Obiective: 

  ▷ Substanțele anorganice.                 Clasificarea lor 

  ▷ Nominalizarea celor 

                     10 substanțe 

  ▷ Descrierea  tuturor 

                     substanțelor 

  ▷ Metodele de obținere a                                    substanțelor 

  ▷ Proprietățile lor chimice 

  ▷ Proprietățile lor fizice 

  ▷ Domeniul de utilizare

Substanțele anorganice

După compoziția lor 

Substanțe simple

Substanțe compuse

care sunt formate dintr-un singur tip de atomi

După comportarea lor chimică

care au în structura lor atomi a cel puțin două elemente chimice

Substanțele simple

Substanțele compuse

metale

nemetale

oxizi

acizi

baze

săruri

Oxizi (E2Ox)- Substanțe formate din 2 elemente unul dintre care este oxigen. 

Acizi (HxR)- Substanțe formate din atomi de hidrogen și rest acid.

Baze (Me(OH)2)- Substanțe formate din atomi de metal și grupa OH.

Săruri (MexRy)- Substanțe formate din atomi de metal și rest acid. 

TOP 10 substanțe anorganice

1. H2O- Apa

2. HCl- Acid clorhidric 

3. NH3- Amoniac

4. H2SO4- Acid sulfuric 

5. CUSO4- Sulfat de cupru 

6. Al2O3- Oxid de aluminiu

7. AlCl3- Clorură de aluminiu 

 8. Na2CO3- Carbonat de sodiu

9. Ca(OH)2- Hidroxid de calciu 

10. NaOH- Hidroxid de sodiu

Gustul: insipid;

Aspectul: incolor, transparent când e privită dintr-un pahar de sticlă, albastru deschis când este acumulată în cantități mari pe ghețari, râuri sau mări;

Densitatea: 1 g/ml;

Starea de agregare: lichidă(apa), solidă(gheața), gazoasă(vapori);

La temp. de 0℃, apa se transformă în gheață; 

La temp. de 100℃, apa se transformă în vapori; 

În intervalul 0℃-100℃, apa e lichidă; 

Conductivitatea electrică: apa e un bun conducător de electricitate;

H2O- Apa

Legătura chimică: Covalentă polară

Alte denumiri: lichidul vieții, monoxid de dihidrogen

Proprietățile fizice ale apei

Formula substanței: H2O

Masa Molară: 18, 015 g/mol

Masa Moleculară: 18 

↗

Proprietățile chimice ale apei

↗

HCl

[O]

Descompunerea apei:  Sub acțiunea curentului electric sau la încălzirea până la temp. de 2000℃, apa se descompune în substanțele simple hidrogen și oxigen.

                                            2H2O = 2H2↑ + O2↑ – Q

Interacțiunea cu substanțele simple: 

    • cu metale: 2Na + 2HOH = 2NaOH + H2↑ + Q

    • cu nemetale: Cl2 + H2O = HCl + HClO

Interacțiunea cu substanțele compuse:

            oxid bazic + apa = bază                 oxid acid + apă = acid corespunzător

          CaO + H2O = Ca(OH)2                           P2O5 + H2O = 2H3PO4

Natura chimică: Atomii moleculei de apă formează legături 

covalente, legături puternice, foarte stabile. Masa sa 

molară este de 18 g / mol, adică 1 mol de apă are o 

masă de 18 g.

Polaritatea: Polaritatea moleculei de apă 

permite separarea în ioni și formarea de 

legături puternice cu alte substanțe polare, 

precum alcoolii și acizii, astfel dizolvându-le.

pH-ul apei pure: neutru (egal cu 7) 

pH-ul apei de mare: ușor alcalin (mai mare de 7)

pH-ul apei de ploaie: ușor acid (pH mai mic de 7)

Nomenclatura: Denumirea acceptată de IUPAC pentru oxidul de hidrogen este apă sau oxidan. Cea mai simplă denumire sistematică pentru apă este (mon)oxid de dihidrogen.

