Reactiile Chimice [PDF]

Zitiervorschau

-Reactiile chimice – Reacțiile chimice sunt interacțiuni la nivel molecular dintre substanțe. Reprezentarea reacțiilor chimice se face cu ajutorul ecuațiilor chimice. Substanțele care reacționează între ele se numesc reactanți, iar substanțele rezultate în urma reacției se numesc produși de reacție. Reacțiile chimice se pot clasifica în: Reactia de combinare este reacția chimică în care doi sau mai mulți reactanți se unesc formând un singur produs de reacție. Formulă generală: A+B=AB De exemplu: amoniac + acid clorhidric = clorură de amoniu (țipirig): NH3 + HCl = NH4Cl Reacția de descompunere este reacția chimică în care un reactant se transformă în doi sau mai mulți produși de reacție. Formulă generală: AB=A+B De exemplu: carbonatul de calciu se descompune termic în oxid de calciu și dioxid de carbon: CaCO3=CaO+CO2 Reacția de substituție (înlocuire) este reacția chimică în care o substanță simplă ia locul unui element dintr-o substanță compusă. Formulă generală: A+BC=AC+B De exemplu: reacția dintre fier și soluția apoasă de piatră vânătă: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu↓ Reacția de schimb (de dublă înlocuire) este reacția chimică în care două substanțe compuse își schimbă între ele unele elemente. Formula generală: AB+CD=AD+CB De exemplu: reacția de recunoaștere a acidului sulfuric (dintre clorura de bariu și acidul sulfuric): BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl Reacția de neutralizare este reacția chimică dintre o bază și un acid, în urma cărora rezultă o sare și apă. Această reacție este o reacție de schimb. Formulă generală: H(radical) + (Metal)OH = H20 + (Metal)(Radical) De exemplu: HCl + NaOH = H2O + NaCl Reacția endotermă este reacția chimică cu absorbție de căldură. EX: H2O2 = H2O + 1/2O2 –Q Reacția exotermă este reacția chimică cu degajare de căldură. EX: NaOH + H2O = NaOH(aq) + Q

Calorimetria este știința măsurării căldurii degajate sau absorbite în diferite fenomene fizico-chimice ca transformări de stare, reacții chimice (inclusiv cele de metabolism), conducție electrică etc. Denumirea vine de la cuvintele calor ("căldură" în latină) și metron ("măsurare" în greacă). Savantul scoțian Joseph Black este considerat fondatorul calorimetriei. Pentru măsurări practice ale căldurii emise este folosit aparatul numit calorimetru. Capacitatea caloric a unei substante, reprezinta cantitatea de caldura necesara unui gram de substanta pentru a-si ridica temperature cu 1 grad; se mai numeste si caldura specifica.

Viteza unei reacţii chimice omogene reprezintă variaţia cantităţii de substanţă a reactantului sau produsului de reacţie într-o unitate de timp pe o unitate de volum al amestecului reactant. Cantitatea de reactant se exprimã în moli/L-adicã concentraţia molarã. Expresia vitezei de reacţie la o temperaturã constantã şi la cazuri simple, este direct proporţionalã cu produsul concentraţiilor reactanţilor ridicate la puteri egale cu ordinele parţiale de reacţie în raport cu componenţii (uneori sunt egale cu coeficienţii stoechiometrici). Avem o reacţie simplã: aA + bB = Produşi a,b = coeficienţi stoechiometrici Ecuaţia vitezei de reacţie: v = k. [A]nA. [B]nB

