Podstawowe pojęcia i prawa chemiczne

PODSTAWOWE POJĘCIA
I PRAWA CHEMICZNE
Definicja chemii
CHEMIA – nauka zajmująca się otrzymywaniem i badaniem
(właściwości, struktury, a także reakcji chemicznych)
pierwiastków i ich połączeń.
W toku reakcji chemicznych znikają jedne substancje,
a powstają inne (tworzenie lub zrywanie wiązań
chemicznych).
Ze względu na dużą liczbę połączeń węgla
utrzymuje się podział na:
- chemię nieorganiczną
- chemię organiczną
Chemia po chińsku
(dokł.: badanie
zmian)
Chemia
Chemia nieorganiczna jest ściśle powiązana z innymi naukami, np.:
fizyką
chemią fizyczną
chemią organiczną
technologią chemiczną
mineralogią
geologią
geochemią
metalurgią
kosmochemią
ceramiką
techniką jądrową
fizyką teoretyczną
biochemią
Zastosowania chemii
Teoria atomistyczna Daltona
John Dalton (1766-1844)
Wszystkie substancje składają się z niezmiernie małych,
niepodzielnych
cząstek
(atomów)
zachowujących
swoją
indywidualność we wszystkich przemianach chemicznych.
Atomy danego pierwiastka są identyczne pod każdym względem,
m. in. mają jednakową masę. Atomy różnych pierwiastków różnią
się swoimi własnościami, maja różne masy.
Związki chemiczne powstają wskutek łączenia się atomów różnych
pierwiastków w określonych i stałych stosunkach liczbowych. Masy
atomów nie ulegają zmianie w czasie reakcji chemicznej.
Prawo zachowania masy
J.B. van Helmont (XVII w.), M. Łomonosow (1760), A. Lavosier (1785)
We wszystkich reakcjach chemicznych suma mas produktów
jest równa sumie mas substratów.
np.:
A + B ⇒ C + D
m A + mB = mC + mD
Σmi = const.
Prawo zachowania masy i energii
Równoważność masy i energii
Suma mas substratów (substancji wziętych do reakcji) jest
równa sumie mas produktów. Jeżeli podczas reakcji następuje
ubytek mas, to wydziela się energia określona wzorem Einsteina
∆E = ∆m·c2
Łącznie prawo to zapisujemy wzorem:
Σ(∆m + ∆E) = const.
gdzie:
c – prędkość światła wynosząca 2,997925 × 108 m·s-1,
∆m -zmiana masy w kg, ∆E – zmiana energii w J
Prawo stałych stosunków wagowych
Prawo stałości składu
J. Proust (1779 r.)
Atomy poszczególnych pierwiastków mają jednakowe masy oraz w określonej
substancji na daną liczbę atomów jednego pierwiastka przypada stała liczba atomów
drugiego pierwiastka.
Stosunek ilości wagowych pierwiastków łączących się w dany związek jest stały.
np. dla związku o wzorze:
AB
mA
=K
mB
Prawo stałych stosunków
wielokrotnych
J. Dalton (1808 r.):
Jeżeli dwa pierwiastki tworzą ze sobą dwa lub więcej związków, to ilości wagowe
jednego z nich, łączące się w tych związkach z tą samą ilością wagową drugiego,
mają się do siebie jak proste liczby naturalne.
N2O NO N2O3 NO2 N2O5
Na 1 atom N przypada O,5 : 1 : 1,5 : 2 : 2,5 atomów O
np.: w tlenkach azotu
Na stałą liczbę jednostek wagowych azotu przypada
X tlenu / const azotu = 1 : 2 : 3 : 4 : 5
Prawo objętościowe
Gay - Lussaca
L.J. Gay-Lussac (1805 r.)
Objętości produktów i substratów gazowych (mierzone w tej samej temperaturze
i pod tym samym ciśnieniem) biorących udział w danej reakcji chemicznej mają
się do siebie jak proste liczby naturalne.
np.: dwie objętości H2 reagują z jedną objętością O2 dając 2 objętości H2O
2 H2 + O2
⇒ 2 H2O
2 Vwodoru : 1 Vtlenu : 2 Vpary wodnej
Hipoteza Avogadra
A. Avogadro (1776-1856)
Jednakowe objętości dwóch różnych gazów znajdujących się w tej samej
temperaturze i pod tym samym ciśnieniem zawierają jednakową liczbę
cząstek.
