Reactii chimice
Majoritatea reactiilor chimice se petrec in mediu apos. Apa, ca solvent, joaca un rol important reactiile chimice.
Rolul apei ca solvent
ExempluSe considera un aparat simplu pentru masurarea curentului electric.
H2OKBr dizolvat in H2O
electrolit
KBr K+(aq) + Br-(aq)apa
K+Br-
H2O -+
H2O -+
H2O -+
H2O -+
H2O -+
H2O -+
Br-
H2O -+
H2O -+H2O -+
H2O -+
H2O -+
H2O -+
K+
H2O -+
H2O -+
H2O -+
H2O -+
Apa dizolva si unele substante covalente Cum ar fi zaharul C12H22O11, glicolul, C2H6O2, HCl, etc
HCl H+(aq) + Cl-(aq)apa
Cationul interactioneaza puternic (interactiuni chimice) cu moleculele de apa rezultand ionul oxoniu care se scrie uzual H3O+.
Interactiunile apei cu cationi de natura s si p sunt preponderent electrostatice in timp ce interactiounile apei cu cationi de tip d sunt de natura covalenta.
Clasificarea reactiilor chimice in mediu apos
-Reactii de precipitare-Reactii acido-bazice-Reactii de oxido-reducere (redox)-Reactii de complexare
-Reactii de combinare X + Y→ Z-Reactii de descompunere Z → X+Y-Reactii de inlocuire X + YZ → XZ + Y
Reactii de precipitare
Prin amestecarea solutiilor de azotat de bariu si sulfat de cupru (II) rezulta un precipitat insolubil
Ba(NO3)2 + CuSO4 BaSO4(ppt) + Cu(NO3)2
Ba2+ + 2 NO3- + Cu2+ + SO4
2- BaSO4(ppt) + Cu2+ + 2 NO3
-
NaCl(aq) + AgNO3(aq) -----> NaNO3(aq) + AgCl(s)
Na+(aq) + Cl-(aq) + Ag+(aq) + NO3-(aq) ------> Na+(aq) + NO3
-(aq) + AgCl(s)
Ecuatia reactiei chimice
Ecuatia reactiei chimice – forma ionica
Ag+(aq) + Cl-(aq) ------> AgCl(s)
Ecuatia reactiei chimice – forma neta
2KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) -> 2KNO3(aq) + PbI(s)
Pentru scrierea corecta a unui proces de precipitare : -se identifica ionii prezenti in solutie-se considera posibilele interactiuni cation-anion-se determina combinatia de anion-cation insolubila
AgNO3(aq) + Na2S(aq)
Ag2S si NaNO3
Ag+ si NO3−
Na+ si S2−
2AgNO3(aq) + Na2S(aq) Ag2S(s) + 2NaNO3(aq)
2Ag+(aq) + 2NO3−(aq) + 2Na+(aq) +S2−(aq) Ag2S(s) + 2Na+(aq) + 2NO3
−(aq)
2Ag+(aq) + S2−(aq) Ag2S(s)
BaCl2(aq) + Na2SO4(aq) BaSO4(s) + 2NaCl(aq)
Ba2+(aq) + 2Cl−(aq) + 2Na+(aq) + SO42−(aq) BaSO4 (s) + 2Na+(aq) + 2Cl−(aq)
Ba2+(aq) + SO42−(aq) ® BaSO4(s)
Reactiile acido-bazice
Reactiile acido-bazice (de neutralizare) au fost considerate initial reactiile dintre un acid si o baza. Acest concept s-a schimbat mult in ultimii ani.
I. Arrhenius – un acid este o substanta care in mediu apos pune in libertate H+, iar o baza este o substanta care pune in libertate grupari OH- la dizolvarea in apa.
II. Bronsted - un acid este orice specie chimica care poate dona un proton iar o baza este reprezentata de orice specie chimica capabila de a accepta un proton.