Reactiile Redox Reprezinta procesul chimic în care au loc simultan două semiprocese numite reducere şi oxidare. Reducerea = procesul chimic în care un atom acceptă electroni. Agentul reducător = specia chimică ce se oxidează Oxidarea = procesul chimic în care un atom cedează electroni. Agentul oxidant = specia chimică ce se reduce Numărul de oxidare ( N.O. )= numărul de electroni cedaţi sau acceptaţi de o specie chimică Reducători pot fi: -metalele Fe, Al, Mg, Ca, Na, K, etc. care au tendinţa de a se transforma în ioni pozitivi -nemetalele slab electronegative C, P, Si -cationi metalici la numere inferioare de oxidare: Sn2+, Fe2+, Cr2+ -compuşi ai nemetalelor cu numere de oxidare mici: P3−, N3−, S2−, X− (Cl−, Br−, I−), CO, Oxidanţi sunt: - halogenii în formă moleculară X2 (F2, Cl2, Br2, I2); -oxigenul O2 şi ozonul O3 -acizii oxigenaţi şi sărurile lor conţinând elemente la numere de oxidare mari CRITERII PENTRU STABILIREA NUMERELOR DE OXIDARE 1. N.O. al atomilor în stare liberă este 0. Na0 , Cl20 2. N.O. al ionilor mono şi poliatomici este egal cu sarcina ionului. Na+, Mg+2, Cl−, NO3−, NH4+. 3. N.O. al hidrogenului este +1. Excepţie fac hidrurile metalelor alcaline şi alcalinopământoase când N.O.H = – 1. Li+H−, Mg+2H2− 4. N.O. al oxigenului este – 2. Excepţie fac peroxizii când N.OO = – 1. H2+O2−. 5. NO. depinde de electronegativitatea elementelor. C−4H4+, C+2O−2, C+4O2−2.

Reactii acido-bazice Teoria disociației electrolitice A fost elaborată de Svante Arrhenius și Wilhelm Ostwald. Potrivit acestei teorii, acizii sunt acele substanțe care, în soluție apoasa, dau naștere la ioni H+, iar bazele sunt substanțele care, în aceleași condiții, dau naștere la ioni hidroxil HO-. Dezavantajul acestei teorii este că într-un solvent neapos, aceste substanțe sunt considerate nedisociate, deci fără proprietăți acido-bazice.Exemple conform acestei teorii: -acizi: acid clorhidric (HCl), acid sulfuric (H2SO4), acid acetic (CH3COOH) -baze: hidroxid de sodiu (NaOH), hidroxid de potasiu (KOH), hidroxid de calciu (Ca(OH)2), hidroxid de aluminiu Teoria protolitică A fost introdusă de către Robert Wilhelm Brønsted și, independent, de către chimistul englez Thomas Martin Lowry. Conform teoriei protolitice, acidul este specia chimică cu tendința de a ceda un proton (H+), iar baza este specia care are tendința de a accepta sau fixa un proton. Pierzând un proton, acidul se transforma într-o bază, numită baza conjugată, iar baza care acceptă un proton, se transformă într-un acid, numit acidul conjugat.Exemple conform acestei teorii: -acizi: ion amoniu(NH4+), ion hidroniu(H3O+) -baze: amoniac (NH3), ion acetat (CH3COO-); baze organice, care nu conțin hidroxil, ca: metilamină (CH3NH2), anilină (C6H7N), piridină(C5H5N) Teoria acido-bazică Conform acestei teorii, orice substanță care are o pereche de electroni neparticipanți ce pot fi puși în comun cu altă substanță, deficitară în electroni, formându-se o legatură covalentă coordinativă, se numește bază Lewis, iar orice substanță care poate accepta o pereche de electroni pentru a forma o legatură coordinativă se numește acid Lewis. Teoria a fost elaborată de către Gilbert Newton Lewis în anul 1923 și este susținută de Metoda Orbitalilor Moleculari. În general, un acid poate accepta o pereche de electroni în orbitalul neocupat de energie cea mai joasă (LUMO), și orice bază poate ceda electronii din orbitalul molecular de energie cea mai înaltă (HOMO).Exemple conform acestei teorii: -acizi: clorură de aluminiu (AlCl3), clorură de fier(III) (FeCl3), fluorură de bor (BF3) -baze: amoniac, piridină, α-dimetil-glioximă

