CUPRINS

Molecula ……………………………………………………

Învelişul electronic ………………………………………..

Configuraţia electronilor ………………………………….

Proprietăţi periodice şi neperiodice ……………………..

Ioni pozitivi - ioni negativi. Caracter pozitiv - caracter

negativ ………………………………………..

Valenţa - Electrovalenţa - Covalenţa ………………………

Interacţii între ioni şi atomi

Legătura ionică ………………………………

Legătura covalentă ………………………… ..

Interacţii între molecule

Legătura de hidrogen ………………………..

Interacţii dipol-dipol …………………………

Interacţii Van der-Waals ……………………

Stări de agregare …………………………………………

Reţele cristaline …………………………………………..

Cristale ionice ………………………………. .

Reţele atomice ……………………………….

Cristale metalice (solide metalice) ………....

Solide moleculare (cristale moleculare) …. ..

Soluţiile ……………………………………………………

Concentraţia procentuală …………………………………

Concentraţia molară ………………………………………

Concentraţia normală ……………………………………..

pag 1

pag 1

pag 3

pag 4

pag 4

pag 5

pag 5

pag 6

pag 7

pag 7

pag 7

pag 8

pag 8

pag 9

pag 9

pag 10

pag 11

pag 11

pag 12

pag 12

pag 13

1

∞

Ca3(PO4)2

Ca3(PO4)2

H2SO4

H2SO4

Molecula reprezintă cea mai mică parte dintr-o substanţă care poate exista liberă şi în aceleaşi condiţii de temperatură.

• monoatomice: He, Ne, Ar, Xe; • simple • diatomice: H2, Cl2, O2; • poliatomice: P4, S8; Moleculele • diatomice: HCl, CaS; • compuse • poliatomice: HNO3, Na2SO4, H2SO4;

Moleculele pot fi notate cu ajutorul formulelor chimice care conţin simbolurile chimice şi indici.Exemple:M = 3∙ACa + 2∙AP + 8∙AO= 3∙40 + 2∙31 + 8∙16 = 120 + 62 + 128 = 310

M = 310g/molM = 2∙AH + 1∙AS + 4∙AO = 2∙1 + 1∙32 + 4∙16 = 2 + 32 + 64 = 98

M = 98 g/mol

12 p+

24Mg 12 e–

12

12 n

35

Calculaţi masa atomică a Cl cunoscând că izotopul Cl reprezintă 75% şi 25%. Cl 17

ACl = 75 . A1 + 25 . A2

100 100ACl = 75 . 35 + 25 . 37 100 100ACl = 35,5

Totalitatea electronilor care gravitează în jurul nucleului formează învelişul electronic.Învelişul electronic este format din straturi, substraturi şi orbitali.Orbitalul atomic: reprezintă zona din spaţiul din jurul nucleului unde se găsesc cu probabilitate mare

electronii sub forma unor nori electronici.Orbitalii atomici sunt de patru tipuri:

- orbital de tip s au formă sferică: - orbital de tip p au formă bilobară: - orbital de tip d au formă tetralobară;- orbital de tip f au formă complexă;

Orbitalii de acelaşi tip au aceeaşi energie şi formează substraturi astfel:- orbitalul de tip s formează substraturi de tip s ce pot să obţină maxim 2 electroni.- orbitalul de tip p în număr de trei, formează substraturi de tip p ce pot să conţină maxim 6 electroni.- orbitalul de tip d în număr de cinci, formează substraturi de tip d ce pot să conţină maxim 10 electroni.- orbitalul de tip f în număr de şapte, formează substraturi de tip f ce pot să conţină maxim 14 electroni.

Observaţie !Un orbital atomic poate să conţină maxim 2 electroni cu condiţia ca aceştia să fie cuplaţi.

2

↑↓ ↑↓ ↑↓

orbitali ce conţin cei 2 electroni cuplaţi

Straturile electronice: sunt în număr de şapte, notate cu literele: K, L, M, N, O, P, Q sau cifre arabe: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 şi sunt formate din substraturi:

- stratul 1 (K) este format din un • substrat de tip s ce poate să conţină maxim 2 e–, notat cu 1s2 ;

- stratul 2 (L) este format din un • substrat de tip s ce poate să conţină maxim 2 e–, notat cu 2s2 ; • substrat de tip p ce poate să conţină maxim 6 e–, notat cu 2p6 ;

