chemia - Jakzaliczyc.pl

Chemia – zajmuje się składem substancji, przemianami materii w niej
zachodzącymi oraz zaleŜnościami pomiędzy zmianami składu i zmianami
energii.
CHEMIA
CHEMIA
ANALITYCZNA
CHEMIA
FIZYCZNA
CHEMIA
NIEORGANICZNA
CHEMIA
ORGANICZNA
Chemia analityczna zajmuje się technika wykrywania składu materii.(jakie
atomy, jak uformowane w skupiskach, jaka konfiguracja przestrzenna?).
Chemia fizyczna zajmuje się ogólnymi prawami, które rządzą zachowaniem się
materii. (od czego zaleŜy konfiguracja przestrzenna atomów i jak zmienia się w
czasie, jakie są siły napędowe, które wytwarzają poszczególne substancje proste
i złoŜone).
Chemia nieorganiczna zajmuje się związkami wszystkich znanych do tej pory
pierwiastków.
Chemia organiczna koncentruje się wyłącznie na związkach węgla.
Chemia powstała około 500 lat temu w okresie tajemniczych osiągnięć alchemii
i była początkowo dziedziną nauki doświadczalną. Główne zainteresowanie
kierowano wówczas na wykrycie nowych receptur takich jak na przykład
pozyskiwanie metali z Ziemi, jak przemienić ołów w złoto, jak otrzymać
lekarstwo z roślin. Receptury gromadzono, a chemia stawała się coraz bardziej
abstrakcyjna. Ówcześni myśliciele byli zaciekawieni skąd pochodzą ogólne
wzorce obserwacji i zaczęli tworzyć modele rzeczywistej struktury. Obecnie
chemia znajduje w połowie drogi między biologia a fizyką. Podobnie jak
biologia chemia stara się usystematyzować zaobserwowane dotąd układy
Podobnie do fizyki chemia próbuje tłumaczyć zaobserwowane prawa
zachowania się materii na podstawie kilku prostych zasad stosowanych do
cząstek prostych..
Współcześnie jak większość nauk chemia zaczyna obejmować dyscypliny
pokrewne. Pojawia się, więc dziedziny badań badania międzydyscyplinarnych.
Np. biochemia, zajmująca się reakcjami chemicznymi zachodzącymi w Ŝywych
organizmach.
Oprócz dziedzin badawczy współcześnie istnieje dość pręŜnie rozwijająca się
chemia teoretyczna, w której zjawiska chemiczne opisuje się za pomocą
wyrafinowanych metod matematycznych.
Ciekawym dziwem chemii i stosunkowo młodym jest chemia ciała stałego
obejmuja chemie i fizykę i opisuje właściwości fizyczne zachodzące w iele
stałym (np. przewodność elektryczną).
Materia ma masę i zajmuje przestrzeń. MoŜe występować w trzech stanach
skupienia.
Stan stały charakteryzuje się utrzymaniem kształtu, postaci i objętości próbki,
niezaleŜnie od kształtu pojemnika.
Stan ciekły charakteryzuje się zachowaniem objętości. Nie utrzymuje kształtu,
przyjmuje kształt pojemnika.
Stan gazowy charakteryzuje się tym, Ŝe próbka nie zachowuje ani kształtu, ani
objętości. Rozszerza się w celu wypełnienia całego zbiornika.
Faza jest to obszar lub obszary próbki oznaczające się tym samym zbiorem
właściwości.
Pierwiastek chemiczny to według pierwotnej definicji substancja, której nie da
się chemicznymi sposobami rozłoŜyć na prostsze substancje. Po rozwinięciu się
teorii atomowej materii okazało się, Ŝe pierwiastki to po prostu substancje
składające się z atomów o tej samej liczbie protonów w jądrze (liczbie
atomowej). Pierwiastki uszeregowane według ich wzrastającej liczby atomowej
tworzą układ okresowy pierwiastków.
Cząsteczka - grupa atomów trwale ze sobą połączona wiązaniami chemicznymi.
