Chimie anorganică
Reacții chimice și stoechiometrie
Tipuri de reacții, ecuații, calcule stoechiometrice, randament, reacții redox.
Tipuri de reacții chimice
1. Reacții de combinare (sinteză)
A + B → AB
Exemple: 2H₂ + O₂ → 2H₂O; C + O₂ → CO₂; CaO + H₂O → Ca(OH)₂
2. Reacții de descompunere
AB → A + B
Exemple: 2HgO → 2Hg + O₂; CaCO₃ → CaO + CO₂; 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂
3. Reacții de substituție (înlocuire)
A + BC → AC + B (metal mai activ înlocuiește unul mai puțin activ)
Exemple: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu; Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑
4. Reacții de schimb (dublă substituție / metateze)
AB + CD → AD + CB
Exemple: AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃; HCl + NaOH → NaCl + H₂O
Ecuații chimice
Echilibrarea = respectarea legii conservării masei (număr egal de atomi de fiecare fel pe ambele părți).
Metoda algebrică: se atribuie coeficienți literali, se rezolvă sistemul.
Exemple echilibrate:
- 4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃
- C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O
- Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O
Calcule stoechiometrice
Coeficienții din ecuație dau rapoartele molare.
Algoritmul standard:
- Scrie și echilibrează ecuația
- Calculează n = m/Mr pentru substanța dată
- Aplică raportul molar din ecuație
- Calculează cantitatea cerută
Exemplu: Câți grame de Fe₂O₃ se obțin din 5,6 g Fe?
- 4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃
- n_Fe = 5,6/56 = 0,1 mol
- Raport Fe:Fe₂O₃ = 4:2 = 2:1 → n_Fe₂O₃ = 0,05 mol
- m_Fe₂O₃ = 0,05 × 160 = 8 g
Randamentul reacției
$$\eta = \frac{m_{real}}{m_{teoretic}} \times 100%$$
$$n_{real} = \eta \cdot n_{teoretic}$$
Exemplu: Randament 80% → din 10 g teoric obții 8 g real.
Reacții redox
Oxidare = pierdere de electroni → creșterea numărului de oxidare.
Reducere = câștig de electroni → scăderea numărului de oxidare.
Oxidant = acceptă electroni, se reduce. Reducător = cedează electroni, se oxidează.
Reguli pentru numărul de oxidare
- Element simplu: 0
- Ion monoatomic: egal cu sarcina
- O în compuși: −2 (excepție: −1 în peroxizi, 0 în F₂O)
- H în compuși: +1 (excepție: −1 în hidruri metalice NaH, CaH₂)
- Suma în compus neutru = 0; suma în ion = sarcina ionului
Determinarea numărului de oxidare
Exemplu KMnO₄: K(+1) + Mn(x) + O₄(−8) = 0 → x = +7
Exemplu Cr₂O₇²⁻: 2Cr(x) + 7O(−14) = −2 → 2x = +12 → x = +6
Echilibrarea reacțiilor redox
Metoda variației numărului de oxidare:
- Identifică atomii care se oxidează/reduc
- Calculează variația numărului de oxidare
- Egalizează electronii cedați = primiți (încrucișat)
- Completează restul ecuației
Exemplu: MnO₄⁻ + Fe²⁺ + H⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ + H₂O
- Mn: +7 → +2 (câștigă 5e⁻) × 1
- Fe: +2 → +3 (pierde 1e⁻) × 5
- MnO₄⁻ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O
Reacții de precipitare
Precipitat = produs insolubil format în reacție (marcat cu ↓).
Reguli de solubilitate:
- Nitrați (NO₃⁻): toți solubili
- Cloruri (Cl⁻): insolubile AgCl, PbCl₂, HgCl₂
- Sulfați (SO₄²⁻): insolubile BaSO₄, PbSO₄, CaSO₄
- Carbonați (CO₃²⁻): insolubile, cu excepția celor de Na, K, NH₄
La examen
- Echilibrează întotdeauna ecuația înainte de calcule
- La redox: oxidantul conține elementul cu nr. de oxidare ce scade; reducătorul — cel ce crește
- Randamentul sub 100% → produsul real < cel teoretic
- La stoechiometrie cu soluții: n = C · V (C în mol/L, V în L)
- Conservarea masei: suma maselor reactanți = suma maselor produși