Curs nr. 1 chimie anorganica

1
CURS , ANUL I, SEM. 1
FACULTATEA DE BIOINGINERIE MEDICALĂ
CHIMIE ANORGANICĂ
Şef/. lucr. Dr. Cristian Gavat

2
Acad. Prof. Univ. Dr. Chimist
COSTIN D. NENITESCU,
(1902-1970)

3
CHIMIE
CHIMIE- FIZICA
BIOCHIMIE
CHIMIE
ORGANICA
CHIMIE
ANORGANICACHIMIE
GENERALA
CHIMIE
ANALITICA
CHIMIE
PREPARATIVA
CHIMIE TEHNOLOGICA
SI
TEHNOLOGIA
PRODUSELOR
CHIMICE
CHIMIA MEDIULUIGEOCHIMIE

4
NIVELURILE DE ABORDARE ALE CHIMIEI
SUBMICROSCOPIC MACROSCOPIC
(particule) (substanta)
Notiuni: Proprietati:
- electron; - electronegativitate;
- atom; - masa unui atom;
- ion; - masa unui ion;
- molecula. - masa unei molecule;
- numar de oxidare.
Notiuni: Proprietati:
- materie ; - stare de agregare ;
- substanta; - culoare;
- corp ; - densitate ;
- compus - p.t.°C; p.f.°C
mineral; - conductibilitate
- metal; termica si electrica
- nemetal. - masa molara.

5
Chimia este ştiinţa fundamentală, exactă, care studiază materia şi
ansamblul transformărilor suferite de aceasta: fizice şi /sau
chimice.
- cercetează starea generală, compoziţia, structura, obţinerea,
proprietăţile şi tranformările substanţelor, cauzele şi legile după care se
desfăşoară acestea din urmă.
Chimia
Chimie anorganica:
Chimie organica - studiaza materia alcatuita din compusii carbonului
(hidrocarburi si derivatii acestora)
elementele chimice ale Sistemului Periodic si compusii
acestora care nu contin carbon
-
Ce este chimia ?

6
Universul → compus din materie = substanţă + energie radiantă

7
Curs 1
Materie, substanţă, energie. Structura atomului. Modele
atomice. Numere cuantice. Proprietăţile atomilor. Legile
fundamentale ale chimiei.
1. Materie, substanţă, energie
Materia:
 structură discontinuă, în continuă transformare;
 formată din particule extrem de mici atomi, molecule., ioni.
Energia radiantă:
 structură continuă, ondulatorie;
 se deplasează în Univers cu v >> c (viteza luminii), c = 3 x 108 m/s.
Substanţa:
 formă de existenţă a materiei cu o compoziţie şi structură bine definite;
 se deplasează prin Univers cu viteze mai mici decât c (v ˂ ˂ c)

8
Substanţele pure :
 o compoziţie bine determinată;
 proprietăţi fizice constante în toată masa sau volumul lor (densitate,
temperatura de topire, de fierbere, lichefiere etc.);
 prin procedee fizice obişnuite nu poate fi descompuse în alte substanţe.
Substantele
pure
amestecuri
simple
compuse
omogene
eterogene
substanţele simple → nu pot fi descompuse în alte componente. Ex:
metale ( cupru, sodiu, calciu, fier, zinc, magneziu, aluminiu), nemetale
(oxigen, azot, clor, fluor, oxigen, sulf, carbon,), compuşi din grupele
metalelor tranziţionale (wolfram, stibiu, arsen, molibden, vanadiu);

9
substanţele compuse (combinaţii chimice):
 rezultă din combinarea a două sau mai multe substanţe simple
(Na2SO4, FeS, CaCO3, NaCl, CuSO4, ZnCl2);
 pot fi descompuse în substanţele iniţiale în anumite condiţii.
Amestecurile → formate din două sau mai multe substanţe diferite, în
cantităţi variabile .
Amestecul omogen : are aceleaşi proprietăţi în tot volumul său ( soluţiile
apoase de zahăr, de clorură de sodiu, soluţia de sulfat de cupru sau iodură
de potasiu; soluţia de ulei sau grăsime în benzină),;
Amestecul eterogen : proprietăţi total diferite ale componentelor (sulfura
de carbon, uleiul sau grăsimea în apă, zahărul sau sarea în benzină).
Transformare chimică (reacţie chimică) → rezultatul formării uneia sau
a mai multor substanţe cu proprietăţi diferite de cele ale componentelor
iniţiale , dintr-un amestec de două sau mai multe substanţe, în anumite
condiţii (t°C, presiune, catalizatori) → combinaţii chimice (Fe + S →
FeS).

10
Principalele tipuri de substanţe şi aranjamemtul particulelor componente
Substanţele solide = au formă proprie şi volum propriu, determinat, distanţe foarte
mici între particulele componente, forţe de coeziune (de atracţie) mari.

11
Substanţele → prezente în diferite stări de agregare, se clasifică
după rezistenţa la deformare mecanică şi termică.
Din punct de vedere macroscopic, → substanţe cu rezistenţă mare la
deformare - solidele şi fără rezistenţă la deformare – fluidele. Două
tipuri de stări de agregare ale fluidelor: starea lichidă → moleculele
lichidelor = rezistenţă ridicată la forţele de compresiune şi starea
gazoasă → moleculele gazelor = tendinţă mare de expansiune.
Substanţele
solide
cristaline:  aranjament structural perfect,
compact, ordonat, tridimensional regulat
şi repetitiv al particulelor componente
(atomi, ioni, molecule); unitatea cea
mai mică existentă într-un cristal, care-i
păstrează proprietăţile, se numeşte
celulă elementară. Prin repetarea
(translatarea ) acesteia în toate cele trei
dimensiuni spaţiale se obţin cristalele;
amorfe : un grad ridicat
de dezordine structurală ,
fără un aranjament
tridimensional ordonat şi
repetitiv al atomilor.

12
Substanţe cristaline : toate sărurile anorganice (NaCl, CaF2, KCl, KI,
CaCl2, KNO3, NaNO3, Na2SO4, NaF, ZnSO4, Al2(SO4)3, MgSO4,
CuSO4, AgNO3 Na2CO3 etc.) glucoza (monozaharidele), zahărul, gheaţa,
diamantul, pietrele preţioase şi semipreţioase (mineralele), metalele în
stare pură (Cu, Ag, Au, Pt, Pd, Fe, Zn, Mn, Co, Ni, Cr,Mg, Al,Na ).
Substanţe amorfe: ceara, plastilina, sticla, grafitul, cauciucul (sintetic
şi natural), materialele plastice – PVC, topiturile metalelor, polimerii
sintetici → cu rezistenţă mult mai scăzută la deformare mecanică şi
termică faţă de substanţele cristaline. Sunt opace.

13
Structura hexagonală stratificată a
grafitului
Structura cristalină cubică a
diamantului – foarte rigidă si
ordonată
diamantul - duritate 10 pe scara
Mohs, cea mai mare.
duritate foarte scăzută a grafitului
(1 - pe scara Mohs) – clivează

14
Diamantul si grafitul = stări
alotropice ale atomului de
Carbon (C )
 diamantul (celula elementară este un cub, iar fiecare atom de carbon din nodurile
reţelei este legat prin 4 legături covalente de alţi 4 atomi de carbon învecinaţi, ce
ocupă colţurile nui tetraedru regulat, cu nghiuri de 109°28’ dintre valenţe,( 4 legături
de tip σ, cu unghiuri de 109°28’ între ele ),
 grafitul are o structură lamelară. stratificată , formată din mai multe planuri
paralele constituite din hexagoane, care clivează (alunecă) unele faţă de altele.
Forţele de atracţie dintre atomii de carbon dintre planurile paralele sunt foarte
slabe de tip Van Der Waals., Cei sase atomi de carbon din acela si plan ce ocupă
colţurile unui hexagon sunt uniţi prin legături covalente

