Definește reacția chimică, tipurile de reacții și legile care le guvernează.
Reacția chimică este transformarea în care, prin ruperea unor legături și formarea altora, reactanții se prefac în produși de reacție, adică în substanțe noi.
Ecuația chimică este scrierea simbolică a reacției. Ea conține trei tipuri de informație, iar la examen ți se cer toate:
Semnele convenționale de reținut: săgeata simplă pentru reacții practic totale, săgeata dublă pentru reacții reversibile, săgeata în jos pentru precipitat, săgeata în sus pentru gaz degajat, iar deasupra săgeții condițiile de reacție (temperatură, catalizator, presiune).
Stările de agregare se notează în paranteză: (s) solid, (l) lichid, (g) gaz, (aq) soluție apoasă.
Semnele experimentale prin care recunoști că a avut loc o reacție: degajare de gaz, apariția unui precipitat, schimbare de culoare, efect termic (reacție exotermă, care degajă căldură, sau endotermă, care o absoarbe), uneori emisie de lumină.
Condițiile în care o reacție are loc efectiv: contactul dintre reactanți (de aceea substanțele solide se macină, iar cele solubile se dizolvă), o temperatură suficientă, uneori lumină, presiune sau prezența unui catalizator. Catalizatorul mărește viteza reacției și se regăsește nemodificat la sfârșit — el nu se consumă și nu apare printre produși, motiv pentru care se scrie deasupra săgeții, nu în ecuație.
Legea conservării masei (Lavoisier): într-o reacție chimică, masa totală a reactanților este egală cu masa totală a produșilor. Explicația la nivel de particule: atomii nu se creează și nu se distrug, ci doar se rearanjează, deci numărul de atomi din fiecare element este același înainte și după reacție.
Tocmai de aici vine obligația de a egaliza ecuațiile: coeficienții nu sunt o formalitate, ci consecința directă a legii lui Lavoisier.
O aparentă contrazicere pe care trebuie să știi să o explici: când arde o bucată de lemn, cenușa cântărește mai puțin. Legea nu se încalcă — o parte din masă a plecat sub formă de gaze (CO2 și vapori de apă). Invers, o bucată de fier care ruginește câștigă masă, pentru că fixează oxigen din aer. Legea se verifică doar dacă socotești toate substanțele, inclusiv gazele, adică într-un sistem închis.
Legea proporțiilor definite (Proust): o substanță compusă pură conține întotdeauna aceleași elemente, combinate în același raport de masă, indiferent de metoda prin care a fost obținută. În orice probă de apă pură, raportul de masă hidrogen la oxigen este 1 la 8; în orice probă de FeS, raportul fier la sulf este 56 la 32, adică 7 la 4.
Consecința practică: dacă amesteci 7 grame de fier cu 6 grame de sulf, vor reacționa doar 4 grame de sulf, iar 2 grame vor rămâne în exces. Aici se naște noțiunea de reactant limitant, pe care o vei folosi în capitolul de calcule.
Exact această lege deosebește combinația chimică de amestec: amestecul se poate face în orice proporție, combinația chimică nu. Cine confundă cele două noțiuni nu poate justifica de ce aerul nu are formulă chimică.
Clasificarea după modul de rearanjare a atomilor cuprinde patru tipuri, pe care trebuie să le recunoști după forma ecuației.
Reacția de combinare (sinteză) – din două sau mai multe substanțe rezultă una singură. Schema: A + B → AB. - 2 Mg + O2 → 2 MgO - CaO + H2O → Ca(OH)2 - N2 + 3 H2 → 2 NH3 (reversibilă, procedeul Haber-Bosch)
Reacția de descompunere (analiză) – dintr-o substanță rezultă două sau mai multe. Schema: AB → A + B. - CaCO3 → CaO + CO2 (calcinarea calcarului) - 2 H2O2 → 2 H2O + O2 - 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2
Reacția de substituție (înlocuire simplă) – un element mai activ înlocuiește un alt element dintr-un compus. Schema: A + BC → AC + B. - Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 - Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Aici intervine seria activității metalelor, în ordinea descrescătoare a reactivității: K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au. Un metal îl scoate din compus doar pe cel aflat după el în serie. Metalele situate înaintea hidrogenului dizlocuiesc hidrogenul din acizi; cele de după (cupru, argint, aur) nu reacționează cu HCl sau H2SO4 diluat. De asta cuprul nu se dizolvă în acid clorhidric, oricât l-ai încălzi.
