Chimie teoretică: ΔH și mol

Masa moleculară a CO₂ este 12+16×2=44, deci 0.50 mol au masa 44×0.50=22 g. Varianta 44 g este capcana pentru cine confundă cu 1 mol. Aplică mecanic relația „masă ＝ masă molară × cantitate de substanță”.

În condiții normale, 1 mol din orice gaz ocupă aproximativ 22.4 L, deci 11.2÷22.4=0.50 mol. Împărțirea în sens invers, 22.4÷11.2=2.0, este greșeala clasică. Reține sensul împărțirii: „volum ÷ 22.4”.

Concentrație molară × volum (L) ＝ cantitate de substanță, deci 0.20×0.500=0.10 mol. Greșeala tipică este să uiți transformarea celor 500 mL în 0.5 L și să răspunzi 0.20 mol. Trucul este să faci conversia mL→L chiar de la început.

1 L ＝ 1000 cm³ de soluție are masa 1800 g; 98% din aceasta este H₂SO₄, adică 1764 g, iar prin împărțire la masa moleculară 98 se obține 18 mol/L. Dacă uiți să înmulțești cu densitatea, ajungi la răspunsuri greșite precum 1.8. Rezolvă în trei pași: „iei 1 L → masa soluției → masa substanței dizolvate → moli”.

Din PV=nRT rezultă n=PV/RT=(8.3×10⁴×3.0)/(8.3×10³×300)=0.10 mol. Dacă înlocuiești 27 ca atare, ordinul de mărime iese greșit. Regula de fier este trecerea la temperatura absolută T=27+273=300 K.

O moleculă de apă conține 2 atomi de H, deci 6.0×10²³×2=1.2×10²⁴ atomi. Valoarea 6.0×10²³ este o capcană: acela este numărul de molecule. Nu uita niciodată „numărul de molecule × numărul de atomi dintr-o moleculă”.

Se face media ponderată cu fracțiile molare: 28×0.80＋32×0.20＝22.4＋6.4＝28.8. Media simplă, 30.0, este cea mai mare capcană. Dacă reții că aerul are masa moleculară medie de aproximativ 29, ai la îndemână o verificare rapidă.

În rețeaua cubică cu volum centrat, atomul din centru atinge cei 8 atomi din vârfurile cubului, deci numărul de coordinare este 8. Valoarea 12 este numărul de coordinare al rețelei cubice cu fețe centrate și al structurii hexagonale compacte, ușor de confundat. Memorează-le în pereche: „volum centrat ＝ 8; fețe centrate și hexagonal ＝ 12”.

8 vârfuri×1/8＋6 centre de fețe×1/2＝1＋3＝4 atomi. Dacă numeri atomii din vârfuri sau de pe fețe ca atomi întregi, obții 8 sau 6. Folosește întotdeauna fracțiunile care revin celulei elementare (vârf 1/8, față 1/2, muchie 1/4).

În grafit, unul dintre cei patru electroni de valență ai fiecărui atom de carbon se poate deplasa liber în structura plană, de aceea conduce curentul. Diamantul este format din același element, dar toți electronii lui sunt folosiți în legături, deci este izolator. Reține că „grafitul este singura excepție dintre cristalele covalente”.

Atomul de H legat de O, care are electronegativitate mare, formează o legătură de hidrogen cu atomul de O al moleculei vecine, astfel că desprinderea moleculelor cere multă energie. Tăria legăturii covalente este cu totul altceva decât punctul de fierbere (care ține de separarea moleculelor una de alta), așa că nu te lăsa păcălit. Reține: „H legat de F, O sau N înseamnă legătură de hidrogen”.

Legătura formată prin punerea în comun, dinspre un singur partener, a perechii de electroni neparticipanți a azotului cu H⁺ este legătura coordinativă (dativă). Se cere frecvent și faptul că, odată formată, ea nu se mai poate deosebi cu nimic de celelalte legături covalente N–H. Fixează astfel: „legătură covalentă în care perechea de electroni este dată de un singur partener ＝ legătură coordinativă”.

