Norme de protecție a muncii în laboratorul de chimie

Siguranța ta este cea mai importantă în laboratorul de chimie! Trebuie să porți întotdeauna halatul de protecție și să menții ordinea perfectă pe masa de lucru în timpul experimentelor.

Substanțele chimice nu se ating niciodată cu mâna, nu se gustă și nu se miros direct. Respectă cu strictețe modul de lucru din fișa de laborator și nu lăsa aprinsă sursa de gaz după terminarea experimentului.

Înainte de a părăsi laboratorul, verifică dacă sunt închise becurile de gaz și robinetele, scoate aparatele din priză și spală-ți mâinile cu apă și săpun.

⚠️ Atenție: Substanțele luate în exces nu se toarnă înapoi în sticla cu reactiv pentru a evita contaminarea!

Atomul și structura învelișului electronic

Atomul este cea mai mică particulă dintr-o substanță care prin procede chimice obișnuite nu mai poate fi divizată, dar care poate participa la reacții chimice. Particulele elementare ale atomului sunt electronul (e), protonul $p+$ și neutronul (n).

Învelișul electronic are o structură stratificată, cu straturi notate cu cifre de la 1-7 sau cu litere (K, L, M, N, O, P, Q). Electronii de valență sunt electronii din stratul exterior al învelișului electronic și determină comportamentul chimic al elementului.

Poziția unui element în sistemul periodic este determinată de structura învelișului electronic:

• Numărul de electroni de valență indică grupa principală
• Numărul de straturi ocupate indică perioada

💡 Formula de calcul: Numărul maxim de electroni pe un strat este dat de formula N_max = 2n², unde n este numărul stratului.

Orbitali atomici, substraturi și straturi

Orbitalul atomic reprezintă zona din jurul nucleului în care există probabilitatea maximă de a întâlni electronul. Forma și energia orbitalilor diferă în funcție de tipul lor. Ordinea crescătoare a energiei orbitalilor este: s, p, d, f.

Există 4 tipuri principale de orbitali:

• Orbitali de tip "s" - sunt în număr de 1, pot fi ocupați cu maximum 2 electroni și au formă sferică
• Orbitali de tip "p" - sunt în număr de 3 (px, py, pz), ocupați cu maximum 6 electroni
• Orbitali de tip "d" - sunt în număr de 5, ocupați cu maximum 10 electroni
• Orbitali de tip "f" - sunt în număr de 7, ocupați cu maximum 14 electroni

Substratul este format din orbitali de același tip și fiecărui substrat îi corespunde o anumită energie. Un orbital atomic poate fi ocupat cu cel mult 2 electroni cu spin opus, numiți electroni cuplați.

🔍 De reținut: Electronul execută simultan două tipuri de mișcări: o mișcare de rotație în jurul propriei axe (spin) și o mișcare de rotație în jurul nucleului.

Configurații electronice

Configurația electronică reprezintă distribuția electronilor pe orbitali, substraturi și straturi. Straturile electronice sunt notate cu cifre arabe 1-7 sau cu litere mari (K, L, M...), a căror energie crește de la 1 la 7.

Fiecare strat poate fi alcătuit din unul sau mai multe substraturi, respectiv unul sau mai multe tipuri de orbitali. Numărul de electroni într-un substrat se notează ca exponent al literei care arată felul orbitalului (ex: 2s¹, 3p⁵, 4f⁹).

Perioadele a 4-a și a 5-a conțin câte 18 elemente, inclusiv elementele tranziționale din grupele secundare. Configurațiile lor electronice urmează un model specific, dar există și excepții.

🌟 Exemplu: Pentru Potasiu (K) cu Z=19, configurația electronică este: 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁶ 4s¹. Observă cum electronul distinctiv se află în stratul 4s.

Blocuri de elemente în sistemul periodic

Elementele prezintă stabilitate maximă atunci când orbitalii sunt pe jumătate ocupați sau complet ocupați cu electroni. Această regulă explică excepțiile întâlnite la configurațiile electronice ale unor elemente din perioadele 4 și 5.

În sistemul periodic, elementele sunt organizate în blocuri în funcție de orbitalul în care se află electronul distinctiv:

Blocul "s" - elementele au electronul distinctiv în orbital de tip "s":

• Grupa IA (metale alcaline): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
• Grupa IIA $metale alcalino-pământoase$: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

Blocul "p" - elementele au electronul distinctiv în orbital de tip "p":

• Grupa IIIA (metale pământoase): B, Al, Ga, In, Tl
• Grupa IVA (grupa carbonului): C, Si, Ge, Sn, Pb
• Grupa VA (grupa azotului): N, P, As, Sb, Bi
• Grupa VIA (grupa oxigenului): O, S, Se, Te, Po
• Grupa VIIA (halogeni): F, Cl, Br, I, At
• Grupa VIIIA (gaze nobile): Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

📌 Important: Localizarea unui element într-un anumit bloc îți oferă informații valoroase despre proprietățile sale chimice și fizice!

Principii de distribuție a electronilor

Distribuția electronilor în învelișul electronic al atomului oricărui element chimic respectă următoarele principii și reguli:

1. Principiul stabilității (construcției) sau al minimei energii:

   • Electronul distinctiv tinde să ocupe orbitalul vacant cu energia cea mai scăzută.

2. Principiul de excluziune al lui Pauli:

   • Un orbital atomic poate fi ocupat cu maximum 2 electroni și aceștia cu spini opuși.