BrønstedAcid:Proton - donor
Base:Proton - acceptor
HCl + H2O → H3O+ + Cl–
Acid Baza Acid Baza conjugat conjugata
CH3CO2H + H2O CH⇄ 3CO2- + H3O-
In reactiile acido-bazice fiecare specie considerata acid are o baza conjugata corespunztoare si fiecare specie bazica are un acid conjugat corespunztor.
Acid Baza Baza conjugata Acid conjugat
Pereche conjugata
Pereche conjugata
NH3 + H2O NH4+ + OH-
HCl + NH3 NH4+ + Cl-
Acid Baza acid conj baza conj
Un acid puternic este un acid care disociaza complet in apaHA = H+ + A-
H2O = H+ + OH-,
Scala pH este definita ca fiind – logaritm din concentratia de H+:
pH = -log[H+] similar, pOH = - log [OH-]
Exempludaca
H+ = 0.0001M = 10-4;log din 10-4 = -4;
pH = - log [ H+] = - log (10-4) = - (-4) = +4 pH=4
DacaOH- = 0.001M = 10-3;
pOH = -log [OH-] = -log (10-3) = +3pOH=3
pH = 14 - pOH; pH = 14 - 3 = 11
7
14
0
pH neutru
pH acid
pH bazic
III. Lewis – un acid este o specie capabila de a accepta o pereche de electroni, o baza este o specie capabila de a ceda o pereche de electroni
BF3 si AlCl3, sunt specii de tip acid Lewis deoarece poseda orbitali vacanti si au capacitatea de a gazdui perechi de electroniAlte specii de tip acid Lewis sunt TiCl4, FeCl3, ZnCl2, and SnCl4.
BAZE LEWIS
Reactii de oxido-reducere
Sunt reactiile cu transfer de electroni .
Fie reactia 2Mg(s) + O2(g) → 2 MgO (s)
Transferul de electroni are loc de la magneziu spre oxigen .
Reactia de oxidoreducere (redox) este un proces dublu format din:
Oxidarea Mg - 2e-→ Mg2+, magneziul este considerat agentul reducator .Oxidarea este procesul in care se pierd electroni.
Reducerea 1/2O2 +2e- →O2-, oxigenul este considerat agentul oxidantReducerea este procesul care are loc cu acceptare (castig) de electroni.
Numarul de oxidare – se utilizeza pentru monitorizarea schimbului de electroni. Fiecare atom dintr-o molecula sau specie chimica poliatomica are un numar de oxidare NO specific sau “stare de oxidare”. Numarul de oxidare se exprima printr-un numar intreg precedat de + sau – pentru determinarea sarcinii.
Regulile de determinare a numarului de oxidare
-Numarul de oxidare pentru orice atom aflat in stare elementala este 0-Pentru un ion monoatomic , numarul de oxidare este egal cu sarcina ionului-Suma numerelor de oxidare a atomilor dintr-un compus neutru este egala cu 0-Pentru elementele din grupa 1, numarul de oxidare este +1 in toti compusii-Pentru elementele din grupa 2, numarul de oxidare este +2 in toti compusii-Pentru hidrogen numarul de oxidare este +1 in toate combinatiile acestuia cu nemetale si -1 in toate combinatiile cu metale (hidruri metalice)-Pentru fluor numarul de oxidare este -1 in toti compusii-Pentru oxigen numarul de oxidare este -2 in toti compusii cu exceptia peroxizilor unde numarul de oxidare este -1-Pentru grupa 17 numarul de oxidare este -1 in toate combinatiile cu exceptia combinatiilor cu oxigenul.-Pentru elementele din blocul p numarul de oxidare maxim este egal cu numarul grupei cu exceptia F si O.
