Curs preliminar chimie

1. Chimie organică vs. chimie anorganică

Chimia organică este disciplina care se ocupă cu studiul structurii, proprietățile, reacțiile compușilor organici. Aceștia sunt alcătuiți, în principal, din carbon, hidrogen.

Chimia anorganică este disciplina care se ocupă cu studiul structurii, proprietățile, reacțiile compușilor anorganici. Aceștia sunt metalele, mineralele, compușii organometalici.

2. Structura atomului

Atomul reprezintă cea mai mică particulă de materie care nu mai poate fi divizată prin procedee chimice. Din punct de vedere electric, atomul este o particulă neutră.

În alcătuirea atomului intră particule subatomice:

electroni;
protoni;
neutroni.

Numărul protonilor se notează cu Z și este egal cu numărul de electroni și poartă numele de număr atomic.

Masa unui atom este concentrată practic în nucleu (deoarece electronii sunt de aproximativ 1000 de ori mai ușori decât protonii și neutronii) și se exprimă prin numărul de masă, A (număr întreg).

Numărul de neutroni, N, este dat de diferența dintre numărul de masă, A și numărul atomic, Z.

Totalitatea atomilor cu aceeași sarcină nucleară (este sarcina electrică a nucleului, valoare dată de suma sarcinilor protonilor din nucleu) alcătuiesc un element chimic. Acesta este notat prescurtat printr-un simbol chimic.

Figura 1 Reprezentarea elementului chimic.

Nucleul atomului se compune din: protoni și neutroni. În jurul nucleului se mișcă electronii sub forma unui nor electronic și reprezintă învelișul electronic al atomului.

Învelișul electronic al atomului reprezintă totalitatea electronilor care gravitează în jurul nucleului. Învelișul electronic este stratificat, fiind alcătuit din straturi, substraturi și orbitali.

Porțiunea de spațiu din jurul nucleului unde este probabilitatea maximă de a găsi electronul, poartă numele de orbital atomic.

Atomii polielectronici prezintă diverse forme de orbitali clasificați în 4 categorii principale: s, p, d, f. Acestea se diferențiază prin mărimea norului electronic.

Un orbital s este un nor electronic sferic a cărui densitate scade pe măsură ce distanța față de nucleu crește.

Orbitalii de tip p sunt bilobari, formați din 2 lobi simetrici situați de o parte și de alta a nucleului.

Orbitalii de tip d și f au forme complexe și reprezentarea acestora este dificilă.

Fiecare orbital atomic definește o stare posibilă a electronului în atom și corespunde unui nivel energetic, care depinde de norul electronic față de nucleu și se caracterizează prin energie și geometrie proprie. Mai mulți orbitali de aceeași energie formează un substrat electronic.

Figura 2 Orbitalii și cele 4 tipuri de substraturi.

Totalitatea substraturilor cu energii apropiate alcătuiesc un strat electronic. Sunt 7 straturi electronice notate cu cifre arabe (de la 1 la 7) sau cu litere (de la K la Q), care reprezintă simbolul perioadei din sistemul periodic. Numărul maxim de electroni care formează un strat electronic este dat de relația N_max = 2n², unde n este numărul stratului electronic.

Figura 3 Relația între straturi, substraturi și orbitali atomici pentru primele straturi electronice.

Dispoziția relativă a straturilor, substraturilor și orbitalilor într-un atom polielectronic în funcție de energia acestora. Fiecare pătrățel conține câte 2 electroni.

Figura 4 Dispoziția relativă a straturilor, substraturilor și orbitalilor într-un atom polielectronic în funcție de energia acestora. Fiecare pătrățel conține câte 2 electroni.

3. Reguli de completare a straturilor cu electroni

Între nucleu și învelișul electronic sunt forțe de atracție care determină electronii să se dispună cât mai aproape de nucleu. Astfel, ocuparea straturilor cu electroni se supune următoarelor principii:

principiul energetic: în starea fundamentală a unui atom polielectronic, electronii ocupă orbitalii atomici în ordinea creșterii energiei, începând cu orbitalul de cea mai joasă energie.
principiul lui Pauli (de excluziune): un orbital se completează cu maximum 2 electroni cu spin opus.