3. Regula lui Hund:

   • Completarea orbitalilor aceluiași substrat cu electroni are loc astfel încât numărul de electroni necuplați să fie maxim.
   • Mai întâi se realizează semiocuparea orbitalilor, după care are loc completarea lor cu electroni.

Aceste principii și reguli determină configurația electronică a fiecărui element, care reprezintă schema completă a distribuției electronilor pe orbitali, substraturi și straturi.

🧩 Vizualizare: Poți imagina că electronii "se așează" mai întâi câte unul în fiecare orbital al aceluiași substrat, apoi începe "completarea" cu al doilea electron.

Relația dintre configurația electronică și poziția elementelor în S.P.

Din configurația electronică a oricărui element chimic putem determina:

• Poziția elementului în Sistemul Periodic (grupa și perioada)
• Blocul de elemente din care face parte
• Valența elementului
• Caracterul chimic (metal sau nemetal)
• Caracterul electrochimic $electropozitiv/electronegativ$

Metalele au caracter electropozitiv, ceea ce înseamnă că cedează ușor electronii de valență și formează ioni pozitivi (cationi). Nemetalele au caracter electronegativ, adică primesc electroni pe stratul de valență, formând ioni negativi (anioni).

Exemple de formare a ionilor:

• Grupa IA: Li → Li⁺ (ion pozitiv monovalent) - cedează 1 electron
• Grupa IIA: Ca → Ca²⁺ (ion pozitiv divalent) - cedează 2 electroni
• Grupa IIIA: Al → Al³⁺ (ion pozitiv trivalent) - cedează 3 electroni

💫 Știai că? Formarea ionilor explică de ce metalele alcaline (Grupa IA) sunt atât de reactive - cedează foarte ușor un electron pentru a atinge configurația stabilă de gaz nobil.

Sistemul Periodic și proprietățile elementelor

Proprietățile elementelor din Sistemul Periodic sunt determinate de nucleele atomice și de configurațiile electronice și pot fi:

1) Proprietăți fizice:

• Neperiodice (nu se repetă): numărul atomic (Z) și numărul de masă (A)
• Periodice (se repetă): raza atomică, raza ionică, energia de ionizare

Raza atomică reprezintă distanța de la nucleu la punctul de densitate maximă a orbitalului atomic ocupat. Razele atomice cresc în grupe de sus în jos odată cu creșterea învelișului electronic, iar în perioade cresc de la dreapta spre stânga.

Raza ionică variază și ea: razele cationice sunt mai mici decât razele atomice din care provin (deoarece un număr mai mic de electroni atrag același număr de protoni), în timp ce razele anionice sunt mai mari.

Energia de ionizare este energia consumată pentru îndepărtarea unuia sau a mai multor electroni dintr-un atom. Poate fi primară, secundară sau terțiară, în funcție de numărul de electroni îndepărtați.

🔄 Tendință periodică: Energia de ionizare crește de jos în sus în grupe și de la stânga la dreapta în perioade.

Proprietăți chimice periodice

Printre proprietățile chimice periodice se numără:

• Electronegativitatea (χ)
• Caracterul metalic
• Caracterul nemetalic
• Numărul de oxidare (N.O)

Electronegativitatea reprezintă capacitatea unui atom de a atrage și reține electronii atunci când face parte dintr-o moleculă. Valorile electronegativității sunt cuprinse între 0,8 și 4. Metalele alcaline au cele mai mici valori, iar fluorul are cea mai mare valoare.

Caracterul metalic este specific elementelor poziționate în partea stângă și centrală a Sistemului Periodic, sub linia continuă îngroșată. Toate metalele, atât cele din grupele A, cât și cele din grupele B (metale tranziționale), prezintă caracter metalic.

Caracterul metalic se evidențiază prin reacțiile metalelor cu oxigenul și apa. De exemplu, sodiul și potasiul sunt metale extrem de reactive și reacționează cu oxigenul formând oxizi:

• 2Na + O₂ → Na₂O (oxid de sodiu)
• 2K + O₂ → K₂O (oxid de potasiu) sau K₂O₂ (peroxid de potasiu)

🔥 Experiment: Din cauza reactivității extreme, sodiul și potasiul trebuie păstrate sub petrol pentru a evita contactul cu oxigenul și umiditatea din aer!

Proprietăți chimice și utilizări ale sodiului

Sodiul este un metal foarte reactiv care ilustrează excelent proprietățile metalelor alcaline. Iată câteva reacții importante:

1) Reacții cu oxigenul:

• 2Na + O₂ → Na₂O (oxid de sodiu)
• 2Na + O₂ → Na₂O₂ (peroxid de sodiu)

Peroxidul de sodiu are aplicații practice:

• Decolorarea țesăturilor, lemnului, paielor prin reacția cu apa: Na₂O₂ + 2H₂O → 2NaOH + H₂O₂ (apă oxigenată)
• Sursă de oxigen pentru respiratoare, costume de pompieri, scafandri sau submarine: Na₂O₂ + CO₂ → Na₂CO₃ + O₂↑

2) Reacția cu clorul:

• 2Na + Cl₂ → 2NaCl (clorură de sodiu)

3) Reacții cu acizi:

• Na + HCl → NaCl + H₂↑
• 2Na + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂↑

Sodiul are numeroase utilizări practice: fabricarea lămpilor pentru iluminat stradal, lichid de răcire în reactoarele nucleare, agent deshidratant și fabricarea peroxidului de sodiu.

💼 Aplicații industriale: Proprietățile reactive ale sodiului îl fac valoros în diverse procese industriale, dar necesită manipulare atentă din cauza pericolului de aprindere spontană în contact cu apa.