Związek chemiczny to zbiór atomów, które są trwale połączone wiązaniami
chemicznymi. Najmniejszą porcją związku chemicznego jest cząsteczka.
Cząsteczki mogą, ulegać przemianom tylko na skutek pękania i/lub
powstawania wiązań.
Przez związek rozumie się ssubstancję zespolona z dwóch lub więcej atomów,
która nie zmienia składu procentowego poszczególnych pierwiastków podczas
częściowej mazany stanu .
Prawo stałości składu, prawo stosunków stałych – fundamentalne prawo
chemiczne odnoszące się do składu związków chemicznych. Mówi ono, Ŝe
kaŜdy związek ma stały skład ilościowy, niezaleŜnie od sposobu, w jaki został
otrzymany. Zostało po raz pierwszy sformułowane w 1799 roku przez Josepha
Louisa Prousta. Jest jednym z odkryć w dziedzinie chemii prowadzących do
powstania teorii atomistycznej budowy materii.
"
Mieszanina to połączenie dwóch, lub więcej pierwiastków, które zachowują
swoje właściwości. Rodzaje mieszanin:

Mieszaniny jednorodne to mieszaniny, w których nie da się rozróŜnić
składników składających się na mieszaninę.

Mieszaniny niejednorodne, to mieszaniny, których składniki moŜna
odróŜnić za pomocą oczu i prostych narzędzi optycznych.
RóŜnica między mieszaniną a związkiem, gdy podgrzejemy roztwór jego skład
procentowy ulegnie zmianie gdyŜ tworzące go substancje maja inne właściwości
fizyczne, skraplanie powietrza.
Atom (z gr. atomos, niepodzielny) - najmniejszy, niepodzielny metodami
chemicznymi składnik materii.
Atomy składają się z jądra i otaczających to jądro elektronów. W jądrze
znajdują się z kolei protony i neutrony. Jądro jest kilkadziesiąt tysięcy razy
mniejsze od całego atomu skupia ono w sobie praktycznie całą masę atomu,
gdyŜ proton i neutron są o ok. 2000 razy cięŜsze od elektronu. Protony i
neutrony mają w przybliŜeniu taką samą masę. Neutrony są cząstkami
obojętnymi elektrycznie, protony noszą ładunek dodatni, zaś elektrony ujemny.
W kaŜdym atomie w stanie podstawowym liczba protonów i elektronów jest
jednakowa. Wartość ładunku elektrycznego protonów i elektronów jest takŜe
jednakowa, więc atomy jako całość są obojętne elektrycznie. O właściwościach
atomów decyduje głównie liczba protonów w jądrze atomowym, atomy o takiej
samej liczbie protonów w jądrze naleŜą do tego samego pierwiastka
chemicznego. Rozmiary atomów nie są dokładnie określone z powodów
kwantowych, zaleŜą od rodzaju atomu i innych czynników, są rzędu 10-10 m.
Masa w przedziale 10-27–10-25 kg.
Elektron to trwała cząstka elementarna będąca jednym z elementów atomu.
Elektrony znajdują się w atomach poruszając się wokół jądra atomowego w
obszarach zwanych powłokami otaczającymi jądro atomowe. Ujemny ładunek
elektronów zobojętnia dodatni ładunek zawarty w jądrze. Elektrony w mogą
występować w stanie wolnym(np. w przewodniku), co znaczy, Ŝe mają zdolność
swobodnego ruchu wewnątrz jego objętości. JeŜeli elektrony po przyłoŜeniu
napięcia elektrycznego zaczną się poruszać w uporządkowany sposób, to pojawi
się prąd elektryczny.
Proton to cząstka występująca w jądrach atomowych. Przyjmuje się, Ŝe proton
posiada elementarny (niepodzielny), dodatni ładunek elektryczny, zapisywany
jako +1e.
