Chimie generală – Noțiuni introductive

Introduce obiectul de studiu al chimiei, mărimile și unitățile de măsură folosite în chimie.

Ce studiază chimia: substanță, atom, element

Chimia studiază substanțele, compoziția lor, structura lor și transformările prin care o substanță se preface în alta. Ca să vorbești corect despre ele, ai nevoie de trei noțiuni care se confundă tot timpul între ele.

• Atomul este cea mai mică particulă dintr-o substanță care păstrează identitatea chimică a elementului. Nu e indivizibil — are nucleu (protoni și neutroni) și înveliș electronic — dar nu poate fi rupt prin metode chimice.
• Elementul chimic este o specie de atomi cu același număr de protoni în nucleu, adică același număr atomic Z. Elementul e o noțiune abstractă, o categorie: toți atomii cu Z = 8 sunt oxigen, indiferent dacă se află în apă, în CO2 sau în O2.
• Substanța este forma concretă, palpabilă: apa, oxigenul molecular, sarea de bucătărie.

De aici pornește distincția dintre substanță simplă (formată din atomi ai unui singur element: O2, Fe, S8) și substanță compusă (formată din atomi ai mai multor elemente, în raport fix: H2O, NaCl, H2SO4).

Confuzia clasică pe care o penalizează profesorii: oxigenul ca element nu e același lucru cu oxigenul ca substanță simplă (O2). Când spui că apa conține oxigen, vorbești despre element; în apă nu există molecule de O2. La fel, ozonul (O3) și oxigenul (O2) sunt două substanțe simple diferite ale aceluiași element — se numesc stări alotropice.

O altă pereche de termeni de fixat de la început: moleculă (grupare neutră de atomi legați covalent) și ion (particulă încărcată electric, formată prin cedarea sau acceptarea de electroni). NaCl nu conține molecule de NaCl, ci ioni Na+ și Cl– organizați într-o rețea.

Substanțe pure și amestecuri

O substanță pură are compoziție constantă și proprietăți fizice constante: se topește la o temperatură fixă, fierbe la o temperatură fixă, are o densitate bine definită. Apa distilată fierbe la 100 de grade Celsius la presiune normală — punct, nu interval.

Un amestec conține două sau mai multe substanțe care își păstrează identitatea, în proporții variabile, și care pot fi separate prin metode fizice. Tocmai de asta un amestec nu are punct fix de topire sau de fierbere, ci un interval.

Amestecurile se împart în două categorii:

• Amestecuri omogene (soluții) – componentele nu se disting nici la microscop; au aceleași proprietăți în orice punct. Exemple: apa sărată, aerul, aliajele (alama, oțelul), oțetul.
• Amestecuri eterogene – componentele se disting; proprietățile diferă de la o zonă la alta. Exemple: apa cu nisip, laptele, ceața, granitul, suspensiile.

Atenție la o capcană frecventă: aliajele sunt amestecuri, nu substanțe compuse, chiar dacă arată perfect uniform. Bronzul nu are formulă chimică fixă, pentru că raportul cupru-staniu poate varia. La fel, aerul este un amestec, nu un compus: azot circa 78 la sută, oxigen circa 21 la sută, argon și dioxid de carbon în rest.

Deosebirea de fond dintre amestec și combinație chimică: la amestec nu se rupe și nu se formează nicio legătură chimică, nu apare efect termic semnificativ, iar componentele se recuperează prin filtrare, distilare sau evaporare. La combinație chimică apar substanțe noi, cu proprietăți complet diferite de ale celor inițiale, iar recuperarea cere o reacție chimică, nu o metodă fizică. Amestecul de pilitură de fier cu sulf poate fi separat cu magnetul; sulfura de fier obținută prin încălzirea lor nu mai poate fi.

Proprietăți fizice și proprietăți chimice

Proprietățile fizice se observă fără ca substanța să se transforme în alta: stare de agregare, culoare, miros, densitate, punct de topire și punct de fierbere, solubilitate, conductibilitate electrică și termică, ductilitate, maleabilitate, duritate.

Proprietățile chimice descriu felul în care substanța se transformă în alte substanțe: caracterul acid sau bazic, reactivitatea față de metale, combustibilitatea, stabilitatea termică, comportarea la oxidare.

Testul simplu de recunoaștere: dacă după observație mai ai aceeași substanță, e proprietate fizică; dacă ai obținut altceva, e proprietate chimică. Faptul că fierul este lucios și conduce curentul este fizic. Faptul că fierul ruginește este chimic, pentru că se formează oxid de fier, o substanță nouă.