15
O anumită cantitate dintr-o substanţă prezentă sub o formă şi un volum oarecare → un
corp realizat din substanţa respectivă (dacă substanţa este fierul, un cui reprezintă un
corp realizat din fier, dacă substanţa este H2O, un cub de gheaţă reprezintă un corp
format din apă).
(3) (4)
Fiecare ion de calciu e înconjurat de 8 ioni de fluor , asezati la colturile unui cub,
iar fiecare ion fluor e inconjurat de 4 ioni de calciu , asezaţi în colturile unui
tetraedru. In cristalul de NaCl, fiecare ion de Na+ este inconjurat de alti 6 ioni de Cl- si
fiecare ion de Cl– este inconjurat de 6 ioni de Na+ in nodurile retelei → legaturi ionice.
Reţelele cristaline ionice ale NaCl (3) şi CaF2 (4)

16
Substanţele lichide
 distanţele dintre particulele constituente (molecule, ioni) ale
substanţelor lichide sunt relativ reduse (mai mari decat la solide), forţele
de atracţie (de coeziune) dintre acestea sunt mai mici decât în cazul
solidelor;
 particulele unui lichid sunt destul de mobile, se organizează în
asociaţii intermoleculare care se deplasează cu uşurinţă unele faţă de
altele în orice direcţie,îşi pot schimba uşor locurile între ele, aspect care
stă la baza curgerii lichidelor şi a proprietăţii lor de a lua forma
vasului în care se află ;
 lichidele nu au formă proprie, au volum propriu, bine definit;
 forţele de atracţie ce se exercită între particulele substanţelor lichide
sunt slabe ca intensitate şi pot fi forţe de dispersie London, legături
dipol-dipol, legături de hidrogen. Lichidele sunt incompresibile
(distanţele dintre particulele componente sunt mult mai mici decăt la
gaze)

17
Tensiunea superficială = proprietatea unei suprafeţe de lichid de a se
comporta ca o membrană elastică tensionată.
 sub acțiunea forțelor intermoleculare din partea masei de lichid,
suprafața liberă a lichidului tinde să ia forma ce corespunde celei mai
mici suprafețe locale asociate unei energii minime (tinde spre o stare de
echilibru).
Forţa de tensiune superficială –
forţa ce determină micşorarea
suprafeței libere a lichidului,
determinată de forţele de adeziune
dintre particulele de lichid şi pereţii
vasului în care se află, care sunt de
sens opus şi mai mari decât forţele de
coeziune intermoleculare dintre
straturile de lichid. Ex: apa şi
soluțiile apoase incolore formează
un menisc concav..
a) menisc concav şi b) menisc convex (mercurul)
G

18
Vâscozitatea = o măsură a rezistenţei lichidului la curgere, opusă
fluidităţii. Este o forță rezultantă a frecării dintre straturile adiacente de
lichid (frecare internă între moleculele lichidului) în mişcare.
 lichidul din vas urcă în tubul capilar până când greutatea G a coloanei
de lichid din tub echilibrează forțele de tensiune superficială Fs care
acționează pe conturul circular al meniscului.

19
Substanţele gazoase
 molecule sunt întotdeauna foarte mobile, se deplasează cu viteze
mari în toate direcţiile şi iau foarte uşor forma vasului în care se
află - tendinţă mare de expansiune (Ex: aerul dintr-o sticlă);
 gazele nu au formă proprie şi nici volum propriu, ocupă întreg
spaţiul pe care-l au la dispoziţie;
 sunt uşor compresibile în spaţii mici, datorită distanţelor foarte mari
dintre particulele componente; forţele de atracţie dintre particulele
componente (atomi, molecule), sunt foarte slabe, de tip Van Der
Waals, forţe de dispersie London;
Mișcare browniană (Robert Brown, 1827), este o mișcare spontană,
complet haotică și dependentă de temperatura mediului, a unor
particule (macroscopice) sau molecule (microscopice) aflate într-
o suspensie coloidală sau dispersie gazoasă.

20
Mișcarea browniană a unei particule
macroscopice (particula de praf -
galbenă) în timpul coliziunii ei cu un
mare număr de particule microscopice
(molecule de gaz) ce se mișcă cu diferite
viteze şi în direcţii diferite.
energia cinetică a gazelor, deci şi viteza de deplasare a particulelor
creşte direct proporţional cu creşterea temperaturii:
m0.v2
2
=
3
2
k.TEc =
unde k este constanta lui Boltzmann cu
valoarea în S.I.: k = 1,38·10-23 sJ/Kt

21
Solid → Lichid → Gaz,.:
• odată cu creşterea temperaturii, mişcarea moleculelor creşte direct
proporţional ca intensitate;
 enegia cinetică de deplasare şi distanţele dintre particule cresc
corespunzător.
Gaz, → Lichid → Solid
 cresc considerabil forţele de atractie (de coeziune) dintre
particule, scade enegia cinetică, se măreste gradul de ordonare .

22
Topirea - trecerea unei substanţe din starea solidă în starea lichidă, prin
absorbţie de căldură, procesul invers – solidificare.
Vaporizarea - transformarea substanţei din starea lichidă în stare
gazoasă prin absorbţie de căldură şi poate fi realizată prin evaporare sau
fierbere; procesul invers - condensarea..
Lichefierea - procesul de trecere a unei substanţe gazoase în stare
lichidă la temperatură obişnuită, dar sub acţiunea presiunii. Sublimarea-
trecerea unei substanţe din starea solidă direct în stare de vapori.

23
Energia radiantă → lumina
Caracterul dual al luminii : ondulatoriu şi corpuscular
A. Aspectele teoriei ondulatorii
 energia radiantă - formată din cuante de lumină (fotoni);
 energia unei cuante de lumină (foton) : E = h .ʋ = h.c/ʎ. (Max Planck)
Dar E = m.c2 (Albert Einstein), rezultă că m.c2 = h.c/ʎ, de unde ʎ = h/
m.c = h/p (1), λ = lungimea de undă a radiaţiei electromagnetice şi p =
mc este impulsul unui foton, h = constanta lui Planck = 4,135667 . 10-15
eV. s.
 oricărui foton (particule) în mişcare cu impulsul p = mc şi o comportare
ondulatorie, i se poate ataşa o radiaţie electromagnetică, a cărei expresie
este dată de formula (1) (Louis De Broglie).

24
Principalele idei din cadrul teoriei ondulatorii → Christiaan Huygens
1678:
 lumina = o undă mecanică asemănătoare sunetului;
lumina este emisă de orice sursă în toate direcțiile, ca undă printr-un
mediu numit eter luminos;
• încetinește atunci când pătrunde într-un mediu mai dens, deoarece este
o undă, fără gravitaţie;
• explică fenomenele de : difracție – descoperit de Francesco Grimaldi
în 1665, interferență – evidențiată de Thomas Young în 1801,
polarizarea, vederea cromatică.
B. Aspectele teoriei corpuscusculare - Isaac Newton , 1675
 lumina este formată din particule extrem de mici, elastice, rigide și fără
greutate, numite corpusculi; emise de orice sursă de lumină în toate
direcțiile;
• particulele se deplasează printr-un mediu omogen și izotrop în linie
dreaptă și cu viteză constantă;

25
• când aceste particule impresionează retina , produc senzația de
lumină; culorile diferite ale luminii sunt datorate dimensiunilor diferite
ale particulelor;
 particulele sunt respinse de suprafețele ce determină reflexia și sunt
atrase de suprafețele pe care se produce refracția luminii;
 când particulele trec dintr-un mediu în altul își modifică viteza și
direcția de deplasare; viteza lor creşte în medii mai dense;
 teoria corpusculară explică emisia şi absorbţia luminii, efectul
fotoelectric, efectul Compton (scăderea energiei E și creșterea lungimii
de undă, λ a unui foton de raze X sau gama, la interacțiunea acestuia cu
substanța);

26
Spectrul radiaţiilor electromagnetice
Maxwell : → lumina, electricitatea și magnetismul sunt manifestări ale
aceluiași fenomen : câmpul electromagnetic. Unificarea luminii și a
fenomenelor electromagnetice → ipoteza existenței undelor radio.
Hertz în 1886: → existența undelor electromagnetice prezise de
Maxwell construind dispozitive care să emită și să recepționeze unde
radio