Spinul electronic definește mișcarea de rotație a electronului în jurul axei sale; mișcarea de spin are simbolul: ↑. 2 electroni pot avea același spin, ↑↑ (paraleli) sau spin opus, ↑↓ (antiparaleli). Conform principiului de excluziune, pentru atomii cu numărul atomic Z > 2, electronii care nu pot ocupa orbitalul 1s, vor ocupa orbitali cu energii mai mari.

regula lui Hund: starea fundamentală a unui atom este starea în care atomul are un număr maxim de electroni impari (de același spin) în orbitalii cu aceeași energie. În stare fundamentală, electronii ocupă orbitalii cu energie minimă.

Figura 5 Într-un substrat cu mai mulți orbitali de aceeași energie, fiecare orbital se ocupă cu electroni cu spini paraleli, după care aceștia se cuplează cu electroni cu spin opus.

Structura electronică a unui atom este redată prin configurația electronică, care reprezintă toți orbitalii ocupați cu electronii pe care îi conține atomul respectiv.

Configurația electronică a hidrogenului: Z = 1, H: 1s¹

Electronii cu care un atom se angajează în reacții chimice aparțin în general ultimului strat electronic și poartă numele de electroni de valență.

4. Tipuri de hibridizări

Hibridizarea este procesul prin care 2 orbitali atomici se combină și creează noi orbitali hibridizați (care diferă prin formă, energie, de orbitalii atomici componenți). Aceștia sunt caracterizați prin forme noi și energie intermediară energiei orbitalilor de la care provin. Numărul de orbitali hibridizați obținuți este egal cu numărul de orbitali atomici implicați în procesul de hibridizare. Prin combinarea orbitalilor s și p, se obțin hibridizări sp³, sp², sp.

Hibridizarea sp³

În tipul de hibridizare sp³, interacționează un orbital s cu 3 orbitali p, formându-se 4 orbitali hibridizați sp³.

Conform teoriei valenței, carbonul are trebui să aibă valența 2 și să formeze doar două legături covalente, însă în realitate este implicat în 4 legături, având valența 4 în toți compușii organici. Singura explicație se atribuie combinării a unui orbital s (de formă sferică) de pe stratul 2 cu 3 orbitali p (prezintă 2 lobi egali - bilobar) de pe stratul 2, rezultând orbitalii sp³. Energia hibrizilor formați are o valoare intermediară energiei orbitalilor s și p nehibridizați.

Figura 6 a. Starea fundamentală a atomului de carbon; b. Starea de valență a atomului de carbon (E - nivelul de energie).

Figura 7 Starea de valență a atomului de carbon.

Astfel, carbonul prezintă 4 electroni nepereche prin intermediu cărora poate participa la formarea de legături energetice egale. Orbitalii hibridizați contribuie la formarea de legături mai puternice, ceea ce crește stabilitatea compușilor formați. Timpul de hibridizare sp³ justifică geometria tetraedrică a compușilor.

Schimbarea energiei orbitalilor hibridizați <i>[HTML]sp<sup>3</sup>[/HTML]</i> în starea de valență a atomului de carbon.

Figura 8 Schimbarea energiei orbitalilor hibridizați sp³ în starea de valență a atomului de carbon.

Hibridizarea sp²

În tipul de hibridizare sp² se combină un orbital s cu 2 orbitali p. Acest tip de hibridizare justifică geometria plană trigonală a compușilor. Un orbital de tip p rămâne ca în starea fundamentală, neschimbat din punct de vedere a energiei și formei. Orbitalii hibrizi sp² înregistrează energie intermediară orbitalilor nehibridizați s și p.

a. Starea fundamentală a atomului de carbon; b. Formarea celor 3 orbitali <i>[HTML]sp<sup>2</sup>[/HTML]</i> (E - nivelul de energie).

Figura 9 a. Starea fundamentală a atomului de carbon; b. Formarea celor 3 orbitali sp² (E - nivelul de energie).

Schimbarea energiei orbitalilor hibridizați <i>[HTML]sp<sup>2</sup>[/HTML] </i>în starea de valență a atomului de carbon.

Figura 10 Schimbarea energiei orbitalilor hibridizați sp² în starea de valență a atomului de carbon.

Astfel, în hibridizarea sp² sunt 3 orbitali hibrizi ocupați cu un singur electron (monoelectronici), care pot realiza 3 legături orientate trigonal (după vârfurile unui triunghi). Mai rămâne un orbital p nehibridizat, ocupat doar cu un electron, care este perpendicular pe planul celor 3 orbitali hibrizi sp² și care este implicat în formarea de legături prin întrepătrundere laterală cu un alt orbital nehibridizat p.