Neutron to cząstka występująca w jądrach atomowych. Jest obojętny
elektrycznie. Stabilizuje jądro atomowe oddzielając od siebie dodatnio
naładowane protony.
Jądro atomowe to centralna część atomu zbudowana z jednego lub więcej
protonów i neutronów, zwanych nukleonami. Jądro stanowi bardzo niewielki
ułamek objętości całego atomu w stanie podstawowym, jednak to w jądrze
skupiona jest prawie cała masa.
Oznaczanie
Jądra atomowe oznacza się takim samym symbolem, jak pierwiastek chemiczny
odpowiadający temu jądru, dodatkowo na dole umieszcza się liczbę atomową
(Z), a u góry liczbę masową (A), dla przykładu jądro atomowe o 11 protonach i
13 neutronach, jest jądrem atomu sodu i oznaczamy je symbolem:
24
11
Na
Jon to atom lub cząsteczka, która ma nadmiar lub niedomiar elektronów w
stosunku do protonów. Obojętne elektrycznie atomy i cząsteczki związków
chemicznych posiadają równą liczbę elektronów i protonów, jony zaś są
elektrycznie naładowane dodatnio lub ujemnie.
Jony naładowane dodatnio nazwa się kationami, zaś ujemnie anionami.
Prawo okresowości własności pierwiastków są periodycznie zaleŜne od ich mas
atomowych. (Mendelejew ok. 1869 r.).
Nie zawarł jednak w swoim prawie określenia długości tych okresów. Swoje
załoŜenia Mendelejew opierał na prawie triad W. Doebereinera i prawie oktaw
A. R. Newlanda.
Dymitr Mendelejew z Rosji i Lothar Meyer z Niemiec są uwaŜania za tych,
którzy nie zaleŜnie od siebie odkryli prawo okresowości. Masy atomowe
zaczęto wyznaczać 1803 r. ZauwaŜono, Ŝe występują pewne regularności w
zachowaniu się pierwiastków, w przypadku gdy uszeregowano jej w kolejności
wzrastających liczb atomowych. Np. wapń (40) stront (88) i bar (137)
zauwaŜono, iŜ masa strontu –środkowego- jest mniej więcej średnią róŜnicą
asymetryczną mas dwóch pozostałych, podobnie dla chloru (35,5), bromu 980) i
jodu(127) – prawo triad. Gdy nastąpił postęp w badaniach chemicznych oraz
gdy odkryto i scharakteryzowano więcej pierwiastków w 1864 r. Jon Newlands
stwierdził, Ŝe właściwości, co ósmego pierwiastka SA powtórzeniem
właściwości pierwszego – prawo oktaw. Jednym ze szczególnych osiągnięć
było zwrócenie uwagi na trzy luki w jego uszeregowaniu pierwiastków i
przepowiedzenie właściwości pierwiastków, których odkrycie wypełni luki, a
nawet właściwości związków zawierających te pierwiastki. Było to jedynie
kwestią krótkiego czasu odkrycie brakujących pierwiastków galu, skandu i
germanu wiedziano, co naleŜy szukać.
Z obecnej postaci układu okresowego wynika, Ŝe pierwiastki uszeregowane w
kolejności wzrastających liczb atomowych wykazuja okresowe powtarzające
się właściwości.
Układ okresowy pierwiastków jest to zestawienie wszystkich pierwiastków
chemicznych w postaci rozbudowanej tabeli, uporządkowane według ich
rosnącej liczby atomowej, grupujące pierwiastki według ich cyklicznie Reakcja
chemiczna to kaŜdy proces w wyniku, którego następuje zrywanie i/lub
powstawanie nowych wiązań chemicznych. Reakcje dzielą się na:

Reakcja prosta, to inaczej mówiąc prosty akt zerwania lub powstania
jednego wiązania chemicznego.
Zn + S → ZnS

Reakcje złoŜone, w których dochodzi jednocześnie do rozpadu jednych
wiązań i powstania drugich.