27
2. Structura atomului. Modele atomice. Numere cuantice.
Proprietăţile atomilor.
2.a. Structura atomului
Definiiţi. Principii generale
• cea mai mică particulă dintr-o substanţă ce nu poate fi fragmentată
prin procedee fizice şi chimice obişnuite şi care păstrează
individualitatea substanţei. pe care o alcătuieşte;
• atomul este indivizibil, cu o masă care variază între 1,67. 10-27 - 4, 52.
10 -25 Kg şi un diametru al particulelor cuprins între 62 pm - atomul de
He şi 520 pm - atomul de Cs.(1 pm = 10-12 m);
• este invizibil, nu poate fi detectat cu ochiul liber sau la microscopul
optic (observat numai cu ajutorul microscopului electronic, de mare
precizie);

28
Atomul – alcătuit dintr-o parte centrală, interioară → nucleul în care
este concentrată aproape întreaga masa a atomului ;
- o parte exterioară → învelișul electronic ce înglobează nucleul.
Nucleul :
 conţine nucleoni: particule încărcate pozitiv = protonii şi particule
neutre electric = neutronii;
 este încărcat cu sarcină pozitivă (+) în ansamnlu.
Invelișul electronic:
 cuprinde doar electronii e -, cu
sarcină negativă (-).
 e -execută atât o mişcare de
rotaţie în jurul nucleulul + o
mişcare de revoluţie în jurul
propriei axe = mişcare de spin

29
• totalitatea atomilor de acelaşi tip formează un element
chimic. (Ex: Na, K, Al, Mg, F, Cl, Br, I, Pb, Zn, Cu, Mn, Cr)
Nr. de sarcini pozitive (protoni)
din nucleu= nr. de sarcini negative
(electroni) din învelişul electronic
= numărul atomic Z
Numărul de masă A = nr. de nucleoni = nr. de protoni + nr. de
neutroni din nucleu; A = Z + N.
 atomul este neutru din punct
de vedere electric.(nr. de protoni
din nucleu = nr. de electroni din
învelişul electronic.

30
Structura atomului de Carbon (C):
Z = 6, A = 12.
Atomul de Carbon (C) are Z = 6,
deci cuprinde 6 protoni în nucleu
şi 6 electroni în învelişul
electronic. Numărul de masă A
=12 (6 protoni + 6 neutroni) =
număr total de nucleoni
Structura atomului de Oxigen (O):
Z = 8, A = 16.
Oxigenul (O) are Z =8: 8 protoni
în nucleu şi 8 electroni în
învelişul electronic. A =16 (8
protoni + 8 neutroni) = număr
total de nucleoni

31
Învelişul electronic = totalitatea
e- ce gravitează în jurul nucleului =
o structură stratificată.
Electronii care gravitează în jurul nucleului împărţiţi → : în 7 straturi
orientate concentric în jurul nucleului, notate: K, L, M, N, O, P, Q.
• straturile electronice → nivele energetice diferite. Energia
creşte: stratul K (cel mai apropiat de nucleu) → stratul Q- ultimul
strat cel mai îndepărtat de nucleu. Electronii mai apropiaţi de nucleu
(K, L) → energia lor va fi mai redusă. Electronii straturilor
periferice (P, Q) → energia cea mai mare.

32
Straturile electronice → substraturi → orbitali
Nivelele de energie ale
suborbitalilor corepunzători
orbitalilor; energia lor creşte de la
1s la 4f, din vecinătatea nucleului,
spre invelisul electronic.
Electronii din jurul nucleului →
pe straturile cu energii cât mai joase,
ocuparea straturilor electronice se
face de la nucleu spre exterior.

33
Diagramă de energie:reprezentarea
nivelurilor energetice în funcţie de
nivelul de energie al fiecărui
orbital, pentru primele 5 straturi
electronice.
Mg:: Z=12 configuraţia electronică
:reprezentată :
- se completează mai întâi
substratul 4s, şi abia apoi se
completează substratul 3d.

34
Fiecare strat electronic poate avea unul sau mai multe substraturi. Un
substrat cuprinde totalitatea orbitalilor de acelaşi tip.
Modul de notare al stratului, substratului şi al numărului de electroni:
Ex: 4p2: ; 4 = numărul stratului, 4p = tipul substratului, 2 = numărul
electronilor din orbitalul p
Tipurile de orbitali:
4 tipuri de orbitali
Oritali de tip s
Orbitali de tip p
Orbitali de tip d
Orbitali de tip f
Orbitalii se deosebesc
prin:
Formă
Energie
Orientare spaţială

35
substrat s p d f
Nr.
orbitali
1 orbital s (s2) 3 orbitali p (p 6) 5 orbitali d (d 10) 7 orbitali f (f 14)
creşte energia orbitalilor
Orbitalul s: are simetrie sferică (de exemplu, orbitalul ocupat de
electronul atomului de hidrogen).
Orbitalii p sunt orientaţi în spaţiu după axele Ox, Oy şi Oz, deci câte trei
pentru fiecare strat principal . Forma: nu este simetrică, ci bilobară.
Orbitalii d: sunt în număr de cinci pentru fiecare strat. Au două
planuri nodale → împart norul de electroni în patru secţiuni şi prezintă
o structură mai complicată, tetralobară
Orbitalii f: sunt în număr de şapte. Structura lor → complicată ; au trei
planuri nodale ce trec prin nucleu → formă octalobară.

36
Ocuparea orbitalilor atomici cu electroni se sprijină pe 3 principii
de bază:
principiul stabilităţii (al minimei energii);
principiul de excluziune al lui Pauli;
regula lui Hund.
Principiul stabilităţii (al minimei energii) : În atomii multielectronici,
electronii se plasează în orbitali atomici în ordinea succesivă a creşterii
energiei lor, de la nucleu spre exterior. Altfel spus, electronul distinctiv
(de valenţă ) tinde să ocupe orbitalul vacant cu energia cea mai scăzută.
Un orbital atomic poate fi ocupat cu maximum doi electroni de spin
opus.
Principiul de excluziune al lui Pauli:

37
Regula lui Hund:
Completarea orbitalilor aceluiaşi substrat (de aceeaşi energie) cu
electroni are loc astfel încât numărul de electroni necuplaţi (impari) să
fie maxim. După semiocuparea orbitalilor aceluiaşi substrat cu un
electron, urmează apoi cuplarea (completarea) cu al doilea electron de
spin opus, în cazul fiecărui orbital.

38
Ex : Fierul (Fe) este un metal tranziţional care are Z = 26 ; repartiţia
celor 26 de electroni pe straturi este următoarea: K = 2 e -;
L = 8 e - ; M = 14 e – şi N = 2 e -. Repartiţia electronilor pe
substraturi şi orbitali : 1s2, 2s2, 2p6 , 3s2 , 3p6 , 4s2, 3d6 .

39
2b. Modele atomice. Numere cuantice
Modelul atomic al lui John Dalton (1803)
- cel mai simplu model atomic → cel al sferei rigide
- atomii au formă sferică, sunt omogeni şi identici pentru aceeaşi substanţă şi nu
conţin particule încărcate electric.
- modelul este suficient pentru a explica structura şi unele proprietăţi simple ale
substanţei, fenomene simple precum difuzia, schimbarea stării de agregare.

40
Modelul atomic al lui Joseph John Thomson (1904)
-- în 1897 fizicianul englez J.J.Thomson a pus în evidenţă, prin experienţe de
descărcare electrică în gaze rarefiate, existenţa electronului, ca particulă încărcată cu
sarcină electrică negativă.
- atomii → sub formă de sfere uniform încărcate cu sarcină pozitivă, iar electronii
sunt încorporaţi în interiorul sferei (ca stafidele într-o plăcintă), în care forțele de
interacţiune electrostatice determină poziționarea electronilor - care se deplasează
rapid.

