Chimie Anorganica fisa teoretica pentru bacalaureat





 Chimie anorganică – FIŞĂ teoretică – BACALAUREAT

 

TERMOCHIMIE – clasa a XII-a

  1. Reacţia exotermă ( exoenergetică )= reacţiile în care se degajă căldură.
  2. Reacţia endotermă ( endoenergetică ) = reacţiile în care se absoarbe căldură.
  3. Reacţia redox ( oxido-reduceri ) = reacţiile cu transfer de electroni.
  4. Oxidarea = fenomenul în care o pariculă cedează electroni; specia chimică se numeşte agent reducător.
  5. Reducerea = fenomenul în care o particulă acceptă electroni; specia chimică se numeşte agent oxidant.
  6. O. ( număr de oxidare ) = nr. de electroni implicaţi în formarea de legături.
  7. Elementul galvanic ( celula galvanică ) = dispozitivul în care are loc transformarea energiei chimice în energie electrică ( sursă de energie electrică = bateria ). Anod ( - ), Catod ( + )
  8. Electroliza = procesul ce se petrece la trecerea curentului electric prin soluţia sau topitura unui electrolit.

Anod ( + ), Catod ( - )

Electroliza NaCl soluţie apoasă: ionii existenţi: Na+1, Cl-1, H+1, HO-1

(+)Cl-1 -1e- →Cl; 2Cl →Cl2; oxidarea

(-) H+1 + 1e- →H; 2H →H2; reducerea

Global: Na+1 + HO-1 → NaOH sodă caustică

  1. Simbolizarea unei celule galvanice: se începe cu semnul (–) care înseamnă anodul apoi electrodul negativ, cele 2 bare verticale simbolizând celula galvanică, electrodul pozitiv şi în final (+) care înseamnă catodul. Având dată ecuaţia se scriu elementele în ordinea scrisă de ecuaţie, pe perechi.

De ex. Se dă ecuaţia: Cu + 2 Ag+  = 2Ag + Cu+2; celula galvanică se va simboliza astfel: (-) Cu/Cu+2||Ag+/Ag (+)

  1. Pila Daniell = este cea mai simplă celulă galvanică;

Anodul ( - ) este electrodul de Zn;

       Catodul ( + ) este electrodul de Cu;

 Puntea de sare e înlocuită cu o diafragmă poroasă ( ca un „burete” )

  1. Acumulatorul cu plumb = bateria de la autoturisme

Anodul ( - ) este un grătar de Pb umplut cu Pb spongios

Catodul ( + ) este un grătar de Pb umplut cu PbO2

Electrolitul este H2SO4 38%

Procese ce au loc la electrozi: (-) Pb + SO4-2 → PbSO4 + 2e-

                                                            (+) PbO2 + SO4-2 + 4H+ +2e- → PbSO4 + 2H2O

                           Reacţia globală:      Pb  + PbO2 + 4H+ + 2 SO4-2 →2PbSO4 + 2H2O

  1. Căldura de formare = variaţia de entalpie a sistemului în reacţia de sinteză a unui mol de substanţă din elementele componente
  2. O substanţă este cu atât mai stabilă cu cât ENTALPIA ei ( ∆H ) este mai mică.
  3. Căldura de combustie ( ardere )= căldura degajată la arderea unui mol dintr-o substanţă când se obţine dioxid de carbon şi apă.
  4. Entalpia de reacţie = este dată de diferenţa dintre entalpiile de formare ale produşilor de reacţie şi entalpiile de formare ale reactanţilor.

etalpia-de-reactie

  1. Legea lui Hess = căldura absorbită sau degajată într-o reacţie chimică este constantă şi este determinată numai de starea iniţială şi starea finală a sistemului, indiferent de calea urmată.
  2. Catalizatorii = sunt substanţe care modifică viteza de reacţie, regăsindu-se nemodificate la sfârşitul reacţiei.
  3. Promotorii = sunt substanţe care măresc activitatea catalizatorului.
  4. Otrăvurile = sunt substanţe care reduc sau anulează activitatea catalizatorilor.
  5. Inhibitorii = sunt substanţe care micşorează viteza de reacţie, acţionând asupra reactanţilor şi nu asupra catalizatorilor.

