Elemente chimice

Capatan Albert Cls. a VIII-a B

CaO(oxid de calciu) Oxizi sunt compusi binari ai oxigenului

cu alte elemente , metale sau nemetale.

Ce este oxidul de calciu? Oxidul de calciu (varul nestins, varul

ars) se prezintă sub formă de pulbere de culoare albă, care cu apa reacționează energic, efervescent cu degajare de căldură formându-se hidroxid de calciu(varul stins).

CaO + H2O --> Ca(OH)2

Obtinerea CaO Oxidul de calciu se obține prin tratarea termică (arderea) la 800 °C acalcarului (carbonat de calciu) cu eliberare de dioxid de carbon: CaCO3 --> CaO + CO2Acest proces are o serie de trepte de stingere cu apă a varului calcinat după durata timpului de contact cu apa:1. < 2 min var stins puțin2. 2 - 6 min var stins mijlociu3. > 6 min var stins tareVarul calcinat și cel stins este caustic, având o reacție puternic alcalină (valoare pH 12–13), astfel că se impune evitarea contactului cu pielea și cu ochii.

Utilizarea CaO Varul nestins este folosit în industria de

construcții, la prepararea mortarului pentru tencuială, ca ghips, sau la văruirea pereților, în industria de fabricare a cimentului. In industria chimică este utilizat la producerea amendamentelor de îmbunătățire a solurilor acide. In metalurgie este folosit la desulfurarea minereului de fier. De asemenea este folosit la reținerea sulfului din fum (detoxificare), la obținerea hipocloritului de calciu, sau ca regulator al valorii pH (quantum satis) la alimente (E 529).

Proprietati fizice ale CaO La temeperatura obisnuita CaO este

solid. CaO este un oxid colorat.

Clasificarea oxidului de calciu Oxidul de calciu este un oxid al

metalelor: CaO+H2O->Ca(OH)2

Proprietatile chimice - CaO -O.B.+H2O->B CaO+H2O->Ca(OH)2 -O.B.+B->S+H2O CaO+HCl->CaCl2+H2O

CO2 (Dioxid de carbon) Dioxidul de carbon, format dintr-un atom de carbon și doi atomi

de oxigen este o anhidridă labilă a acidului carbonic, un compus chimic rezultat din oxidarea carbonului, în majoritate, de origine organică.

Clasificarea CO2 Dioxidul de carbon este un oxid al

nemetalului carbon. C+O2->CO2

Propietatile chimice CO2

La temperaturi de peste 1000˚C , dioxidul de carbon se disociaza in carbon si oxigen .  

CO2 => CO + O2  Reactioneaza cu metale puternic electropozitive la temperature

inalte .

CO2 + 2Mg => 2MgO + C  Daca se trece dioxid de carbon peste carbunele inrosit , acesta

devine carbon (CO) .

CO2 + C => 2CO  Reactioneaza cu hidroxidul de sodium , obtinandu-se carbonatul

de sodium (“soda de rufe”) :   2NaOH + CO2 => Na2CO3 + H2O

Proprietatile fizice CO2

• Masa molara : 44,099 g/mol • Punct de topire : -56,6 ˚C • Punct de fierbere : -78,5 ˚C • Presiune vapori : 57,258 bari (20˚C)

• Puritate : 99,5 %  Atunci cand se afla in stare solida si este imbuteliat dioxidul de carbon devine gheata uscata .

Utilizarile CO2

Omul foloseste CO2 in diverse scopuri, exemplul cel mai cunoscut fiind bauturile racoritoare, berea si  unele ape minerale (carbogazoase).

Anumite tipuri de stingatoare de incendii folosesc CO2, datorita faptului ca densitatea sa este mai mare decat cea a aerului si, gratie acestei caracteristici, previne contactul oxigenului cu focul, ceea ce va determina stingerea acestuia.

CO2 este utilizat si in tehnologia ce poarta numele de “extractie fluida supercritica”, valorificata in obtinerea cafelei decofeinizate.

 Forma solida a dioxidului de carbon ajuta la crearea efectelor speciale de ceata si fum, in cadrul unor spectacole.

Se foloseste in acvaristica si in sere, pentru o crestere controlata, mai buna, a plantelor. In acvariile cu pesti de apa dulce, este important sa se mentina duritatea apei, ceea ce presupune schimbarea ei (cel putin partiala) o data pe saptamana. Duritatea apei este data de concentratia de ioni de calciu si magneziu, care poate fi crescuta prin utilizarea CO2.

Sub forma solida (zapada carbonica), CO2 este folosit pentru transportul unor marfuri, la  temperatura controlata, in vinificatie, pentru a incetini fermentatia, in cadrul cercetarilor de laborator etc.

