Postulat Plancka-o kwantowym charakterze promieniowania

#Postulat Plancka-o kwantowym charakterze promieniowania ma postać E=hv Eenergia, -częstość promieniowania, h- stała Plancka, n liczba całkowita
#Hipoteza o falowym charakterze promieniowania korpuskularnego (de Broglie)
h
wyrażona jest zależnością p  p-pęd cząsteczki, -długość fali, h-stała Plancka

#Masy atomów, jąder atomowych i cząsteczek elementarnych wyraża się powszechnie
za pomocą atomowej jednostki masy (u) wynoszącej około 1,6610-27 kg
#Atomowa jednostka masy jest równa 1/12 masy atomu nuklidu 126 C (u)
#Pierwiastek chemiczny jest to zbiór atomów o jednakowej liczbie protonów
#Zbiór atomów, z których każdy ma ten sam skład jądra i określoną energię,
nazywamy nuklidem. Oddzielnym nuklidem jest więc każdy rodzaj atomów jakiegoś
pierwiastka np. 126 C, 146 C, 199 F. Nuklidy opisuje się symbolami literowymi odpowiedniego
pierwiastka (X) i dwoma indeksami, A oraz Z - ZA X; A jest liczbą masową, Z jest liczbą
atomową
#Liczba masowa jest równa sumie liczb protonów i neutronów zawartych w jądrze
atomu
#Liczba atomowa jest równa liczbie protonów w jądrze atomu. Jest ona równocześnie
liczbą porządkową pierwiastka w układzie okresowym
#Izotop jest to zbiór atomów określonego pierwiastka, zawierających jednakową
liczbę protonów w jądrze i jednakową liczbę neutronów. Poszczególne izotopy tego samego
pierwiastka różnią się między sobą zawartością neutronów. Np. tlen ma trzy trwałe
(niepromieniotwórcze) izotopy 168 O, 178 O, 188 O
#Masa izotopowa jest to masa izotopu pierwiastka wyrażona w jednostkach masy
#Masą atomową pierwiastka nazywamy średnią ważoną z mas izotopowych
naturalnej mieszaniny izotopów
#Masa cząsteczkowa jest to masa cząsteczki związku lub pierwiastka chemicznego
wyrażona w atomowych jednostkach masy. Masę cząsteczkową obliczamy sumując masy
atomowe wszystkich atomów wchodzących w skład cząsteczki
#Hybrydyzacja to proces wzajemnego mieszania się orbitali (szczególnie zewnętrznej
powłoki) w wyniku czego otrzymuje się równocenne orbitale o mniejszej enegii
#Mol jest to liczba elementów(atomów, jonów, cząsteczek, elektronów) równa liczbie
atomów zawartych w 12 g nuklidu węgla 126 C. Jednostką służącą do oznaczania liczności
substancji tzn. liczby jakichś elementów w określonej masie jest mol. Jest to jednostka tego
samego rodzaju co tuzin (12) czy kopa (60). Jeden mol zawiera w przybliżeniu 6,021023
elementów. Liczba cząstek zawartych w jednym molu jest nazywana liczbą Avogarda;
wynosi 6,02213671023  3,61017 Znajomość liczby Avogarda umożliwia przeliczanie
wartości wyrażonych w skali atomowej na wartości molowe i odwrotnie. Na przykład masa
1,008 g  mol 1
1

jednego atomu wodoru 1 H wynosi w przybliżeniu
mH=
6,02  10 23 mol 1
1,6610-24g=1,6610-27kg
#Masa molowa czyli masa jednego mola substancji, jest stosunkiem masy substancji
do jej liczności Jeden mol atomów chloru którego masa atomowa wynosi około 35,5 u ma
masę mCl=35,5u 1,6610-27 kg u-1 6,02 1023 mol-1 =35,5 10-3 kg mol-1 =35,5gmol-1
liczba atomowej jednostki masy  liczba Avogarda
#Proton oznaczony symbolem p ma dodatni jednostkowy ładunek elektryczny masę
około jedności
#Materia jądra składa się z nukleonów (protonów i neutronów)
#Miarą trwałości jądra jest jego energia wiązania. Jest to energia, jaką należałoby
dostarczyć do jądra, aby rozdzielić je na poszczególne nukleony.
#Elektrony walencyjne są to elektrony atomu które mogą brać udział w tworzeniu
wiązań chemicznych-wszystkie elektrony s i p a w atomach niektórych pierwiastków również
część elektronów d i f . Liczba elektronów walencyjnych decyduje o właściwościach
chemicznych pierwiastka, pierwiastki należące do jednej grupy wykazują zatem znaczne
podobieństwo
#Właściwości chemiczne pierwiastka są jednoznacznie zdefiniowane przez jego
strukturę elektronową. Pierwiastki o tej samej budowie powłok walencyjnych mają podobne
właściwości. W układzie okresowym pierwiastki są ułożone wg wzrastającej liczby protonów,
którą nazywamy liczbą atomową lub liczbą porządkową.
