz.

O pilă activată prin gaz foarte interesantă este plia zinc/aer cunoscută și sub numele de bateria ,,buton” zinc/aer.

Reacțiile chimice de electrod care au loc sunt reprezentate prin ecuațiile:

Reacția chimică globală poate fi reprezentată prin ecuația chimică:

Avantajele deosebite ale bateriei ,,buton” zinc/aer sunt legate de constața în timp a tensiunii electromotoare și activarea ușoară – prin ruperea unui sigiliu din plastic; aceste pile sunt folosite pe scară largă la protezele auditive.

2°) Pile electrochimice secundare / acumulatori

Pilele electrochimice secundare sau acumulatorii pot funcționa atât ca sisteme conduse – la încărcare cât și ca sisteme autoconduse la descărcare. Condiția esențială pentru un acumulator este aceea ca reacțiile de oxidare și de reducere ce se desfășoară la electrozi să fie reversibile.

Acumulatorul cu plumb

Acumulatorul cu plumb, cu puține excepții privind elementele constructive, este una dintre puținele invenții care a ajuns la vârsta venerabilă de 158 de ani fără prea multe modificări.

În anul 1859, fizicianul francez Gaston Planté (1834-1889) revoluționează domeniul pilelor electrochimice construind o pilă reîncărcabilă cu un potențial aplicativ practic nelimitat – acumulatorul acid, cunoscut și sub numele de acumulatorul cu plumb, folosit la alimentarea cu energie electrică a automobilelor.

Acumulatorul cu plumb pentru autoturisme are 6 celule legate în serie, iar pentru autocamioare are 12 celule legate în serie, fiecare celulă având o tensiune electrică de 2V.

Fiecare celulă a acumulatorului cu plumb are anodul (−) constituit din grile/grătare de plumb ale căror ochiuri sunt umplute cu plumb spongios, Pb iar catodul (+) constituit din grile/grătare de plumb ale căror ochiuri sunt umplute cu dioxid de plumb, PbO2. Anodul și catodul sunt scufundați într-un electrolit care este o soluție de acid sulfuric, H2SO4 de concentrație procentuală 38% și cu densitatea de 1,28 g/cm3.

Reacțiile de electrod ce se desfășoară în procesele de descărcare (→) și încărcare (←) în acumulatorul cu plumb sunt reprezentate prin ecuațiile chimice:

Reacția chimică globală generatoare de curent electric continuu poate fi reprezentată prin ecuația chimică:

Acest mecanism de reacție este cunoscut în chimie sub numele de teoria dublei sulfatări. În timpul funcționării, când acumulatorul se descarcă, electrolitul se consumă și concentrația, respectiv densitatea lui scade. Acumulatorul cu plumb poate fi reîncărcat prin conectarea lui la o sursă de curent electric continuu, cu polaritatea inversată.

Autodescărcarea acumulatorilor cu plumb este foarte pronunțată, antrenând zilnic pierderea a 0,5-1% din capacitate. Reacțiile chimice care pot avea loc în circuit deschis (autodescărcare) sunt reprezentate prin ecuațiile chimice:

Pentru un acumulator cu plumb încărcat 100%, tensiunea electromotoare este E = 12,7V și densitatea electrolitului este ρ = 1,29 g/cm3, densitate ce coresunde unei concentrații procentuale de 38% acid sulfuric.

Celule de electroliză. Electroliza – proces redox

Celulele de electroliză sunt sisteme electrochimice conduse, în care, cu ajutorul energiei electrice debitată de o sursă exerioară de curent electric continuu, se produc reacții de oxido-reducere la electrozi.

O celulă de electroliză are doi electrozi: electrodul conectat la borna pozitivă a sursei de curent electric continuu care se numește anod, A(+) și electrodul conectat la borna negativă care se numește catod, K(−). Electroliții sunt substanțe chimice (săruri, acizi, baze, oxizi) care conduc curentul electric în soluție apoasă sau topitură prin intermediul ionilor.

La trecerea curentului electric prin celula de electroliză, electrozii se încarcă cu sarcină electrică pozitivă – anodul, A (+) și negativă – catodul, K(−), ceea ce face ca ionii din soluția sau topitura de electrolit să fie atrași spre electrozii de semn contrar unde au loc reacții chimice redox.