Domenii de utilizare ale apei

■ consum casnic

■ agricultură

■ industrie

Fără apă nu există nimic!

HCl- Acid clorhidric

Formula substanței: HCl

Masa Molară: 36, 46 g/mol

Masa Moleculară: 36, 5 

Solubilitate: 36% solubil în apă 

Legătura chimică: covalentă polară 

Alte denumiri: acid muriatic, spirt de sare 

Localizare: apare în gazele vulcanice şi se găseşte în sucul gastric

Gustul: acru; 

Mirosul: înțepător; 

Aspectul: gaz acid

Culoarea: incolor sau ușor gălbui; 

Mai greu decât aerul;

Densitatea: 1, 187 g/ml;

Starea de agregare: gaz, soluție adipoasă: lichid; 

Punct de topire: -25℃; 

Punct de fierbere: 80-39℃; 

Conductivitatea electrică: nu conduce curentul 

electric;

Proprietățile fizice ale acidului clorhidric

Proprietățile chimice ale acidului clorhidric

Acțiunea asupra indicatorilor: în turnesol- culoarea roșie; în metiloranj- culoarea roșie; în fenolftaleină- e incolor; 

Reacția cu substanțele simple: 

    • cu metale:     metal + HCl = sare + H2            Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Reacția cu substanțele compuse: 

    • cu bazele: bază + HCl = sare + apă                       NaOH + HCl = NaCl + H2O 

    • cu oxizii bazici: oxid bazic + HCl = sare + apă     CuO + HCl = CuCl2 + H2O 

    • cu sărurile: sare + HCl = sare + acid                         FeS + HCl = FeCl2 + H2S

Utilizarea acidului clorhidric 

                    ♦ în organismul uman (ușurează digestia, are rol antiseptic 

                    și activează unele enzime);

                    ♦ în laborator (drept reactiv de laborator);

                    ♦ în industrie (ex. la obţinerea PVC-ului).

Obținerea acidului clorhidric

Acidul clorhidric este preparat prin dizolvarea în apă a hidrogenului clorurat.     

                Cl2 + H2 = 2HCl

Proprietățile fizice ale amoniacului

Aspectul: gaz incolor;

Mirosul: înțepător; 

Culoarea: incolor

Densitatea: 0, 00071 g/ml;   Mai ușor decât aerul;

Solubilitatea: solubil în apă (se dizolvă 90, 7 g de amoniac în 100 ml apă);

Bun dizolvant;    

Starea de agregare: lichidă(amoniac), gazoasă(amoniac), solidă(amoniac);

Punct de topire: -77, 73℃, devine solid; 

Punct de fierbere: -33, 34℃, se lichefiază;   

Conductivitatea electrică: conduce curentul electric, (amoniacul lichid nu conduce electricitatea);

NH3- Amoniac

Formula substanței: NH3

Masa Molară: 17 g/mol

Masa Moleculară: 17 

Legătura chimică: covalentă polară 

Alte denumiri: soluție de amoniac   

Localizare: se găsește liber, rareori rezultând din descompunerea proteinelor,

se găsește și în zonele vulcanice

ATENȚIE! O concentrație de amoniac de 0, 5 % în aerul inspirat produce în 20-30 min. moartea.

Obținerea amoniacului

în industrie:      N2 + 3H2 = 2NH3

în laborator:     NaOH + NH4Cl = NaCl + NH3 + H2O

                          CaO + 2NH4Cl = CaCl2 + 2NH3 + H2O Reacția cu apa:         NH3 + H2O = NH4OH

În natură, amoniacul este eliberat în timpul descompunerii și descompunerii substanțelor organice care conțin azot (proteine, uree).