Element Stare de oxidare Compus sau ionFe +2 Fe2+
+3 Fe3+
Zn 0 Zn +2 Zn2+
O -1 H2O2
0 O2
-2 H2O
Cr +6 Cr2O72-
+3 Cr3+
+6 CrO42-
Mn +7 MnO4-
+6 MnO42-
+4 MnO2
+2 Mn2+
C +3 H2C2O4
+4 CO2
+4 CO32-
+2 CO
Pentru scrierea corecta a unei reactii redox se vor urma pasii:
1.Se determina numarul de oxidare pentru toate elementele chimice 2.Se identifica speciile care se oxideaza respectiv care se reduc3.Se determina numarul de electroni pierduti in procesul de oxidare si castigati in cel de reducere4. se completeaza ecuatia prin multiplicarea uneia sau sau a ambelor procese cu numarul de electroni corespunzator (pierduti sau castigati).
Exemplu
AgNO3 + Cu → Ag + Cu (NO3)2
+1+5-2 0 0 +2+5-2
Oxidare Cu → Cu2+ + 2e- Reducere (Ag+ + e- → Ag) • 2
2Ag+ + Cu → Cu2+ + 2Ag sau2AgNO3(aq) + Cu(s) → 2Ag(s) + Cu(NO3)2(aq)
)l(OH)s(I)aq(CrI)aq(KI)aq(HI)aq(OCrK 223722
210131111261
OHICrIKIHIOCrK 223722
Numarul de oxidare al iodului creste de la -1 la 0 . La Cr numarul de oxidare descreste de la +6 la +3.
Cr+6 +3e →Cr+3 reducere
I-1 -1e→I0 oxidare
Iodul in HI pierde 1e iar Cr castiga 3e.
OHI3CrI2KIHI6OCrK 223722
OH7I3CrI2KI2HI14OCrK 223722
0 0 +1 -2 2( H0 H+1 +e-) OxidareH2 + O2 H2O 2e- + O0 O-2 Reducere
2 H2 + O2 2 H2O
+2 -2 0 0 2e- + Hg+2 Hg0 Reducere
HgO O2 + Hg O-2 O0 + 2e- Oxidare
2 HgO O2 + 2 Hg
+1 +5-2 +1 -1 0 6e- + Cl+5 Cl-1 Reducere
KClO3 KCl + O2 3( O-2 O0 + 2e-) Oxidare
2 KClO3 2 KCl + 3 O2
+1 -1 0 +2 -1 0 2( e- + H+1 H0) Reducere
HCl + Zn ZnCl2 + H2 Zn0 Zn+2 + e- Oxidare
2 HCl + Zn ZnCl2 + H2
0 +1 +5 -2 +2 -2 +2 +5 -2 +1 -2 2( 3e- + N+5 N+2) ReducereCu +H(NO3) NO + Cu(NO3)2 + H2O 3( Cu0 Cu+2 + 2e-) Oxidare
3 Cu + 8 HNO3 4 H2O + 2 NO + 3 Cu(NO3)2
+1 +6 -2 +1 -1 0 +3 -1 +1 -2 +1 -1 3( Cl-1 Cl0 + 1e-) OxidareK2(Cr2O7) + HCl Cl2 + CrCl3 + H2O +KCl 3 e- + Cr+6 Cr+3 Reducere
K2(Cr2O7) + 14 HCl 3 Cl2 + 7 H2O + 2 CrCl3 + 2 KCl
+1 +7 -2 +1 +2 -3 +1 -2 +4 -2 +1 -2 +1 +1 -2 +4 -3
KMnO4+K(CN) +H2O MnO2 +K(OH) +K(OCN)
3( C+2 C+4 +2e-) Oxidare 2(3e- + Mn+7 Mn+4) Reducere
2 KMnO4 + 3 KCN + H2O 2 MnO2 + 2 KOH + 3 K(OCN)
+1 +7 -2 +1 +3 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +4-2 +1 -2 +1 +6-2
KMnO4+ H2C2O2 +H2SO4 MnSO4 +CO2 + H2O + K2SO4
5e- + Mn+7 Mn+2 Reduction 5( C+3 C+4 + e-) Oxidation
2 KMnO4 + 5 H2C2O4 + 3 H2SO4 2 MnSO4 + 10 CO2 + 8 H2O + K2SO4
-4 +1 0 +1 -2 +4 -2 C-4 C+4 +8e- OxidareCH4 + O2 H2O + CO2 4( 2e- + O0 O-2 ) Reducere
CH4 + 2 O2 2 H2O + CO2
0 +4 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 -2 Pb0 Pb+2 + 2e- OxidarePb + PbO2 + H2SO4 PbSO4 + H2O 2e- + Pb+4 Pb+2 Reducere
Pb + PbO2 + 2 H2SO4 2 PbSO4 + 2 H2O
+8/3 -2 +2 -2 0 +4 -2 4 ( C+2 C+4 + 2 e-) OxidareFe3O4 + CO Fe + CO2 3 ( 8/3 e- + Fe+8/3 Fe0) Reducere
Fe3O4 + 4 CO 3 Fe + 4 CO2
Zn (s) + Cu2+ (aq) ------> Zn2+ (aq) + Cu (s).