- stratul 3 (M) este format din un • substrat de tip s ce poate să conţină maxim 2 e–, notat cu 3s2 ; • substrat de tip p ce poate să conţină maxim 6 e–, notat cu 3p6 ; • substrat de tip d ce poate să conţină maxim 10 e–, notat cu 3d10 ;

- stratul 4 (N) este format din un • substrat de tip s ce poate să conţină maxim 2 e–, notat cu 4s2 ; • substrat de tip p ce poate să conţină maxim 6 e–, notat cu 4p6 ; • substrat de tip d ce poate să conţină maxim 10 e–, notat cu 4d10 ; • substrat de tip f ce poate să conţină maxim 14 e–, notat cu 4f14 ;

3p6

numărul stratului numărul de electroni

tipul substratului

Numărul maxim de electroni de pe un strat este dat de relaţia 2 ∙ n2.

numărul stratului

3

Repartizarea electronilor, atomilor pe straturi şi substraturi în ordinea creşterii energiei acesteia se numeşte configuraţie electronică.

Reguli de ocupare cu electroni a straturilor şi substraturilor:1. Straturile şi substraturile sunt ocupate cu electroni în ordinea creşterii energiei acesteia.

K L M N O P Q s p d f1 2 3 4 5 6 7

2. Un orbital poate fi ocupat de maxim 2 electroni cu condiţia să fie cuplaţi (regula lui Pauli).3. Orbitalii aceluiaşi substrat având aceeaşi energie sunt ocupaţi mai întâi cu un electron fiecare, şi apoi

cu cel de al doilea.

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ (Hund)

3d

Ordinea de completare cu electroni a straturilor şi

substraturilor este următoarea:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

Exemple:1E: 1s1 grupa IA, perioada 1; 2E: 1s2 grupa aII-a, perioada 1; 3E: 1s2 2s1 grupa I, perioada a 2-a; 4E: 1s2 2s2 grupa a II-a, perioada a 2-a; 5E: 1s2 2s2 2p1 grupa a III-a, perioada a 2-a; 6E: 1s2 2s2 2p2 grupa a IV-a, perioada a 2-a; 7E: 1s2 2s2 2p3 grupa a V-a, perioada a 2-a; 8E: 1s2 2s2 2p4 grupa a VI-a, perioada a 2-a; 9E: 1s2 2s2 2p5 grupa a VII-a, perioada a 2-a; 10E: 1s2 2s2 2p6 grupa a VIII-a, perioada a 2-a; 11E: 1s2 2s2 2p6 3s1 grupa I, perioada a 3-a; 12E: 1s2 2s2 2p6 3s2 grupa a II-a, perioada a 3-a;

1s

2s

2p 3s

3p 4s

3d 4p 5s

4d 5p 6s

4f 5d 6p 7s

5f 6d 7p –

creşterea energiei (E) E

4

13E: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 grupa a III-a, perioada a 3-a; 14E: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 grupa a IV-a, perioada a 3-a; 15E: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 grupa a V-a, perioada a 3-a; 16E: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 grupa a VI-a, perioada a 3-a; 17E: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 grupa a VII-a, perioada a 3-a; 18E: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 grupa a VIII-a, perioada a 3-a; 19E: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 grupa I, perioada a 4-a;

20E: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 grupa a II-a, perioada a 4-a; 21E: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 grupa I, perioada a 3-a;

Proprietăţile elementelor care depind de configuraţiile electronice, şi variază în funcţie de Z sunt proprietăţi periodice.

• sarcina nucleului (Z);

• neperiodice • masa atomică (A);

Proprietăţi • raza atomică; • raza ionică;

• periodice • volumul atomic;• energia de ionizare;• aviditatea pentru electroni;• caracterul electrochimic, electropozitiv, • electronegativ, valenţa

Pentru a-şi realiza configuraţii electronice stabile pe ultimul strat, atomii elementelor cedează, acceptă sau pun în comun electroni.

Elementele din grupa I, II, III principale (metalele) cedează electroni (1, 2, 3) transformându-se în ioni pozitivi şi au caracter electropozitiv.

Elementele din grupa V, VI, VII principale (nemetalele) acceptă electroni (3, 2, 1) transformându-se în ioni negativi şi au caracter electronegativ.

Exemple:11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 -1 e- Na+ : 1s2 2s2 2p6

17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 +1 e- Cl– : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

16O: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 +2 e- Cl2– : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 4s1 –1 e- K+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

20Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 4s2 –2 e- Ca2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

37Rb: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 –1 e- Rb+ :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 12Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2 –2 e- Mg2+ : 1s2 2s2 2p6

13Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 –1 e- Al3+ : 1s2 2s2 2p6

Caracterul electropozitiv creşte în grupă, de sus în jos, cu creşterea numărului de straturi şi scade în perioadă de la stânga spre dreapta cu creşterea numărului de electroni cedaţi.