#Energia jonizacji jest to energia potrzebna do oderwania elektronu najsłabiej
związanego z atomem i przeniesienia go poza sferę oddziaływania atomu; jest ona nazywana
pierwszą energią jonizacji: A + energia  A+ + e energia jonizacji zależy od wielkości atomu,
ładunku jądra, skuteczności ekranowania tego ładunku przez pozostałe elektrony oraz od
budowy powłoki elektronowej z której elektron jest usuwany
#Powinowactwo elektronowe czyli powinowactwo atomu do elektronu jest to energia
potrzebna do oderwania elektronu od jonu ujemnego: X- = X + elektron. Reakcja ta wymaga
dostarczenia energii z zewnątrz jest zatem endotermiczna.
#Elektroujemność jest umowną miarą skłonności atomu do przyciągania elektronów
podczas tworzenia wiązania chemicznego.
#Wartościowość jest to liczba oddawanych lub przyjmowanych elektronów w
procesie tworzenia wiązania chemicznego. Oddawanie elektronów jest jednoznaczne z
„wartościowością dodatnią”. Atom zyskuje niezrównoważony ładunek dodatni, staje się
jonem dodatnim, czyli katoinem. Przyjmowanie elektronów w celu uzupełnienia oktetu
powoduje natomiast nadmiarowy ładunek ujemny. Mówimy wówczas „wartościowości
ujemnej” i ujemnych jonach zwanych anionami. Wartościowość dodatnia i ujemna jest
równoznaczna z pojęciem stopnia utlenienie
#Ze względu na naturę sił wiążących i ich pochodzenia rozróżniamy 3 podstawowe
typy wiązań chemicznych: wiązania kowalencyjne czyli atomowe, które polega na
uwspólnieniu elektronów sąsiadujących atomów; wiązania jonowe czyli heteropolarne, które
polega na przeniesieniu elektronów walencyjnych od atomów jednego rodzaju do atomów
drugiego rodzaju, wiązania metaliczne w którym następuje uwspólnienie części elektronów
walencyjnych bardzo wielu atomów. Teoria wiązania chemicznego Lewisa – zgodnie z tą
teorią każdy atom wykazuje tendencję do takiej zmiany zewnętrznej powłoki elektronowej,
aby uzyskać konfigurację najtrwalszą, to znaczy s2, s2p6 lub s2p6d10. taki stan jest osiągany
zarówno w wyniku utworzenia wiązania jonowego, jak i wiązania kowlanencyjnego.
#Teoria wiązań walencyjnych Dążenie atomów do uzyskania najtrwalszej konfiguracji
zewnętrznej powłoki elektronowej realizuje się przez utworzenie wspólnych par
elektronowych. Najczęściej dzieje się tak wtedy gdy dwa łączące się atomy mają po jednym
niesparowanym elektronie. Utworzona wspólna para elektronowa tworzy wiązanie chemiczne.
Czyste wiązanie kowalencyjne występują w cząsteczkach homojądrowych tzn. zbudowanych
z jednakowych atomów np. H2, N2, F2 Atom każdego z tych gazów ma co najmniej po jednym
niesparowanym elektronie. Najprostszym przykładem wiązania kowalencyjnego jest wiązanie
w dwuatomowej cząsteczce wodoru którą można zapisać H:H. Wspólna para elektronowa
należy jednocześnie do obu atomów i stanowi pojedyncze wiązanie kowalencyjne. Wiązania
kowalencyjne, jako wiązania bardzo silne są krótkie.
#Energia wiązania jest to energia niezbędna do rozerwania wiązania między atomami
i zależy od jego długości i krotności.
#istotą wiązania kowalencyjnego jest wspólna wiążąca para elektronowa w której
elektrony pochodzą od dwu atomów tworzących wiązanie. Wiązanie donorowoakceptorowe zwane też Wiązaniem koordynacyjnym powstaje wtedy kiedy wiążąca para
elektronowa pochodzi od jednego z atomów. Atom który przyłącza parę elektronową na swój
wolny orbital nazywamy akceptorem. Przykładem reakcji w której tworzy się wiązanie
koordynacyjne jest reakcja jonu wodorowego z cząsteczką amoniaku polegająca na
przyłączeniu jonu H+ do cząsteczki NH3 i utworzeniu jonu amonowego NH 4
#Siła wzajemnego przyciągania różnoimiennych jonów jest siłą wiązania jonowego.