HCl(acid clorhidric) Acidul clorhidric este o soluție apoasă

a hidrogenului clorurat (HCl). Soluția este un acid anorganic tare

făcând parte din grupa acizilor minerali. Sărurile acidului clorhidric se numesc

cloruri, dintre care cea mai cunoscută este clorura de sodiu (NaCl) (sare de bucătărie).

Clasificarea HCl Acidul clorhidric este un acid:-tare-se incadreaza la hidracizi-monobazic

Proprietatile fizice HCl Din informațiile furnizate de spectroscopia în IR și Raman și din

valoarea momentului electric s-a stabilit că în molecula acidului clorhidric, cei doi atomi sunt legați covalent. În stare gazoasă, acidul disociează în elemente, la valori înalte ale temperaturii. De exemplu, gradul de disociere la 300 ° C și 1 atm este de 3·10-

7%, iar la 1000 ° C este de 0,014%. Un volum de apă dizolvă cca 450 volume de HCl gazos, reacția fiind exotermă (ΔH= -17,4 kcla/mol). Densitatea soluției apoase este mai mare decât a apei.

Acidul clorhidric este un gaz incolor, cu miros puternic, iritant. Densitatea sa relativă este de 1,12601 și greutatea unui litru de 1,6394 g. Gazul fumegă la aer cu formare de picături hidratate de HCl. Răcit la 10 ° C și la o presiune de 40 atm se condensează sub forma unui lichid incolor. Punctul de fierbere este de -83,7 ° C, iar cel de topire este de -112 ° C.

Proprietatile chimice HCl Hidrogenul clorurat este un acid monoprotic, adică poate disocia

o singură dată în apă prin cedarea unui proton. În soluția apoasă de acid clorhidric, ionul H+ reacționează cu apa pentru a forma ionul hidroniu, H3O+.

HCl + H2O → H3O+ + Cl−Celălalt ion care se formează este anionul clorură, Cl−. Acidul clorhidric poate fi folosit pentru a prepara sărurile sale numite „cloruri” (de exemplu, clorura de sodiu). Este un acid puternic, disociind complet în apă.

Acizii monoprotici prezintă o singură constantă de disociere, Ka, ce indică gradul de disociere în apă. Pentru un acid tare cum este acidul clorhidirc, valoarea acesteia este mare, existând încercări teoretice de a-i determina valoarea exactă. Când se adaugă cloruri (de exemplu: NaCl) în soluții apoase de acid clorhidric, acestea nu au practic niciun efect asuprapH-ului, deci clorura este o bază conjugată slabă și acidul clorhidric este complet disociat în apă. Astfel, soluțiile apoase de tărie medie de HCl au molaritatea egală cu cea a protonului.

Utilizarile HCl Acidul este folosit pe scară largă în industria

chimică, ca acid anorganic. Acidul clorhidric este folosit în minerit în

procesul de prelucrare, flotare a minereurilor, sau în tehnologia fosfaților.

De asemenea este utilizat la purificarea petrolului și gazului natural, ca și în metalurgie, și la cositorit.

In laborator acidul este un reactiv folosit frecvent la analize chimice, ca și în procedeele de titrare a unor alcali.

Obtinerea HCl-Siteza: H2+Cl2->HCl-A1+S1->A2+ S2

H2SO4+CaCl2->2HCl+CaSO4

H2SO4(acid sulfuric) Acidul sulfuric (sulfat de dihidrogen, în

conformitate cu nomenclatura IUPAC) este un compus chimic al sulfului cu formula chimică H2SO4. Acesta este un lichid incolor, uleios, foarte vâscos și higroscopic. Acidul sulfuric este unul dintre cei mai puternici acizi și foarte coroziv. Acidul mineral formează două serii de săruri, sulfații acizi și sulfații, în care în comparație cu radicalul liber, unul sau doi protoni sunt înlocuiți de unii cationi.

Clasificarea H2SO4

Acidul sulfuric este un acid:-tare-oxiacid-dibazic

Prorietatile fizice H2SO4 Acidul sulfuric este un lichid vâscos și incolor ce se

solidifică la o temperatură de 3° C atunci când este de concentrație 100%. În rest, punctul de înghețare depinde de concentrație: la 93% acesta este de -32° C, la 78% este -38° C și la 65% este de -64° C. Acidul sulfuric tehnic poate avea adesea o culoare maronie datorată impurităților organice. Încălzit deasupra punctului de fierbere de 279,6 °C, acidul sulfuric se vaporizează, iar în forma acesta de vapori există trioxid de sulf în exces. La o temperatură de 338 °C, vaporii au un conținut de 98,3% acid și corespund unui amestec azeotropic de apă și acid sulfuric. Încălzit mai mult, la 450° C, acidul sulfuric se disociază în apă și trioxid de sulf complet.

