Chemia grupy

AZ
1. Stopień utlenienia
STOPIEŃ UTLENIENIA – pierwiastka wchodzącego w reakcję chemiczną określamy na podstawie dodatnich lub
ujemnych ładunków elektrycznych, jakie należałoby przypisać atomom tego pierwiastka – gdyby cząsteczki miały
budowę jonową. Stopień utlenienia pierwiastka w cząsteczce związku chemicznego określamy w oparciu o bilans
stopnia utlenienia wszystkich składników cząsteczki.
Zasada:
suma stopni utlenienia pierwiastków wchodzących w skład obojętnej cząsteczki związku chemicznego wynosi 0.
Stałe wartości:
1.pierwiastek w stanie wolnym – zawsze 0
2.fluor – zawsze (-1)
3.tlen – prawie zawsze (-2), z wyjątkiem:
-w połączeniu z P (-1)
-w nadtlenkach (-1)
-w ponadtlenkach (-½)
1.wodór w większości (+1) z wyjątkiem:
2.litowce (+1) zgodnie z nr grupy
__ „ __
3.berylowce (+2)
__ „ __
4.glin i bor (+3)
UTLENIACZ – substancja, która obniża stopień utlenienia, a pobierając elektrony redukuje się
REDUKTOR – substancja, która podwyższa stopień utlenienia, a oddając elektrony utlenia się
2. Amfoteryczność
Amfoteryczność to właściwość niektórych pierwiastków i związków chemicznych polegająca na wykazywaniu przez
nie charakteru zarówno kwasowego, jak i zasadowego. Pierwiastki amfoteryczne występują w odmianach
alotropowych metalicznych i niemetalicznych, a ich tlenki roztwarzają się w roztworach kwasów i zasad i, oprócz
kationów prostych, tworzą aniony złożone; należą tu m.in. mangan, cynk, cyna, glin. Związki amfoteryczne,
reprezentowane przez wodorotlenki pierwiastków amfoterycznych są zdolne do odszczepiania w określonych
warunkach jonów wodorotlenkowych (dysocjacja zasadowa) lub wodorowych (dysocjacja kwasowa).
3. Mendelejew
Mendelejew w 1869 odkrył prawidłowość dotyczącą pierwiastków. Ułożył znane wówczas 63 pierwiastki w szereg,
według mas atomowych: od wodoru do uranu. Istota jego odkrycia polegała na:
1.Wykryciu w tym szeregu okresowych zmian właściwości.
2.Przedstawieniu tablicy zawierającej uporządkowane pierwiastki.
3.Pozostawieniu pustych miejsc na pierwiastki, które jego zdaniem były w przyrodzie – ale nie zostały jeszcze odkryte.
[ Niezależnie od Mendelejewa prawo okresowości sformułował inne uczony – Meyer (1864).]
Prawo okresowości wg Mendelejewa:
Właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków są funkcją okresową ich mas atomowych.
-W tablicy Mendelejewa nie było miejsca na gazy szlachetnie – nie uznawał ich za pierwiastki.
Konflikt ten rozwiązał Ramsay, który stworzył nową grupę – helowce.
Prawo okresowości – wersja obecna:
Właściwości fizyczne i chemiczne pierwiastków są funkcją okresową ich liczb atomowych.
PIERWIASTKI PRZEJŚCIOWE – są to pierwiastki z podgrup, czyli grup pobocznych układu okresowego.
PIERWIASTKI WEWNĄTRZPRZEJŚCIOWE – grupa pierwiastków chemicznych w układzie okresowym, których
elektrony o najwyższej energii znajdują się na orbitalu f. Do bloku tego należą lantanowce i aktynowce.