Hibridizarea sp

În tipul de hibridizare sp, interacționează un orbital s cu un orbital p. Acest tip de hibridizare justifică geometria coaxială (digonală). Energia orbitalilor hibridizați sp este intermediară energiei orbitalilor nehibridizați s și p. Astfel, 2 orbitali p rămân nehibridizați, păstrându-și forma și energia inițială. Acești 2 orbitali p nehibridizați sunt perpendiculari unul pe celălalt și pe planul celor 3 orbitali hibridizați sp.

a. Starea fundamentală a atomului de carbon; b. Formarea celor 3 orbitali <i>sp</i> (E - nivelul de energie).

Figura 11 a. Starea fundamentală a atomului de carbon; b. Formarea celor 3 orbitali sp (E - nivelul de energie).

Schimbarea energiei orbitalilor hibridizați <i>sp </i>în starea de valență a atomului de carbon.

Figura 12 Schimbarea energiei orbitalilor hibridizați sp în starea de valență a atomului de carbon.

5. Masa atomică

Masa unui atom este concentrată practic în nucleu (deoarece electronii sunt de aproximativ 1000 de ori mai ușori decât protonii și neutronii) și se exprimă prin numărul de masă, A (număr întreg).

Masa atomică absolută, exprimată în grame, este un număr foarte mic (de ordinul 10^-24 g), cu care se poate opera foarte greu. Unitatea de măsură pentru masă în Sistemul Internațional (S.I.) este kilogramul (kg).

De exemplu, masa unui atom de hidrogen este 1,67 ∙ 10^-27 kg.

Pentru a simplifica, se recurge la masa atomică relativă, adică masa atomică raportată la unitatea atomică de masă, u sau notată uneori u.a.m., care reprezintă a XII-a parte din masa atomului de carbon C izotop 12: 1 u = 1,6605·10^-24 g. Deci masa atomică relativă este valoarea care arată de câte ori masa unui atom este mai mare decât unitatea atomică de masă. Masa atomică relativă se găsește în tabelul periodic al elementelor, în "căsuța" corespunzătoare fiecărui element chimic. De exemplu, masa atomică relativă a calciului are valoarea de 40 u.

Speciile de atomi care prezintă aceeași sarcină nucleară (număr atomic Z), însă prezintă număr de masă diferit, se numesc izotopi.

Figura 13 Izotopii oxigenului, exemple.

Unele elemente conțin mai mulți izotopi și astfel, masa atomică a unui element chimic este diferită de numărul de masă al speciei chimice respective. Astfel, masa atomică a unui element se determină ca medie ponderată a maselor tuturor izotopilor stabili identificați pentru elementul respectiv.

Numărul de masă al unui izotop este întotdeauna un număr întreg, însă masa atomică a elementului este un număr fracționar.

M_element = C₁% · M_Iz₁ + C₂%M_Iz₂ + .... + C_n%M_{Iz_n}

Figura 14 Masa atomică a unui element se determină ca medie ponderată a maselor tuturor izotopilor stabili identificați pentru elementul respectiv.

De exemplu, siliciul se întâlnește în natură sub forma a 3 izotopi ²⁸₁₄Si, ²⁹₁₄Si, ³⁰₁₄Si, în următoarele proporții: 92,2%; 4,7%; 3,1%. Masa atomică a elementului siliciu este:

Un mol de atomi reprezintă cantitatea în grame dintr-un element, numeric egală cu masa atomică relativă.

Un mol conține același număr de atomi de, N, indiferent de natura elementului. N_A este constanta lui Avogadro, denumită numărul lui Avogadro. Această valoare se dă, în general, în probleme.

N_A = 6,022·10²³ particule/mol

Figura 15 Numărul lui Avogadro.

Un mol conține 6,022·10²³ particule. Molul este unitate de măsură în Sistemul Internațional pentru cantitatea de substanță.

6. Masa molară

Masa molară (μ sau se mai notează M_{numele moleculei}) reprezintă masa unui mol de substanță. Unitatea de măsură: g/mol.

De exemplu, masa molară a hidrogenului molecular μ_H₂ = 2∙ u ∙ N_A = 2 ∙ 1,6605·10^-24 ∙ 6,022·10²³ = 19,99 ∙ 10^-1 g/mol = 1,99 ~ 2 g/mol.