 

APLICAŢII – Termochimie:

  1. Dacă în problemă avem date entalpiile de formare ∆fH0 pentru compuşii ce intră în reacţia chimică atunci se foloseşte relaţia:

etalpia-de-reactie2

  1. Dacă în problemă sunt date mai multe reacţii fiecare cu o anumită entalpie de reacţie ∆H1, ∆H2, etc. Se foloseşte legea lui Hess care presupune efectuarea unor operaţii asupra reacţiilor cărora li se cunosc entalpiile şi obţinerea entalpiei reacţiei finale.
  2. Dacă în problemă se cunosc valori ale temperaturii ( 0C) , masa şi capacitatea calorică ( c ), se foloseşte relaţia Q = m . c . ∆T unde T = t + 273 ( relaţia de transformare a 0C în 0K ).

 

ATOM, SOLUŢII, GAZE, ACIZI-BAZE – clasa a IX-a

  1. Particule elementare:

Nucleonii=neutronii şi protonii ( particulele din nucleul atomului ); p+

Electronii = particulele din învelişul electronic; e-

  1. Z = număr atomic = p+ = e-;
  2. Sarcina nucleară = Z+ ( e dată de numărul Z dar are sarcina pozitivă ); ATOMUL are sarcina 0 ( e neutru )
  3. A = Z + N; N – numărul de neutroni; A – număr de masă
  4. Configuraţia electronică: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d106p67s2...
  5. Poziţia în sistemul periodic:

grupa este dată de electronii de pe ultimul strat ( adică, se reprezintă configuraţia şi se verifică care e ultimul strat  şi se numără toţi electronii, „cifrele de la putere”, de pe ultimul strat)

perioada  este dată de numărul de starturi ( adică de cel mai mare număr de „jos” )

Orbitalii monoelectronici: sunt „căsuţele” care conţin doar un singur electron; se deduc astfel: se scrie configuraţia electronică şi ultimul substrat(ultimul orbital notat ) se desenează ca nr. de căsuţe ( de ex s o căsuţă, p 3 căsuţe, d 5 căsuţe...) şi se aşează electronii înfiecare cameră. Câte camere rămân cu 1 electron nepereche atâţia orbitali monoelectronici avem.

De ex. Cl, Z = 17 are configuraţia: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5; ultimul substrat este 3p5 deci desenez 3 căsuţe în care pun cei 5 electroni, rămânând o căsuţă cu un electron; deci atomul de clor prezintă un orbital monoelectronic.

Electronul distinctiv este electronul care tinde să ocupe în atom locul de energie MINIMĂ

ORBITALII: s – e unul singur şi are maxim 2e-; p – sunt trei la număr şi au maxim 6e-; d – sunt 5 la număr şi conţin maxim 10e-; f – sunt 7 la număr şi conţin maxim 14e-

Blocuri de elemente: blocul de elemente s – fac parte elementele la care ultimul orbital este de tip s; blocul de elemente p – fac parte elementele la care ultimul orbital e de tip p; la fel pentru blocul d şi f.

Caracterul chimic: capacitatea unui element chimic de a forma ioni prin cedare de electroni (ioni pozitivi)→METALELE=caracter metalic(electropozitiv) sau prin acceptare de electroni (ioni negativi)→NEMETALELE=caracter nemetalic (electronegativ).

De ex. Formarea ionilor:   11Na, 1s2 2s2 2p6 3s1 are 1e- pe ultimul strat, deci pentru a-şi stabili configuraţia de octet  va ceda mai uşor acest electron decât să primească 7;

Na.  -1e-→Na+1 ion pozitiv monovalent; la fel se întâmplă pentru metalele din grupele II şi III  care pierd 2e- şi 3e- pentru a forma configuraţia stabilă de octet, formând ioni pozitivi divalenţi respectiv trivalenţi.

17Cl, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 are 7e- pe ultimul strat, deci pentru a-şi stabili configuraţia de octet va primi mai uşor 1e- decât să cedeze 7e-;

Cl +1e- →Cl-1 ion negativ monovalent; la fel păţesc nemetalele din grupa a V şi a VI-a care vor primi 3e- şi 4e- pentru a-şi stabili octetul, formând ioni negativi trivalenţi, respectiv divalenţi.

 

Legături chimice:

Legătura ionică = METAL + NEMETAL ( se formează ionii care apoi se atrag electrostatic ); NaCl

Legătura covalentă nepolară = NEMETAL + NEMETAL ( identice ): H2; Cl2; O2

Legătura covalentă polară = NEMETAL + NEMETAL ( diferite ): HCl; H2O, NH3; CH4

Legăturile covalente se realizează prin punere în comun de electroni.