Electroliza Electroliza este procesul de orientare și separare a ionilor unui electrolit (substanță a cărei molecule prin dizolvare sau topire se disociază în ioni, permițând trecerea curentului electric continuu) cu ajutorul curentului electric continuu. În procesul de electroliză, ionii pozitivi sau cationii sunt dirijați înspre catod (pol negativ), iar ionii negativi sau anionii înspre anod (pol pozitiv) unde își pierd sarcina și se depun sau intră în reacție chimică. La anod se produce un proces de oxidare, în timp ce la catod unul de reducere. Electroliza este un pasaj de curent electric direct printr-o substanță ionică care este fie topită, fie dizolvată într-un solvent potrivit, rezultând în electrolizor rezultatul reacțiilor chimice ce au avut loc între electrozi. Principalii componenți ai unei electrolize sunt: Electrolitul: este substanța ce conține ioni liberi ce au rolul de a transporta curentul electric în electrolizor. Electrolizorul: este vasul în care se desfășoară electroliza; Generatorul de curent continuu: furnizează energia electrică necesară pentru a crea descărcarea ionică în electrolit. Curentul electric este transportat printr-un circuit extern. Electrozii: sunt conductorii electrici care reprezintă interfața fizică între circuitul electric și electrolit. Ei sunt de două tipuri: catodul și anodul. Electrozii din metal, grafit sau din material semiconductor sunt folosiți pe scară largă. Pentru alegerea celui mai bun electrolit pentru electroliză se ține cont de reacțiile principale și secundare care au loc în timpul electrolizei și, bineînțeles, de costul de fabricație. Procesul-cheie al electrolizei este schimbul de atomi și ioni prin îndepărtarea sau adăugarea de electroni din circuitul extern. Produsele necesare de electroliză sunt, în unele stării fizice diferite de la electrolit la electrolit și pot fi eliminate de unele procedee fizice. De exemplu, la electroliza soluției de clorură de sodiu, producția va fi gazoasă și constă în degajarea de hidrogen și clor. Aceste producții gazoase formează bule pentru a fi colectate. Legile electrolizei au fost stabilite pe cale experimentala de catre Michael Faraday in anul 1834. Legile pun in evidenta legatura intre masa de substanta depusa la catod, tipul ei precum si de cantitatea de sarcina electrica care a trecut prin circuit.

Prima lege a electrolizei. A fost stabilita experimental, ea arata ca masa de substanta depusa la catod este proportionala cu intensitatea curentului elecric si cu timpul cat este inchis circuitul. m = k·I·t Produsul I·t = q reprezinta cantitatea de electricitate transportata de ioni in timpul electrolizei. Prima lege a electrolizei se exprima si sub forma m = k·q q reprezinta cantitatea de sarcina transportata de ioni in timpul electrolizei. k = m/q, k se exprima in g/C (gram/coulomb) k= m/I·t, k se exprima in g/A·s(gram/Amper·secunda) k se numeste echivalent electrochimic al substantei si reprezinta masa de substanta depusa electrolitic de catre un curent de un amper care circula timp de o secunda, sau masa depusa prin trecerea unui coulomb prin electrolit. Echivalentii electrochimici k ai diferitelor elemente sunt determinati experimental si sunt gasiti in tabele de constanta fizice. A doua lege a electrolizei. Stabileste natura echivalentului electrochimic in functie de tipul de cationi. Notand cu n valenta elementului si cu A masa lui atomica, raportul A/n se numeste echivalent-gram (echivalent chimic). k = C·A/n, in locul constantei C se utilizeaza C = 1/F k = (1/F)·A/n, exprima legea a doua a electrolizei, care se enunta in felul urmator: echivalentul electrochimic al unui element este proportional cu echivalentul lui chimic. Cele doua legi stabilite pe cale experimentala de catre M. Faraday pot fi reunite Prima lege a lui Faraday: m = k·I·t A doua lege a lui Faraday: k = (1/F)·A/n. Prin unirea lor rezulta: m = (1/F)·(A/n)·I·t.