În rețeaua cubică cu fețe centrate atomii se ating de-a lungul diagonalei unei fețe, iar lungimea acestei diagonale, √2a, este egală cu patru raze. √3a este relația pentru rețeaua cubică cu volum centrat (contact pe diagonala mare a cubului) și este capcana cea mai frecventă. Învață pe desen: „fețe centrate — diagonala feței; volum centrat — diagonala cubului”.

Într-o reacție exotermă sistemul cedează energie, iar entalpia sistemului scade, deci ΔH este negativ. În ecuațiile termochimice din vechea programă, căldura degajată se scria ＋Q, deci semnul era invers — aici apare cea mai mare confuzie. Reține: „iese din sistem, deci este minus”.

Deoarece se degajă 891 kJ pentru 1 mol, la 0.50 mol se degajă 891×0.50≒446 kJ. Atenție: deși ΔH este negativ, „cantitatea de căldură degajată” se dă ca valoare pozitivă. Lucrează cu „cantitatea de căldură ＝ |ΔH| × numărul de moli”.

Reacția cerută este (ecuația 1)−(ecuația 2), deci ΔH＝−394−(−283)＝−111 kJ. Adunarea celor două, care dă −677, este greșeala tipică. Ține minte operația din legea lui Hess: „scazi ecuațiile astfel încât CO₂ să se reducă”.

Catalizatorul oferă o altă cale, cu energie de activare mai mică, și mărește astfel proporția moleculelor care pot trece peste barieră. Capcana obișnuită este ΔH (diferența dintre punctul de plecare și cel de sosire), pe care catalizatorul nu îl schimbă. Imaginează-ți: „catalizatorul coboară trecătoarea, dar nu schimbă adâncimea văii”.

La creșterea temperaturii, distribuția energiilor cinetice ale moleculelor se lărgește spre energii mari, iar proporția moleculelor care pot trece de barieră crește brusc. Energia de activare în sine nu este modificată de temperatură (o modifică doar catalizatorul). Ține-le separate: „temperatura → crește proporția; catalizatorul → coboară bariera”.

Dizolvarea azotatului de amoniu absoarbe căldură din mediu — o transformare endotermă, folosită în pungile de răcire instantanee. Arderea, neutralizarea și oxidarea metalelor sunt toate reacții exoterme tipice. Memorează-le ca set: „punga rece ＝ dizolvarea NH₄NO₃ ＝ ΔH＞0”.

La creșterea presiunii, echilibrul se deplasează în sensul în care numărul total de molecule gazoase scade (4 molecule în stânga → 2 molecule în dreapta), pentru a micșora din nou presiunea. Atenție: modificarea presiunii nu schimbă constanta de echilibru. Judecă după „Le Châtelier ＝ sensul care contracarează schimbarea”.

La încălzire, echilibrul se deplasează în sens endoterm (reacția inversă, spre stânga), absorbind căldură pentru a contracara creșterea temperaturii. Nu este „spre dreapta, pentru că la temperatură mai mare reacția merge mai repede”. Trucul este să separi viteza de reacție de deplasarea echilibrului: sunt două chestiuni diferite.

Catalizatorul mărește viteza reacției directe și a celei inverse în aceeași măsură, deci nu se schimbă nici poziția echilibrului, nici constanta de echilibru. Ideea că „un catalizator mărește randamentul în NH₃” este eroarea tipică. Reține că singurul avantaj al catalizatorului este acela că echilibrul se atinge mai devreme.

Constanta de echilibru este „produși ／ reactanți”, fiecare concentrație fiind ridicată la puterea dată de coeficientul ei. Înmulțirea cu coeficienții sau uitarea exponenților sunt greșelile obișnuite. Construiește expresia repetând „coeficienții urcă la exponent”.

Deoarece s-au format 1.6 mol de HI, au reacționat câte 0.80 mol de H₂ și de I₂, rămânând câte 0.20 mol din fiecare. K＝(1.6)²／(0.20×0.20)＝2.56／0.04＝64 (în această reacție numărul de molecule este egal de ambele părți, deci volumul se simplifică). Tabelul cu cantitatea reacționată x este calea sigură în calculele de echilibru; dacă iei HI＝2x drept x, obții răspunsuri de tipul 16.