Calcularea masei molare a unei molecule se face prin însumarea maselor atomice ale elementelor componente.

Figura 16 Calculul masei molare a apei.

7. Ioni, electrovalență, moleculă

Particule de materie care provin de la atomi, prin cedare sau acceptare de electroni, poartă numele de ioni. Numărul de electroni cedați sau acceptați redau electrovalența. Deci aceasta poate fi pozitivă sau negativă.

Molecula cumulează un ansamblu de atomi constituit ca o entitate chimică individuală. Molecula este stabilă și neutră din punct de vedere electric.

8. Metale vs. nemetale

Tabelul periodic redă configurațiile electronice ale elementelor, pe baza cărora se pot intui proprietățile lor fizice și chimice. În funcție de tendința acestor elemente de a ajunge la configurația stabilă de octet sau dublet pe ultimul strat electronic, elementele se clasifică în: metale și nemetale.

Metalele sunt bune conductoare de căldură și electricitate și sunt maleabile (proprietate prin care un material poate fi îndoit într-o anumită formă) și ductile (proprietate prin care un material poate fi tras în fire subțiri). Majoritatea metalelor sunt solide la temperatura camerei și prezintă luciu caracteristic (excepția face mercurul care este lichid). Totodată, metalele sunt elemente care în cursul reacțiilor chimice pierd electroni și se transformă în ioni pozitivi (cationi). Din punct de vedere chimic, reacționează cu substanțe simple (oxigen, sulf, halogeni) și substanțe compuse.

Nemetalele sunt în general slabe conductoare de căldură și electricitate și nu sunt maleabile sau ductile. Numeroase nemetale sunt gaze la temperatura camerei, iar altele sunt lichide și unele solide. Totodată, nemetalele sunt elemente care în cursul reacțiilor chimice nu pierd electroni, ci îi acceptă și formează ioni negativi (anioni). Din punct de vedere chimic, reacționează cu substanțe simple (metale, alte nemetale) și substanțe compuse.

9. Soluții

Dizolvarea reprezintă fenomenul în urma căruia o substanță lichidă, solidă sau gazoasă se răspândește printre moleculele altei substanțe cu formare de soluții.

Soluțiile sunt amestecuri omogene formate din două sau mai multe substanțe. Orice soluția se compune din:

dizolvant (solvent) – substanța în care are loc dizolvarea;
dizolvat (solut) – substanța care se dizolvă.

Concentrația unei soluții reprezintă masa de substanță dizolvată conținută într-o anumită cantitate de soluție sau solvent.

Concentrația procentuală reprezintă cantitatea de substanță dizolvată în 100 g de soluție (procent de masă).

Formula concentrației procentuale:

c % = \frac{m_{d}}{m_{s}} \times 100

m_d = masa de substanță dizolvată

m_s = masa soluției

unde, m_s = m_d + m_H₂O

Se poate calcula și concentrația de volum:

V_g = volumul gazului

V_a = volumul amestecului

Concentrația unei soluții poate fi exprimată și sub formă de concentrație molară. Molaritatea (M) unei soluții reprezintă raportul dintre numărul de moli de substanță dizolvată într-un litru de soluție. Unitatea de măsură: mol/L (1 M = 1 mol/L).

Formula concentrației molare:

C_{M}^{} = \frac{cantitatea de substanță dizolvată, exprimată în moli}{volumul soluției (L)}

Molaritatea se definește în funcție de volumul soluției, NU în funcție de volumul solventului utilizat.

Solubilitatea este proprietatea unei substanțe de a se dizolva într-un anumit solvent.

10. Oxidare vs. reducere

Oxidarea este procesul prin care o particulă cedează electroni. Specia chimică care cedează electroni, se oxidează și poartă numele de agent reducător.

Reducerea este procesul prin care o particulă acceptă electroni. Specia chimică care acceptă electroni, se reduce și poartă numele de agent oxidant.

11. Volum molar

Volumul molar prezintă o valoarea constantă pentru orice substanță gazoasă (22,4 L (dm³)) și reprezintă volumul ocupat de un mol de gaz în condiții normale de temperatură și presiune (t = 0°C și p = 1 atm).