Jeżeli atomy w cząsteczce związku chemicznego różnią się znacznie elektroujemnością to
polaryzacja jednego atomu przez drugi może być tak duża że nastąpi przeniesienie elektronu.
Atom bardziej elektroujemny odbiera elektron od atomu mniej elektroujemnego który
pozbawiony elektronu tworzy jon dodatni. Wiązanie jonowe występuje tylko w związkach
chemicznych nigdy między atomami tego samego pierwiastka. Skłonność atomów do
tworzenia wiązań jonowych jest tym większa im większa jest różnica ich elektroujemności.
#Wiązanie wodorowe występuje między cząsteczkami w których atom wodoru jest
wiązany z atomem znacznie bardziej od niego elektroujemnym.
#Fazą nazywamy jednolitą część układu o jednakowych właściwościach fizycznych w
całej masie oddzieloną od reszty układu wyraźną powierzchnią graniczną. Przemiany fazowe
polegają na zanikaniu jednej z faz i równoczesnym powstawaniem nowej fazy lub
zwiększeniu ilości drugiej fazy już istniejącej. Są one spowodowane zmianami temperatury
ciśnienia i składu chemicznego. Zmiany struktury krystalicznej podobnie jak zmiany stanu
skupienia są przemianami fazowymi pierwszego rodzaju (rzędu) Towarzyszą im zawsze
zmiany objętości i pochłanianie lub wydzielanie ciepła. Produkty przemian strukturalnych
pierwiastków nazywamy odmianami alotropowymi a związków chemicznych odmianami
polimorficznymi. Przemiany fazowe drugiego rodzaju (rzędu) przebiegają bez efektu
cieplnego i zmiany objętości. W temperaturze przemiany następuje jedynie zmiana właściwej
pojemności cieplnej substancji.
#Odmiany alotropowe pierwiastka to odmiany różniące się składem i budową
cząsteczki np. O2 i O3 lub strukturą krystaliczną sieci krystalicznej np. diament i grafit.
Reakcją chemiczną nazywamy proces w którym z cząsteczek atomów lub jonów
substancji wyjściowych (substratów) powstają cząsteczki atomy lub jony produktów.
Właściwości produktów różnią się od właściwości substratów. Reakcja chemiczna polega na
przegrupowaniu atomów połączonym z niszczeniem jednych wiązań i tworzeniem innych.
Reakcjom chemicznym często towarzyszą zmiany w zewnętrznych powłokach elektronowych
atomów. Reakcje chemiczne odróżnia się od procesów fizycznych takich jak np. zmiana stanu
skupienia. Procesy fizyczne nie powodują rozrywania wiązań chemicznych a jedynie
zmieniają wzajemne powiązania cząsteczek siłami drugiego rzędu. Dlatego procesy fizyczne
nie powodują istotnych zmian właściwości substancji.
#Stopień przereagowania wskazuje jaka część substancji została przemieniona w
produkt w wyniku reakcji chemicznej.
#Zgodnie z zasadą zachowania materii równanie reakcji chemicznej musi być
zbilansowane tzn. liczby atomów każdego rodzaju oraz sumy ładunków jonów po prawej i
lewej stronie równania muszą być jednakowe. Na podstawie równania chemicznego oraz
znajomości mas atomowych dokonujemy obliczeń stechiometrycznych.
Jaka masa i liczność wody powstaje ze spalenia 1g metanu CH4 w nadmiarze tlenu?
Zachodzącą reakcję opisuje równanie: CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
m
Liczność przereagowanego metanu wynosi: n(CH)4 =
(CH4) gdzie m-masa metanu
M
M(CH4)-masa molowa metanu: M(CH4)=A(C)+4A(H)=12gmol-1+41gmol-1= =16gmol-1
1g
16 g  mol 1
=0,0625mol=62,5mmol Z równania wynika że wskutek przereagowania każdej cząsteczki
metanu powstają dwie cząsteczki wody czyli liczność powstałej wody jest dwukrotnie większa
gdzie A(C) i A(H) są masami molowymi
węgla
i wodoru: nCH 4 =
niż liczność spalonego metanu: nH 2 O=2 nCH 4 =262,5mmol=125mmol Znając liczność wody
nH 2 O i jej masę molową (18gmol-1) obliczamy masę otrzymanej wody
m H 2 O = n H 2 OM
(H2O) = =0,125mol18gmol-1=2,25g masa wody wynosi 2,25g jej liczność 125 mmol
M
#Objętość molowa objętość jaką zajmuje 1 mol substancji Vm=
przyjmuje się że w
d
warunkach normalnych 1 mol dowolnego gazu zajmuje objętość 22,4 dm3
m
#Równanie stanu gazu doskonałego PV=nRT PV= RT R-stała gazowa n-liczba
M
moli tego gazu P-ciśnienie T-temp.
