Echilibre chimice și electrochimie

Reacțiile reversibile decurg simultan în ambele sensuri. Echilibrul chimic se atinge când viteza reacției directe devine egală cu viteza reacției inverse; concentrațiile rămân constante, dar ambele procese continuă — echilibrul este dinamic.

Legea acțiunii maselor: pentru reacția aA + bB ⇌ cC + dD, constanta de echilibru este Kc = [C]^c × [D]^d / ([A]^a × [B]^b). O valoare mare a lui Kc arată că echilibrul este deplasat spre produși.

Principiul lui Le Châtelier: dacă asupra unui sistem în echilibru se exercită o constrângere (variația concentrației, presiunii sau temperaturii), echilibrul se deplasează în sensul care diminuează constrângerea. Exemplu — sinteza amoniacului N2 + 3H2 ⇌ 2NH3 (exotermă): randamentul crește la presiune mare și temperatură moderată, cu catalizator de fier.

Acizii tari (HCl, HNO3, H2SO4) și bazele tari (NaOH, KOH) ionizează/disociază total în apă; acizii slabi (CH3COOH, H2CO3) și bazele slabe (NH3) ionizează parțial, caracterizați prin constantele de aciditate Ka, respectiv de bazicitate Kb.

Produsul ionic al apei la 25 °C este Kw = [H3O+] × [OH-] = 10^-14. pH = -lg[H3O+] și pOH = -lg[OH-], cu pH + pOH = 14. Pentru un acid tare monoprotic de concentrație 0,01 mol/L, pH = 2; pentru o bază tare 0,01 mol/L, pOH = 2 și pH = 12.

Reacția de neutralizare stă la baza titrării acido-bazice, prin care se determină concentrația unei soluții. Soluțiile tampon (ex. CH3COOH / CH3COONa) își mențin pH-ul aproape constant la adăugarea unor cantități mici de acid sau bază — esențiale în sisteme biologice (sângele este tamponat la pH ≈ 7,4).

Reacțiile redox implică transfer de electroni: oxidarea este cedare de electroni (creșterea numărului de oxidare), reducerea este acceptare de electroni. Agentul oxidant se reduce; agentul reducător se oxidează.

Pila electrică (celula galvanică) transformă energia chimică în energie electrică, separând fizic procesele de oxidare și reducere. În pila Daniell, electrodul de zinc este anodul (oxidare: Zn → Zn2+ + 2e-), iar electrodul de cupru este catodul (reducere: Cu2+ + 2e- → Cu); electronii circulă prin circuitul exterior de la zinc la cupru, iar puntea de sare închide circuitul.

Pile practice: bateria alcalină (Zn/MnO2, nereîncărcabilă), acumulatorul cu plumb (Pb/PbO2 în H2SO4, 12 V la mașini, reîncărcabil) și acumulatorii litiu-ion (telefoane, laptopuri, mașini electrice — ușori și reîncărcabili). Seria activității metalelor permite prevederea reacțiilor redox: metalul mai activ îl reduce pe cel mai puțin activ din sărurile sale.

Electroliza este procesul invers pilei: curentul electric produce reacții redox nespontane în topituri sau soluții de electroliți. La catod (legat la polul negativ) are loc reducerea cationilor, iar la anod (polul pozitiv) oxidarea anionilor.

Exemple: electroliza topiturii de NaCl produce sodiu la catod și clor la anod; electroliza soluției de NaCl (procedeul cloro-sodic) produce hidrogen, clor și NaOH; electroliza apei (acidulate) produce hidrogen la catod și oxigen la anod, în raport de volum 2:1.

Aplicații industriale: obținerea aluminiului (electroliza aluminei topite în criolit), rafinarea electrolitică a cuprului, galvanizarea (acoperirea fierului cu zinc), nichelarea și cromarea (protecție și aspect). Cantitatea de substanță depusă este proporțională cu sarcina electrică trecută prin celulă (legile lui Faraday).

Coroziunea este distrugerea spontană a metalelor sub acțiunea mediului. Ruginirea fierului este o coroziune electrochimică: în prezența apei și a oxigenului, fierul se oxidează, formând rugina (oxizi-hidroxizi de fier hidratați), care nu protejează metalul — stratul este poros și se exfoliază.

Spre deosebire de fier, aluminiul și zincul se acoperă cu un strat compact de oxid care oprește coroziunea în profunzime (pasivare). Coroziunea produce pagube economice uriașe: poduri, conducte, nave, caroserii.

Metode de protecție: acoperiri nemetalice (vopsire, lăcuire, emailare), acoperiri metalice (zincare/galvanizare, cositorire, cromare), aliere (oțelul inoxidabil conține crom și nichel) și protecția catodică (anod de sacrificiu din zinc sau magneziu, montat pe conducte și nave — se corodează el în locul fierului).

Metalele au proprietăți comune date de legătura metalică (electroni mobili în rețeaua de ioni pozitivi): luciu, conductibilitate electrică și termică, maleabilitate și ductilitate. Stările naturale: native (Au, Ag, Pt) sau în minereuri (oxizi, sulfuri, carbonați).

Reactivitatea urmează seria activității: metalele alcaline (Na, K) reacționează violent cu apa formând hidroxizi și hidrogen; metalele dinaintea hidrogenului (Mg, Al, Zn, Fe) reacționează cu acizii diluați degajând hidrogen; cuprul, argintul și aurul nu scot hidrogenul din acizi. Aluminiul este amfoter: reacționează și cu acizii, și cu bazele.

Aliajele au proprietăți superioare metalelor pure: oțelul (Fe + C), fonta (Fe + C peste 2%), bronzul (Cu + Sn), alama (Cu + Zn), duraluminiul (Al + Cu + Mg). Pentru bacalaureat reține: configurațiile electronice ale metalelor din perioadele 1–4, reacțiile cu apa și acizii, caracterul reducător crescător în grupă și seria activității.