La anod, A(+) are loc reacția de oxidare – procesul electrochimic de cedare de electroni, iar la catod, K(−) are loc reacția de reducere – procesul electrochimic de acceptare de electroni.

Electroliza reprezintă totalitatea proceselor care se produc la trecerea curentului electric continuu prin soluția / topitura unui electrolit și constă în:

deplasarea de substanță prin migrarea ionilor la electrozi: ionii negativi migrează spre anod A(+), motiv pentru care se numesc anioni, iar ionii pozitivi migrează spre catod K(−), motiv pentru care se numesc cationi.

descărcarea (neutralizarea) ionilor la electrozi: la anod A(+) are loc procesul de oxidare a anionilor, iar la catod K(−) are loc procesul de reducere a cationilor. Reacțiile chimice de oxido-reducere care au loc la electrozi – oxidare la anod și reducere la catod – se numesc reacții principale.

formarea produșilor finali ca molecule stabile. Reacțiile chimice de formare a produșilor finali de electroliză se numesc reacții secundare.

Legile electrolizei

În anul 1833, pe baza a numeroase experimente, fizicianul și chimistul englez Michael Faraday (1791-1867) a formulat cele două legi ale electrolizei:

Prima lege a electrolizei: Cantitate de substanță, m produsă prin electroliză, la un electrod, este direct proporțională cu cantitatea de electricitate (sarcină electrică), Q care străbate electrolitul, în timpul electrolizei.

A doua lege a electrolizei: În timpul electrolizei, masele substanțelor care se formează sau se transformă la electrozi, la trecerea aceleiași cantități de electricitate, sunt direct proporționale cu echivalenții lor chimici.

Electroliza este un proces important în industria electrochimică deoarece permite:

-obținerea unor metale reactive – potasiu (K), sodiu (Na), magneziu (Mg), calciu (Ca), aluminiu (Al);

Electroliza este principalul procedeu prin care se obțin metalele cele mai reactive. Metalele alcaline și alcalino-pământoase se obțin prin electroliza combinațiilor lor naturale în stare topită, de exemplu, sodiul, Na se obține din clorura de sodiu (NaCl), potasiul, K din clorura de potasiu (KCl), calciul, Ca din fluorura de calciu (CaF2), magneziul, Mg din clorura de magneziu (MgCl2). Aluminiul, Al se obține prin electroliza topiturii de oxid de aluminiu (Al2O3). Metalele mai puțin active se obțin prin electroliza unor compuși ai lor în soluție apoasă.

Metalele care au potențialele standard de reducere se pot obține prin electroliza sărurilor lor, doar în topitură.

-obținerea unor nemetale – hidrogen (H2), oxigen (O2), fluor (F2), clor (Cl2), iod (İ2);

-obținerea unor substanțe compuse: hidroxid de sodiu (NaOH – soda caustică), hidroxid de potasiu (KOH – potasa caustică).

Electroliza clorurii de sodiu, NaCl

Electroliza de clorurii de sodiu în topitură

Sodiul, Na se obține prin electroliza topiturii de clorură de sodiu, NaCl (sarea de bucătărie). Electroliza se realizează într-o celulă de electroliză numită Down.

Clorura de sodiu, NaCl (sarea de bucătărie) se topește la temperatura t = 802°C.

În topitura obținută, ionii de sodiu, și de clor, se deplasează liber. La trecerea curentului electric continuu prin celula de electroliză, cei doi electrozi creează în jurul lor câmpuri electrice. Sub acțiunea acestor câmpuri, ionii negativi de clor se vor deplasa spre anod A(+), iar ionii pozitivi de sodiu se vor deplasa spre catod K(−).

La anodul din grafit, fiecare ion de clor cedează un electron anodului, se oxidează și trece în atom liber de clor; atomii de clor se vor uni doi câte doi, printr-o legătură covalentă nepolară în molecule de clor. Astfel, în spațiul anodic al celulei de degajă clor.

La catodul din oțel, fiecare ion de sodiu acceptă un electron de la catod, se reduce și trece în atom liber de sodiu, care se depune la catod.