Volumul ocupat de un gaz este suma spațiilor dintre moleculele acestuia (volumul moleculelor se neglijează). Dacă volumul unui recipient este de 22,4 L, numărul moleculelor conținute este 6,022 ∙ 10²³ (numărul lui Avogadro) indiferent de natura gazului conținut. Astfel, legea lui Avogadro enunță: Volume egale din gaze diferite, în aceleași condiții de temperatură și presiune, conțin același număr de molecule.

12. Densitate

Densitatea absolută a unui corp este o mărime fizică dată de raportul între masa corpului (m) și volumul corpului (V). Se măsoară în kg/m³.

ρ =

Densitatea gazelor se află din raportul dintre masa moleculară și volumul molar al gazului respectiv: ρ = M/V_m (M = masa moleculară a unui gaz).

Volumul unui gaz depinde de temperatură și presiune, deci densitatea unui gaz depinde și ea de aceeași parametri de stare. Presiunea, volumul și temperatura sunt parametri de stare care descriu starea gazului ideal. Prin gaz ideal se înțelege o stare limită a materiei caracterizată prin faptul că volumul propriu al moleculelor este neglijabil față de volumul total ocupat de gaz. Moleculele se consideră punctiforme, în mișcare continuă, dezordonata și nu interacționează între ele.

Masa moleculară a unui gaz se poate determina și în funcție de densitatea relativă (d) a unui gaz în raport cu un alt gaz de referință:

ρ₁, ρ₂ – densitățile celor două gaze;

M₁, M₂ – masele moleculare ale celor două gaze.

Densitatea relativă este un număr adimensional.

Pentru a putea umple unele flacoane cu un gaz, este necesar să se cunoască densitatea gazului în raport cu aerul, pentru a alege poziția potrivită (corectă) a vasului de umplut. Masa moleculară a aerului este de M = 28,9 g/mol.

13. Legea gazelor

Presiunea atmosferică este presiunea exercitată de gazul atmosferic asupra pământului.

Legea generală a gazelor:

(în cazul în care se modifică condițiile de temperatură, presiune sau volum)

p₀, V₀, T₀ – sunt condițiile stării inițiale în care se află gazul supus transformării;

p, V, T – condițiile stării finale la care ajunge gazul.

Oricare ar fi succesiunea transformărilor suferite de o masă de gaz perfect, raportul p₀V₀/T₀ este o constantă. Astfel, pentru 1 mol de gaz, măsurat în condiții normale de temperatură și presiune, raportul p₀V₀/T₀ se notează cu R și poartă numele de constanta gazelor:

(ecuația de stare a gazelor perfecte)

Pentru n moli de gaz, ecuația legii gazelor devine: pV = nRT

Dacă în ecuație se înlocuiește n = m/M, se poate calcula de aici masa moleculară a unei substanțe gazoase:

14. Reacție chimică

O reacție chimică este fenomenul de transformare a reactanților în produși de reacție.

Catalizatorul este o substanță care schimbă viteza unei reacții chimice, fără să participe la reacție și fără să sufere anumite modificări.

Stoechiometria este partea chimiei care se ocupă cu studiul cantitativ al reacțiilor chimice, adică calculul masei, volumului reactanților și produșilor de reacție. Într-o reacție chimică între cantitățile de reactanți și cele de produși de reacție există o relație de proporționalitate.

De exemplu, reacția dintre hidrogen (H₂) și oxigen (O₂):

În partea din stânga se trec reactanții și în partea din dreapta produșii de reacție. Apoi se face bilanțul atomilor, astfel:

au intrat în reacție 2 atomi de H și au ieșit tot 2 atomi de H;
au intrat în reacție 2 atomi de O și a ieșit doar un atom; deci trebuie egalizat numărul atomilor de oxigen, punând 2 în fața formulei apei;

Reacția devine:

refacem bilanțul. Prin scrierea lui 2 în fața apei, din reacție se obțin 4 atomi de hidrogen, deși am introdus 2. Astfel, punem coeficientul 2 în fața hidrogenului și reacția devine:

. Mai verificăm bilanțul atomilor încă o dată.

Atunci când se cere aflarea unor mase de pe reacție, să nu se omită înmulțirea masei molare sau a numărului de moli cu coeficientul respectiv din fața substanței.

Un reactant aflat în exces este o substanță care nu a fost consumată sau reacționată în întregime după ce a avut loc o reacție chimică.

Precipitarea este procesul prin care se formează o substanță solidă insolubilă (precipitat) într-un mediu lichid de reacție chimică.