Proprietatile chimice H2SO4 Reacția de hidratare a acidului sulfuric este

puternic exotermă. Dacă se adaugă apă acidului, acesta poate începe să fiarbă, stropind persoanele din jur. Întotdeauna se adaugă acid în apă și NU invers. De notat că această problemă se datorează parțial și densităților relative ale celor două lichide. Apa este mai puțin densă decât acidul sulfuric și are tendința să plutească deasupra acidului. Pentru că reacția de hidratare este favorabilă termodinamic, acidul sulfuric este un excelent agent dehidrator și este folosit la prepararea fructelor uscate.

NaOH(hidroxid de natriu) Hidroxidul de sodiu, cunoscut și drept sodă

caustică sau leșie, are formula chimică NaOH. Ca formă de agregare este un corp solid, higroscopic, de culoare albă.

Soda este o bază tare (pH=14 la c=1 mol/l), se dizolvă ușor în apă cu degajare de căldură.

Reacționează cu dioxidul de carbon din aer, rezultând carbonat de sodiu, din această cauză soda caustică se păstrează în vase închise ermetic, pentru a evita contactul cu aerul sau umezeala.

Soda caustică fiind o bază tare înlocuiește bazele mai slabe din săruri.

Proprietati fizico-chimice-Substanță leșioasă-Puternic elctrolit favorizând electroliza apei-Se dizolvă in substanțele polare degajându-se căldură de diluare-Neutralizează acizii formând sărurile corespunzătoare radicalului nemetalic și apă, ca în reacția:2NaOH+H2SO4-> Na2SO4+ 2H2O-Reacția cu nemetalele

Utilizarile NaOH Hidroxidul de sodiu este folosit în cantități mari în multe industrii, mai ales

ca solvent apos alături de hidroxidul de potasiu. Este folosit pentru: Obținerea de celuloză și hârtie din lemn sau paie, Produse chimice și materiale plastice, Fabricarea de săpun și detergenți, Fabricarea coloranților, Sinteza unor fibre textile artificiale, Mercerarea bumbacului (bumbacul devine mai mătăsos, ușor de colorat,

mai rezistent Obținerea de aluminiu (prelucrarea bauxitei). Locomotiva-tramvai cu sodă dinAachen (1884) Curățarea de ulei, grăsimi, petrol Rafinarea chimică a uleiului alimnetar Sinteza chimică a diferitelor produse ca: hipoclorit de sodiu, fosfat de

natriu, sulfit de natriu, aluminat de natriu

Clasificarea NaOH NaOH este o baza:-tare-monoacida-solubila

Obtinera NaOH OB+H2O->BNa2O+H2O->2NaOH M+H2O->hidroxid+H2

2Na+2HOH->2NaOH+H2

Ca(OH)2(hidroxid de calciu) Hidroxidul de calciu (cunoscut si sub

numele de var stins) este o pulbere albă și se obține în urma reacției dintre varul nestins (oxidul de calciu) și apă.

Obitinera Ca(OH)2

Obținerea hidroxidului de calciu are loc prin reacția oxidului de calciu cu apa.

CaO+H2O->Ca(OH)2

Utilizare Ca(OH)2

obținerea mortarului fertilizatori utilizat la vopsirea tulpinii pomilor împotriva

înghețului și a insectelor în medicină: ca neutralizant pentru arsurile

cauzate de acidul sulfuric și pentru intoxicațiile cu acid oxalic.

în laboratorul de chimie: soluția se folosește la identificarea dioxidul de carbon

Clasificarea Ca(OH)2 Ca(OH)2 este o baza: -slaba -dibazica -greu solubila

Proprietati fizice Ca(OH)2

Solida Colorata Lucioasa Produce rani Buna conductoare electrica

Obtinera Ca(OH)2

OB+APA->BCaO+HOH->Ca(OH)2

M+APA->HIDROXID +H2

Ca+2HOH->Ca(OH)2+H2

Proprietati chimice Ca(OH)2

Conductor electric B1+S1->B2+S2 CaSO4 + 2NaOH->Ca(OH)2+Na2SO4

NaCl(clorura de natriu) Sarea de bucătărie este denumirea

populară a clorurii de sodiu (NaCl), sarea de sodiu a acidului clorhidric.

Sărurile rezultă din reacția chimică dintre un acid și o bază. Sarea de bucătărie se obține prin reacția dintre acidul clorhidric șihidroxidul de sodiu.