Procesele electrochimice de la electrozi sunt:

La electroliza clorurii de sodiu în topitură, practic, electrolitul supus electrolizei este un amestec de clorură de sodiu, NaCl; 41 – 42% și clorură de calciu, CaCl2 58 – 59%, deoarece acesta are o temperatură de topire mai mică (600°C) decât clorura de sodiu (802°C) respectiv, clorura de calciu (772°C). la anod se obține clor, iar la catod se obține sodiu, Na de puritate 99,95%.

Electroliza de clorurii de sodiu în soluție apoasă

În industria clorosodică, procedeul de bază este electroliza soluției de clorură de sodiu din care se obține clor (Cl2), hidrogen (H2) și hidroxid de sodiu (NaOH).

În soluția apoasă concentrată de clorură de sodiu se găsesc ionii și rezultați prin dizolvarea clorurii de sodiu, NaCl în apă, H2O și ionii și rezultați prin disocierea electrolitică a apei:

La anod A(+) migrează ionii și unde se descarcă ionii de clor, și se va degaja clorul, Cl2, iar la catod K(−) migrează ionii și unde se descarcă ionii hidroniu, și se va degaja hidrogenul, H2. În soluție rămân ionii și .

Ecuațiile reacțiilor chimice care au loc la electrozi sunt:

Ecuația reacției chimice totale este:

Clorul, Cl2 și hidroxidul de sodiu, NaOH rezulate prin electroliză pot reacționa, obținându-se hipoclorit de sodiu, NaClO, clorură de sodiu, NaCl și apă, H2O, conform ecuației chimice: .

Pentru a împiedica această reacție în care se consumă doi produși de reacție principali – clorul și hidroxidul de sodiu, se utilizează procedeul cu diafragmă și procedeul cu catod de mercur.

Electroliza apei, H2O

În apa pură există molecule de apă, , ioni hidroniu, și ioni hidroxil, proveniți prin ionizarea / disocierea apei, conform ecuației reacției chimice (autoprotoliza apei): . Deoarece concentrațiile molare ale ionilor hidroniu și hidroxil, în apa pură, sunt foarte mici (), aceasta conduce foarte slab curentul electric și electroliza se desfășoară cu viteză foarte mică.

Pentru a mări conductibilitatea electrică a apei, se acidulează apa cu acid sulfuric, H2SO4 sau se alcalinizează apa cu hidroxid de sodiu, NaOH.

Electroliza apei acidulate

În apa acidulată cu acid sulfuric, H2SO4 se găsesc ionii proveniți din disocierea apei și a acidului sulfuric: și :

La anod A(+) migrează ionii și unde se descarcă ionii hidroxil, și se degajă oxigen, O2; în spațiul anodic electrolitul devine acid. La catod K(−) migrează ionii care se descarcă și se degajă hidrogen, H2; în spațiul anodic electrolitul devine bazic.

Ecuațiile reacțiilor chimice care au loc la electrozi sunt:

Ecuația reacției chimice totale este:

Procesele de oxido-reducere de la electrozi pot fi reprezentate și prin ecuațiile chimice:

Electroliza apei alcalinizate

În apa alcalinizată cu acid hidroxid de sodiu, NaOH se găsesc ionii proveniți din disocierea apei și dizolvarea hidroxidului de sodiu: și .

La anod A(+) migrează ionii care se descarcă și se degajă oxigen, O2; în spațiul anodic electrolitul devine acid. La catod K(−) migrează ionii și unde se descarcă ionii hidroniu, și se degajă hidrogen, H2; în spațiul catodic electrolitul devine bazic.

Ecuația reacției chimice totale este:

Electroliza apei este o metodă importantă de obținere a hidrogenului și a oxigenului, gaze care pot fi apoi folosite ca materii prime în pila de combustie hidrogen-oxigen.

Electroliza oxidului de aluminiu, Al2O3

Aluminiul se obține numai pe cale elctrolitică, prin electroliza oxidului de aluminiu, Al2O3 care se extrage din bauxită, cel mai important minereu de aluminiu.