#Prawo zachowania masy suma mas substratów jest równa sumie mas produktów
#Prawo stałych stosunków (prawo stałości składu) pierwiastki chemiczne reagują ze
sobą w stałych ściśle określonych stosunkach ilościowych nazywanych stosunkami
stechiometrycznymi. Związki chemiczne mają więc stały skład ilościowy. Jeżeli dwa
pierwiastki tworzą ze sobą kilka rodzajów cząsteczek (związków chemicznych) to
obowiązuje:
#Prawo stosunków wielokrotnych liczności (w molach) i masy (w kilogramach)
jednego z pierwiastków przypadające w różnych związkach na stałą liczność lub masę
drugiego pierwiastka pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.
#Prawo stosunków objętościowych objętości gazowych substratów i produktów
reakcji mierzone w jednakowych warunkach mają się do siebie jak niewielkie liczby
całkowite.
1 objętość wodoru + 1 objętość chloru = 2 objętości chlorowodoru
Równanie reakcji syntezy chlorowodoru należy zapisać: H2 + CL2 = 2HCL
#W reakcjach syntezy substraty łączą się ze sobą tworząc produkty które zawierają
wszystkie atomy zawarte w substratach. Reakcją syntezy jest np. spalanie siarki w tlenie lub
powietrzu: S + O2=SO2 lub wytrącanie sadu: Ag+ + Cl- = AgCl. Szczególnym przypadkiem
reakcji syntezy są procesy łączenia się dwu cząsteczek tego samego rodzaju w cząsteczki
większe np. 2NO2 = N2O4 taką reakcję nazywamy dimeryzacją a produkt dimerem.
Specyficzny rodzaj syntezy polegający na łączeniu się dużej liczby atomów lub cząsteczek
tego samego rodzaju w większe nazywamy polimeryzacją a produkt polimerem:
nCH2=CHCl(-CH2-CHCl-)n
chlorek winylu polichlorek winylu
#W reakcjach rozkładu zwanych też reakcjami analizy substrat pod wpływem
różnych czynników rozkłada się na składniki prostsze.
#W reakcjach wymiany substraty wymieniają między sobą poszczególne atomy lub
grupy atomów, np. krzem d dwutlenku krzemu zostaje wymieniony na magnez:
SiO2+2Mg=Si+2MgO Podczas chlorowania metanu atomu wodoru zostaje zastąpiony
atomem chloru:CH4+Cl2=CH3Cl+HCl Wymianie może też ulegać kolejno drugi, trzeci i
czwarty atom wodoru. Do tego typu reakcji zalicza się również reakcje przebiegające w
roztworach, np.:NaCl+AgNO3=AgCl+NaNO3 W rzeczywistości proces ten zachodzi w dwu
etapach: rozpuszczanie substratów, podczas którego powstają jony oraz synteza chlorku
srebra Ag+ +Cl-=AgCl Chlorek srebra jest trudno rozpuszczalny i wytrąca się z roztworu w
postaci osadu
#Każdej reakcji chemicznej towarzyszy wymiana energii z otoczeniem. Najczęściej
spotykanym sposobem wymiany energii w reakcji jest wymiana ciepła, może być też
wykonywana praca elektryczna lub emitowane promieniowanie elektromagnetyczne.
#Reakcje egzotermiczne są to reakcje, podczas których powstają produkty o energii
wewnętrznej mniejszej niż suma energii wewnętrznej substratów; część energii substratów
wydziela się w postaci ciepła, np. C+O2=CO2+394kJ. Spaleniu jednego mola węgla
towarzyszy wydzielenie energii 393kJ, rHo= -394kJ Reakcje chemiczne przebiegające z
przekazywaniem energii z układu do otoczenia nazywamy egzoenergetycznymi
#Reakcja endotermiczna są to reakcje, podczas których energia jest pobierana z
1
otoczenia w postaci ciepła: Ag2O=2Ag+ O2 Do rozłożenia mola tlenku srebra Ag2O zużywa
2
się energię 30kJ, rHo=30kJ Szybkość reakcji endotermicznej jest związana z energią
aktywacji im jest ona niższa tym ta reakcja przebiega szybciej. Reakcje którym towarzyszy
przekazywanie energii z otoczenia do ukłóadu nazywamy endoenergetycznymi
#Reakcje homogeniczne są to reakcje, w których wszystkie substraty i produkty
znajdują się w tej samej fazie, np. reakcje w roztworach całkowicie się ze sobą mieszających.
Homogeniczne są też wszystkie reakcje między gazami, zachodzą w całej objętości gazu bez
udziału powierzchni granicznych.