Proprietățile chimice ale amoniacului

Acțiunea asupra indicatorilor: în turnesol- culoarea albastru; în metiloranj- culoarea galben; în fenolftaleină- e roz-violet; 

Reacția cu substanțele simple: 

    • cu nemetale:     nemetal + NH3 = sare acidă + nemetal     

                                                    3Cl2 + 8NH3 = 6NH4Cl + N2

Reacția cu substanțele compuse: 

    • cu acizii: acid + NH3 = sare             HCl + NH3= NH4Cl 

    • cu oxizii bazici: oxid bazic + NH3 = metal + nemetal + apă     

                                                                    3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2+ 3H2O

Utilizarea amoniacului 

♦ obținerea explozibililor;

♦ obținerea mătăsii artificiale;

♦ curățătorii chimice;

♦ fabricarea gheții artificiale.

♦  în industria coloranților și a medicamentelor;

♦ obținerea acidului azotic și a carbonatului de sodiu;

H2SO4- Acid sulfuric 

Formula substanței: H2SO4

Masa Molară: 98, 1 g/mol

Masa Moleculară: 98 

Legătura chimică: covalentă polară 

Alte denumiri: vitriol 

Localizare: se găsește liber foarte puțin în glandele unor moluște

Proprietățile fizice ale acidului sulfuric

Gustul: acrișor; 

Mirosul: inodor; 

Aspectul: lichid uleios; 

Culoarea: incolor; 

Solubilitatea: solubil în apă;

Densitatea: 1, 84 g/ml;   mai greu decât apa;

Starea de agregare: acid lichid; 

Punct de topire: 10, 38℃; 

Punct de fierbere: 279, 6℃; 

Conductivitatea electrică: conduce curentul electric;

Proprietățile chimice ale acidului sulfuric 

Acțiunea asupra indicatorilor: în turnesol- culoarea roșie; în metiloranj- culoarea roșie; în fenolftaleină- e incolor; 

Reacția cu substanțele simple: 

    • cu metale:     metal + H2SO4 = sare + H2            

                          Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 ↑

Reacția cu substanțele compuse: 

    • cu bazele: bază + H2SO4= sare + apă                       

                2NaOH + H2SO4  = Na2SO4  + 2H2O 

    • cu oxizii bazici: oxid bazic + H2SO4= sare + apă     

                                CuO + H2SO4= CuSO4 + H2O 

    • cu sărurile: sare + H2SO4 = sare + acid                         

                        FeS + H2SO4 = FeSO4 + H2S 

Obținerea acidului sulfuric

  În industrie, HSO se obține prin procedeul de contact

                      SO3 + H2O  = H2SO4

♨ ATENŢIE! Dizolvarea HSO în apă este puternic exotermă. Pentru a evita eventualele accidente, la diluarea unei soluţii concentrate de acid sulfuric se toarnă soluţia de acid în apă și nu invers!!!

Utilizarea acidului sulfuric 

♦ drept reactiv de laborator. 

♦ în agricultură (îngrășăminte cu P și N);

♦ în laborator (la obţinerea detergenţilor);

♦ în tehnică (acumulatoare cu Pb);

♦ în industrie (obținerea de mase plastice, explozivi, coloranți, hârtrie, rafinarea petrolului și a uleiurilor, la sinteza îngrăşămintelor chimice etc.).

Proprietățile fizice ale sulfatului de cupru

Gustul: fără gust; 

Mirosul: inodor; 

Aspectul: sare; 

Culoarea: albastru sau alb; 

Solubilitatea: solubil în apă;

Densitatea: 3, 60 g/ml;   mai greu decât apa;

Starea de agregare: solid; 

Punct de topire: 110℃; 

Conductivitatea electrică: nu conduce curentul electric;

Obținerea sulfatului de cupru 

CuSO4 * 5H2O = 5H2O + CuSO4             CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

CuSO4- Sulfat de cupru 

Formula substanței: H2SO4

Masa Molară: 159, 6 g/mol

Masa Moleculară: 159 

Legătura chimică: ionică 

Alte denumiri: piatră vânătă, sare/zeamă bordelează, piatră/vitrol albastru, saulfat cupric

Proprietățile chimice ale sulfatului de cupru 

Reacția cu substanțele simple: 

    • cu metale:     metal + CuSO4 = sare + metal          

                              Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Reacția cu substanțele compuse: 