4. NEW
SZEREG NAPIĘCIOWY METALI – wszystkie pierwiastki metaliczne można uszeregować według zmniejszającej się
dążności do tworzenia w roztworze jonów dodatnich w tzw. szeregu napięciowym. W szeregu napięciowym pierwiastki
ułożone są w takiej kolejności, że każdy pierwiastek redukuje w roztworze jony pierwiastków znajdujących się za nim,
czyli wypiera z soli wszystkie inne pierwiastki szeregu napięciowego położone za nim.
NEW – elektroda wodorowa – elektroda wzorcowa, przyjęto jej potencjał standardowy za zero; jest to blaszka
platynowa pokryta czernią platynową wysyconą wodorem, przepływającym przez roztwór pod ciśnieniem jednej
atmosfery.
5. Liczby kwantowe
LICZBY KWANTOWE – za ich pomocą określamy stan energetyczny elektronów otaczających jądro:
- główna liczba kwantowa – może przyjmować wartości: n = 1,2,3,... (tylko liczby naturalne); główna liczba
kwantowa to numer poziomu; numeruje kolejne poziomy energetyczne dla elektronu, a w praktyce oznacza numer
jego orbity; liczbie kwantowej głównej n=1 odpowiada powłoka elektronowa K najniższego poziomu energetycznego,
dalszym liczbom kwantowym głównym (n=2,3,4,5,6,7) odpowiadają powłoki – L, M, N, O, P Q; liczba elektronów
2
każdej warstwy jest ograniczona do 2n .
- poboczna (orbitalna) liczba kwantowa – oznacza podpowłokę, którą zajmuje elektron i wskazuje model kątowy
rozmieszczenia elektronów. Może przyjmować wartości l = 0,1,2,...,n-1. (0 ≤ l ≤ [n-1]). Maksymalna liczba
podpoziomów w każdym poziomie głównym równa jest głównej liczbie kwantowej tego poziomu. Podpoziomy
oznaczamy literami s, p, d, f, g. Powłoka K(n=1) ma 1 podpoziom s, powłoka L(n=2) ma 2 podpoziomy s i p, itd.
- magnetyczna liczba kwantowa – określa ruch ładunku elektrycznego na orbitalu będący przyczyną powstania pola
magnetycznego. Może przyjmować wartości
–l < m < +l.
- magnetyczna liczba spinowa kwantowa – może przyjmować wartości +½ lub –½ ; pokazuje ona w którą stronę
skierowany jest spin, czyli wewnętrzny moment pędu elektronu; oznaczana także: ↑ i ↓.
BZ
1. I zasada termodynamiki
I ZASADA TERMODYNAMIKI
Przyrost energii układu (ΔE) jest równy ciepłu (q) pochłoniętemu przez układ pomniejszony
o pracę l wykonaną przez ten układ:
ΔE = q – l
gdzie: q i l – wyrażone są w jednostkach energii
Jeżeli q – dodatnie to układ pochłonął ciepło i energia układu wzrasta, gdy q – ujemne to
ciepło zostało pobrane z układu i energia zmalała.
Jeżeli l – dodatnie to układ wykonał pracę na otoczeniu i energia zmniejszyła się, gdy l –
ujemne to otoczenie wykonało pracę na układzie i jego energia wzrosła.
Dla układu całkowicie izolowanego od otoczenia ΔE=0, co oznacza, że energia układu jest
stała.
2. Dysocjacja elektrolityczna
ELEKTROLIZA - jest to proces rozkładu związków chemicznych będących elektrolitami pod
wpływem przepływającego prądu elektrycznego.
I prawo elektrolizy Faraday’a
Masa substancji osadzających się na elektrodzie podczas elektrolizy jest proporcjonalna do natężenia
przepływającego prądu i czasu
m=kxIxt
II prawo elektrolizy Faraday’a
Do wydzielenia na elektrodzie w trakcie elektrolizy 1 gramorównoważnika substancji
potrzebny jest ładunek 96485 kulombów – jest to stała Faraday’a.
Zastosowanie elektrolizy: rafinacja elektrolityczna (oczyszczanie elektrolityczne), galwanizacja,
anodyzowanie.