41
Pentru a explica încărcătura electrică neutră generală a atomului, el a menţionat că
electronii sunt distribuiți într-o “mare” uniformă de sarcină pozitivă. În acest model de
“budincă de prune”, electronii au fost observați ca încorporați în sarcina pozitivă cum
sunt prunele într-o budincă de prune (deși în modelul Thomson, ei nu sunt staționari, ci
orbitează rapid).
Un fascicul de electroni emişi de catod se deplasează în direcţia anodului
pozitiv şi este iluminat prin fluorescenţă. Unda de electroni trece in linie
dreaptă, iar apoi se observă deflexia (devierea) sa în camp magnetic sau
electric.
Tubul de descărcări
în gaze rarefiate –
Doi electrozi (anod şi catod) sunt separați în vid. Când este aplicată o tensiune
între electrozi, sunt generate raze catodice ceea ce face ca tubul să strălucească.
Prin acest experiment, Thomson a descoperit că sarcina negativă nu putea fi
separată de raze (prin aplicarea magnetismului), și că razele nu pot fi refractate de
un câmp electric. El a dedus că aceste raze, mai degrabă decât unde, erau particule
încărcate negativ, pe care le-a numit “corpusculi”(electroni).
Descoperirea electronului

42
Experimentul lui Rutherford. Modelul atomic al lui Ernest Rutherford (1912)
Experimentul a constat în bombardarea unei foiţe de aur cu particule alfa emise prin
descompunerea radioactivă a atomilor de radiu. Recepţia particulelor alfa s-a făcut
prin intermediul unei plăcuţe detectoare din sulfat de zinc.
 cele mai multe particule alfa treceau
iniţial de foiţa de aur fără a suferi devieri,
ceea ce indica că atomul este, în cea mai
mare parte, un spaţiu gol;
 o mică parte din particulele alfa au fost
deviate sub diverse unghiuri, ceea ce arăta
că sarcina pozitivă a atomului trebuie să
fie concentrată într-o zonă foarte restrânsă
a acestuia;
 o foarte mică parte a particulelor alfa au
fost reflectate în direcţia din care veneau.

43
 dacă sarcina pozitivă este uniform distribuită în
atom (după modelul lui Thomson), particulele α
sunt deviate foarte puţin, doar cu câteva grade la
trecerea prin metal, datorită forţelor electrostatice:
 în experienţele de împrăştiere (ale lui E.
Rutherford) apar şi particule alfa deviate sub
unghiuri mari; aceste deviaţii nu pot fi explicate
decât dacă se admite că sarcina pozitivă este
concentrată în centrul atomului, într-o porţiune
redusă ca suprafaţă – nucleul atomic.
Comparaţie între Modelul atomic al lui J.J. Thomson şi cel al lui E.
Rutherford

44
Particulele alfa au o masă de aproximativ 8000 de ori mai mare decât masa unui
electron. Prin urmare, pentru a devia sub unghiuri mari particulele alfa erau necesare
forţe foarte mari; electronul nu putea fi bănuit ca fiind cauza acestor devieri. S-a
avansat ideea unui nucleu atomic, foarte mic în comparaţie cu dimensiunea
atomului, dar care cuprindea cea mai mare parte a masei atomului, Rutherford a putut
explica de ce numai unele particule alfa întâlneau în drumul lor nuclee care să le
devieze.

45
Modelul Atomic Rutherford
În anul 1912, E. Rutherford : teoria nucleară a atomului,:
 nucleul este format din particule (nucleoni) : particule incărcate pozitiv (protoni).
Modelul planetar al atomului propus de Rutherford → asemănarea dintre structura
materiei la nivel macrocosmic cu cea la nivel microcosmic.: ca si in sistemul solar,
nucleu este plasat in centrul atomului, iar electronii se rotesc în jurul acestuia.
Modelul planetar al atomului

46
Caracteristicile fundamentale ale modelului atomic ale lui Ernest Rutherford :
 atomii au în mijloc un nucleu foarte mic ce conţine cea mai mare parte a masei
atomului;
 cea mai mare parte a atomului este un spaţiu gol;
 electronii (e-) se rotesc în jurul nucleului pe orbite circulare;
 nucleul este format din protoni (H+) , încărcaţi pozitiv;
 numărul protonilor este egal cu al electronlor.
Modelul atomic al lui Niels Bohr (1913)
În anul 1913, N. Bohr a elaborat teoria structurii atomului de hidrogen, pornind de la
modelul atomului lui Rutherford, teoria cuantică a lui M.Planck şi extinsă de
A.Einstein. Bohr a propus un model al atomului in care electronii se rotesc in jurul
nucleului pe traiectorii bine definite, numite orbite. In acest model, atomul este format
din electroni (cu sarcină negativă) şi nucleu format din protoni (sarcina pozitivă) şi
neutroni.
Un foton este denumit sub termenul de "cuantă de lumină" Energia unui electron aflat
într-un atom se spune că este cuantificată (poate lua numai anumite valori,
discrete), ceea ce are ca efect stabilitatea atomilor și a materiei în general.

48
Postulatele lui Bohr
 electronul se poate roti in jurul nucleului doar pe anumite orbite (orbite circulare
impuse sau permise), fără a emite sau absorbi energie radiantă;
 stările legate ale atomului sunt stări în care atomul nu absoarbe şi nu emite energie.
Aceste stări ale atomului se numesc stări staţionare. Într-o stare staţionară, energia
sistemului este constantă în timp. Valorile energiilor stărilor staţionare formează un şir
discontinuu: E1,E2,…..En;
 atomii absorb sau emit radiaţii electromagnetice de anumite frecvenţe, numai la
trecerea dintr-o stare staţionară în altă stare staţionară;
nkkn EEh −=ν
Energia emisă sau absorbită sub forma
unei cuante este egală cu diferenţa dintre
energia finală şi iniţială a sistemului:

49
 atomul trece dintr-o stare staționară în alta cu energie superioară doar
dacă i se transmite o cuantă de energie corespunzătoare diferenței
dintre cele două nivele. La revenirea pe nivelul inferior, se emite o
radiație de aceeași frecvență ca și la absorbție, Acest fapt exprimă
natura discontinuă a materiei și energiei la nivel microscopic;
 frecvențele radiațiilor atomice depind de natura și structura atomului și
au valori discrete, spectrele lor fiind spectre de linii.
Modelul cuantificat al atomului
(N. Bohr) (1913)
modelul atomic cuantificat a lui Bohr explică bine efectele de emisie şi
absorbţie ale radiaţiei elctromagnetice de către atomul de hidrogen şi
atomii hidrogenoizi (atomi formaţi dintr-un nucleu cu sarcina Ze şi un
electron: atomii ionizaţi He+(Z=2), Li2+(Z=3), Be3+(Z=4)
 acest model preia modelul planetar al lui Ernest Rutherford căruia îi
aplică teoria cuantelor;

50
• în modelul planetar, nucleul este considerat fix, iar energia totală a atomului este dată
de suma energiilor cinetice și potențiale ale electronului aflat în mișcare circulară;
 energia este minimă pentru in starea fundamentală care este o stare de echilibru și
are un timp de viață infinit;
 celelalte stări se numesc stări excitate. Atomul are o infinitate de nivele de energie
situate la intervale din ce în ce mai apropiate;
 atomul are o infinitate de nivele de energie situate la intervale din ce în ce mai
apropiate, energia tinde la valoarea zero; valorile pozitive ale energiei sunt continue, iar
electronul se deplasează liber pe o traiectorie deschisă, în afara nucleului.