    • cu bazele: bază solubilă+ CuSO4 = sare + bază insolubilă                       

                            2NaOH + CuSO4  = Na2SO4  + Cu(OH)2 

    • cu acizii: acid + CuSO4 = acid + sare    

                        H2S + CuSO4 = H2SO4 + CuS 

    • cu sărurile: sare + CuSO4 = sare + sare                         

                        BaCl2 + CuSO4 = CuCl2 + BaSO4

Utilizarea sulfatului de cupru  

♦ în agricultură, ca agent fungicid (la tratarea culturilor de viță-de-vie și a diferitor plane împotriva unor boli);

♦ ca reactiv în chimia organică;

♦ la obținerea altor săruri de cupru;

Al2O3- Oxid de aluminiu 

Formula substanței: Al2O3

Masa Molară: 102 g/mol

Masa Moleculară: 102

Legătura chimică: ionică 

Alte denumiri: alumină, clorindon

Oxid de metal

Proprietățile fizice ale oxidului de aluminiu

Gustul: fără gust; 

Mirosul: inodor; 

Aspectul: solid; 

Culoarea: alb; 

Solubilitatea: insolubil în apă;

Densitatea: 3, 95 g/ml;   

Starea de agregare: solid(formă cristalină);  

Punct de topire: 2072℃; 

Punct de fierbere: 2977℃;

Conductivitatea electrică: conduce curentul electric; bun conducător terminc; 

Obținerea oxidului de aluminiu

Se dizolvă pelicula de aluminiu în acid clorhidric pentru a obține clorură de aluminiu care este apoi reacționată cu bicarbonat de sodiu sau carbonat de sodiu. Ulterior este suficient să se filtreze întregul pentru a obține hidroxid de aluminiu, apoi oxidul de aluminiu se obține prin încălzirea hidroxidului a 500 ° C.

3O2 + 4Al = 2Al2O3 

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Proprietățile chimice ale oxidului de aluminiu 

Reacția cu substanțele simple: 

    • cu metale:     metal + Al2O3 = sare + metal          

                              Fe + Al2O3 = FeSO4 + Cu

   • cu apa:     Al2O3 + apă = bază insolubilă                       

                        Al2O3  + 3H2O = 2Al(OH)3 

Reacția cu substanțele compuse: 

    • cu bazele: Al2O3 + bază =  sare + apă

                Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2  + H2O        • cu acizii: acid + Al2O3 = sare+ apă 

                6HCl + Al2O3 = 2AlCl3 + 3H2O   

Utilizarea oxidului de aluminiu 

♦ ca abraziv și material component al sculelor de debitare;

♦ agent de uscare;

♦ în stomatologie, pentru fabricarea dinților;

♦ ca abraziv în periuțele de dinți;

AlCl3- Clorură de aluminiu

Formula substanței: AlCl3

Masa Molară: 133, 5 g/mol

Masa Moleculară: 133, 5

Legătura chimică: ionică 

Alte denumiri: tricloroaluman

Proprietățile fizice ale clorurii de aluminiu

Gustul: sărat; 

Mirosul: irirtant; 

Aspectul: cristal incolor sau pulbere albă; 

Culoarea: galben pal; 

Solubilitatea: solubil în apă;

Densitatea: 2, 44 g/ml;  

Starea de agregare: solid;

Punct de topire: 192℃; 

Conductivitatea electrică: nu conduce 

curentul electric;

Obținerea clorurii de aluminiu

Clorura de aluminiu anhidră se obține prin acțiunea clorului gazos asupra oxidului de aluminiu și în prezență de cărbune la o temperatură de aproximativ 1000 °C:

Al2O3 + 3C + 3Cl2 = 2Al2O3 + 3CO

O altă cale de producere este sinteza dintre elemente. Sub formă de cristalohidrat (clorura de aluminiu hexahidratată) se obține prin reacția din acid clorhidric și hidroxid de aluminiu sau pulbere de aluminiu.

            Utilizarea clorurii de aluminiu  

                    ♦ antiperspirant; 

♦ catalizator de acilare și alchilare Friedel-Crafts;