Rodzaje reakcji złoŜonych:

reakcja addycji - czyli inaczej reakcja dodawania - w wyniku tej
reakcji reagująca cząsteczka ulega powiększeniu o jakiś atom lub grupę
atomów,
SO3 + H2O → H2SO4

reakcja substytucji - czyli inaczej reakcja podstawienia - w wyniku tej
reakcji w cząsteczce następuje wymiana jakiegoś atomu lub ich grupy.
NaOH + HCl → NaCl + H2O

reakcja eliminacji - czyli inaczej reakcja oderwania - w wyniku tej
reakcji od cząsteczki odrywa się jakiś atom lub grupa atomów i nic
innego się w to miejsce nie przyłącza.
Mol - jednostka liczności materii legalna w układzie SI.
Jeden mol jest to liczność materii, mającej taką samą liczbę cząstek ile jest
atomów zawartych w 12 gramach izotopu węgla 12C. W jednym molu znajduje
się 6,0221367(36) × 1023 cząsteczek, atomów, jonów, elektronów, innych
cząstek lub zespołów takich cząstek. Liczba ta jest nazywana liczbą Avogadro.
Masa atomowa (niepopr. cięŜar atomowy) - liczba określająca ile razy jeden
reprezentatywny atom danego pierwiastka chemicznego jest cięŜszy od 1/12
izotopu 12C, przy czym pod pojęciem 'reprezentatywnego atomu' rozumie się
atom o średnim cięŜarze wyliczony proporcjonalnie ze wszystkich stabilnych
izotopów danego pierwiastka, ze względu na ich rozpowszechnienie na Ziemi.
Izotopy - to atomy, które posiadają tę samą liczbę protonów, ale róŜnią się
liczbą neutronów. Izotopy róŜnią się masą atomową, ale naleŜą do jednego
pierwiastka i mają niemal identyczne własności chemiczne.
Ze względu na róŜnicę mas atomowych izotopy mają jednak róŜne niektóre
własności fizyczne, przy czym róŜnice te są tym większe im większy jest rozrzut
ich mas względem siebie. RóŜnice w masach atomowych izotopów powodują,
Ŝe w formie czystej mają one inną gęstość, temperaturę wrzenia, topnienia i
sublimacji. RóŜnice te rozciągają się takŜe na związki chemiczne o róŜnym
składzie izotopowym.
RóŜnica mas izotopów powoduje teŜ występowanie niewielkich róŜnic w ich
reaktywności. Nie ma ona wpływu na kierunek reakcji chemicznych w których
one uczestniczą, ale wpływa na szybkość tych reakcji. Zjawisko to nazwa się
efektem izotopowym i wykorzystuje się w badaniu mechanizmów reakcji
chemicznych. Te niewielkie róŜnice w szybkości reakcji wywołują zmiany w
składzie izotopowym związków chemicznych powstających w róŜnych
reakcjach, zjawisko to wykorzystywane jest ostatnio do rozróŜniania czy węgiel
zawarty w danym związku chemicznym brał udział reakcji fotosyntezy.
Izotopy dzielą się na:
•
•
trwałe (nie ulegają samorzutnej przemianie na izotopy innych
pierwiastków),
nietrwałe zwane izotopami promieniotwórczymi (ulegają samorzutnej
przemianie na inne izotopy zazwyczaj innego pierwiastka).
Występowanie izotopów komplikuje nieco obliczenia chemiczne (zobacz:
stechiometria), powodując, Ŝe masy atomowe i co za tym idzie masy
cząsteczkowe nie są liczbami całkowitymi, lecz liczbami z ułamkiem.
Izotopy nie mają oddzielnych nazw z wyjątkiem izotopów wodoru, oznacza się
je symbolem pierwiastka chemicznego z liczbą masową u góry po lewej stronie,
np. 208Pb
Wiązanie chemiczne według klasycznej definicji to kaŜde trwałe połączenie
dwóch atomów. Wiązania chemiczne powstają na skutek uwspólnienia dwóch
lub więcej elektronów pochodzących bądź z jednego, bądź z obu łączących się
atomów lub przeskoku jednego lub więcej elektronów z jednego atomu na atom
i utworzenia w wyniku tego tzw. pary jonowej.