51
Diagrama nivelelor energetice ale atomului
Fotonul electronic - este o particulă neutră ce indică starea de excitaţie a
atomului. Electronul aflat pe aceasta orbită bogată energetic este instabil şi va reveni pe
orbita fundamentală, cu eliberarea fotonului electronic şi a energiei primite. Odată cu
emiterea acestui foton , atomul va trece din starea de excitaţie în stare fundamentală.
Variaţia energiei dintre cele două stări este dată de relaţia: ∆ E = Ey - Ei = h.n

52
Lumina (energia radiantă) → alcatuită din fotoni

53
 dacă atomului de hidrogen i se furnizează suficientă energie din exterior, atunci
poate emite o parte a spectrului de radiaţii electromagnetice : radiaţii hertziene,
radiaţii termice care se impart în radiaţii infraroşii, vizibile şi ultraviolete. În
cazul în care atomul de H primeşte energia h.n = 21,78 . 10-12 erg, adica, 13,6 eV,
cu ajutorul unui fascicul de fotoni ultravioleţi sau nucleari , atunci atomul pierde
electronul şi devine ion pozitiv, iar protonul H+ şi electronul e- devin liberi.

54
Dezavantaje ale modelului atomic al lui N. Bohr
 acest model nu poate explica spectrele de emisie și energia de ionizare decât pentru
atomul de hidrogen și ionii hidrogenoizi.
 nu a putut explica ştiintific spectrele unor atomi grei. Nu s-a putut explica formarea
legaturilor duble. Nu a putut fundamenta scindarea liniilor spectrale intr-un câmp
perturbator (electromagnetic).

55
 aceste deficienţe au fost rezolvate prin apariţia modelului atomic Bohr-Sommerfeld
Teoria lui Bohr-Sommerfeld se bazează pe faptul că mişcarea periodică a electronilor
într-un atom, sub influenţa unei forţe centrale, conduce la orbite eliptice, cu
nucleul atomic situat în centru..
 energia este dependentă de un număr cuantic principal, n, ce caracterizează raza
atomică şi de un număr cuantic k, care defineşte forma eliptică a orbitei
electronului. Structura fină a liniilor spectrale ale atomilor obţinute prin revenirea
electronilor la nivelele de energie iniţiale, după absorbţie de energie, este explicată prin
existenţa unor substraturi ale fiecărui nivel energetic.

56
- număr cuantic principal n, este un număr natural n ≥ 1. Acesta cuantifică energia
orbitalului. Fiecare atom are, în general, mai mulți orbitali ai aceluiaşi strat, asociați
fiecărei valori a lui n; acești orbitali împreună sunt numiți pături de electroni.
Caracterizează distanţa orbitei staţionare a electronului faţă de nucleul atomului
(descrie numărul de ordine al stratului electronic); ia valori cuprinse între +1 şi +7,
asociate straturilot (păturilor) electronice notate K, L, M, N, O, P şi respectiv Q;
- numărul cuantic principal n determină numărul straturilor electronice.
Electronii cu acelaşi număr cuantic principal se găsesc la aceeaşi distanţă de nucleu şi
formează un strat electronic (n = 1 - 7).
Electronul este caracterizat prin următoarele numere cuantice:
- numărul cuantic secundar l, care corespunde momentului unghiular al electronului
pe orbită; are valori intre 0 şi n-1 şi cuantifică momentul cinetic orbital fiind multiplu
de h/2π; pentru nivelul energetic (pătura) cu numărul cuantic principal n există n
subnivele (subpături) s,p,d,f,g,h,i,k etc. ce determină forma orbitalului; numarul
cuantic secundar determină substraturile electronice, adica orbitele şi forma lor, care
poate fi circulară sau eliptică. Pentru stratul M determinat de numarul cuantic principal
n = 5, vom avea cinci substraturi electronice pentru care k are valorile 0, l si 5. Cu cat k
are valoarea mai mică cu atât orbita sa eliptică este mai alungită, la valoarea maximă a
lui k, adica k= n - l, elipsa se transformă in cerc.

57
- numărul cuantic magnetic m, caracterizează momentul magnetic creat prin rotaţia
electronului pe orbita lui; are 2l+1 valori, (-l, 0,+l) şi cuantifică momentul
magnetic orbital al electronului într-o direcție anume arbitrară (specificată) a câmpului
magnetic extern. Acest număr cuantifică orientarea în spațiu a momentului cinetic şi
indică numărul orbitalilor disponibili într-un subnivel energetic.
Orbitalii p sunt caracterizati prin l = 1, m = -1, 0 sau 1

58
- numărul cuantic de spin s, caracterizează momentul magnetic propriu electronului, în
mişcarea de rotaţie in jurul axei sale; are două valori: +1/2 şi – 1/2 unităţi cuantice
multiplu de h/2π, pentru rotaţia în acelaşi sens sau în sens contrar faţă de axa
proprie. Numărul cuantic magnetic de spin notat ms ia valori între -s și +s din 1 în 1,
adică 2s + 1 valori. În cazul electronului, valorile posibile ale lui ms sunt –1/2 și +1/2
. Spinul este o proprietate intrinsecă a electronului, independentă de celelalte numere
cuantice.
 modelul atomului din teoria Bohr-Sommerfeld, subliniaztă faptul că structura
electronică a atomului este stratificată. Electronii gravitează pe orbite eliptice
caracterizate de numărul cuantic principal, n, care formează învelişul electronic al
atomului. Stratul electronic este format din electroni cu acelaşi numărul cuantic
principal: K (n =1), L (n=2), M (n =3), N (n = 4), O (n = 5), P (n = 6) şi Q (n = 7).
Fiecare strat conţine un număr maxim de 2n2 electroni: 2 electroni pe stratul K (n=1), 8
electroni pe stratul L (n=2), 18 electroni pe stratul M (n =3), 32 electroni pe statul N (n
= 4) etc.
 orbitele caracterizate de un număr cuantic principal, n, sunt formate de substraturi
electronice caracterizate de m = 2l+1 valori pentru un număr cuantic secundar cu valori
de la –l la +l. Conform principiului de excludere al lui Pauli, nu există doi electroni
într-un atom cu același set de valori ale celor patru numere cuantice (n, l, m, ms).

59
Exemplu: distribuţia electronilor in straturile electronice:
K (n=1): l = 0; m=0; nr. max. orbite = 1, nr. max. electroni = 2; L (n=2): l= 0, 1;
m= 0 şi (-1, 0,+1), nr. max. orbite = 1 şi respectiv 3; nr. max. electroni = 2 şi
respectiv 6 (total: 8); M (n=3): l= 0, 1, 2; m= 0 , (-1, 0,+1) şi (-2, -1, 0, +1, +2); nr.
max. orbite = 1, 3 şi respectiv 5; nr. max. electroni = 2, 6 şi respectiv 10 (total 18);
N (n=4): l= 0, 1, 2, 3; m= 0 , (-1, 0,+1), (-2, -1, 0, +1, +2) şi (-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3);
nr. max. orbite: 1, 3, 5 şi respectiv 7; nr. max. electroni = 2, 6, 10 şi respectiv, 14
(total: 32).
Orbitalul s este caracterizat prin n = 1 şi l = 0, notat 1s
Orbitalii p sunt orientaţi în spaţiu după axele Ox, Oy şi Oz, deci câte trei pentru fiecare
strat principal cu n ≥ 2.
Orbitalii d: apar la n ≥ 3, sunt caracterizati de l = 2 si m = ± 1, ±2, 0, sunt în număr de
cinci pentru fiecare strat.
Orbitalii f: apar la n ≥ 4, sunt caracterizaţi de l = 3 si m = ±1, ±2, ±3, 0, şi sunt în
număr de şapte.

60
În anul 1930, Erwin Schrödinger a explicat fenomenele legate de structura atomului
prin principiile mecanicii cuantice şi a înlocuit noţiunea de orbită cu cea de orbital,
zonă in care electronul se roteşte cu maximă probabilitate in jurul nucleului atomic.
Teoria atomică a lui E. Schrödinger
Schrödinger s-a decis să găsească o ecuație de undă corespunzătoare pentru electron. El
s-a ghidat de analogia lui Hamilton dintre mecanică şi optică, prin observaţia că “limita
zero” a lungimii de undă din optică seamănă cu un sistem clasic: traiectoriile razelor de
lumină devin unde purtătoare care se supun unui principiu analog principiului minimei
acţiuni.
Pe baza concepţiei lui Louis De Broglie conform căreia electronul are şi proprietăţi
corpusculare, de particulă, dar şi proprietăţi de undă prin relaţia λ = h/mv, s-a
considerat că mişcarea ondulatorie se propagă in spaţiu, pe cele trei coordonate : Ox,
Oy şi Oz. Amplitudinea undei (ψ) este introdusă în ecuaţia de undă a lui
Schrodinger: Δ2ψ + 8πm/h2 (Etot – Epot) .ψ = 0, unde m este masa particulei,
v este viteza particulei, Etot este energia totală, Epot este energia potenţială a
particulei.