Proprietati fizice NaCl Este o substanță solidă, ionică, cristalină (structură cunică cu fețe centrate); punctul de

fierbere este 1413 0C iar punctul de topire 801 0C. Este foarte solubilă în apă - 360,9 g/L la 20 0C. (H2O); Sarea este higroscopică..

Densitatea a sării este 2,165 g/cm3 (toate datele se referă la sarea pură). Duritatea sa este de 2,5 pe scara Mohs, adică între gips și calcit.

Rezistența la compresiune variază în funcție de încărcarea probei, formă, structură cristalină, stratificații etc. Din probele executate se constată:

Limita de elasticitate (sarcina, în kgf/cm2, până la care sarea se comportă ca un material elastic) este de 15–25 kgf/cm2.

Limita deformațiilor plastice de la 25 la 100 kg/cm2: sarea se comportă ca un material plastic, dar deformațiile sunt foarte mici. Această zonă se numește regim al deformațiilor plastice mici.

Limitele deformațiilor plastice mari cuprinse între 100kgf/cm2 și ruperea probei. Rezistențe mecanice, tracțiunea, forfecarea și încărcarea arată valori foarte variate

pentru calitatea sării. Astfel, pentru rezistența la tracțiune, valoarea medie este de 18 kgf/cm2 — cu 9,4 pentru sarea albă, 16,2 pentru cea vărgată și 28,5 pentru cea vânătă.

Sarea de bucătărie, deși contribuie la creșterea presiunii osmotice intracelulare și presiunii sanguine, datorită ionilor de sodiu, constituie un conservant și condiment de bază în alimentație, fiind folosită în industria conservelor, în tăbăcărie, în industria chimică etc. Un substituent recomandat medical în anumite situații este clorura de potasiu, KCl, care nu prezintă efectele secundare menționate, dar nu prezintă același gust. Consumul zilnic de sare recomanadat este de cca. 5 g. Ajută la eliminarea bacteriilor dintr-o rană deschisă.

Clasificarea NaCl NaCl este o sare : -hidracida

Utilizarea NaCl Sare de bucatarie

NaCO3(carbonat de natriu) Carbonatul de sodiu (NaCO3), cunoscut și sub

denumirea de sodă sau sodă de rufe, este sarea de sodiu a acidului carbonic. Forma anhidră are un puternic caracter higroscopic, motiv pentru care, în natură, carbonatul de sodiu se găsește cel mai frecvent sub formă de hidrați, ca, de exemplu, heptahidratul cristalin care, prin fenomenul de eflorescență, pierde din apa de cristalizare, transformându-se într-o pulbere albă, monohidratul . Are un gust puternic alcalin. În trecut se obținea prin extracție din cenușa unor plante cu conținut bogat în sodă, cum ar fi săricica (Salsola soda). În prezent poate fi produsă sintetic, în cantități mari, din sarea de bucătărie, prin procedeul Solvay.

Proprietati fizice NaCO3 Carbonatul de sodiu are un habitus polimorf, cristalizând diferit

în funcție de presiunea și temperatura din timpul cristalizării: forma anhidră (lipsită de apă) numit și sodă calcinată iar

ca mineral numit Natrit, având punctul de topire de 853 °C și densitatea de 2,51 g/cm³, cristalizând la cca.107 °C.

Monohidratul, Na2CO3•H2O ca mineral numit Thermonatrit Dihidratul, Na2Ca(CO3)2•2H2O: ca mineral numit Pirsonit Pentahidratul, Na2Ca(CO3)2•5H2O: ca mineral numit Gaylusit

(Natrocalcit) Heptahidratul, Na2CO3•7 H2O Decahidratul, Na2CO3•10 H2O: ca mineral

numit sodă cristalizează sub temperaturi de 32,5 °C din soluții saturate de carbonat de sodiu

Hidrogencarbonatul

Utilizari NaCO3 Soda cristalină fiind higroscopică trebuie închisă ermetic, este

cunoscută și utilizată din timpul Egiptului antic fiind folosită la prepararea mumiilor, ca și mai târiziu la fabricarea sticlei. Azi este foarte mult utilizat în industrie, de exemplu în anul 1997 au fost produse 39 milioane tone de sodă pe glob, din care numai în Germania s-au produs în anul 1999 2,4 milioane de tone. Soda este utilizată în:

Industria sticlei soda este una din materiile prime folosite la producerea sticlei

Industria chimică, în albire, industria coloranților, ca și în tăbăcirea pieilor

Industria producerii detergenților și dezinfectanților Industria metalurgică, pentru îndepărtarea sulfului din fier Industria hârtiei, importat la curățire și neutralizarea acidității și

la albirea hârtiei

Clasificarea NaCO3

NaCO3 este o sare : -oxiacida

Va multumesc pentru vizionare