Celule electrochimice O celula electrochimica este un dispozitiv in care energia chimica este transofrmata in energie electrica. Bateriile din aparatele electronice portabile, din lanterne, bateriile de ceas sau de calculator, acumulatorul de masina sunt exemple de celule electrochimice. Aceste celule se mai numesc si elemente galvanice sau volaice, dupa numele fizicienilor Luigi Galvani (1737 - 1789), respectiv, Alessandro Volta (1745 - 1827). Ei au inventat celulele electrochimice in urma unor 444e41e experimente prin care incercau sa elucideze unele aspecte ale fiziologiei animale.Se observa ca sistemul este format dintr-un ansamblu de placi asezate una peste alta. Aceasta a fost denumita pila, de la cuvantul din limba franceza, pille care inseamna teanc. O pila este formata din mai multe celule electrochimice. Pila lui Daniell O celula electrochimica in care are loc reactia de oxidare a zincului metalic cu ionii de Cu2+ dintr-o solutie de sulfat de cupru a fost realizata pentru prima data de John Frederic Daniell (1790 - 1845); ea ilustreeaza alcatuirea si functionarea oricarei celule electrochimice ACTIVITATE EXPERIMENTALA In paharul 2, atomii de zinc cedeaza electroni, transformandu-se in ioni Zn2+. Prin aceasta reactide de oxidare, placuta (bara) de zinc se consuma. Electronii cedati parcurg circuitul exeterior (acul voltmetrului se misca, indicand acest fenomen), ajung in paharul 1 si sunt acceptati de ionii de Cu2+, care se readuc la cupru metalic. Acesta se depune pe placuta (bara) de cupru, masa crescand vizibil, iar solutia din pahar se decoloreaza. In urma reactiei de oxidare, in paharul 2 solutia are un surplus de ioni Zn2+ si in urma reactiei de reducere, solutia din paharul 1 are un deficit de ioni Cu2+. Ionii Cl si K+ se vor deplasa spre capetele tubului in forma de U si vor trece in solutiile din paharele 2 si respectiv 1 pentru a asigura neutralitatea electrica a celor doua solutii Paharul care contine placuta (bara) de metal si solutia unei sari a cationului metalic respectiv formeaza un ansamblu care se numeste semicelula. Specia chimica din cuplul redox studiat care este sub forma de metal are si rol de conductor metalic. El se numeste electrod. Cand electrozii din cele doua semicelule sunt legati printr-un fir electric, electronii rezultati din reactia de oxidare a zincului din semicelula 2 ajung, prin circuitul exterior, in semicelula 1, unde sunt acceptati de ionii de Cu2+, care se reduc. Electronii care se deplaseaza prin circuitul exterior constituie un curent electric si astfel celula electrochimica este folosita ca sursa de electricitate.

Tubul in forma de U se numeste punte de sare, deoarece face legatura intre cele doua semicelule si este umplut cu o solutie saturata de sare. Rolul puntii de sare este de a asigura transportul curentului electric prin intermediul speciilor ionice, precum si neutralitatea electrica a solutiilor din cele doua semicelule. In pilele comerciale, tubul in forma de U este inlocuit cu un perete poros, impregnat cu o solutie saturata de sare. Bateria este un mediu electrochimic de stocare a energiei. La descărcare se transformă energia chimică în energie electrică cu ajutorul unei reacții (redox) electrochimice.De la inventarea primei baterii, așa numita pilă voltaică, în anul 1800 de către fizicianul italian Alessandro Volta, și, în special, de la apariția celulei Daniell în 1836, bateriile au devenit o sursă de electricitate comună multor aplicații atât din aria casnică, cât și din aria industrială. Conform unei estimării realizate în anul 2005,industria dedicată acestora generează la nivel global 48 de miliarde de dolari americani, cu o creștere anuală de 6%. Există două tipuri principale de baterii: baterii primare (baterii de unică folosință) și baterii secundare (baterii reîncărcabile). Bateriile pot căpăta forme diverse. Pila de combustie este un sistem electrochimic care convertește energia chimică în energie electrică. Combustibilul (sursa de energie) este situat la anod, iar la catod se află oxidantul. Spre deosebire de baterie, care este un sistem închis, pila consumă combustibilul de la anod prin oxidare electrochimică generând curent electric continuu de joasă tensiune. Avantajele utilizării sistemelor energetice pe bază de pile de combustie sunt: -produc curent electric continuu la tensiuni scăzute și intensități medii; -nu produc poluarea mediului ambiant; -funcționează fără vibrații sau zgomote, neavînd elemente în mișcare etc. Pile electrice sunt genratoare de energie electrica, alimentate continuu cu specie activa la electrozi. La electrodul de combustibil are loc oxidarea acestuia cu oxidantul rezultat de la celalalt electrod. Printer cei mai obisnuiti sau utilizati combustibili sunt: H, methanol, aniline, unele hidrocarburi. Drept oxidant, se foloseste oxigenul pur sau oxigenul diluat(aer atmosferic). Cea mai studiata si raspandita pila de combustie este pila hidrogen-oxigen care serveste ca sursa de enetgie electrica si apa, utilizarea ei pana in prezent este la toate navele cosmice. In aceasta pila, procesul activ invers electrolizei consta in sinteza apei din elementele constituitive, reactia controlata elibereaza energie electrica si caldura in cantitati echivalente cu entalpia libera a reactiei de formare a apei.