61
Datorită faptului că energia și impulsul sunt legate în același fel ca
frecvența cu numărul de undă din teoria relativității, rezultă că impulsul
unui foton este proporțional cu numărul lui de undă.
Louis de Broglie avansează ipoteza că acest lucru este adevărat pentru
toate particulele, indiferent că sunt electroni sau fotoni, și anume că,
energia și impulsul unui electron reprezintă de fapt frecvența și numărul
de undă ale unei unde. Prin analiza ipotezei că undele călătoresc cu
aproximație de-a lungul traseelor clasice, s-a arătat că ele formează unde
staţionare numai pentru anumite frecvenţe discrete, pentru anumite
nivele energetice discrete care reproduc condiţiile cuantice clasice.
In 1964 M. Gell-Mann si G. Zweig au descoperit particula subatomică,
denumită quark, care se găseşte în nucleu şi poate exista în dubleţi sau
tripleţi. S-a demonstrat astfel că nucleu este divizibil.

62
Schrödinger calculează liniile spectrale ale hidrogenului şi asimilează cu
o undă singurul electron încărcat negativ al atomul de H, ce se
deplasează într-o regiune cu un potențial inferior Epot , în comparație
cu potențialul din jurul ei, creată de sarcina pozitivă a protonului. Acest
calcul reproduce nivelele de energie ale modelului Bohr.
Ecuația Schrödinger detaliază comportamentul undelor, dar nu spune
nimic despre natura lor .
2c. Proprietăţile atomilor: neperiodice şi periodice
Proprietăţile neperiodice
Numărul atomic Z: reprezintă numărul de ordine al elementelor în
Sistemul Periodic şi indică numărul de protoni din nucleu, numeric egal
cu numărul de electroni din învelişul electronic. În grupele principale, Z
creşte de sus în jos, iar în perioade creşte de la stânga la dreapta, de la
grupa a I-a la grupa a VIII-a principală. Variază de la Z = 1 la Z = 118.
”oricărei particule materiale îi este asociată o undă reală”. Schrödinger a
asimilat electronul cu o undă stationară (ecuaţia de undă a lui Schrodinger)

63
Masa atomică (numărul de masă) A:
Masa atomului este dată în principal de masa nucleului, adică suma maselor
protonilor şi neutronilor. Deoarece valoarea acesteia exprimată în kg este extrem de
mică se utilizează unitatea atomică de masă u.a.m., egală, cu o bună aproximaţie, cu
masa unui proton sau a unui neutron şi definită exact ca fiind a 12-a parte din masa
izotopului 1 u.a.m.= 1.66 . 10-27 kg.
Masa atomilor exprimată în unităţi atomice de masă se numeşte masa atomică relativă.
În natură, la acelaşi număr atomic Z există mai multe specii atomice, denumite izotopi
, care se diferenţiază între ele prin masa atomică, deci prin numărul de neutroni. Masa
atomică relativă, ce se găseşte tabelată, reprezintă media ponderală a maselor acestor
izotopi. Masa atomică a elementelor creşte de la 1,008 la 294.
Spectrele de raze X pentru care rădăcina pătrată din frecvenţa radiaţiei
electromagnetice este funcţie liniară de numărul atomic Z. Radiaţiile X descoperite de
Röntgen în 1895 sunt radiaţii electromagnetice de mare energie, ale căror lungimi de
undă sunt cuprinse între 5.10-4 Å şi 10 Å. Ele sunt produse prin bombardarea unei ţinte
metalice de către electroni de mare energie. (radiaţii – foarte penetrante – numite astăzi
şi radiaţii Röntgen)

64
Proprietăţi periodice
Raza atomică şi ionică: raza atomică se apreciază ca raza covalentă ,
atunci când un atom este legat covalent de alt atom şi reprezintă
jumătatea distanţei dintre nuclee, când cei doi atomi sunt identici şi ca
rază metalică calculată ca jumătatea distanţei determinată experimental
între nucleele atomilor învecinaţi dintr-o reţea metalică.
Razele atomilor sunt de ordinul a 10-10 m. Razele atomilor consideraţi
sferici cresc în grupă de sus în jos, ca urmare a creşterii numărului de
straturi electronice; în perioadă scad de la stânga la dreapta, consecinţă a
creşterii forţei de atracţie exercitată de nucleu, a creşterii sarcinii
nucleare. Razele ionice sunt raze ale anionilor şi cationilor din compuşii
ionici cristalini . Raza ionului pozitiv (cationului) este întotdeauna mai
mică decât raza atomului din care s-a format. La pierderea unui electron
de valenţă, sarcina nucleară rămâne aceeaşi şi acţionează asupra unui
număr mai mic de electroni , ceea ce conduce la micşorarea razei.

65
Raza unui ion negativ (anion) este întotdeauna mai mare decât raza atomului din care
a provenit. Electronul acceptat este respins de ceilalţi electroni ai atomului , ceea ce
face ca norul electronic să se extindă şi raza să crească. Raza ionică variază asemănător
cu cea atomică: creşte în grupă de sus în jos. În perioadă scade de la stânga la dreapta,
odată cu creşterea sarcinii nucleare.
Energia de ionizare E,(potenţial de ionizare), măsurată în KJ/mol, reprezintă
cantitatea de energie necesară pentru a îndepărta (a ceda) până la infinit un
electron din orbitalul cel mai bogat în energie (de pe ultimul strat) al unui atom
sau ion aflat în fază gazoasă (energia consumată în procesul de formare a ionilor
pozitivi). Capacitatea pe care o are un atom de a ceda un electron este exprimată în
termenii energiei de ionizare a atomului.Intre potenţialul de ionizare notat cu I şi
măsurat în eV/atom şi energia de ionizare exprimată în KJ/mol există o relaţie
empirică de legătură: 1 eV = 96,48 KJ/mol. Energia de ionizare a unui element este de
aproximativ 100 de ori potenţialul său.
Pentru un atom X, procesul de ionizare se poate exprima cantitativ astfel:
X + energie → X+ + e−
Energia de ionizare caracterizează tendinţa atomilor elementelor de a ceda electroni şi
de a forma cationi.
Na + energie → Na + + e−

66
Afinitatea pentru electroni
 afinitatea pentru electroni reprezintă energia eliberată la acceptarea unui
electron de către un atom , la transformarea sa într-un ion negativ (anion).
 caracterizează tendinţa atomilor elementelor de a accepta electroni şi de a forma
anioni.
Pentru un atom X, afinitatea pentru electroni se poate exprima cantitativ astfel:
X + e−→ X- + energie
Afinitatea pentru electroni se poate exprima J /atom, Kj /mol . Aceasta este cu un
ordin de mărime mai mică decât energia de ionizare.
Electronegativitatea atomilor
Cl + e−→ Cl-- + energie
 electronegativitatea X a atomului unui element chimic reprezintă capacitatea
atomului respectiv de a atrage mai puternic spre el electronii de legătură,
atunci când face parte dintr-un compus covalent.
 un atom implicat într-o legătură covalentă are tendinţa de a atrage electroni se
spune că este electronegativ şi se încarcă cu sarcini parţial negative (halogenii: F,
Cl, Br, I); atomul are endinţa de a respinge, de a ceda electronii de legătură spre alt
atom, el este electropozitiv → sarcini partial pozitive (metalele alcaline: Li, Na,
K)