15. Puritate

Substanță pură prezintă o compoziție bine determinată, caracterizată prin constante fizice specifice și care își păstrează compoziția în urma unor fenomene fizice (nu conține alte particule în compoziția sa).

Substanță impură nu prezintă o compoziție bine determinată, în compoziția sa intrând și alte substanțe (impurități).

Puritatea (%) reprezintă cantitatea de substanță pură cuprinsă în 100 g de substanță impură.

m_p – masa pură;

m_i – masa impură;

16. Electroni de valență, covalență

Proprietățile chimice ale elementelor depind de structura ultimului strat electronic, de tendința elementelor de a realiza pe ultimul strat o configurație stabilă de gaz rar (dublet sau octet). Electronii de pe ultimul strat se numesc electroni de valență (ei determină capacitatea de combinare a atomilor).

Valența elementelor care-și completează ultimul strat electronic prin transfer de electroni, se exprimă printr-o sarcină electrică, egală numeric cu numărul electronilor cedați sau acceptați și poartă numele de electrovalență.

Valența elementelor exprimată prin numărul de electroni pe care atomul unui element îi pune în comun cu electronii altui atom, poartă numele de covalență.

Electronegativitatea este o mărime relativă care exprimă capacitatea unui atom, care face parte dintr-un compus, de a atrage electronii de legătură.

17. Numărul de oxidare

O alternativă la noțiunea de valență, este numărul de oxidare (N.O.). Acesta redă numărul de electroni (cedați sau acceptați) implicați în formarea legăturii chimice.

Numărul de oxidare arată starea de oxidare a unui element într-un anumit compus chimic. Atunci când numărul de oxidare este pozitiv, "+", este indicat faptul că electronii sunt cedați sau sunt puși în comun și deplasați către un atom mai electronegativ. Atunci când numărul de oxidare este negativ, "-", este indicat faptul că electronii sunt acceptați sau sunt puși în comun și deplasați către un atom mai electropozitiv.

În compuși, unele elemente au valori constante, altele prezintă diferite stări de oxidare:

Element	N.O. în compuși
H	+1
O	-2
F	-1
Na	+1
Fe	2+; +3
Cu	+1; +2
N	-3; 0; +1; +2; +3; +4; +5
S	-2; 0; +4; +6

Suma numerelor de oxidare într-un compus este zero (0). Pentru substanțele elementare, N.O., este zero (0). De exemplu: Mg (magneziu), O₂ (oxigen), etc au N.O. zero.

18. Legături chimice

Forțele care apar între atomii unei combinații chimice poartă numele de legături chimice.

Sunt 3 legături chimice:

legătura ionică;
legătura covalentă;
legătura metalică.

Proprietățile substanțelor sunt influențate într-un procent crescut de modul în care sunt legate între ele particulele componente. Ionii cu sarcini electrice opuse se trag, iar aceste forțe sunt de natură electrostatică. Astfel, legătura ionică se stabilește între elemente cu caracter electrochimic diferit (metalul cu un caracter electronegativ mic și nemetalul cu un caracter electronegativ mare). Legătura ionică se realizează prin transfer de electroni de la metal la nemetal astfel încât să stabilească configurație stabilă de octet. Prin transferul de electroni rezultă ioni negativi sau pozitivi care se atrag prin forțe de natură electrostatică. Legătura ionică este o legatură puternică, de aceea substanțele ionice sunt solide.

De exemplu, NaCl (clorura de sodiu) prezintă legătură ionică.

Z = 11, Na: 1s²2s²2p⁶3s¹

Z = 17, Cl: 1s²2s²2p⁶3s¹3p⁵

Na⁺ + Cl^- formează NaCl

Legătura covalentă se formează între nemetale sau între elemente cu electronegativități apropiate. Legătura covalentă între 2 atomi (care pot fi identici sau diferiți) se formează prin punere în comun de electroni, care astfel își formează pe ultimul strat configurație stabilă de octet sau dublet. Legătura covalentă este o legătură puternică, dar mai slabă, comparativ cu cea ionică.

Figura 17 Formarea legăturii covalente.

Pentru moleculele formate din același tip de atomi, cele două nuclee ale atomilor care formează molecula, prezintă aceeași sarcină pozitivă și electronii de legătură aparțin în egală măsură celor 2 atomi.