3. Liczby kwantowe
LICZBY KWANTOWE – za ich pomocą określamy stan energetyczny elektronów otaczających jądro:
- główna liczba kwantowa – może przyjmować wartości: n = 1,2,3,... (tylko liczby naturalne); główna
liczba kwantowa to numer poziomu; główna liczba kwantowa numeruje kolejne poziomy energetyczne
dla elektronu, a w praktyce oznacza numer jego orbity; liczbie kwantowej głównej n=1 odpowiada
powłowa elektronowa K najniższego poziomu energetycznego, dalszym liczbom kwantowym głównym
(n=2,3,4,5,6,7) odpowiadają powłoki – L, M, N, O, P Q; liczba elektronów każdej warstwy jest
ograniczona do 2n2.
- poboczna (orbitalna) liczba kwantowa – oznacza podpowłokę, którą zajmuje elektron i wskazuje
model kątowy rozmieszczenia elektronów. Może przyjmować wartości l = 0,1,2,...,n-1. (0 ≤ l ≤ [n-1]).
Maksymalna liczba podpoziomów w każdym poziomie głównym równa jest głównej liczbie kwantowej
tego poziomu. Podpoziomy oznaczamy literami s, p, d, f, g. Powłoka K(n=1) ma 1 podpoziom s,
powłoka L(n=2) ma 2 podpoziomy s i p, itd.
- magnetyczna liczba kwantowa – określa ruch ładunku elektrycznego na orbitalu będący przyczyną
powstania pola magnetycznego. Może przyjmować wartości
–l < m < +l.
- magnetyczna liczba spinowa kwantowa – może przyjmować wartości +½ lub –½ ; pokazuje ona w
którą stronę skierowany jest spin, czyli wewnętrzny moment pędu elektronu; oznaczana także: ↑ i ↓.
4. Wiązania cząsteczkowe
WIĄZANIA JONOWE – wiązanie METAL + NIEMETAL, tworzy się ono wówczas, gdy atomy
jednego z reagujących pierwiastków łatwo oddają, atomy drugiego natomiast łatwo
przyłączają elektrony.
WIĄZANIA KOWALENCYJNE – wiązanie NIEMETAL + NIEMETAL, każdy z połączonych atomów
„korzysta” z jednego elektronu należącego do swojego partnera i w ten sposób uzyskuje
pełny oktet elektronowy; wiązanie kowalencyjne polega na istnieniu wiążących par
elektronów należących jednocześnie do dwóch sąsiadujących ze sobą atomów.
WIĄZANIA KOORDYNACYJNE – obydwa elektrony składające się na wspólną parę pochodzą od
tego samego atomu
WIĄZANIA METALICZNE – wiązanie METAL + METAL
WIĄZANIA WODOROWE – jądro wodoru, czyli proton, należący do jednej cząsteczki może działać
silnie na elektrony drugiej cząsteczki, przyciągając je do siebie, w ten sposób jądro wodoru może
łączyć dwie cząsteczki wiązaniem – wiązaniem wodorowym.
5. Ogniwo Leclanchego
OGNIWA LECLANCHE’GO – schemat ogniwa: Zn | NH4Cl | MnO2 , C
Budowa:
- dodatnią elektrodę stanowi węgiel;
- ujemną - cynk;
- elektrolitem jest 20% roztwór NH4Cl;
- depolaryzatorem jest MnO2, który otacza elektrodę węglową w postaci sproszkowanej; - elektrolit
zmieszany jest z trocinami i mąką tworząc ciasto wypełniające ujemną elektrodę, którą jest cynkowy
kubeczek;
Cechy:
- jest to ogniwo nieregenerowalne;
- występuje w postaci suchej (najbardziej rozpowszechnionej) i mokrej;
- jako depolaryzator występuje dwutlenkek manganu w formie warstw materiału utleniającego wodór;
Uwagi:
- Mechanizm procesów zachodzących na ogniwie Leclanchego nie został do końca wyjaśniony.