Legătura covalent coordinativă: H3O+ ( ion hidroniu ); NH4+ ( ion amoniu ); combinaţii complexe: Ag[(NH3)2]OH  (are denumirea IUPAC = hidroxid diamino argentic )

  • Cristalul de NaCl – sarea de bucătărie; este uşor solubil în apă; nu conduce curentul electric deoarece ionii sunt legaţi prin legături ionice fixe, nu sunt mobili; are numărul de coordinare 6 ( adică 1 iond e sodiu este înconjurat de 6 ioni de clor şi invers ); are celula elementară un CUB.
  • Apa – în stare solidă volumul său creşte faţă de starea lichidă deci densitatea gheţii este mai mică decât a apei lichide apei ( pluteşte ); Între moleculele de apă se manifestă legături intermoleculare denumite legături de hidrogen, care sunt responsabile pentru punctul de fierbere anormal de ridicat al apei.
  • Lichide nemiscibile = lichide care nu se dizolvă unul în celălalt ( nu sunt solubile între ele ).
  • Solubilitatea: 2 substanţe sunt solubile unul în celălalt dacă prezintă acelaşi tip de molecule ( de ex. Sulful se poate dizolva în CS2 pentru că ambele sunt molecule nepolare sau sarea de bucătărie se dizolvă în apă pentru că ambele sunt compuşi cu molecule polare ).

 

SOLUŢII:

 concentraţia procentuală; md – substanţa dizolvată; ms-soluţia

 concentraţia molară; M- masa moleculară ( se calc. cu ajutorul sistemului periodic); V-volumul în l (1l = 1000 cm3 )

n = m/M; transformarea din masă în moli

 

Dizolvarea unor substanţe în apă:

Dizolvarea HCl în apă ( compus covalent )

dizolvarea-hcl-in-apa

Ionizarea HCl:   HCl + H2O → H3O+ + Cl-

 

Dizolvarea NaCl în apă ( compus ionic )

Ionizarea NaCl: NaCl → Na+ + Cl-

  • Acizii = sunt specii chimice ce posedă protoni ( H+ ); acizi tari: HCl; acizi slabi: HCN, H2CO3
  • Acizii monoprotici = acizii ce posedă un proton; HCl, HNO3
  • Acizii diprotici = acizii ce posedă doi protoni; H2SO4; H2CO3
  • Acizii triprotici = acizii ce posedă trei protoni; H3PO4

Bazele = sunt specii chimice ce posedă ioni hidroxil ( HO- ); baze tari: NaOH; baze slabe: NH3

 

Tipuri de reacţii:

Acid slab cu bază tare: HCN + NaOH → NaCN + H2O

Acid slab cu bază slabă: HCN + NH3 → NH4CN ( cianură de amoniu )

Acid tare cu bază slabă: HCl + NH3 → NH4Cl ( clorură de amoniu )

Acid tare cu bază tare: HCl + NaOH → NaCl + H2O ( reacţia de neutralizare )

2NaOH + Cl2 → NaClO + NaCl + H2O

                   Hipoclorit de sodiu

Dacă se cere calcularea NUMĂRULUI de atomi, ioni sau molecule se utilizează regula de trei simplă în care primul rând este: 1 mol.....................6,022.1023 atomi (molecule, ioni ).

Ecuaţia generală a gazelor: pV = nRT

p – presiunea ( atm ); V – volumul ( l ); n – nr. de moli; R = 0,0b2 ( se dă ), T – temp. În K

Densitatea: r = m/V; este folosită pentru trecerea de la masă (g) la volum (cm3)

pH-ul este o mărime ce caracterizează caracterul acid sau bazic al unei soluţii:

ACID 0 ÷6;    NEUTRU 7;    BAZIC 8÷14.

  1. pH = - lg[H+];
  2. pH + pOH = 14;
  3. [H+] = 10-pH
  4. TURNESOLUL – colorează în roşu ACIZII şi în albastru BAZELE

 

 

  ATOMUL. ELEMENT CHIMIC. SIMBOL CHIMIC. MASA ATOMICA. MOLUL DE ATOMI 

   _Structura invelisului electronic. Orbitalii

  Sistemul periodic. Configuratia electronica a atomilor din perioadele 1,2 si 3

    SUBIECTE BACALAUREAT Chimie AnOrganica

  PDF: 15 Variante rezolvate Chimie Anorganica Bacalaureat 2019 - 2016


Alte Lectii din chimie

Please enable / Bitte aktiviere JavaScript!
Veuillez activer / Por favor activa el Javascript![ ? ]