Wiązania chemiczne moŜna podzielić na kilka rodzajów:
Wiązanie atomowe powstaje między dwoma jednakowymi atomami (np.:
dwoma atomami wodoru).
Wiązanie kowalencyjne powstaje między dwoma atomami, których
wzajemna róŜnica ładunku jąder jest bliska 0. Elektrony uwspólnione
tworzące wiązanie są przesunięte w stronę jednego z atomów, co powoduje,
Ŝe wiązanie wykazuje większy ładunek ujemny po stronie jednego z atomów
i mniejszy po stronie drugiego. Powoduje to, Ŝe wiązanie to ma cechy
małego magnesu (tzw. własności dipolowe). Wiązania kowalencyjne moŜna
jeszcze podzielić na zwykle, w których uwspólniane elektrony pochodzą w
równej liczbie od obu atomów oraz na wiązania koordynacyjne.
Wiązanie jonowe powstaje między dwoma atomami, których wzajemna
róŜnica elektroujemności jest bardzo duŜa. Elektrony zamiast się uwspólnić
przeskakują na stałe do jednego z atomów.
Wiązanie wodorowe formalnie rzecz biorąc nie jest wiązaniem
chemicznym, w tym sensie, Ŝe nie powstaje ono na skutek wymiany
elektronów i jest zwykle duŜo mniej trwałe od "prawdziwych" wiązań,
Wiązanie chemiczne według klasycznej definicji to kaŜde trwałe połączenie dwóch atomów.
Wiązania chemiczne powstają na skutek uwspólnienia dwóch lub więcej elektronów
pochodzących bądź z jednego, bądź z obu łączących się atomów lub przeskoku jednego lub
więcej elektronów z jednego atomu na atom i utworzenia w wyniku tego tzw. pary jonowej.
Wiązania chemiczne moŜna podzielić na kilka rodzajów:
Wiązanie atomowe powstaje między dwoma jednakowymi atomami (np.: dwoma
atomami wodoru).
Wiązanie kowalencyjne powstaje między dwoma atomami, których wzajemna róŜnica
ładunku jąder jest bliska 0. Elektrony uwspólnione tworzące wiązanie są przesunięte w
stronę jednego z atomów, co powoduje, Ŝe wiązanie wykazuje większy ładunek ujemny
po stronie jednego z atomów i mniejszy po stronie drugiego. Powoduje to, Ŝe wiązanie to
ma cechy małego magnesu (tzw. własności dipolowe). Wiązania kowalencyjne moŜna
jeszcze podzielić na zwykle, w których uwspólniane elektrony pochodzą w równej liczbie
od obu atomów oraz na wiązania koordynacyjne.
Wiązanie jonowe powstaje między dwoma atomami, których wzajemna róŜnica
elektroujemności jest bardzo duŜa. Elektrony zamiast się uwspólnić przeskakują na stałe
do jednego z atomów.
Wiązanie wodorowe formalnie rzecz biorąc nie jest wiązaniem chemicznym, w tym
sensie, Ŝe nie powstaje ono na skutek wymiany elektronów i jest zwykle duŜo mniej
trwałe od "prawdziwych" wiązań,
Stany Skupienia Materii Stany Skupienia Materii
Stan gazowy Faza gazowa przyjmuje kształt pojemnika w którym się znajduje
♦ Faza gazowa przyjmuje kształt pojemnika w którym się znajduje
♦ Właściwości fizyczne gazu słabo zaleŜą od rodzaju gazu
♦ Stan gazowy opisują prawa gazowe
Prawa gazowe
A Równania stanu gazu doskonałego
pV=nRT
gdzie:
p - ciśnienie
V - objętość
n - liczność (liczba moli)
R - stała gazowa
T - temperatura
Przypadki szczególne:
Prawo Boyle’a-Mariotte’a (1662 r.)