[H⁺]＝concentrație×grad de disociere＝0.10×0.010＝1.0×10⁻³ mol/L, deci pH＝3. Cea mai mare capcană este să ignori gradul de disociere și să tratezi soluția ca pe un acid tare, obținând pH＝1. Folosește-le distinct: „la acid slab cα, la acid tare chiar concentrația”.

Dacă pH＝12, atunci [H⁺]＝10⁻¹² mol/L, iar din produsul ionic [OH⁻]＝10⁻¹⁴÷10⁻¹²＝10⁻² mol/L. Răspunsul 10⁻¹², adică chiar valoarea lui [H⁺], este capcana. Dacă folosești „pH＋pOH＝14”, obții imediat pOH＝2.

Luând H ca ＋1 și O ca −2, din (＋1)×2＋S＋(−2)×4＝0 rezultă S＝＋6. Se confundă ușor cu ＋4 din SO₂ sau cu −2 din H₂S. Metoda de bază este calculul invers, pornind de la „suma numerelor de oxidare într-un compus ＝ 0”.

Luând O ca −2, din Mn＋(−2)×4＝−1 rezultă Mn＝＋7. La ioni, mulți elevi uită că suma trebuie să fie egală cu sarcina ionului și alunecă spre ＋8. Învață cu tot cu motiv: KMnO₄ este un oxidant atât de puternic tocmai pentru că Mn se află la numărul său maxim de oxidare, ＋7.

Numai metalele cu tendința de ionizare mai mare decât a H₂ reacționează cu acizii diluați și degajă hidrogen. Zn se află înaintea lui H, iar Cu după H, deci Cu nu se dizolvă. Fixează bine poziția hidrogenului în seria activității metalelor (K＞Ca＞Na＞Mg＞Al＞Zn＞Fe＞Ni＞Sn＞Pb＞(H₂)＞Cu＞Hg＞Ag＞Pt＞Au).

Zn, care are tendința de ionizare mai mare, trece în soluție sub formă de Zn²⁺ (oxidare) și cedează electroni, deci este electrodul negativ. Corespondența „electrodul din care ies electronii ＝ electrodul negativ ＝ oxidare” se încurcă ușor. Reține: „metalul cu tendința de ionizare mai mare este electrodul negativ”.

La descărcare, pe suprafața ambilor electrozi se formează și se depune sulfat de plumb(II) PbSO₄, deci masa amândurora crește. Capcana este să gândești „se dizolvă, deci scade”: în realitate Pb²⁺ nu trece în soluție, ci se transformă pe loc în PbSO₄. Memorează ca set: „descărcare ＝ PbSO₄ pe ambii electrozi, deci ambii câștigă masă, iar acidul sulfuric diluat se diluează și mai mult”.

Tendința de ionizare a Na⁺ este prea mare pentru ca acesta să fie redus, așa că se reduce apa în locul lui și se degajă H₂. Ideea că „fiind catod, se depune Na” este eroarea tipică. Reține: „în soluția apoasă a unui cation cu tendință de ionizare mare se degajă hidrogen”.

SO₄²⁻ se oxidează greu, așa că se oxidează apa în locul lui și se degajă O₂. Depunerea cuprului este transformarea de la catod, deci nu le confunda. Regula de decizie este „la anod: Cl₂ dacă există Cl⁻, altfel O₂ (când electrozii sunt de Pt sau C)”.

Cantitatea de electricitate este 0.50×1930＝965 C, deci electronii reprezintă 965÷96500＝0.010 mol. Din Cu²⁺＋2e⁻→Cu, cuprul este jumătate din electroni, adică 0.0050 mol, iar masa lui este 0.0050×64＝0.32 g. Uitarea coeficientului „2e⁻ pentru 1 Cu” și răspunsul 0.64 g reprezintă greșeala cea mai frecventă.