Eocell = Eo
cathode - Eoanode
Cu2+ + 2 e- ----> Cu este +0.34 V
Zn2+ + 2 e- -----> Zn, este-0.76 V
Eocell = +0.34 - (-0.76) = +1.10 V
Seria activitatii metalelor
Metalele pot fi aranjate in functie de abilitatea de a dezlocui hidrogenul din combinatiile lui . Cele mai reactive metale sunt cele din grupele 1 si 2 principale.
Metalele situate inaintea hidrogenului in seria reactivitatii chimice il pot dezlocui pe acesta din compusii sai. Acestea au caracter metalic pronuntat.
Cele situate dupe hidrogen sunt metale considerate mai putin reactive, nu pot dezlocuiHidrogenul din combinatiile acestuia.
KNaLiCaMgAlZnFeNiSnPbH
CuHgAgAu
Fe + CuSO4 Cu + Fe2(SO4)3
Li + H2O LiOH + H2
Ni + NaCl
2Al + 3H2O 3H2 + Al2O3 Inlocuiesc hidrogenul din apa
Inlocuiesc hidrogenul din acizi
Nu pot inlocui hidrogenul
Reactiile cu formare de complecsi
M + nL: →MLn
M =atom central care poseda orbitali vacanti care pot gazdui perechi de electroni (acid Lewis)L; = ligand, specie care are capacitatea de a ceda perechi de electroni (baza Lewis)
4 CoCl2·6H2O + 4 [NH4]Cl + 20 NH3 + O2 → 4 [Co(NH3)6]Cl3 + 26 H2O
Co2+(aq) + 4 Cl [CoCl4]2(aq)Co(H2O)6
2+ + 4 Cl CoCl42(aq) + 6 H2O
CuSO4 + 4 NH3 Cu(NH3)4SO4
Fe(ClO4)3 + 6KCN K3[Fe(CN)6] + 3KClO4
Fe3+ + 6 CN [Fe(CN)6]3
Fe(H2O)63+ + 6 CN Fe(CN)6
3 + 6 H2O
Trecerea unui sistem chimic din starea initiala in starea finala, in anumite conditii de temperature si presiune impuse si cu schimbarea proprietatilor materiei intre cele doua stari se numeste transformare chimica.
Sistemul in stare initiala
Sistemul in stare finala
Transformare chimica
O transformare chimica poate fi pusa in evidenta experimental prin masurarea unor proprietati a sistemului dat. De exemplu se poate pune in evidenta disparitia cantitativa a unei specii chimice din sistemul initial si aparitia alteia noi in sistemul final utilizand modelul de reactie chimica. Speciile chimice ce dispar in cursul unei transformari se numesc reactanti, iar speciile care apar se numesc produsi de reactie. Intr-o reactie chimica se tine cont de proportiile in care dispar reactivii si apar noii produsi in cursul evolutiei sistemului. Modelul de reactie chimica nu preconizeaza natura fizico-chimica a transformarii conditiile experimentale, durata sau caracterul partial sau total al transformarii.