Însă în cazul moleculelor formate din atomi diferiți, perechea de electroni pusă în comun este mai puternic atrasă de elementul cu electronegativitate mai mare. De exemplu, molecula de acid clorhidric, HCl, se compune din atomul de hidrogen (H) care prezintă în nucleul un proton (sarcina +1) și atomul de clor (Cl) care prezintă în nucleu 17 protoni (sarcina +17). În acest fel, electronii puși în comun sunt mai puternic atrași de atomul de clor (Cl), acesta având o sarcină pozitivă mai mare.

Deplasarea densității electronice a orbitalului molecular în funcție de caracterul electrochimic al atomilor participanți la formarea unei legături într-o moleculă, poartă numele de polaritate.

În molecula de HCl, deplasarea electronilor de legătură spre atomul de clor, creează un pol electric negativ. Atomul de hidrogen, parțial dezgolit de electroni, reprezintă polul electric pozitiv.

Molecula are 2 poli, unul pozitiv și unul negativ. Întrucât deplasarea sarcinilor electrice este doar parțială, polii au sarcini electrice subunitare (fracționare) notate: δ⁺ și δ^–.

Moleculele polare sunt formate de atomi care au afinitate diferită pentru electronii de valență (atomi de nemetale diferiți). Legătura covalentă în care electronii puși în comun sunt atrași mai puternic spre unul dintre atomi, se numește legătură covalentă polară. Practic, perechea de electroni pusă în comun este atrasă mai puternic de atomul cu electronegativitate mai mare. Polaritatea legăturii este mai mare atunci când diferența de electronegativitate este mai mare. Deci pentru a putea aprecia polaritatea unei legături covalente este necesar să se cunoască seria electronegativității nemetalelor.

Exemple de molecule polare: NH₃, H₂O, HCl.

Legătura covalentă în care electronii de legătură sunt atrași în mod egal de atomii între care se formează, se numește legătură covalentă nepolară. În general, legătura nepolară se stabilește între nemetale identice.

Exemple de molecule nepolare: H₂, Cl₂, O₂.

Moleculele polare sunt moleculele la care centru sarcinilor pozitive nu coincide cu centru sarcinilor negative.

Moleculele nepolare sunt molecule la care centrul sarcinilor pozitive coincide cu centrul sarcinilor negative.

<b>Unele molecule formate din atomi diferiți sunt molecule nepolare datorită simetriei acestora</b>. În acest fel, polaritatea moleculelor: [HTML]CO<sub>2</sub>, CH<sub>4</sub>, CCl<sub>4</sub>[/HTML] se anulează datorită simetriei.

Figura 18 Unele molecule formate din atomi diferiți sunt molecule nepolare datorită simetriei acestora. În acest fel, polaritatea moleculelor: CO₂, CH₄, CCl₄ se anulează datorită simetriei.

Interacțiile Van de Waals dipol-dipol sunt caracteristice moleculelor polare. Sarcinile parțiale ale moleculelor polare pot interacționa cu sarcinile parțiale ale unor molecule învecinate, dând naștere legăturilor dipol-dipol. Intensitatea interacțiilor dipol-dipol depinde de polaritatea și forma moleculei.

Legăturile dipol-dipol iau naștere între molecule de același fel (HCl, NH₃, H₂O), dar și între molecule diferite (dizolvarea HCl în apă, dizolvarea zahărului în apă).

Figura 19 Moleculele polare se atrag datorită sarcinilor electrice parțiale ale acestora.

Interacțiile Van de Waals de dispersie se pot stabili între toate tipurile de molecule și sunt mai slabe comparativ cu interacțiile Van de Waals dipol-dipol.

Legăturile de hidrogen sunt interacții intermoleculare de natură fizică care se stabilesc între molecule care conțin atomi de hidrogen legați de un element puternic electronegativ cu volum mic (F, O, N).

Tăria legăturilor scade în ordinea: legătură ionică > legătura covalentă > legătura de hidrogen > interacțiile Van der Waals dipol-dipol > interacțiile Van der Waals de dispersie.

19. Regula de 3 simplă

Regula de 3 simplă este o metodă de calcul matematic pentru determinarea proporționalității directe și inverse.