Reacția de schimb (dublă înlocuire) – două substanțe compuse fac schimb de ioni. Schema: AB + CD → AD + CB. - NaOH + HCl → NaCl + H2O (neutralizare) - AgNO3 + NaCl → AgCl (precipitat) + NaNO3 - BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 (precipitat) + 2 HCl
O reacție de schimb are loc practic total doar dacă unul dintre produși pleacă din sistem: precipită, se degajă ca gaz sau este un electrolit slab, cum e apa.
A egaliza înseamnă a pune coeficienți astfel încât numărul de atomi din fiecare element să fie același în ambii membri. Regula absolută: coeficienții se modifică, indicii NICIODATĂ. Dacă schimbi H2O în H2O2 ca să iasă socoteala, ai schimbat substanța, nu ai egalizat ecuația — iar itemul se punctează cu zero.
Algoritmul practic, în ordinea care te scutește de reluări: 1. Scrii corect formulele tuturor substanțelor. 2. Egalizezi întâi metalele. 3. Apoi nemetalele, fără oxigen și hidrogen. 4. Apoi hidrogenul. 5. La final oxigenul, care apare de obicei în cele mai multe substanțe. 6. Verifici numărând atomii din fiecare element în ambii membri.
Exemplu lucrat: arderea propanului, C3H8 + O2 → CO2 + H2O. - Carbon: 3 în stânga, deci 3 CO2. - Hidrogen: 8 în stânga, deci 4 H2O. - Oxigen: în dreapta avem 3 · 2 + 4 · 1 = 10 atomi, deci 5 O2. - Rezultă C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O.
Un truc util pentru arderi: dacă numărul de atomi de oxigen din dreapta iese impar, înmulțești toți coeficienții cu 2 ca să eviți coeficienții fracționari.
În cazul reacțiilor de schimb, egalizarea e mai rapidă dacă tratezi radicalul acid ca pe un bloc: la Ca(OH)2 + H3PO4, numeri grupările PO4 și OH ca entități, nu atom cu atom, și ajungi imediat la 3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O.
Verificarea finală nu este opțională: cel mai frecvent, elevul egalizează corect primele trei elemente și uită să renumere oxigenul după ce a modificat ultimul coeficient.
În practică, reacțiile nu decurg niciodată complet: o parte din reactant rămâne neconsumată, apar reacții secundare, iar la separarea produsului se pierde material. De aceea se definește randamentul.
Randamentul este raportul dintre cantitatea practic obținută și cantitatea teoretic posibilă, exprimat procentual:
η = (cantitate practică / cantitate teoretică) · 100
Cantitatea teoretică se calculează din ecuația chimică, presupunând că reacția merge total și că reactanții sunt în raport stoechiometric. Cantitatea practică este cea măsurată în laborator sau dată în enunț.
Randamentul se poate calcula pornind de la mase, de la moli sau de la volume, cu condiția ca ambele mărimi din raport să fie exprimate în aceeași unitate și să se refere la aceeași substanță.
Exemplu. Din 100 de grame de carbonat de calciu, prin calcinare, se obțin practic 44,8 g de oxid de calciu. Teoretic, din 100 g CaCO3 (adică 1 mol) ar rezulta 1 mol de CaO, adică 56 g. Randamentul este 44,8 / 56 · 100 = 80 la sută.
Problema se poate pune și invers: dacă știi randamentul și cantitatea dorită, calculezi cât reactant trebuie să iei. Pentru a obține practic 44,8 g CaO cu randament 80 la sută, ai nevoie de o cantitate de reactant corespunzătoare unei producții teoretice de 44,8 / 0,8 = 56 g CaO.
Două lucruri de care depinde corectitudinea rezolvării. Primul: randamentul nu poate depăși 100 la sută. Dacă îți iese 120, ai inversat raportul sau ai greșit calculul teoretic — este semnalul de alarmă cel mai util. Al doilea: randamentul nu se aplică asupra reactantului consumat, ci asupra produsului obținut; a împărți masa reactantului la randament la începutul problemei, fără să treci prin ecuație, duce sistematic la rezultat greșit.
Să nu confunzi randamentul cu puritatea: puritatea se referă la materia primă (un calcar de 90 la sută conține 10 la sută impurități care nu reacționează), randamentul se referă la desfășurarea reacției. Multe probleme de examen le combină pe amândouă, iar ordinea corectă este: întâi scazi impuritățile, apoi aplici ecuația, apoi randamentul.