Legea conservarii asociata unei reactii chimiceO reactie chimica reprezinta un model care se traduce prin rearanjarea legaturilor chimice intre atomii ce intra in discutie. A efectua o reactie chimica inseamna deci a rupe si a reconstrui legaturi chimice.De aici rezulta ca:•Numarul de atomi din fiecare element se conserva in timpul unei reactii chimice (legea lui Lavoisier)•Sarcina electrica se conservaFoarte riguros, masa nu se conserva in totalitate in timpul unei reactii chimice in care se elibereaza sau se absoarbe energie. In acelasi timp, in reactiile chimice uzuale, variatiile de masa sunt complet neglijabile fata de masa sistemului considerat.Daca discutam aspectul energetic al unei reactii chimice, pentru toate legaturile chimice care se rup in timpul unei reactii chimice este necesar un aport de energie dinspre exterior spre sistemul considerat. La formarea legaturilor chimice are loc o eliberare de energie. Bilantul energetic global al unei reactii chimice este dat de ruperea si formarea tuturor legaturilor din system in timpul transformarii chimice.O reactie chimica in urma careia se elibereaza energie se numeste reactie exoterma, iar una in care se absoarbe energie se numeste reactie endoterma. O reactie in care energia abosbita este egala cu cea cedata se numeste atermica. Ramura chimiei care studiaza pe larg aceste fenomene se numeste termodinamica.
Reactiile de echilibru sunt acele reactii chimice pentru care este adevarata afirmatia :Suma reactivilor=Suma produsilor de reactieExemplu2H2+O2=2H2O
N2+3H2=2NH3
Cu2++Zn=Cu+Zn2+
Exemplele de mai sus arata ca materia si sarcina electrica totala se conserva in timpul unei reactii chimice.Pentru ca o reactie chimica sa fie de echilibru este imperativ necesar ca atat masa cat si suma sarcinilor electrice sa se conserve.Bilantul unei ecuatii de echilibru poate fi scris sub forma :
Unde i se numeste numar stoechiometric ( nu are dimensiune). Acesta indica proportia in care dispar reactantii si apar
produsii de reactie.i>0 pentru un produs de reactie
i<0 pentru un reactant
Ai reprezinta o specie chimica exprimata in moli.
Pentru reactia de formare a apei, putem scrie ecuatia de bilant :
2H2O-2H2-O2=0.
In cazul acesta numarul stoechiometric arata ca pentru formarea a doi moli de apa dispar doi moli de oxigen si un mol de hidrogen.Pentru a caracteriza compozitia unui sistem utilizam urmatorii parametri :
Marime Simbol UnitateMasa constituentului i mi kgCantitatea de materie de constituent i i ni molConcentratia molara a constituentului i ci mol/L
Fie o specie Ai in solutie intr-un volum total de solvent V. Definim concentraia speciei Ai ca:
unde ni reprezinta cantitatea de materie de Ai exprimata in moli.
Notiuni de termodinamica si cinetica chimica
Termodinamica studiza formele de energie , mai ales transformarea lucrului mecanic in caldura si invers.
Din punct de vedere termodinamic trebuie definit sistemul, care este lcatuit dintr-un ansamblu de obiecte situate intr-un anumit domeniu din spatiu.Tot ceea ce nu este continut in sistem se numeste mediu exterior.Starea unui sistem se descrie printr-un ansamblu de parametri exteriori cum ar fi P, V, T , n…
PV=nRT
Energia interna
Principiul I al termodinamicii
Energia interna U, este definita ca suma tuturor energiilor schimbate de sistem cu mediul exterior.Aceste energii pot fi : lucru mecanic L exercitat asupra sistemului si cantitatea decaldura (Q) . Primul principiu al termodinamicii arata ca variatia energiei interne a unui sistem U nu depinde decat de starea initiala si finala a sistemului. U = Ufinal - Uinitial este independenta de transformarile care duc sistemul din stareainitiala in cea finala.Pentru un sistem care trece dintr-o stare initiala in una finala putem scrie: U = L + Q.