Exemple: 17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 +1 e- Cl– : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

5

: : · ·

· ·

35Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 +1 e- Br – :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 9F: 1s2 2s2 2p5 +1 e- F– : 1s2 2s2 2p6

16O: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 +2 e- Cl2– : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

15N: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 +3 e- N3– : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Caracterul electronegativ scade în grupă, de sus în jos, şi creşte în perioadă de la stânga spre dreapta.Elementul cu caracterul electropozitiv cel mai pronunţat este franciu (Fr).Elementul cu caracterul electronegativ cel mai pronunţat este fluorul (F).Energia absorbită de un atom la formarea ionului pozitiv prin cedare de electroni se numeşte energie de

ionizare. Energia cedată sau absorbită de un atom la formarea ionului negativ prin acceptare de electroni se

numeşte aviditate pentru electroni.

Valenţa: este capacitatea de combinare a atomilor, elementelor, cu alţi atomi; se exprimă prin valenţă şi reprezintă numărul de electroni cedaţi, acceptaţi sau puşi în comun.

Valenţa elementelor care acceptă sau cedează electroni se numeşte electrovalenţă şi poate fi pozitivă sau negativă.

Valenţa elementelor care pun în comun electroni se numeşte covalenţă. Exemple:

20Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 4s2 grupa a II-a A, perioada a 4-a –2 e- Ca2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 grupa a VII-a, perioada a 3-a +1 e- Cl– : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Între particulele ce alcătuiesc substanţele, se manifestă interacţii (legături) care în funcţie de tăria lor şi de natura particulelor, conferă substanţelor proprietăţi diferite.

• legături ionice (se stabilesc între ioni); • puternice (legături chimice) • legături covalente (se stabilesc între atomii nemetalelor);

Interacţii • legături metalice (se stabilesc între atomi a nemetalelor);

• slabe (de natură fizică) • interacţii intermoleculare;

Legătura ionică se realizează între ioni de semn contrar formaţi prin transferul de electroni de la atomii elementelor puternic electropozitive (metale) la atomii elementelor puternic electronegative (nemetalele).

Formarea legăturii ionice presupune două etape:1. Formarea ionilor (NaCl);

11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 –1 e- Na+

17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 –1 e- Cl–

2. Atracţia electrostatică între ionii formaţi (se degajă energie);

Na+ + Cl– AE Na+Cl– → NaClFormarea legăturilor ionice în compuşii ionici este un proces exoterm (cu degajare de energie). Exemple:Modelaţi formarea legăturii ionice în compuşii: CaO; AlCl3; MgBr2; Al2O3; BaF2;

CaO

FE

6

– л – – л

– л –

· :

· · · · · · · · : : : : · · · · · ·

· · · · · · · · · ·

· ·

…

· · · · · · · · · · ·

·

: · · : : :: : : :

Ca –2 e- Ca2+

O +2 e- O2–

Ca2+ + O2– FE Ca2+O2– → CaO

Proprietăţile compuşilor ionici:Ionii de sens contrar formaţi prin transfer de electroni se atrag până la distanţe minime permise de

recursiile învelişurilor electronice formând compuşi ionici (agregate tridimensio-nale). Proprietăţi:

- sunt substanţe solide;- au punct de topire şi fierbere ridicate;- sunt casante (se sfărâmă);- sunt solubile în apă şi insolubile în solvenţi nepolari;- în stare solidă nu conduc curentul electric, dar conduc curentul electric în soluţii şi topitură;

Exerciţii:Precizaţi ce compuşi ionici se pot forma din atomii: 11Na, 17Cl, 8O, 20Ca, 13Al, 16S, şi modelaţi

formarea lor:11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 –1 e-

17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 +1 e-

8O: 1s2 2s2 2p4 +2 e-

20Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 –2 e-

13Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 –3 e-

16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 +2 e-

Na2O, CaCl2, Al2S3, NaCl, Na2S, CaO, CaS, AlCl3, Al2O3;

Na2O2 Na –2 e- 2Na+

O +2 e- O2–

2Na+ + O2– FE 2Na+O2– Na2O

Legătura covalentă se realizează prin punere în comun de electroni între atomii identici sau diferiţi. H2 Cl2

H + H → H H Cl + Cl → Cl Cl

Legătura covalentă se realizează prin întrepătrunderea orbitalilor atomici monoelectronici cu formare de orbitali moleculari.