Atunci când avem proporții directe, regula de 3 simplă se aplică astfel: presupunem că știm 3 valori: a, b, c și trebuie să află o a patra valoare, x. Apoi notăm astfel:

a ........ b

c ........ x

Putem rescrie sub forma a două fracții:

. Aplicând regula conform căreia, produsul mezilor egal cu produsul extremilor, putem afla necunoscuta x, astfel:

20. Regula dreptunghiului

Regula dreptunghiului (regula amestecurilor de soluții) se aplică pentru prepararea unei soluții finale de concentrație cunoscută, atunci când se cunosc concentrațiile soluțiilor care se amestecă.

Exemplu: Să se prepare 500 mL soluție HCl 0,5M dintr-o soluție de HCl 0,1M și o soluție HCl 1 M.

V_sf = 500 mL

c_Mf = 0,5 M = 0,5 mol/L

c_M1 = 0,1 M = 0,1 mol/L

c_M2 = 1 M = 1 mol/L

Pași pentru rezolvare:

se desenează un dreptunghi;
în colțurile din stânga ale dreptunghiului se notează concentrațiile soluțiilor inițiale;
la intersecția diagonalelor se notează concentrația finală;
se face diferența concentrațiilor pe diagonală (din concentrația mai mare se scade concentrația mai mică, valoarea să fie întotdeauna pozitivă);
în colțurile din dreapta ale dreptunghiului se notează părțile obținute din soluțiile care trebuie amestecate, citite pe latura mare a dreptunghiului.

Figura 20 Regula dreptunghiului.

Prin însumare, se obțin 0,9 părți soluție HCl de concentrație finală, 0,5 M. Totalul de 0,9 părți HCl corespunde pentru 0,5 L soluție finală.

0,9 părți ....... 0,5 L soluție

1 parte ......... x L

x = 0,555 L

V_s1 = 0,4 părți ∙ 0,555 L = 0,222 L HCl 1 M

V_s2 = 0,5 părți ∙ 0,555 L = 0,277 L HCl 0,1M

21. Conversia unităților de măsură

Unitatea de măsură este o proprietate standard care descrie o cantitate fizică.

Masa unui gram	Volumul unui litru	Volumul unui metru cub	Densitate	Mol
1 g (gram)	1 L (litru)	1 m³	1 kg/m³	1 mol
10 dg (decigrame)	10 dL (decilitru)	10³ dm³ (decimetru cub)	1 g/L	1 ∙ 10³ mmol (milimol)
100 cg (centigrame)	100 cL (centilitru)	10⁶ cm³ (centimetru cub)	1 ∙ 10^-3 g/cm³	1 ∙ 10⁶ μmol (micromol)
1000 mg (miligrame)	1000 mL (mililitru)	10⁹ mm³ (milimetru cub)	1 ∙ 10^-3 g/mL	1 ∙ 10^-3 kmol (kilomoli)
1 ∙ 10^-3 kg (kilograme)	1 dm³ (decimetru cub)	10³ L (litru)
1 ∙ 10^-6 t (tone)

Cuprins:

1. Chimie organică vs. chimie anorganică

2. Structura atomului

3. Reguli de completare a straturilor cu electroni

4. Tipuri de hibridizări

Hibridizarea sp³

Hibridizarea sp²

Hibridizarea sp

5. Masa atomică

6. Masa molară

7. Ioni, electrovalență, moleculă

8. Metale vs. nemetale

9. Soluții

10. Oxidare vs. reducere

11. Volum molar

12. Densitate

13. Legea gazelor

14. Reacție chimică

15. Puritate

16. Electroni de valență, covalență

17. Numărul de oxidare

18. Legături chimice

19. Regula de 3 simplă

20. Regula dreptunghiului

21. Conversia unităților de măsură

Bibliografie:

Curs preliminar chimie

Cuprins:

1. Chimie organică vs. chimie anorganică

2. Structura atomului

3. Reguli de completare a straturilor cu electroni

4. Tipuri de hibridizări

Hibridizarea sp3

Hibridizarea sp2

Hibridizarea sp

5. Masa atomică

6. Masa molară

7. Ioni, electrovalență, moleculă

8. Metale vs. nemetale

9. Soluții

10. Oxidare vs. reducere

11. Volum molar

12. Densitate

13. Legea gazelor

14. Reacție chimică

15. Puritate

16. Electroni de valență, covalență

17. Numărul de oxidare

18. Legături chimice

19. Regula de 3 simplă

20. Regula dreptunghiului

21. Conversia unităților de măsură

Bibliografie:

Raportează

Mulțumesc pentru raportare!

Hibridizarea sp³

Hibridizarea sp²