Elementul galvanic (sau pila electrică sau celulă voltaică) este un generator de curent continuu bazat pe transformarea spontană a energiei chimice în energie electrică. Este alcătuit din două plăci conductoare de naturi diferite (electrozii), introduse într-o soluție de electrolit; una din ele reprezintă polul pozitiv (sau catodul) sursei de curent, iar a doua placă - polul negativ (sau anodul). Un exemplu de element galvanic îl constituie un vas cu soluție de acid sulfuric în care se află două plăci metalice - una de zinc și cealaltă de cupru; printr-un fir de conductor exterior, care leagă cele două plăci (electrozii), circulă un curent electric de la electrodul de cupru la cel de zinc. Numele de „galvanic” vine de la cel al doctorului italian Luigi Galvani, care l-a descoperit în timp ce făcea cercetări pe animale cu doi electrozi (sârme) diferiți. Numele de „celulă voltaică” provine de la fizicianul italian Alessandro Volta, cel care a inventat și a perfecționat pila electrică. Acumulatorul cu plumb (sau acumulatorul acid) reprezintă cel mai vechi și cel mai simplu tip de acumulator. Deși are greutate și volumul ridicate, prezintă avantajul furnizării unui curent puternic la conectare, ceea ce este necesar pornirii motoarelor termice folosite pe larg la functionarea automobilelor. Prezintă față de alte tehnologii de acumulator un raport energie/preț favorabil. A fost luat inițial în vedere ca sursă de energie pentru autovehicule electrice, dar din cauza greutății mari a lăsat locul altor tehnologii, el fiind folosit mai ales în alimentarea stivuitoarelor electrice unde servește și ca balast echilibrant de masă pe axa roților din spate. De asemenea este folosit ca baterie de start la autocamioane. A fost inventată în 1859 de fizicianul francez Gaston Planté. Din punct de vedere tehnic, acumulatorii cu plumb se caracterizează prin: -tensiunea: determinată de numărul de elemente în serie; -capacitatea acumulatorului: arată perioada de descărcare și se măsoară în Amperi oră -curentul de lucru maxim admisibil: nu trebuie depășit căci se produce distrugerea acumulatorului; -randamentul energetic: dat de raportul ηW= Wdesc/Winc, care este de ordinul 70-80% din cauza pierderilor de energie prin reacții chimice secundare (care determină și diferența dintre tensiunea medie de încărcare și tensiunea medie de descărcare) și prin efect electrocaloric în rezistența lui interioară; -randamentul în cantitate de electricitate în sarcină (Q= Qdesc/Qinc) de ordinul a 85-90%; -tipul constructiv: adecvat condițiilor de utilizare și durabilității necesare (acumulatoarele de dimensiuni mici pentru autovehicule, cele de dimensiuni mari pentru instalații staționare).