#Reakcje heterogeniczne przebiegają je na granicy dwu faz. Zachodzą one wtedy,
gdy:
 Reagujące substraty znajdują się w różnych fazach, np. C(s)+O2(g)=CO2(g)
 Powstający produkt jest w innej fazie niż substraty np. Ag++Cl-=AgCl(g)
 Wszystkie regenty znajdują się w stanie stałym w odrębnych fazach np.Fe2O3(s)
+ZnO(s)=ZnFe2O4(s)
Symbole (s) i (g) oznaczają że dany składnik jest w fazie stałej lub gazowej. Jony znajdują się
w roztworze wodnym. Do reakcji heterogenicznych zalicza się też procesy w których
wszystkie składniki znajdują się w tej samej fazie (np. gazowej) ale reakcje między gazowymi
cząsteczkami przebiegają nie w całej objętości lecz jedynie na powierzchni granicznej innej
fazy, np. na powierzchni ciała stałego. Przykładem może być reakcja syntezy amoniaku N2(g)
+3H2(g)=2NH3(g) zachodząca na rozgrzanej powierzchni katalizatora.
#Reakcjami oksydacyjno-redukcyjnymi nazywamy reakcje w których następuje
wymiana elektronów między reagującymi substratami czyli zmiana stopni utleniania atomów.
#Stopień utlenienia pierwiastka jest to liczba elektronów jaką atom (lub jon) tego
pierwiastka przyjąłby (lub oddał) gdyby utworzone wiązanie miało charakter czysto jonowy.
Określony sens fizyczny można przypisać jedynie stopniowi utleniania jonu prostego np.
Mn2+. Stopień utlenienia czystych pierwiastków w których nigdy nie występują wiązania
jonowe jest zawsze równy zeru. Stopień utlenienia atomu w związku chemicznym jest ujemny
dla pierwiastka bardziej elektroujemny a dodatni dla pierwiastka mniej elektroujemnego.
Suma stopni utlenienia wszystkich atomów tworzących cząsteczkę związku chemicznego jest
równa zeru. Suma stopni utlenienia atomów tworzących jon jest równa ładunkowi tego jonu.
Najczęściej stopień utlenienia tlenu wynosi –2 a wodoru +1
siarka w kwasie siarkowym (VI) H2SO4 jest na +6 stopniu utlenienia ponieważ:21+x(-2)=0
x=+6
np. Na+ I stopień utlenienia Mg2+ II stopień Cl- -I stopień S2- -II stopień Stopień utlenienia
atomu pierwiastka w jonie prostym jest równy ładunkowi tego jonu. Suma stopni utlenienia
wszystkich atomów wchodzących w skład obojętnej cząsteczki związku równa się zero
#Reakcję nazywamy odwracalną lub równowagową jeżeli w jej wyniku ustala się
stan równowagi w którym współistnieją produkty i substraty. Przykładem reakcji odwracalnej
może być reakcja syntezy jodowodoru: H2+I22HI
#Szybkość reakcji chemicznej określa się szybkością zmiany stężenia reagujących
dc
substancji v=
c-stężenie wybranego reagenta t-czas Szybkość reakcji chemicznej zależy
dt
od rodzaju reagujących substratów. W określonym układzie zależy ona od stężeń (ciśnień)
reagentów, temperatury i obecności substancji „obcych”-katalizatorów lub inhibitorów.
Warunkiem zajścia reakcji chemicznej między dwiema cząsteczkami lub atomami jest ich
odpowiednie zbliżenie (zderzenie). Szybkość prostej nieodwracalnej reakcji aA+bB=AaBb
a b
wyraża wzór v=kc c
nazywany równaniem kinetycznym w którym cA cB stężenie
A B
substancji A i B k-stała szybkość reakcji wielkość stała dla reakcji w określonych warunkach
a,b-wykładniki potęgowe które w przypadku prostych reakcji są jednocześnie
współczynnikami stechiometrycznymi reakcji.
#Okres półtrwania reakcji tj czas po którego upływie stężenie substratów zmniejsza
się o połowę tzn kiedy c=0,5co
#Aby zderzenie było skuteczne cząsteczki reagujące muszą mieć energię większą od
pewnej określonej minimalnej energii nazwanej energią aktywacji
#Liczba cząsteczek o energii dostatecznej do zajścia reakcji a stąd i szybkość reakcji
znacznie wzrastają wraz z temperaturą. Wzrost temperatury zwiększ nie tylko energię
reagujących cząsteczek ale i ogólną liczbę zachodzących zderzeń.
#Przyjęto że energia reakcji czyli jej efekt energetyczny jest dodatnia wtedy gdy układ
przyjmuje energię od otoczenia (reakcja endotermiczna).