67
Exemple de atomi electronegativi aflaţi în moleculele polare: Hδ+– Fδ-, Hδ+– Clδ- ,
Hδ+– Brδ-.
 Linus Pauling corelează diferenţa de electronegativitate a doi atomi X δ- şi Y δ+ cu
energia contribuţiei ionice la legătura dintre cei doi atomi. Această contribuţie ionică se
datoreşte electronegativităţilor diferite ale atomilor X şi Y
 Pauling propune pentru litiu (Li) valoarea electronegativităţii absolute 1 faţă de care
raportează electronegativităţile celorlalte elemente (electronegativităţi relative).
Electronegativitatea variază între valoarea maximă 4,10 pentru fluor (F) şi valoarea
minimă 0,70 pentru cesiu (Cs).
 un atom are o energie de ionizare mare şi o afinitate ridicată pentru electroni,
atunci el poate atrage uşor electronii legăturii covalente la care ia parte şi este
considerat puternic electronegativ.
 dacă energia de ionizare şi afinitatea pentru electroni sunt ambele scăzute, atunci
atomul → electropozitiv, poate ceda electroni spre alt atom. (Robert Mulliken, 1934).
 atomii metalelor au caracter electropozitiv; metalele alcaline (grupa a I-a
principală, Li, Na, K, Rb, Cs) au cel mai pronunţat caracter electropozitiv; atomii
nemetalelor au caracter electronegativ; halogenii (grupa a VII-a principală, F, Cl, Br,
I) prezintă cel mai pronunţat caracter electronegativ.

68
3. Legile fundamentale ale chimiei
a) Legea conservării masei şi energiei (M.V. Lomonosov,1768 şi L.A.Lavoisier, 1777)
Masa totală a substanţelor rezultate dintr-o reacţie chimică este egală cu masa totală a
substanţelor care au reacţionat sau, în orice proces chimic, masa substanţelor care se
combină rămâne constantă.
Σ mR = Σ mP= constant
1. CaCO3 = CaO + CO2 (t°C) adică: 100 g = 56g + 44 g
Masa reactanţi = Masa produşi de reacţie
2. Fe + S = FeS (t°C) , adică: 56 g + 32 g = 88 g
3. Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu↓ (electroliză) adică: 56 g + 160 g = 152 g + 64 g
Această lege se verifică numai în unităţi de masă; verificarea în volume nu este
posibilă, deoarece de cele mai multe ori, reacţiile între gaze au loc cu modificarea de
volum: 3H2 + N2 = 2NH3 3 vol H2 + 1 vol N2 = 2 vol NH3

69
Legea conservării energiei: energia nu se poate crea sau distruge, ci doar se poate
transformă dintr-o formă de energie în altă formă de energie (chimică, calorică,
mecanică, electrică).
Conform legii Einsteiniene a echivalenţei dintre masă şi energie: "Pentru orice masă
(m) se asociază întotdeauna o energie egală cu produsul acestei mase şi pătratul
vitezei luminii (c) în vid“: E = mc2 , s-a dedus legea conservării materiei universal
valabilă: "Suma maselor şi energiilor reactanţilor şi produşilor de reacţie într-un
sistem închis este constantă".
b) Legea proporţiilor definite (legea proporţiilor constante sau a constanţei
compozitiei - LJ. Proust, 1799): substanţele reacţionează între ele în proporţii de masă
bine definite şi constante sau: “Indiferent de calea prin care se obţine o substanţă
compusă, elementele componente se află în aceleaşi proporţii de masă. Dacă unul din
reactanţi este în exces, după reacţie rămâne neconsumat".
Ex: H2 + Cl2= 2HCl sau 2NaCl + H2SO4= 2HCl + Na2SO4 sau NaCl + HNO3= HCl +
NaNO3; indiferent de calea de obţinere a HCl, raportul masic (în grame) de combinare a
H şi Cl este tot timpul acelaşi: H : Cl adică 1 g H : 35,5 g Cl.
În FeS raportul de masă Fe : S = 56 : 32 = 7g : 4g
56g Fe + 64g S → FeS + (64-32) = 32g S rămas nereacţionat

70
c) Legea proporţiilor multiple (J. Dalton, 1804): dacă două substanţe simple se pot
combina între ele pentru a forma mai mulţi compuşi chimici, diferitele mase (cantităţi)
ale unui component care reacţionează cu aceeaşi masă (cantitate) a celuilalt component
se găsesc între ele în raporturi simple şi mici.
 se referă la cazul a două substanţe ce reacţionează cu formarea mai multor
compuşi diferiţi: "Dacă două substanţe simple reacţionează şi rezultă mai multe
combinaţii chimice, atunci masele diferite ale uneia din acestea, care corespund unei
mase constante a celeilalte, se află între ele în rapoarte de numere întregi".
Ex: În cazul sintezei oxizilor azotului, rapoartele de masă (g) sunt :
N2 + 1/2 O2 = N2O 28 : 16 = 14 : 8 → 1 : 1
1/2 N2 + 1/2 O2 = NO 14 : 16 = 14 : 16 → 1 : 2
N2 + 3/2 O2 = N2O3 28 : 48 = 14 : 24 → 1 : 3
1/2 N2 + O2 = NO2 14 : 32 = 14 : 32 → 1 : 4
N2 + 5/2 O2 = N2O5 28 : 80 = 14 : 40 → 1 : 5
 această lege arată că rapoartele de combinare ale substanţelor simple variază
discontinuu, datorită participării la reacţie a unui număr întreg de particule, cu masă
atomică constantă, nu a unor fracţiuni a acestora. Deci, alături de masa atomică,
capacitatea de combinare a atomilor este o altă proprietate fundamentală a acestora.

71
d) Legea proporţiilor echivalente (J.B. Richter - 1802, E.Wenczel - 1791)
Această lege introduce noţiunile de :
- echivalent chimic reprezintă numărul adimensional care exprimă cantitatea în grame
dintr-o substanţă simplă, care poate reacţiona sau poate înlocui într-o combinaţie
chimică 1,008 g hidrogen sau 8,00 g oxigen, sau un echivalent al oricărei substanţe;
- echivalent gram (echiv.gram sau val) reprezintă cantitatea în grame de substanţă
numeric egală cu echivalentul chimic sau cantitatea de substanţă în grame
corespunzătoare unei sarcini active (proton, ion hidroxil, electron-gram, ion-
gram)
Legea proporţiilor echivalente se enunţă astfel:
''Substanţele reacţionează între ele în rapoarte de masă direct proporţionale cu
echivalenţii lor chimici''.(Reacţiile chimice decurg de la echivalent la echivalent sau un
echivalent al unei substanţe înlocuieşte un echivalent al altei substanţe)
mA
mB
EA
EB
= , unde mA si mB reprezintã masele (g) ale compusilor A si B, EA si
EB sunt echivalentii chimici
De exemplu. în reacţia Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu, 28 g Fe vor înlocui 31,8
g Cu, iar aceste valori sunt chiar echivalenţii chimici pentru Fe şi Cu.