Zastosowanie:
- Suche ogniwo Leclanchego spotykamy w handlu jako popularne bateryjki do drobnego sprzetu
elektronicznego: piloty do TV, walkmany, zegarki, latarki etc.
CZ
1.Wodorotlenki
Wodorotlenki to związki chemiczne, które składają się z metalu i jednej lub więcej grup wodorotlenkowych, o wzorze
M(OH)x
Gdzie
M - metal, OH - grupa wodorotlenkowa
Nazewnictwo
Nazwy wodorotlenków tworzy się po przez dodanie do słowa "wodorotlenek" nazwy pierwiastka
tworzącego dany związek, np.:
NaOH - wodorotlenek sodu
Otrzymywanie
Istnieją różne sposoby otrzymywania, najczęściej używane to:
1. Wodorotlenki litowców i berylowców otrzymuje się dwoma sposobami:
a) w reakcji tlenku z wodą:
Na2O + H2O -> 2NaOH
CaO + H2O -> Ca(OH)2
b) w reakcji metalu z wodą:
2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2
Ca + 2H2O -> Ca(OH)2 + H2
2. Wodorotlenki innych metali można otrzymać w reakcji strącania osadu, np.:
CuSO4 + 2NaOH -> Cu(OH)2 + Na2SO4
Właściwości fizyczne
Są one w większości ciałami stałymi
Właściwości chemiczne
Główną ich cechą jest zdolność do reagowania z kwasami, dzięki czemu otrzymuje się sól.
Wodorotlenki można podzielić na dwie grupy:
1. wodorotlenki zasadowe - reagują z kwasami, lecz z zasadami nie reagują,
2. wodorotlenki amfoteryczne - reagują z kwasami i zasadami
2. Elektroliza i prawa
ELEKTROLIZA - jest to proces rozkładu związków chemicznych będących elektrolitami pod
wpływem przepływającego prądu elektrycznego.
I prawo elektrolizy Faraday’a
Masa substancji osadzających się na elektrodzie podczas elektrolizy jest proporcjonalna do natężenia
przepływającego prądu i czasu
m=kxIxt
II prawo elektrolizy Faraday’a
Do wydzielenia na elektrodzie w trakcie elektrolizy 1 gramorównoważnika substancji
potrzebny jest ładunek 96485 kulombów – jest to stała Faraday’a.
Zastosowanie elektrolizy: rafinacja elektrolityczna (oczyszczanie elektrolityczne),
galwanizacja, anodyzowanie.
3. Dysocjacja wody, pH, hydroliza
DYSOCJACJA WODY – woda ulega zjawisku autodysocjacji w bardzo małym stopniu:
H2O + H2O = H2O+ + OH- ,
stała równowagi tej reakcji: Kw = C (OH-) x C(H2O+) / C2 (H2O) x ε
stężenia OH- i H2O+ są tak małe w porównaniu ze stężeniem niezdysocjowanej wody, że to
ostatnie można przyjąć za stałą i napisać, że: Kw = C(OH-) x C(H2O+) = 10-14 (298K).
Nowa stała równowagi nazywana jest iloczynem jonowym wody, a w konsekwencji:
C(OH-) = C(H2O+) = 10-7
Jest to wielkość stała, jeżeli do wody wprowadzimy pewną ilość jednego z tych jonów,
stężenie drugiego musi ulec zmianie.
Stężenie wygodniej jest podawać używając pojęcia pH:
pH = - log C(H2O+) lub pH = - log[H+]
HYDROLIZA – badając odczyn roztworów wodnych różnych soli stwierdzono, że ich pH
przyjmuje różne wartości. Zjawisko to spowodowane jest zachodzeniem w roztworze reakcji
pomiędzy cząsteczkami soli i wody  reakcji hydrolizy.