#Ze wzrostem temp. Zawsze wzrasta szybkość reakcji niezależnie od tego czy reakcja
jest egzo- czy endotermiczna. W reakcjach przebiegających w jednej fazie wzrost temp. o 10K
powoduje przeciętnie dwukrotny wzrost szybkości reakcji. Wpływ temp. na stałą szybkości
E
d ln k
reakcji k jest ujęty równaniem Arrheniusa:
lnk = a2 a po scałkowaniu
dT
RT
Ea
C
RT
#Katalizatory są to substancje które zmniejszają energię aktywacji a przez to
zwiększają szybkość reakcji
#Inhibitiory zwiększają energię aktywacji i zmniejszają szybkość reakcji.
Katalizatory wpływają na szybkość reakcji ale nie zmieniają stanu równowagi. Katalizatory
homogeniczne są w tej samej fazie co układ reagujący
#reakcje homogeniczne to takie które zachodzą w całej objętości jednej fazy np. w
cieczy lub gazie.
#Adsorpcja substratu na powierzchni katalizatora powoduje rozluźnienie wiązań
między atomami reagenta zmniejsza energię aktywacji reakcji a tym samym zwiększa jej
szybkość.
#Prawo działania mas mówi że substraty reagują ze sobą dopóty dopóki stosunek
iloczynu stężeń produktów reakcji do iloczynu stężeń jej substratów nie osiągnie wartości
stałej charakterystycznej dla danej reakcji w określonej temperaturze.
#W stanie równowagi reakcje przebiegają nadal, szybkości reakcji w obydwu
kierunkach są jednakowe, równowaga chemiczna jest równowagą dynamiczną
#Stan równowagi chemicznej istnieje wtedy kiedy wszystkie parametry opisujące
układ są stałe.
#Stała równowagi każdej reakcji chemicznej jest bezwymiarową wielkością stałą
zależną jedynie od temp.
#Ciśnienie panujące w układzie w którym przebiega reakcja chemiczna ma istotny
wpływ ma na jej stan równowagi tylko wtedy gdy reakcja przebiega z udziałem fazy gazowej
w której całkowita liczba gazowych cząsteczek wszystkich reagentów zmienia się podczas
reakcji.
#Zmiana temp. reakcji powoduje nie tylko zmianę jej szybkości ale jako jedyny z
parametrów stanu układu zmienia wartość stałej równowagi.
#Reguła przekory Jeśli układ znajdujący się równowadze dynamicznej zostanie
poddany jakiemukolwiek działaniu zewnętrznemu tzn. zmieni się któryś z parametrów
warunkujących jego równowagę to układ będzie dążył do zmniejszenia skutków tego
działania
#Roztworem nazywamy jednofazowy układ złożony z rozpuszczalnika i substancji
rozpuszczonej. Rozróżniamy roztwory ciekłe, stałe i gazowe. Roztwory ciekłe można
otrzymać przez rozpuszczenie gazu lub ciała stałego w cieczy zwanej rozpuszczalnikiem
#Roztwór rzeczywisty jest to roztwór w którym substancja rozpuszczona występuje w
stanie rozproszenia molekularnego tzn w postaci pojedynczych atomów jonów lub cząsteczek
o wymiarach mniejszych od około 1nm
#Roztwór koloidalny lub Zol (koloid ciał stałych)zawiera skupiska substancji
rozpuszczonej większe od 1 nm a mniejsze od 200 nm. W roztworze koloidalnym substancja
rozpuszczona znajduje się w stanie rozproszenia koloidalnego. Jeżeli ziarna fazy rozproszonej
(zdyspergowanej) są większe od 200 nm to układ dyspersyjny nosi nazwę zawiesiny
(suspensji).
#Elektrolit jest to substancja która po rozpuszczeniu dysocjuje (rozkłada się) na jony
#Solwatacja polega na przyłączeniu się polarnych cząsteczek rozpuszczalnika do
jonów lub cząsteczek substancji rozpuszczonej
#Hydratacja jest to solwatacja w roztworach wodnych czyli proces przyłączania
cząstek wody. Solwatacja jest procesem egzotermicznym. Jeżeli energia solwatacji jest
większa od energii potrzebnej na pokonanie sił spójności to rozpuszczenie jest
procesem egzotermicznym – wydziela się ciepło rozpuszczania.