72
Calculul echivalenţilor pentru elementele chimice:
Eg =
A
valenta
, unde A = masa atomica , Exemplu: Eg Mg =
AMg
2
=
24
2
= 12 g
Calculul echivalenţilor pentru acizi, baze, săruri şi oxizi:
acizi: Eg =
M acid
nr. de H+
cedati
baze: Eg =
M baza
nr. de H+
acceptati (nr. de HO-
cedate)
saruri
oxizi: Eg =
M sare, oxid
(valenta metal x nr.de ioni metalici)
redox: Eg =
M oxidant, reducator
nr. de electroni transferati (cedati sau acceptati)
Eg HCl =
M HCl
1
= M HCl = 36,5 g;
=
M NaOH
= MNaOH = 40 g
1
Eg NaOH;
Eg Na2SO4
M Na2SO4
==
2
142
2
= 71 g
Eg MgO
M MgO
==
2
40
2
= 20 g
în mediu puternic acid: (MnO4)-
+ 5 e-
+ 8 H+
= Mn2+
+ 4 H2O
; Eg KMnO4 =
MKMnO4
5
=
158,034
5
= 31,607 g
;

73
e) Legea acţiunii maselor ( a echilibrului chimic), Guldberg şi Waage 1865
• pentru o reacție chimică reversibilă, la echilibru, raportul dintre produsul
concentrațiilor molare ale produșilor de reacţie şi produsul concentrațiilor molare ale
reactanților, fiecare ridicate la puteri numeric egale cu coeficienţii lor stoechiometrici
este constant la o temperatura dată şi se numeşte constantă de echilibru K.
a A + b B c C + d D
K =
[A] a
[B] b
.[C] c
[D] d
.
Disocierea acidului acetic în apã:
(K)
CH3COOH + H2O CH3COO-
+ H3O+Ka
Ka =
[CH3COO-
] . [H3O+
].
[CH3COOH].
K . [H2O] =

74
f) Legea combinării gazelor (Gay-Lussac, 1808)
"Volumele gazelor, măsurate în aceleaşi condiţii de temperatură şi presiune, care se
combină pentru a forma un compus chimic se află între ele, ca şi faţă de volumul
substanţei care rezultă din reacţie, într-un raport de numere simple şi întregi."
Ex: H2 + Cl2 = 2HCl raportul volumelor 1 : 1 : 2
2H2 + O2 = 2H2O raportul volumelor 2 : 1 : 2
N2 + 3H2 = 2NH3 raportul volumelor 1 : 3 : 2
g) Legea lui Avogadro
"Volume egale de gaze diferite, aflate în aceleaşi condiţii de temperatură şi presiune
conţin acelaşi număr de molecule – N (numărului lui Avogadro )"
 această lege a condus la definirea numărului lui Avogadro, determinat experimental de
Loschmidt: N = 6,023∗ 1023 molecule mol-1 .S-a introdus şi noţiunea de volum molar:
VM = volumul ocupat de un mol dintr-un gaz în condiţii normale (0° C şi 760 mmHg
sau 1,013 ∗ 105 Nm-2) ; VM = 22,414 l∗ mol-1 .
• cu ajutorul numărului lui Avogadro s-a definit molul ca fiind cantitatea de substanţă
care conţine N unităţi de structură (molecule, atomi, ioni).
Astfel: 1 moleculă gram (mol) - conţine N molecule
1 atom gram - conţine N atomi
1 ion gram - conţine N ioni.

75
Pe baza numărului lui Avogadro se poate calcula masa absolută:
m H =
AH
N
=
1,008 g/atom.g
6,023.1023 atom/atom.g
= 1,67.10-24 g/atom
m CO2 =
N
=
44 g/mol.g
6,023.1023 molecule/mol.g
= 7,31.10-23 g/moleculã
Exemple:
MCO2
m N =
AN
N
=
14 g/atom.g
6,023.1023 atom/atom.g
= 2,32.10-23 g/atom

76
h) Legea lui Dalton, 1801 (legea presiunilor parţiale)
 la temperatură constantă, presiunea unui amestec de gaze este egală cu suma
presiunilor pe care le-ar avea fiecare din gazele componente dacă ar ocupa singure
volumul total, (presiunea totală amestecului de gaze este egală cu suma presiunilor
parțiale ale gazelor individuale pure care îl compun).
Pentru un amestec gazos format din n gaze componente aflate, la temperatură
constantă: n
PT = ∑ Pi
i =1
pentru un amestec gazos format din 3 gaze (cu presiunile parţiale P1, P2, P3) la T°C =
constant, presiunea totală a amestecului este: PT = P1 + P2 +P3
• ca o aplicaţie a legii lui Dalton, pentru un amestec gazos format din 3 gaze (1,2 şi 3)
se defineşte fracţia molară a fiecărui component din amestec, astfel:
X1 =
P1
PT
Gazul 1: ; Gazul 2: X2 =
P2
PT
; X3 =
P3
PT
; Gazul 3: , unde P1, P2 si P3, sunt presiunile partiale ale gazelor
din amestec, iar PT = presiunea totalã a amestecului
gazos; X1, X2 si X3 sunt fractiile molare
ale celor 3 gaze.
X1 + X2 + X3 = 1, pentru un amestec format din trei gaze

77
n n
X T = ∑ Xi = ∑ Pi / PT = 1
i =1 i =1
XT = fracţia molară totală a amestecului gazos
i) Legea Boyle-Mariotte
La temperatură constantă, volumul unui gaz variază invers proporţional cu
creșterea presiunii: p.V = constant
unde p este presiunea în scară absolută, iar V este volumul masei de gaz.
Atunci când variază temperatura gazului o dată cu modificarea presiunii, legea capătă o
formă mai generală, numită ecuația de stare pentru un gaz ideal:
p.V = n.R.T reprezintă ecuaţia de stare a gazului ideal
unde:
• p presiunea gazului în scară absolută (N/m2),
• n este nr de moli de gaz,
• T este temperatura absolută a acestuia (K),
• R reprezintă constanta gazului respectiv (J/mol K) ; R = 8,314472 J/mol K =
constanta generală a gazelor ideale.

78
j) Legea Clapeyron- Mendeleev
Această lege permite calculul masei moleculare M pentru substanţele gazoase.
PV = νRT = (m/M). RT, de unde M = mVRTP . Deoarece m.V = ρ , rezultă :
M = ρRTP
“Pentru două gaze cu masele moleculare M1 şi M2, respectiv densităţile ρ1 şi ρ2, aflate
în aceleaşi condiţii de temperatură şi presiune se poate scrie relaţia”:
Μ1/ Μ2 = (ρ1RΤ/ P) / (ρ2RΤ / P) = ρ1/ ρ2 . Deci Μ1/ Μ2 = ρ1/ ρ2. dar ρ1/ ρ2 = drelativă
a gazului 1 în raport cu gazul 2 . deci d1/2 = M1/ M2 , rezultă M1 = M2 . d1/2 . Când unul
din gaze este aerul, atunci M1= 28,98. d1/aer .
Se poate considera că M / daer = constantă independentă de natura gazului.
Când d > 1, gazul este mai greu decât aerul; d < 1 gazul respectiv este mai uşor
decât aerul

79
Bibliografie
1 Victoria Aldea, Valentina Uivarosi, Chimie Anorganică - Elemente şi Combinaţii,
Editura Medicală, Bucureşti, 1999.
2. Victoria Aldea, Valentina Uivarosi, Chimie Anorganică – Principii Fundamentale,
Editura Medicală, Bucureşti, 2000.
3. Catherine E. Housecroft; Alan G. Sharpe, Inorganic Chemistry, Editura: Pearson
Education (U.S.), New York, 2012.
4. Alina Ştefanache, Alina Monica Miftode, Maria Miftode, Chimie Anorganică
Experimentală, Editura Fundaţiei Axis, Iaşi, 2007.
5. Adrian Chiriac, Ciprian Radovan, Daniela Dascalu, Vlad Chiriac - Compendiu de
chimie generală pentru licenţă, Editura Universităţii de Vest, Timişoara, 2005.
6. Cornelia Guran, Chimie Anorganică - Structura atomului. Legatura chimică.,
Volumul I, Editura ASAB, Bucureşti, 2017.
7. Mircea Stefan, Chimie anorganică. Note de curs, Editura Hamangiu, Bucureşti,
2017.
8. Peter Atkins, Tina Overton, Jonathan Rourke, Mark Weller, Fraser Armstrong,
Inorganic Chemistry, Oxford University Press, Great Britain, 2014.

Curs nr. 1 chimie anorganica

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (20)

Similar to Curs nr. 1 chimie anorganica

Similar to Curs nr. 1 chimie anorganica (20)

More from Grigore T. Popa University of Medicine and Pharmacy, 16 Universitatii Street, Iasi, 700115, Romania

More from Grigore T. Popa University of Medicine and Pharmacy, 16 Universitatii Street, Iasi, 700115, Romania (20)

Curs nr. 1 chimie anorganica