Exemple:H + Cl → H Cl → H – Cl

O + O → O O → O = O

N + N → N N → N ≡ N

Legătura covalentă poate fi:- simplă: când fiecare atom pune în comun un electron (este format din – );- dublă: când fiecare atom pune în comun două perechi de electroni (este format din

- triplă: presupune trei perechi de electroni (este format din

Legătura covalentă poate fi:- polară (se formează între atomi diferiţi);- nepolară (se formează între atomi identici);

· · · ·

· · : : · : · : : :

· · · · · · · · · · · · · · · ·

· ·

· · · ·

…

7

↑ ↑

↑ ↑ ↑ ↑

↑↓

2s

· · : ·· : :

· · · · · · · · · · · ·

· · · · · · · · ·

: · · : : ·· : : :

· · · · · · · · · · · ·

Exemple:

(1legătură simplă, polară)

H2O2H + O → H O → H─O

H H(2 legături simple, polare)

NH3

N + 3H → H N H → N─N─H

H H(3 legături simple, polare)

Br2 Br + Br → Br Br → Br – Br(1 legătură simplă, nepolară)

E

2p

Între moleculele substanţelor se stabilesc interacţii slabe de natură fizică.În funcţie de natura moleculelor interacţiile pot fi:

- legătura de hidrogen;- interacţii dipol-dipol;- interacţii Van der-Waals;

Legătura de hidrogen se manifestă între moleculele care conţin unul sau mai mulţi atomi de H şi atomi puternic electronegativi cu volum mic.

Observaţie !Prin stabilirea legăturilor de H între molecule se formează asociaţii moleculare.

H2O (H2O)nH H H H O – H …… O – H …… O – H …… O – H ……

Interacţiile dipol-dipol se manifestă între moleculele polare fiind forţe de orientare.δ+ δ–H — Cl

δ+ δ–

δ+ δ– δ+ δ– δ+ δ–

δ+ δ+ δ+

sp3

· · · · · · · : · · : ·· : :

· · · ·· ··

· · · · · · · · · · · ·

8

δ– δ– δ–

Interacţiile dipol-dipol sunt mai slabe decât legăturile de H.

Interacţiile Van der-Waals se manifestă între molecule nepolare sau foarte slab polare şi între molecule de gaze rare. Interacţiile Van der-Waals sunt mai slabe decât interacţiile dipol-dipol.

Exemple: Cl2, Ar, H2 etc;

Materia există în patru stări de agregare:- solidă - tendinţa de aglomerare a particulelor- lichidă ce sunt caracterizate de 2 factori componente;- gazoasă - tendinţa de mişcare a particulelor - plasma componente;

Starea solidă (predomină factorul 1):Caracteristici:- distanţele dintre particule sunt mici;- forţele de atracţie dintre particule sunt mari;- substanţele solide prezintă formă şi volum propriu;

Starea lichidă (cei doi factori coexistă în egală măsură):Caracteristici:- distanţele dintre particule sunt mai mari;- forţele de atracţie dintre particule sunt mai mici;- substanţele lichide au doar volum propriu preluând forma vasului în care se găsesc;

Starea gazoasă (predomină factorul 2):Caracteristici:- distanţele dintre particule sunt foarte mari;- forţele de atracţie sunt mici;- nu au nici formă nici volum propriu;

Plasma:substanţele în stare de plasmă se aseamănă cu substanţele gazoase (gaze ionizate) alcătuite din: electroni, ioni, atomi neutri, fotoni.

Substanţele sub formă de plasmă au proprietatea de a imite radiaţii electromagnetice, în special lumina, sunt bune conducătoare de electricitate şi au temperaturi ridicate.

Exemplu: substanţa soarelui, flacăra, coloana luminoasă rezultată în urma descărcărilor electrice.Substanţe solide - ele pot fi:

- solide amorfe: particulele componente nu au o dispunere ordonată în cadrul substanţei (ex: ceara, masele plastice, smoala, sticla);

Observaţie !Solidele amorfe sunt considerate lichide subrăcite.