Hydrolizują w wodzie cząsteczki soli mocnych kwasów i słabych zasad, słabych kwasów i
mocnych zasad oraz słabych kwasów i słabych zasad.
O odczynie roztworu soli decyduje różnica mocy kwasów i zasad z których powstała.
Roztwory soli mocnych kwasów i słabych zasad – odczyn kwaśny.
Roztwory słabych kwasów i mocnych zasad – odczyn alkaliczny.
Roztwory słabych kwasów i słabych zasad – o pH decyduje, który z tych związków jest
mocniejszym elektrolitem.
4. Stopnie utlenienia i zastosowanie
STOPIEŃ UTLENIENIA – pierwiastka wchodzącego w reakcję chemiczną określamy na
podstawie dodatnich lub ujemnych ładunków elektrycznych, jakie należałoby przypisać
atomom tego pierwiastka – gdyby cząsteczki miały budowę jonową. Stopień utlenienia
pierwiastka w cząsteczce związku chemicznego określamy w oparciu o bilans stopnia
utlenienia wszystkich składników cząsteczki.
Zasada:
suma stopni utlenienia pierwiastków wchodzących w skład obojętnej cząsteczki związku
chemicznego wynosi 0.
Stałe wartości:
1.pierwiastek w stanie wolny – zawsze 0
2.fluor – zawsze (-1)
3.tlen – prawie zawsze (-2), z wyjątkiem:
4.wodór w większości (+1) z wyjątkiem:
- wodorki litowe i berylowe (-1) BaH, BeH2
5.litowce (+1) zgodnie z nr grupy
6.berylowce (+2) __ „ __
7.glin i bor (+3) __ „ __
UTLENIACZ – substancja, która obniża stopień utlenienia, a pobierając elektrony redukuje się
REDUKTOR – substancja, która podwyższa stopień utlenienia, a oddając elektrony utlenia się
5. Budowa atomu- poglądy
TEORIA DALTONA – 1804 – hipoteza o atomistycznej budowie materii. Sześć postulatów
Daltona:
1. Każdy pierwiastek chemiczny jest zbiorem małych, niepodzielnych cząstek zwanych
atomami. Wszystkie atomy danego pierwiastka są identyczne, to znaczy mają jednakową
masę, objętość, kształt i takie same właściwości chemiczne.
2. Atomy różnych pierwiastków różnią się od siebie masą i innymi właściwościami.
Rodzajów atomów jest tyle ile pierwiastków.
3. Atomu danego pierwiastka nie można podzielić ani przekształcić w inny atom. Atomów
nie można niszczyć ani tworzyć.
4. Związek chemiczny jest zbiorem cząsteczek. Wszystkie cząsteczki danego związku
chemicznego są identyczne, tzn. zawierają tą samą liczbę tych samych rodzajów atomów i
mają identyczną masę.
5. Łączenie się pierwiastków w związki chemiczne polega na łączeniu się atomów w
większe zespoły zwane cząsteczkami. Najprostsza cząsteczka składa się z dwóch atomów
6. Rozłożenie związku chemicznego na pierwiastki polega na rozpadzie cząsteczek na
atomy. Proces ten może przebiegać w kilku etapach.
Treść tego postulatu jest w pełni zgodna z aktualnym stanem wiedzy.
DZ
1. Dysocjacja wody, pH, hydroliza
DYSOCJACJA WODY – woda ulega zjawisku autodysocjacji w bardzo małym stopniu:
H2O + H2O = H2O+ + OH- ,
stała równowagi tej reakcji: Kw = C (OH-) x C(H2O+) / C2 (H2O) x ε
stężenia OH- i H2O+ są tak małe w porównaniu ze stężeniem niezdysocjowanej wody, że to
ostatnie można przyjąć za stałą i napisać, że: Kw = C(OH-) x C(H2O+) = 10-14 (298K).