W stałej temperaturze objętość danej masy gazu jest odwrotnie proporcjonalna do
ciśnienia. Jeśli, m = const. i T=const. (przemiana izotermiczna), to
1
p = , pV=const.
V
gdzie: m – masa gazu, p –ciśnienie, V – objętość.
Prawo Charlesa (1787 r.) Gay-Lussaca (1802 r.)
WyraŜa zaleŜność objętości lub ciśnienia gazu od temperatury, dotyczy dwóch
przypadków:
a) przemiana izobaryczna, jeśli m=const. i p=const.
V
= const
T
b) przemiana izochoryczna, jeśli m=const. i V=const.
p
= const
T
Prawo Avogadro (1811 r.)
W jednakowych objętościach równych gazów, w tej samej temperaturze i pod takim samym
ciśnieniem znajduje się jednakowa liczba cząsteczek.
Przedstawione trzy prawa i wyprowadzone z nich wnioski są słuszne tylko dla gazu
doskonałego. W przypadku gazów rzeczywistych obserwuje się mniejsze lub większe
odstępstwa od tych praw.
W warunkach normalnych: temperatura 0°C (273 K), ciśnienie 1,01325·105 Pa
(1 atm) objętość molowa gazu doskonałego wynosi: Vo = 22,414 dm3 /mol = 0,0224 m
3
/mol).
Prawo Daltona (1803 r.)
Całkowite ciśnienie p mieszaniny (roztworu) gazów doskonałych równa się sumie ciśnień
cząstkowych p1, p2, ... wszystkich gazów wchodzących w skład danej
mieszaniny: p = p1 + p2+ ... + pn.
Ciśnienie cząstkowe jest to ciśnienie, jakie wywierałby dany składnik mieszaniny gazowej,
gdyby sam zajmował taką objętość, jak cała mieszanina, w tej samej temperaturze.
B. Równanie
gazu rzeczywistego
an 2
)(v − nb) = nRT
(p +
v
gdzie:
a- stała charakteryzująca oddziaływania van der Waalsa
b -stała charakteryzująca objętość własną molekul gazowych
p· N/m2
V, cm3/mol
Stan ciekły
stan pośredni między stanem stałym a gazowym
brak równania (typu van der Waalsa) opisującego ciecze
ciało stałe
ciecz
gaz
Stan stały
-spręŜystość
-kształt geometryczny
-prawidłowa budowa wewnętrzna
Podział:
-kryształy
-ciekłe kryształy
-szkła
UKŁADY FAZOWE - podstawowe pojęcia
Przemiany fazowe:
zmiany stanu skupienia materii lub zmiany struktury
FAZA: jednolita część układu o jednakowych właściwościach fizycznych w całej masie,
oddzielonych od reszty układu wyraźną powierzchnią graniczną
Odmiany alotropowe: odmiany pierwiastka róŜniące się budową cząsteczki lub strukturą sieci
Odmiany polimorficzne: odmiany zw. chemicznego róŜniące się budową sieci krystalicznej
Reguła faz Gibbsa
s=n-f+2
gdzie
s - liczba stopni swobody
f - liczba faz
n - liczba niezaleŜnych składników układu
Tlenki to ogólna nazwa nieorganicznych związków chemicznych, w których występują
wiązania chemiczne między tlenem a innym pierwiastkiem oraz ewentualnie mogą być
wiązania między dwoma atomami tlenu lub dwoma atomami drugiego pierwiastka.