- solide cristaline: particulele constituente sunt dispuse în mod ordonat în colţurile, pe muchiile sau feţele unor figuri geometrice formând reţele cristaline; acestea se obţin prin repetarea de un anumit număr de ori a unor figuri geometrice numite celule elementare;

Clasificarea reţelelor cristaline:

9

1. După forma geometrică a celulei elementară (pătrate, cubice);2. După natura particulelor componente alei reţelei;Reţelele pot fi:

- ionice (particule = ioni);- atomice (particule = atomi);- moleculare (particule = molecule);- metalice (particule = atomi metalici sub formă cvasioni);

Cristalele ionice sunt substanţe solide, cristaline care prezintă reţele ionice între particulele componente şi se manifestă forţe de atracţie de natură electrostatică (cristalele ionice prezintă legături ionice).

Proprietăţile substanţelor ionice:- la temperatura obişnuită substanţele ionice sunt solide;- au puncte de topire care variază de la 801o C ptr. NaCl până la 2575o C ptr. CaO;- cristalele ionice sunt casante datorită respingerii dintre sarcinile identice atunci când sunt apropriate unele de altele prin lovire sau comprimare;- substanţele ionice se dizolvă în apă;- conduc curentul electric în stare topită sau dizolvată;- sunt transparente şi incolore, cu excepţia unor compuşi ionici ai metalelor tranziţionale;

Importanţa substanţelor ionice:1. Clorura de sodiu - se foloseşte la alimentaţie şi ca materie primă pentru obţinerea clorului, acidului

clorhidric, hidroxilului de sodiu, sodei de rufe, în industria săpunului şi a coloranţilor, în tăbăcărie, în medicină (serul fiziologic conţine 0,9 g NaCl la 100 ml de apă);

2. Hidroxilul de sodiu - este tot o substanţă ionică şi se foloseşte în industria săpunului, hârtiei, mătăsii artificiale, celulozei, coloranţilor, la rafinarea uleiurilor minerale şi vegetale, la mercerizarea bumbacului.

3. Oxidul de calciu - este o substanţă ionică ce reacţionează energic cu apa formând hidroxilul de calciu, produs cunoscut sub numele de lapte de var sau var stins, utilizat în construcţii pentru văruitul pereţilor şi pentru pregătirea mortarului (amestec de var stins, apă şi nisip).

4. Sulfatul de cupru - este o substanţă ionică folosită la prepararea soluţiei pentru stropitul viţei de vie (zeamă bordelez).

În reţeaua clorurii de sodiu, ionii de sodiu se găsesc pe mijlocul muchiilor şi în centrul cubului, iar ionii de clor se găsesc în colţurile cubului şi în centrele feţelor cubului.

Reţelele atomice sunt reţele cristaline în nodurile cărora se află atomi ai nemetalelor.Exemplu: carbonul se găseşte în natură sub formă amorfă (cărbuni) şi cristalină (diamantul, grafitul,

funerele).Diamantul:În cazul diamantului, reţeaua este cubică, în care atomii de carbon sunt legaţi fiecare de alţi patru atomi

de carbon.

C C

Na+

Cl–

10

C – C – C

Grafitul:În cazul grafitului, reţeaua este hexagonală stratificată.

Structurile diferite ale diamantului şi grafitului determină proprietăţi diferite ale acestora:

Proprietatea Diamantul Grafitul

1. Stare de agregare

Solid Solid

2. Culoare Incolor Negru

3. Opacitate Are putere mare de refracţie

Opac

4. Densitate = 3,5 g/cm3 = 2,2 g/cm3

5. Solubilitate

Insolubile în solvenţi obişnuiţi

Insolubile

6. Duritate Foarte mare Mică

7. Conductibilitate electrică

Nu conduce curentulelectric

Semiconductor (în prezenţametalelor pentavalente)

În cristalele metalice, atomii metalelor care ocupă nodurile reţelelor metalice sunt legaţi prin legături metalice.

În atomii metalici liberi, electronii au o distribuţie diferită faţă de cei din atomii ce formează cristaluri metalice, astfel în atomii metalici liberi, electronii sunt distribuiţi în orbitali atomici numiţi şi nivele de energie.

În cadrul cristalelor metalice, atomii metalelor se apropie între ei, astfel încât, electronii din nivelele exterioare se contopesc formând orbitali extinşi pe întreg cristalul, asemenea unor zone continue numite benzi de energie.

- - -

- - - - - 1 atom metalic liber - -

Observaţie !Cu cât numărul de electroni necuplaţi din banda de valenţă este mai mare cu atât legătura metalică este

mai puternică. Prezenţa celor două benzi explică majoritatea proprietăţilor specifice metalelor.Stare de agregare: metalele sunt solide cu excepţia mercurului (Hg) care este lichid (atomii metalelor au

poziţii fixe în cristale metalice).