MnO₄⁻ reprezintă 0.020×0.010＝2.0×10⁻⁴ mol. Egalând electronii acceptați cu cei cedați, se obține MnO₄⁻ : H₂O₂＝2 : 5, deci 2.0×10⁻⁴×5/2＝5.0×10⁻⁴ mol. Presupunerea că raportul molar ar fi 1:1 este capcana; regula de fier este să stabilești coeficienții din „electroni acceptați ＝ electroni cedați”.

NH₃ este mai ușor decât aerul și se dizolvă extrem de bine în apă, de aceea se colectează prin dislocuirea aerului, cu vasul ținut cu gura în jos. Colectarea deasupra apei este numai pentru gazele foarte puțin solubile în apă, deci nu se poate folosi pentru NH₃. Decide după cele trei categorii: „mai ușor → vasul cu gura în jos; mai greu → vasul cu gura în sus; greu solubil → deasupra apei”.

Na dă un galben viu, motiv pentru care a fost folosit multă vreme la iluminatul tunelurilor rutiere. Roșul aparține litiului sau stronțiului, albastrul-verzui cuprului, iar roșul-violet potasiului, și se confundă ușor între ele. Învață toată seria dintr-o dată (Li roșu, Na galben, K roșu-violet, Cu albastru-verzui, Ca roșu-portocaliu, Sr roșu, Ba galben-verzui).

Cl₂ este galben-verzui, cu miros înțepător, și se folosește la dezinfectarea apei potabile. NH₃ și H₂S sunt incolore (cu miros înțepător, respectiv de ouă stricate), iar NO₂ este brun-roșcat, deci se pot deosebi după culoare. Este un avantaj real să reții că „singurele gaze colorate sunt, în esență, Cl₂ (galben-verzui), NO₂ (brun-roșcat) și O₃ (albastru pal)”.

Cu²⁺ este ionul reprezentativ care formează precipitatul negru de CuS chiar și în mediu acid. Zn²⁺ precipită ZnS (alb) numai în mediu neutru până la bazic, iar această diferență de condiții este o capcană frecventă. Organizează astfel: „precipită și în mediu acid ＝ metalele cu tendință de ionizare mică (Cu, Ag, Pb etc.)”.

Puterea oxidantă (capacitatea de a smulge electroni) este cu atât mai mare cu cât elementul se află mai sus în tabelul periodic, deci F₂ este cel mai puternic. De aceea, barbotarea Cl₂ într-o soluție apoasă de KBr pune în libertate Br₂ (invers nu se întâmplă). Învață împreună cu experimentul: „halogenul de deasupra îl scoate din combinație pe ionul halogenură al celui de dedesubt”.

Sarea unei baze slabe reacționează cu o bază tare, iar NH₃, baza slabă, este scos din combinație și se degajă (metoda clasică de obținere în laborator). Alegerea clorului sau a HCl doar pentru că numele conține „clorură” este capcana. „Cel slab este scos din combinație de cel tare” este principiul din spatele acestor metode de obținere a gazelor.

Ag⁺ formează cu Cl⁻ precipitatul alb de AgCl, iar acesta, fiind fotosensibil, se descompune la lumină și se închide la culoare (principiul fotografiei). Cu²⁺ și Fe³⁺ nu precipită cu acid clorhidric. Memorează ca set: „ionii care precipită cu Cl⁻ sunt Ag⁺ și Pb²⁺”.

Fe, Ni și Al se pasivează în acid azotic concentrat, iar reacția se oprește. Ideea că „acidul azotic este un oxidant puternic, deci ar trebui să dizolve și fierul” este capcana; dimpotrivă, cuprul și argintul chiar se dizolvă în acid azotic concentrat. Învață cele trei metale care se pasivează ca pe un singur grup: Fe, Ni, Al.

Pentru NH₃, care este un gaz bazic, se folosește varul sodat, un agent de uscare bazic. Acidul sulfuric concentrat și decaoxidul de tetrafosfor sunt acide și ar reacționa cu NH₃, iar clorura de calciu, deși neutră, nu poate fi folosită pentru că formează, prin excepție, un compus de adiție cu NH₃. Reține: „agentul de uscare și gazul trebuie să formeze o pereche care nu se ceartă acid–bază, iar CaCl₂×NH₃ este excepția”.