Tlenki wykazują teŜ pełną gamę właściwości kwasowo-zasadowych:
•
tlenki kwasowe - np. dwutlenek węgla czy tlenek siarki (VI), reagują z wodą i z
zasadami
•
tlenki zasadowe - np. tlenki metali I i II grup głównych, reagują z wodą i z kwasami
•
tlenki amfoteryczne - np. tlenek glinu, nie reagują z wodą a reagują z kwasami i z
zasadami
Roztwory przesycone
A
StęŜenie C
studzenie
krystali
-zacja
Roztwory nienasycone
Temperatura T
ZaleŜność stęŜenia roztworu od temperatury
Rozpuszczalność jest to stęŜenie roztworu nasyconego. StęŜenie to zaleŜy od: rodzaju
rozpuszczalnika (polarny - woda, niepolarny - heksan), rodzaju substancji rozpuszczonej,
temperatury i ciśnienia.
Dyfuzją nazywamy zdolność wędrówki cząsteczek substancji rozpuszczonych w obrębie
roztworu. Dzięki dyfuzji roztwór bardziej stęŜony graniczący z roztworem o niŜszym stęŜeniu
rozcieńcza się.
Osmozą nazywamy zjawisko w czasie, którego składniki roztworu dyfundują przez
membranę (błonę).
Ciśnienie osmotyczne nazywa się ciśnienie hydrostatyczne potrzebne do uniemoŜliwienia
przenikania rozpuszczalnika (wody) przez membranę.
Roztwory wykazujące
izoosmotycznymi.
identyczne
ciśnienie
osmotyczne
nazywamy
roztworami
Prawo określające ilościowe podwyŜszenie temperatury wrzenia lub obniŜenia temperatury
krzepnięcia roztworów podane zostało przez Raoulta
∆t =
E⋅n
R
1000
gdzie: E – wielkość stała
n – licza moli substancji rozpuszczonej
R – ilość rozpuszalnika wyraŜona w gramach
Elektrolity są to związki chemiczne, które rozpuszczone w wodzie nadają jej zdolność
przewodzenia prądu.
Dysocjacją elektrolityczną nazywamy rozpad cząsteczek na jony.
NaCl = Na+ ClCa3(PO4)2 = 3Ca+2 + 2PO4-3
Kationy (jony naładowane dodatnio) wędrują do elektrody naładowanej ujemnie czyli
katody.
Aniony (jony naładowane ujemnie) wędrują do elektrody naładowanej dodatnio czyli anody.
Teoria Arrheniusa
Zasada według teorii Arrheniusa to związek, który w roztworze wodnym dysocjuje na
aniony wodorotlenowe OH- i kationy metalu.
NaOH=Na++OH-,
Ca(OH)2=Ca+2+2OH-;
Al(OH)3=Al+3+3OH-
Kwas wg teorii Arrheniusa to związek, który w roztworze wodnym dysocjuje na kationy
wodorowe i aniony reszty kwasowej.
HCl=H++Cl-; HNO3 = H+ + NO3-;
H2SO4=2H++SO4-2; H3PO4=3H++PO4-3.
Teoria Brønsteda-Lowry’ego
Zasada, wg teorii Brønsteda-Lowry’ego, to kaŜdy związek chemiczny, który w warunkach
danej reakcji jest akceptorem (czyli inaczej przyjmującym) kation wodorowy (H + ).
Kwas wg teorii Brønsteda-Lowry’ego, to kaŜdy związek chemiczny, który w warunkach
danej reakcji jest donorem, (czyli inaczej dostarczycielem) jonu wodorowego H + .
HA + B → A- + HB+
. związek HA jest kwasem, a związek B zasadą
np.
HCl + H2O → H3O+ + ClHCl jest donorem protonów (kwas Brønsteda) a H2O jest akceptorem protonów (zasada
Brønsteda)
H2O + H2O = H3O+ + OHJedna cząsteczka wody jest akceptorem protonu czyli zasadą, a druga donorem czyli kwasem.
Kwas Brønsteda jest związany z odpowiednią zasadą Brønsteda.
Przykładami takich par sprzęŜonych kwasów i zasad są: CH3COO- i CH3COOH; H2SO4
HSO4-; HSO4- i SO4-2, NH4+ i NH3.