#Stężenie roztworu jest to stosunek ilości substancji rozpuszczonej do ilości
ma
100% ma-masa (objętość) substancji
rozpuszczalnika lub roztworu. Cp=
ma  mb
rozpraszającej mb-masa )objętość) rozpuszczalnika
m
#Stężenie molalne liczba moli zawarte w 1 kg rozpuszczalnika c=
m-masa
M m s
substancji rozpuszczonej ms-masa rozpuszczalnika M-masa molowa substancji
#Stężenie molowe (licznościowe) jest to stosunek liczności substancji rozpuszczonej
n m
do objętości roztworu. C= 
c-stężenie molowe m-masa M-masa molowa
v Mv
substancji rozpuszczonej v-objętość roztworu
#Stężenie masowe nazywane też stężeniem wagowym, ułamkiem wagowym lub
ułamkiem masowym jest stosunkiem masy substancji rozpuszczonej do masy roztworu
#Stężenie procentowe masowe (wagowe) określamy liczbą jednostek masy
m
100%
substancji rozpuszczonej przypadającej na sto jednostek masy roztworu x=
mr
#Teoria jonowa Arrheniusa –kwasami są substancje które w roztworach wodnych
odszczepiają jon wodorowy : HA=H++A- a zasadami substancje które odszczepiają jon
wodorotlenowy MOH=M++OH-
#Dysocjację elektrolityczną charakteryzuje się za pomocą stopnia dysocjacji  =
liczba .cząząstecz . zdysocjowanych
c
= nN 100% -stopień dysocjacji cn-stężenie
liczba .cząząstecz . przed .dysocjacja
c
zdysocjowanej części elektrolitu cN-stężenie całkowite elektrolitu
#Mocne elektrolity są to substancje które nawet w roztworach o dużym stężeniu w
znacznym stopniu dysocjują na jony. Należ do nich sole oraz mocne kwasy i mocne zasady
np. KCL, NH4CL, HNO2, HCL, H2SO4, NaOH, Ba(OH)2 te które całkowicie lub prawie
całkowicie zdysocjowały na jony
#Słabe elektrolity średnio stężone, dysocjują na jony tylko częściowo 0,03..
Stopień dysocjacji słabych elektrolitów wzrasta z rozcieńczeniem roztworu, gdy jest ono
dostatecznie duże wartość stopnia dysocjacji zbliża się do jedności. Te które dysocjują tylko
częściowo
#Miarą mocy słabych elektrolitów jest stała równowagi reakcji dysocjacji nazywana
stałą dysocjacji-stosunek stężenia cząsteczek zdysocjowaych do stężenia cząsteczek
[ A  ]  [B  ]
 K dys
niezdysocjowanych nazywamy stałą dysocjacji Kdys
[ AB]
#Roztwory o pH=7 odczyn obojętny pH kwasowy pHzasadowy
#Hydrolizie ulegają te jony które w reakcji z wodą tworzą słabe kwasy i jony OH+ lub
słabe zasady i jony H+
#Każdy związek chemiczny charakteryzuje się określoną rozpuszczalnością tzn
maksymalną ilością substancji która może się rozpuścić w danej temp. w określonej ilości
rozpuszczalnika lub roztworu. Roztwór zawierający maksymalną w danej temp. ilość
substancji rozpuszczonej nazywamy roztworem nasyconym.
#Według teorii Lewisa kwasem jest każdy akceptor pary elektronowej a zasadą donor
pary elektronowej: H+ + Cl=HCl Ag+ + 2NH3 =Ag(NH3) 2
kwas zasada
kwas zasada
Kwasami są więc jony wodorowe ale także cząsteczki i jony nie zawierające wodoru.
Reakcjami kwasowo-zasadowymi są zgodnie z tą teorią reakcje w których powstają wiązania
donorowo-akceptorowe.
#Roztworami koloidalnymi nazywamy układy złożone z odpowiednio rozdrobnionej
fazy rozproszonej i fazy rozpraszającej czyli ośrodka dyspersyjnego.
#Zole liofilowe (hydrofilowe) odznaczają się dużym powinowactwem cząsteczek
ośrodka dyspersyjnego do cząsteczek koloidalnych. Cząstki koloidalne ulegają silnej
solwatacji (hydratacji) która jest przyczyną trwałości roztworów koloidalnych
#W zolach liofobowych (hydrofobowych) nie istnieje silna tendencja do wiązania
cząsteczek rozpuszczalnika z cząstkami koloidalnymi. Trwałość koloidu liofobowego wynika
z obecności na powierzchni wszystkich cząstek koloidalnych jednoimiennego ładunku
elektrycznego który powoduje wzajemne odpychanie cząstek.