Procedeul obținerii aluminiului pe cale electrolitică din bauxită are loc în două etape și a fost inventat, în mod independent și aproape simultan, de către chimistul american Charles Martin Hall (1863-1914) și de fizicianul francez Paul Héroult (1863-1914), în anul 1886.

Electroliza oxidului de aluminiu, Al2O3 topit pentru obținerea aluminiului, Al are loc în cea de-a doua etapă a procedeului. Deoarece punctul de topire al oxidului de aluminiu este 2045°C, o temperatură extrem de ridicată pentru instalațiile de electroliză și pentru că, topitura de oxid de aluminiu nu prezintă conductibilitate electrică ridicată, se utilizează ca electrolit o topitură de oxid de aluminiu, Al2O3 în amestec cu criolit, Na3[AlF6], amestec care are o temperatură de topire de aproximativ 960°C și prezintă conductibilitate electrică mare.

În celula de elctroliză se lucrează cu catod de oțel (cuva de electroliză), iar anodul este format dintr-un set de blocuri/bare din grafit suspendate de o bară și introduse în topitura de electrolit. În topitura de electrolit sunt prezenți ionii .

Ecuațiile reacțiilor chimice care au loc la electrozi sunt:

Anodul se consumă în timpul procesului de elctroliză conform ecuației reacției chimice:

Ecuația reacției chimice totale este:

Oxidul de aluminiu se introduce continuu în electrolizor, iar aluminiul obținut în stare lichidă, de puritate 99,7 – 99,8% se depune în partea inferioară a celulei de unde este evacuat periodic.

Știați că …?

… pentru producerea unei tone de aluminiu se consumă 15000 kWh?

… producerea pe cale electrolitică a aluminiului reprezintă un proces energofag, care necesită cantități foarte mari de energie electrică, în special pentru obținerea topiturii de electrolit? De aceea, aluminiul este un metal care trebuie recuperat și reciclat.

Electroliza sulfatului de cupru, CuSO4

Cuprul, Cu fiind un metal cu potențial standard de reducere mare ( se poate obține prin reducerea la catod a ionilor de cupru dintr-o soluție apoasă de sulfat de cupru: electroliza soluției apoase de sulfat de cupru, CuSO4 cu electrozi inerți.

În soluția apoasă de sulfat de cupru, CuSO4 se află ionii rezultați prin dizolvarea sulfatului de cupru în apă și prin disocierea electrolitică a apei:

La anod migrează ionii și unde se descarcă ionii hidroxil, și se degajă oxigen, O2; în spațiul anodic electrolitul devine acid. La catod migrează ionii și unde se descarcă ionii de cupru, ; pe catod se depune cupru metalic.

Ecuațiile reacțiilor chimice care au loc la electrozi sunt:

Ecuația reacției chimice totale este:

Procesele care au loc la anod, A(+) pot fi reprezentate prin ecuațiile chimice:

La anod se degajă oxigen, O2, iar în spațiul anodic electrolitul devine acid, conform ecuației reacției chimice între ionii hidroniu, și sulfat, :

Prin electroliza soluției de sulfat de cupru se obține cupru brut din care se poate obține cupru de puritate înaltă (>99,9%) prin electroliza soluției de sulfat de cupru, CuSO4 acidulată cu acid sulfuric, H2SO4, cu catod și anod de cupru: anodul este format din plăci groase de cupru brut – cupru impurificat cu alte metale (fier, zinc, nichel, cobalt, argint, aur, platină), iar catodul este format din plăci subțiri de cupru pur, intercalate printe plăcile anodice.

În soluția apoasă de sulfat de cupru, CuSO4 se află ionii rezultați prin dizolvarea sulfatului de cupru în apă și prin disocierea electrolitică a apei:

Ecuațiile reacțiilor chimice care au loc la electrozi sunt:

Electroliza se realizează la tensiune electrică mică, U = 0,4V; anodul este solubil, deci se dizolvă și trece în soluție sub formă de ioni de cupru, , iar la catod de depune cupru metalic (cupru de puritate înaltă).

CAPİTOLUL 2. METODE Șİ PROCEDEE DİDACTİCE UTİLİZATE ÎN STUDİUL CHİMİEİ

Mod de lucru:

Exemplu:

v1

v2