Związki chemiczne (z wyjątkiem niektórych bardzo mocnych zasad i kwasów) mogą w
zaleŜności od warunków pełnić rolę kwasu lub zasady - związki takie nazywa się związkami
amfoterycznymi.
W wyniku reakcji kwasów z zasadami powstają zazwyczaj sole.
Równowaga chemiczna:
aA + bB ↔
cC+dD
c
d
[C] ⋅ [D]
K=
[A]a ⋅ [B]b
gdzie;
K - stała równowagi chemicznej.
Prawo przekory (reguła Le Chateliera i Brauna):
Układ będący w stanie równowagi jeŜeli zostanie poddany działaniu zewnętrznemu
naruszającemu ten stan, to nastąpią w nim zmiany zmierzające do osłabienia skutków tego
działania
Dysocjacja wody
2H2O = H3O+ + OHJony elektrolitów istniejące w roztworach nie są jednak zupełnie swobodne Jony przyciągają
cząsteczki rozpuszczalnika i otaczają się nimi. Zjawisko to zachodzące w wodzie na zaywamy
hydratacją. Ogólnie zjawisko zachodzące we wszystkich rozpuszczalnikach to - solwatacja.
Rrozpuszczalniki powodujące dysocjację odznaczają się szczególnie duŜymi momentami
dipolowymi, a wywołana przez nie solwatacja ułatwia dysocjacje elektrolityczną.
W wyniku zachodzącej w roztworach wodnych solwatacji (tj. hydratacji) powstają
struktury zwane – hydratami.
Hydroliza Soli
Hydroliza jest procesem rozkładu określonych substancji (soli), następujących pod
wpływem wody.
Hydrolizie ulegaja:
Sole słabych kwasów i mocnych zasad,
Sole słabych zasad i mocnych kwasów,
Sole słabych kwasów i słabych zasad
Hydroliza słabego kwasu i mocnej zasady.
np. CH3COONa
CH3COO- + Na+ + H2O ↔ CH3COOH + Na+ + OHHydroliza słabej zasady i mocnego kwasu.
np. NH4Cl
NH4+ + Cl- + H2O ↔ NH4OH + H++ ClHydroliza słabej zasady i słabego kwasu.
np. NH4COONH4
(odczyn zasadowy)
(odczyn kwasowy)
NH4+ + CH3COO- + H2O ↔
NH4OH + CH3COOH
(odczyn obojętny)
Kataliza
Kataliza jest procesem zmiany szybkości reakcji chemicznych z udziałem katalizatorów lub
inhibitorów. RozróŜnia się:
Katalizę dodatnią - jest to proces przyspieszania biegu reakcji przez w prowadzenie
do układu katalizatorów
Katalizę ujemną – jest to proces opóźniania biegu reakcji chemicznych przez
wprowadzenie do układu inhibitorów.
Katalizator jest to substancja, która przyspiesza reakcje chemiczną, a po jej zakończeniu
pozostaje w niezmienionym stanie. Substancji katalizujących nie uwzględnia się
w równaniach stechiometrycznych reakcji. Katalizatory nie mają wpływu na połoŜenie
równowagi końcowej, do której zmierza proces chemiczny. Zmieniają one tylko szybkość
reakcji.
Jeśli reakcja ma charakter odwracalny to przyspieszają takŜe reakcje biegnącą w kierunku
przeciwnym.
Działanie katalizatora sprowadza się do obniŜenia energii aktywacji katalizowanej reakcji,
a zatem zwiększenie wartości stałej szybkości reakcji.
RozróŜnia się:
Katalizę w układach homogenicznych, substraty i katalizator występują w tej samej
fazie,
Katalizę heterogeniczną, katalizator tworzy odrębną fazę, najczęściej stałą.
Ogólnym mechanizmem reakcji katalitycznych w zasadzie sprowadza się do utworzenia
przejściowego połączenia katalizatora z substratami, które następnie rozpada się na produkty
i zregenerowany katalizator.
A+B
→
C+D
A+B+K →
[A,B,K]
[A,B,K] →
C+D+K