np.:
H2 + Cl2 ⇒ 2 HCl
1
:
1
:
2
1 objętość H2 : 1 objętość Cl2 ⇒ 2 objętości HCl
Jądrowy model atomu
Badania nad budową materii
J.J. Thomson
(1856-1940)
anoda
ekran
fluoryzujący
katoda
wysokie napięcie
Promienie katodowe - emitowane w rurkach próżniowych przez ujemnie naładowaną
metalową katodę. W polu elektrycznym i magnetycznym ulegają odchyleniom
świadczącym o ich ładunku ujemnym. Badania J.J. Thomsona nad promieniami
katodowymi doprowadziły do wyznaczenia stosunku ładunku do masy dla elektronu
(1897r).
e/m = 1,75880·1011 C · kg-1
Promieniowanie kanalikowe – powstaje, gdy promienie katodowe
przechodzą przez silnie rozrzedzony gaz. Kierunek odchylenia się
w polu elektrycznym i magnetycznym promieni kanalikowych
przechodzących przez kanaliki w katodzie wskazuje, że stanowią
strumień cząstek naładowanych dodatnio. Stwierdzono, że stosunek
e/m jest o wiele mniejszy niż w przypadku promieni katodowych i
zależy od rodzaju użytego gazu.
Ładunek elektronu (ładunek elementarny) wyznaczył
Robert A. Millikan (1913)
e = 1,6021892 ·10-19 C
Eksperyment Rutherforda
Zjonizowane atomy He (cząstki α) mają dwa elementarne ładunki
dodatnie. Mogą być produktem rozpadu nietrwałych atomów.
Z badań E. Rutherforda (1911) wynika, że ośrodki, w których
skupiona jest duża masa:
- mają ładunek dodatni
- mają małą objętość w porównaniu z objętością atomów
- mają puste przestrzenie o dużej objętości w porównaniu z objętością
cząstek α
złota folia
detektor
szczelina
emiter
cząstek α
Koncepcja jądrowej budowy
atomu
Ernest Rutheford (1871-1937)
Koncepcja jądrowej budowy atomu (układ planetarny)
W centrum atomu znajduje się dodatnio naładowane jądro atomu, skupiające
prawie całą masę atomu. Dookoła krążą ujemne elektrony, zobojętniające
ładunek dodatni zlokalizowany w centrum atomu, przyciągane działaniem sił
elektrostatycznych.
Elektrony decydują o właściwościach atomu:
- optycznych
- magnetycznych
- chemicznych
Rozmiary atomu: 10-10 m; promień jądra: 10-15 m, promień elektronu: 10-15 m.
Cząstki elementarne atomu
Niewielkie jądro atomu składające się z protonów i neutronów jest otoczone
przez chmurę elektronową.
Rozmiary atomu: 10-10 m; promień jądra: 10-15 m, promień elektronu: 10-15 m.
Proton, neutron, elektron
Nazwa cząstki
elementarnej
Symbol
cząstki
Masa cząstki
[g]
Ładunek
cząstki
[C]
1,6725 10-24
+1,6022 10-19
0
proton
1
1
neutron
1
0
n
1,6749 10-24
elektron
0
1
e
9,1095 10-28
p
-1,6022 10-19
Rozmiary atomu: 10-10 m; promień jądra: 10-15 m, promień elektronu: 10-15 m.
Atom
Atom w normalnym stanie jest elektrycznie obojętny.
e–= e+
Pierwiastek
Pierwiastek
ZX
- zbiór atomów o tej samej liczbie atomowej (Z),
tzn. o tej samej liczbie protonów.
Liczba atomowa – Z
Liczba masowa – A
Liczba atomowa (Z = np) - liczba protonów w atomie.
Jednocześnie jest:
‰ liczbą dodatnich ładunków elementarnych w atomie
‰ liczbą elektronów w atomieX obojętnego pierwiastka
‰ liczbą porządkową w układzie okresowym pierwiastków
A
Z
Liczba masowa (A = np + nn) - liczba nukleonów w jądrze
atomowym (suma protonów i neutronów)
A – Z = nn
Liczby atomową i masową oznaczamy
np. :
4
2
He
7
3
Li
55
25
Mn
A
Z
X
138
56
Ba
Współczesny układ okresowy
Izotopy i nuklidy
Izotopy – odmiany pierwiastka o takiej samej liczbie atomowej (Z)
i o różnej liczbie masowej (A), tzn. o tej samej liczbie protonów
i różnej liczbie neutronów.
Właściwości fizyczne i chemiczne izotopów tego samego
pierwiastka są niemal takie same. Większość pierwiastków
występujących w przyrodzie stanowi mieszaninę kilku izotopów
zachowującą na ogół stały skład, niezależnie od pochodzenia
oraz sposobu otrzymania preparatu.
Nuklidy – atomy poszczególnych izotopów.