Energia unui sistem izolatDaca un sistem este izolat acesta nu va schimva energie cu exteriorul U = 0, si U = 0, sau U = constant. Energia unui sistem izolat este constanta.Energia pentru o transformare ciclicaDaca o transformare aduce un istem dintr-o stare initiala in una finala identica, transformarea este ciclica : U = Ufinal - Uinitial = 0 sau L + Q = 0 ; L = -Q
In termochimie , 2 tipuri de procese joaca rol important:1. Transformarile la volum constant. In acest caz toate reactiile au loc in sisteme inchise. V=const, dV=0 deci L este nul. In acest cazU = qPe intreg volumul :U =L+ QU = QV
2. Transformarile la presiune constnta. Sunt incluse aici toate transformarile care au loc la presiune atmosferica. In acest caz,Pfinal = Pinitial = Pext.Ufinal - Uinitial = -(Pfinal:Vfinal - Pinitial:Vinitial) + QP Introducand functia entalpieH=U+PV,H = QP
ΔHMsoara caldura de reactie la presiune constantaQP = ΔU+ PΔV= (U+PV)f -(U+PV)i= ΔH
Energia (L,Q) primita de un sistem este considerata >0 si se noteaza cu +, iar Energia (L,Q) cedata de un sistem se considera <0 si se noteaza cu -.
Daca H<0, procesul chimic este exotermDaca H>0, procesul chimic este endoterm
Energia se masoara in Joule [J], sau in calorii 1 cal = 4,184 Joules
Entropia unui sistem masoara gradul de dezordine al sistemului respectiv la temperatura la care are loc transformarea..
ΔS =ΔH/T (J.K-1) principiul II al termodinamicii
Pentru un corp perfect ordonat entropia este ula
Entropia creste o data cu cresterea temperaturii Sgaz >> Sliquid >> Ssolid
Variatia entropiei pentru o reactie chimica de tipul : aA + bB cC +dDEste ΔS°R= d S°D + c S°C - a S°A- b S°B
>0 >0H
S
<0 <0
Reactii endoterme
Reactii exoterme
Reactii violente
Reactii imposibile
Entalpia si entropia reprezinta motorul unei reactii chimice.Ele se combina pentru definirea lui G Energie libera a lui Gibbs
G=H-TS
Variatia energiei libereΔG=ΔH-TΔS permite
Interpretarea comportamentului reactiilor:ΔG<<0 Reactia totala
ΔG>>0 reactie imposibila
ΔG mic (>0 sau <0) Reactie de echilibru
ΔG=0 echilibru intre reactivi si produsii de reactie
Cinetica reactiilor chimice
Studiaza mecanismul si viteza reactiilor chimice. Prezice factorii care pot influenta viteza reactiilor chimice, temperatura, presiune,Concentratie, catalizori,…Asociaza viteza reactiei chimice cu mecanismul acesteia
Viteza reactiei chimice generale2A + 3B ---------> C + 2D
Viteza acestei reactii exprima variatia concentratiei de produsi sau de reactivi in unitatea de timp:
V(mole/s) = d[C]/dt = d[D]/(2.dt) = -d[A]/(2.dt) = -d[B]/(3.dt)
Pentru reactia A + B ---------> C + Dv = kt .[A].[B]
Pentru o reactie reversibila A + B <---------> C + D
k1t.[A].[B] = k2
t.[C].[D]
V1 = V2
Kt se numeste constanta de echilibru
[C].[D].k1t
[A].[B].k2t
= kt
Factorii care influenteaz viteza de reactie sunt -natura reactantilor-suprafata de contact-concentratia reactntilor-temperatura de reactie-efectul catalitic
Top Related