11

Aspectul: prezintă luciu metalic, pot fi opace, argintii sau colorate (o parte din lumină ce cade pe suprafaţa metalului este reflectată, iar altă parte este absorbită de electronii mobili).

Conductibilitate electrică: metalele sunt bune conducătoare de electricitate (electronii din banda de valenţă trec în banda de conducţie sub acţiunea unui câmp electric exterior).

Temperatura de topire: variază în limite largi de la –39o C pentru mercur (Hg) până la 3410o C pentru wolfram (W).

Duritatea: variază în limite largi, adică avem metale moi (sodiu, potasiu), dure şi foarte dure.Solubilitate: sunt insolubile în solvenţi obişnuiţi, dar sunt solubile în topiturile altor metale cu formarea

unor soluţii solide numite aliaje.Plasticitate: metalele sunt maleabile (pot fi trase în foi) şi ductile (pot fi trase în fire).

Unitatea structurală de bază a solidelor moleculare este molecula. Cristalele moleculare ce prezintă reţele moleculare au în nodurile acestora molecule legate între ele prin

forţe dipol-dipol, Van der-Waals şi legături de hidrogen (H).

Soluţiile sunt amestecuri omogene de două sau mai multe substanţe dispersate molecular.Componentele unei soluţii:

- dizolvantul sau solventul (substanţă în cantitate mai mare care dizolvă);- dizolvatul sau solvatul (substanţă în cantitate mai mică care se dizolvă);

Clasificarea soluţiilor:1. După starea de agregare:

- soluţii lichide;- soluţii gazoase (aerul);- soluţii solide (aliajele);

2. După solubilitate - solubilitatea reprezintă cantitatea maximă de solvat care poate fi dizolvată în 100 g solvent.

3. După concentraţie - cantitatea de substanţă dizolvată într-o anumită cantitate de solvent. • saturate: md = sSoluţiile • nesaturate: md < s

• suprasaturate: md > sSoluţiile pot fi:

- diluante;- concentrate;

O soluţie concentrată se poate dilua prin adăugare de solvent, iar o soluţie diluată se poate concentra prin adăugare de solvent.

Concentraţiile soluţiilor (tipuri de concentraţie):- concentraţia procentuală;- concentraţia molară;- concentraţia normală;

12

ms

Concentraţia procentuală reprezintă cantitatea de substanţă dizolvată în 100 g soluţie.

C(p) = md . 100

md = masa de substanţă dizolvată;ms = masa soluţiei;c = concentraţia exprimată în %, în procente masice;

C = Vd . 100 Vs

Vd = volumul substanţei dizolvate;Vs = volumul soluţiei;c = concentraţia exprimată în %, în procente de volum;

ms = md + msolvent Observaţie !Majoritatea soluţiilor au ca solvent apa.

ms = md + mapă

Concentraţia molară reprezintă numărul de moli de substanţă dizolvată care se găseşte într-un litru (1000 cm3) de soluţie.

CM = n . Vs (l)

n = md CM = moli/l MM = masa atomică;

CM = md . M·Vs (l)n = numărul de moli;Vs (l) = volumul soluţiei exprimat în litri;

13

numărul grupării H+ numărul atomilor de metal

numărul grupării OH valenţa

Concentraţia normală reprezintă numărul de echivalenţi gram dintr-un litru de soluţie.

CN = e . Vs

e = numărul de echivalenţi gram (vali);Vs = litru;CN = vali/l;

e = md E = M E p

E = masa echivalentă; M = masa atomică;

Pentru acizi: Pentru oxizi (săruri):p = numărul de protoni cedaţi (H+); p = numărul de atomi de Metal X;

E = M acidului E = M acidului .

Exemple: Exemple: E HCl = 36,5 = 36,5 E Al2O3 = 102 = 17

E H2SO4 = 98 = 49 E CaCl2 = 111 = 55,5

Pentru baze:

p = numărul de grupări OH; Pentru substanţe elementare:E = M bazei

E = A . Exemple: Exemple:

E NaOH = 40 = 40 E O2 = 32 = 16 1 2E Al(OH)3 = 78 = 26 E Cl2 = 71 = 71 3 1

p = numărul e– schimbaţi sau acceptaţi;

E = M . numărul de e– schimbaţi sau acceptaţi

1 2·3 2 1·2

14