În paralel se face distincția dintre fenomene fizice și fenomene chimice:

• Fenomene fizice – topirea gheții, evaporarea apei, dizolvarea zahărului, spargerea unui pahar, dilatarea unui metal. Nu apar substanțe noi.
• Fenomene chimice (reacții chimice) – arderea lemnului, acrirea laptelui, ruginirea, fotosinteza, digestia. Apar substanțe noi.

Capcana clasică de la teze: dizolvarea zahărului în apă este fenomen fizic (zahărul se recuperează prin evaporarea apei), în timp ce dizolvarea sodiului metalic în apă este fenomen chimic, pentru că se degajă hidrogen și se formează hidroxid de sodiu. Simplul cuvânt dizolvare nu decide nimic — trebuie să te uiți dacă s-a format o substanță nouă.

Semnele care indică o reacție chimică: degajare de gaz, formarea unui precipitat, schimbarea de culoare, efect termic (degajare sau absorbție de căldură), emisie de lumină.

Metode de separare a amestecurilor

Fiecare metodă exploatează o diferență de proprietate fizică între componente. Asta trebuie să știi să argumentezi, nu doar să enumeri metodele.

• Filtrarea – separă un solid insolubil de un lichid; exploatează diferența de mărime a particulelor. Solidul rămâne pe filtru și se numește precipitat sau reziduu, lichidul care trece se numește filtrat. Exemplu: apă cu nisip.
• Decantarea – separă un solid depus de lichid sau două lichide nemiscibile; exploatează diferența de densitate. Pentru două lichide nemiscibile, cum sunt apa și uleiul, se folosește pâlnia de separare.
• Distilarea – separă componentele unui amestec omogen lichid; exploatează diferența de punct de fierbere. Distilarea simplă separă un solvent volatil de o substanță nevolatilă (apă din apă sărată); distilarea fracționată separă lichide miscibile cu puncte de fierbere apropiate — de aici se obțin fracțiunile petrolului și separarea alcool-apă.
• Cristalizarea – separă un solid dizolvat prin evaporarea parțială a solventului și răcire; exploatează variația solubilității cu temperatura. Așa se obține sarea din apa sărată.
• Extracția cu solvenți – exploatează solubilitatea diferită a unei substanțe în doi solvenți nemiscibili.
• Cromatografia – exploatează viteza diferită de deplasare a componentelor pe un suport; separă amestecuri de coloranți sau pigmenți.
• Separarea magnetică – exploatează proprietățile magnetice; clasic, fier separat de sulf.
• Sublimarea – separă o substanță care trece direct din solid în gaz, de exemplu iodul sau naftalina, dintr-un amestec cu nisip.

Greșeala de raționament cea mai des sancționată: nu poți filtra o soluție. Dacă substanța e dizolvată, particulele ei trec prin hârtia de filtru; ai nevoie de distilare sau cristalizare.

Mărimi și unități de măsură în chimie

Chimia lucrează cantitativ, iar mărimile de mai jos revin în absolut toate calculele din anii următori.

• Masa atomică relativă (A_r) – arată de câte ori masa unui atom este mai mare decât a douăsprezecea parte din masa atomului de carbon-12. Este un raport, deci nu are unitate de măsură.
• Masa moleculară relativă (M_r) – suma maselor atomice relative ale atomilor din moleculă. Pentru H2SO4: 2 · 1 + 32 + 4 · 16 = 98. Tot fără unitate.
• Cantitatea de substanță (n) – se măsoară în moli, una dintre cele șapte unități fundamentale din SI.
• Molul – cantitatea de substanță care conține 6,022 · 10 la puterea 23 particule (atomi, molecule sau ioni). Acest număr se numește numărul lui Avogadro (N_A).
• Masa molară (M) – masa unui mol de substanță, exprimată în g/mol; numeric este egală cu masa atomică sau moleculară relativă. M(H2SO4) = 98 g/mol.
• Volumul molar (V_M) – volumul ocupat de un mol de gaz în condiții normale (0 grade Celsius și 1 atmosferă): 22,4 L/mol.

Relațiile de lucru, cele pe care le vei folosi la fiecare problemă: n = m / M, n = N / N_A și, pentru gaze în condiții normale, n = V / 22,4.

Capcana care costă cele mai multe puncte: volumul molar de 22,4 L/mol se aplică numai gazelor, și numai în condiții normale. Un mol de apă lichidă ocupă circa 18 mL, nu 22,4 L. La fel, masa molară nu se confundă cu masa probei: masa molară e o constantă a substanței, masa probei e ceea ce cântărești tu.

În plus, la orice calcul se lucrează cu unități coerente: masa în grame, volumul soluțiilor în litri pentru concentrația molară, temperatura în kelvini pentru legile gazelor (T = t + 273).

Test — 6 întrebări ca la examen