#Otrzymywanie roztworów koloidalnych dzieli się na metody kondensacyjne i
dyspersyjne: Metody dyspersyjne polegają na łączeniu pojedynczych cząsteczek atomów lub
jonów w cząstki o wymiarach koloidalnych. Metody dyspersyjne polegają na rozdrobnieniu
większych cząstek na zespoły odpowiadające wymiarami cząstkom koloidalnym. Cząstki
mogą być rozdrabniane metodami mechanicznymi, elektrycznymi i chemicznymi. Najczęściej
stosowaną metodą dyspersyjną jest peptyzacja czyli otrzymywanie zoli z amało
rozpuszczalnych osadów przez działanie na nie roztworem odpowiedniego elektrolitu
#Koagulacja jest to proces zmniejszania się stopnia dysocjacji (rozdrobnienia) fazy
rozpuszczonej układu koloidalnego polegający na łączeniu się pojedynczych cząstek w
większe skupiska ulegające sedymentacji
Fe oznacza 1 atom żelaza
3 Fe oznacza 3 atomy żelaza
2 H oznacza 2 atomy wodoru
H2 oznacza jedną dwuatomową cząsteczkę wodoru
2H2 oznacza dwie dwuatomowe cząsteczki wodoru
1u = 1,6610-24g
2,66  10 23
 16u
np. masa atomu tlenu mo=2,6610 g to masa atomowa tlenu wynosi
1,66  10 24
np. masa atomowa żelaza wynosi 55,85u to masa atomu żelaza mFe wynosi
55,851,6610-24=10-23
-23
Prawidłowość
Każdy symbol oznacza 1 atom
Indeks liczbowy umieszczony za
symbolem oznacza liczbę atomów
danego pierwiastka w cząsteczce
Indeks liczbowy umieszczony za
nawiasem odnosi się do wszystkich
znaków w nawiasie stanowiąc ich
mnożnik
Cyfra stojaca przed wzorem odnosi
się do całego składu cząsteczki
Przykład
HCl
H2
H2SO4
Ca(NO3)2
3H2CO3
Sposób odczytania
1 cząsteczka złożona z 1 atomu
wodoru i 1 atomu chloru
1 cząsteczka złożona z 2 atomów
wodoru
1 cząsteczka złożona z 2 atomów
wodoru 1 atomu siarki i 4 atomów
tlenu
1 cząsteczka złożona z 1 atomu
wapnia 2 atomów azotu i 6 atomów
tlenu
3 cząsteczki zawierają 6 atomów
wodoru 3 atomy węgla i 9 atomów
tlenu
Układanie równań chemicznych
Kolejność czynności
Zapisz symbole substratów i produktów reakcji
Wyrównaj liczby atomów jednego pierwiastka po obu
stronach równania
Uzgodnij liczby atomów drugiego z pierwiastków po
obu stronach równania
Sprawdź czy liczby atomów każdego z pierwiastków po
obu stronach równania są jednakowe
Np. HgO Hg+O2
2HgO Hg+O2
2HgO2Hg+O2
Przykład reakcja spalania magnezu
Mg + O2  MgO
Mg + O2 2 MgO
Cząsteczka zaiwera 2 atomy tlenu
2 cząsteczki zawierają 2 atomy tlenu
Mg+Mg+O2 2MgO
2 cząsteczki zawierają 2 atomy magnezu
2 Mg + O2  2 Mgo
określanie masy cząsteczkowej
Kolejność czynności
Zapisz wzór substancji
Ustal skład cząsteczki
Przykłady
Tlen
O2
2 atomy tlenu
Zapisz masy atomowe składników
O – 16u
Oblicz sumę mas atomowych
poszczególnych pierwiastków z
uwzględnieniem liczby atomów
216=32u
Kwas siarkowy (VI)
H2SO4
2 atomy wodoru
1 atom siarki
4 atomy tlenu
H – 1u
S – 32u
O – 16u
(21)+(132)+(416)=98u
Licza Aovogadra NA=6,0231023 liczba atomów, cząsteczek w molu Masa molowa=masa
atomowa lub cząsteczkowa
Liczba protonów=liczba atomowa=liczba elektronów
liczba protonów+liczba
neutronów=liczba masowa
liczba .masowa
liczba .atomowa P
#Wiązanie kowalencyjne wiązanie utworzone za pomocą wspólnej pary elektronów
pochodzących od obu wiążących się atomów
#Elekroujemność zdolność do przyciagania elektronu
obliczanie stopni utleniania pierwiastków w związkach i jonach złożonych
Wzór
Zapis znanych stopni utlenienia
Obliczanie nieznanego stopnia
utlenienia
Zapis wszystkich stopni utlenienia
H3PO4
I x -II
H3PO4
3(I)+x+4(-II)=0 x=V
I V -II
H3PO4
(PO4)3x -II
(PO4)3x+4(-II)=-III x=V
V II
(PO4)3-
Liczba moli
Podziel przez Na
Podziel przez M
Pomnóż przez Na
Liczba atomów
Jonów cząsteczek
Pomnóż przez M
Pomnóż przez M podziel przez Na
Masa w gramach
Pomnóż przez Na podziel przez M
Mieszanie roztworów o różnych stężeniach
C1
C-C2
C
C2
C1-C
Z lewej strony stężenia wyjściowe a z prawej stężenia wynikowe
C stężenie żądane