Spektrometr masowy
J.J. Thomson (1907), A.J. Dempster (1918), F.W. Aston (1919)
Badaną substancję w postaci gazu pod bardzo niskim ciśnieniem wprowadza
się wąskim strumieniem do komory próżniowej. Tam poddaje się działaniu
promieni katodowych biegnących prostopadle do kierunku strumienia cząstek
gazowych. Rozpędzone elektrony (promienie katodowe) zderzając się
z obojętnymi cząstkami gazu wyrywają z nich elektrony. Tak wytworzony
strumień jonów dodatnich (wiązka promieni kanalikowych) przechodzi przez
układ pól elektrycznych i magnetycznych odchylających ich bieg. Następnie
prowadzi się pomiar natężenia jonów o tym samym stosunku Q/m.
Dzięki niemu wykazano w bezpośredni sposób istnienie izotopów, można
wyznaczyć z dużą dokładnością masy atomowe pierwiastków. Obecnie można
wykryć cząsteczki różniące się mniej niż o 1/100 000 część wagową.
Spektrometr masowy - schemat
Detektor
Pole elektryczne
przyspieszające jony
Strumień
elektronów
Gaz
Strumień jonów
Drut oporowy
Magnes
Względna masa atomowa
Względna masa atomowa – liczba określająca, ile razy masa
danego izotopu (nuklidu) jest większa od 1/12 masy atomu
węgla 12C.
1 unit [u] – masa 1/12 masy izotopu 12C = 1,66 · 10 – 24 g
m 12 C
1,992 ⋅10 –23 g
1 u=
=
= 1,66 ⋅10 – 24 g
12
12
Średnią masę atomową np. C (o izotopach 12C i 13C) obliczymy
wiedząc, że w 10 000 atomów jest:
9889 atomów 12C o masie 12,000000 [u]
111 atomów 13C o masie 13,003355 [u]
9889 ⋅ 12,000000 + 111 ⋅ 13,003355
M =
= 12,011 [u ]
10000
Masa atomowa pierwiastka
jest średnią ważoną mas
atomowych jego izotopów
Mat. = x1·M1 + x2 · M2 + x3 · M3 + ....
gdzie: x1 + x2 + x3 + ...... = 1
Udziały ułamkowe x można zastąpić zawartościami (udziałami) procentowymi C%
Mat. = C%1 · M1 + C%2 · M2 + + C%3 · M3 + ....
gdzie: C%1 + C%2 + C%3 + ...... = 100%
Przykład - Tlen na naszym globie składa się z następujących
trzech izotopów: 16O, C%O-16 = 99,7575%
17O, C
%O-17 = 0,0392%
18O, C
%O-18 = 0,2033%
Zatem: Mat. tlenu = C%O-16 · M1 + C%O-17 · M2 + C%O-18 · M3 =
= 99,7575% · 15,994915 + 0,0392% · 16,999311 +
+ 0,2033% · 17,999160 = 15,9994
Neon składa się z trzech izotopów
Masa atomowa
Cząsteczki - definicja, modele
zespół przynajmniej dwóch atomów
geometrycznie wzajemnie zorientowanych
i połączonych wiązaniami chemicznymi
Jony – kationy i aniony
atomy, zespół atomów, cząsteczki
obdarzone ładunkiem elektrycznym
Względna masa cząsteczkowa,
mol i liczba Avogadro
Względna masa cząsteczkowa (M) – liczba określająca, ile razy
masa danej cząsteczki jest większa od 1/12 masy atomu węgla 12C.
Mol – jest miarą liczności materii i składa się ze ściśle określonej
liczby elementów równej NA - liczba Avogadro.
Mol każdego związku chemicznego zawiera:
NA = 6,022 · 1023 cząsteczek · mol-1
warto ją zapamiętać!
-Znając liczbę Avogadro można wyznaczyć masę atomową lub
cząsteczkową wyrażoną w gramach. Np. dla wodoru:
-w 1 molu atomów wodoru (1,0079 g·mol-1) zawarte jest
6,022045 · 1023 atomów wodoru:
m
H
1,0079
− 24
− 27
1
,
6736
10
g
1
,
6736
10
kg
=
=
×
=
×
23
6,022045 × 10
Masa molowa
Masa molowa – masa jednego mola atomów (cząsteczek) danego
pierwiastka (związku chemicznego) wyrażona w g·mol-1.
Masa materii a jej liczność
Liczba moli n jest to stosunek masy m [g]
do masy molowej M [g/mol]
n= m/M
[g/g/mol] = [mol]
m= n•M
[mol • g/mol] = [g]
1 mol: miedzi (monety), żelaza (gwoździe),
węgla ( czarny węgiel drzewny), siarki (żółty
proszek), rtęci (połyskująca metaliczna
ciecz)
Co można wyrażać w molach?
Wszystko co można policzyć. Zatem: cząstki elementarne
(nukleony, elektrony), atomy, cząsteczki i inne dowolne obiekty
– zazwyczaj małe i bardzo liczne.
Przykład 1: Ile moli jest w kilogramie złota?
n = m/M = 1 •103 [g] / 196,97 [g/mol] = 5,08 [mol] złota
Przykład 2: Ile moli wody zawarte jest w organizmie człowieka
o masie 80 kg i zawartości wody 75 % ?
n = m/M = 8 •104 [g] • 0,75 / 18,016 [g/mol] = 3,330 •103 [mol] wody
Przykład 3: Ile moli ludzi żyje na ziemi przyjmując, że jest nas
6 miliardów = 6 •109 ?
n = 6 •109/NA = 6•109 [ludzi]/6,022 ·1023 [ludzi/mol]=0,965•10-14 [mol] ludzi
Wniosek ! dotyczący przykładu 3 - nie wszystko warto liczyć w molach?
Objętość molowa gazu
Zgodnie z hipotezą Avogadro:
Objętość jednego mola cząsteczek dowolnej substancji gazowej
jest stała w danych warunkach ciśnienia i temperatury.
W warunkach normalnych (w temperaturze t = 273,15 K = 0° C
i pod ciśnieniem p = 1,10325·105 Pa)
objętość 1 mola dowolnego gazu wynosi: 22,41383(70) dm3 · mol-1
Np.
objętość 1 mola N2 = objętość 1 mola Cl2 = 22,41383(70) dm3 · mol-1
Stechiometria chemiczna
Stechiometria - dział chemii zajmujący się
obliczeniami rachunkowymi na podstawie
poznanych praw chemicznych
(symboli, wzorów i równań chemicznych)
Zasady obliczeń
stechiometrycznych
H2 + Cl2 ⇒ 2 HCl
Taki zapis oznacza, że:
• 1 dwuatomowa cząsteczka wodoru reaguje z 1 dwuatomową
cząsteczką chloru dając 2 cząsteczki chlorowodoru
• 1 mol wodoru reaguje z 1 molem chloru dając 2 mole
chlorowodoru
• 2,0158 g wodoru reaguje z 70,906 g chloru dając 72,9218 g
chlorowodoru
• 6,022·1023 cząsteczek wodoru reaguje z 6,022·1023 cząsteczek
chloru dając 12,044 ·1023 cząsteczek chlorowodoru
• 22,41383 dm3 wodoru reaguje z 22,41383 dm3 chloru dając
44,82766 dm3 chlorowodoru *
* gdy substancje stosują się do praw gazu doskonałego i w warunkach normalnych:
t = 273,15 K = 0° C
p = 1,10325 ·105 Pa = 1 atm
Najprostszy wzór związku na
podstawie składu
Związek składa się z pierwiastków A, B, C i zawiera C%A, C%B, C%C
C%A + C%B + C%C = 100% Ogólny wzór związku – AxByCz
x : y : z = C%A/MA : C%B/MB : C%C/MC
Przykład:
Związek węgla, wodoru i tlenu zawiera:
C%C = 52,14%, C%H = 13,13%, C%O = 34,73%
Ogólny wzór związku: CxHyOz
x : y : z = C%C/MC : C%H/MH : C%O/MO =
= 52,14/12,011 : 13,13/1,008 : 34,73/15,999 =
= 4,341 : 13,026 : 2,171 = 2 : 6 : 1
Zatem wzór stanowi: C2H6O albo (C2H5OH) – etanol
Trzy sposoby reprezentujące
spalanie wodoru – obowiązuje
prawo zachowania masy !
Trzy typy stechiometrycznych
obliczeń opartych na molach
Ilości substratów i produktów
Model naszej planety
Porównaj skład skorupy
ziemskiej i ciała ludzkiego
Zawartość pierwiastków
w organizmie człowieka
PIERWIASTEK
Tlen
Węgiel
Wodór
Azot
Wapń
Fosfor
Potas
Siarka
Chlor
PROCENT
MASOWY
65
18
10
3
1,5
1,2
0,2
0,2
0,2
PIERWIASTEK
Sód
Magnez
Żelazo
Kobalt
Miedź
Cynk
Jod
Selen
Fluor
PROCENT
MASOWY
0,1
0,05
<0,05
<0,05
<0,05
<0,05
<0,05
<0,01
<0,01