Nowa stała równowagi nazywana jest iloczynem jonowym wody, a w konsekwencji:
C(OH-) = C(H2O+) = 10-7
Jest to wielkość stała, jeżeli do wody wprowadzimy pewną ilość jednego z tych jonów,
stężenie drugiego musi ulec zmianie.
Stężenie wygodniej jest podawać używając pojęcia pH:
pH = - log C(H2O+) lub pH = - log[H+]
HYDROLIZA – badając odczyn roztworów wodnych różnych soli stwierdzono, że ich pH
przyjmuje różne wartości. Zjawisko to spowodowane jest zachodzeniem w roztworze reakcji
pomiędzy cząsteczkami soli i wody  reakcji hydrolizy.
Hydrolizują w wodzie cząsteczki soli mocnych kwasów i słabych zasad, słabych kwasów i
mocnych zasad oraz słabych kwasów i słabych zasad.
O odczynie roztworu soli decyduje różnica mocy kwasów i zasad z których powstała.
Roztwory soli mocnych kwasów i słabych zasad – odczyn kwaśny.
Roztwory słabych kwasów i mocnych zasad – odczyn alkaliczny.
Roztwory słabych kwasów i słabych zasad – o pH decyduje, który z tych związków jest
mocniejszym elektrolitem.
2. Szereg promieniotwórczy
Wśród pierwiastków występujących w przyrodzie, występują 3 naturalne szeregi
promieniotwórcze:
- uranowo – radowy – wywodzący się od izotopu uranu 238U
235
uranowo aktynowy - ________________ „ _________________
U
232
torowy – od izotopu toru
Th
trzy naturalne szeregi kończą się trwałymi izotopami ołowiu: 206Pb, 207Pb, 208Pb.
Szereg sztuczny
– neptunowy – wywodzi się z izotopu neptunu 237Np
3. Kinetyka reakcji, katalizatory, pojęcia, prawa
Reakcje chemiczne zachodzą z różną prędkością.
Kinetyka – dział chemii fizycznej zajmujący się badaniem szybkości reakcji chemicznych, jej
zależności od temperatury, stężeń substratów, produktów, obecności katalizatorów.
Nieodzowna dla projektowania procesów technologicznych, kierowania nimi w skali przemysłowej.
Statyka – zajmuje się opisem układów w stanie równowagi.
Szybkość reakcji – zmiana stężenia molowego substratu lub produktu (cs lub cp) w jednostce czasu
V = dcs/dt = -dcp/dt
Zależy od częstości zdarzeń efektywnych cząstek (prow. do zajścia reakcji)
Zderzenia efektywne – może zaistnieć gdy cząstki posiadają wystarczającą energię – tzn. energię
aktywacji. Na ich częstość ma wpływ:
· Stężenie (stężenie rośnie – wzrasta ilość zderzeń efektywnych)
· Temperatura (wzrasta temperatura – rośnie szybkość reakcji) np. wzrasta 10 K – prędkość rośnie 2,3- krotnie
Prawo działania mas Guldberg i Waage – w stanie równowagi stosunek iloczynu stężeń produktów
do iloczynu stężeń substratów jest wielkością stałą, charakterystyczną dla danej reakcji w danej
temperaturze
REGUŁA PRZEKORY LE CHATELIERA –jeżeli stan równowagi chemicznej zostanie zakłócony, to
w układzie rozpocznie się taka przemiana, która będzie przeciwdziałać zakłóceniom,
prowadząc do ponownego osiągnięcia stanu równowagi. Na ogół polega to na:
1) zmianie stężenia
2) zmianie temperatury
3) zmianie ciśnienia
KATALIZATOR – substancja lub zespół substancji, zwiększa lub zmniejsza szybkość reakcji a
po jej zakończeniu pozostaje w niezmiennym stanie (dodatni lub ujemny); katalizator po
zakończeniu reakcji musi się odtworzyć, w przeciwnym razie byłby substratem.
RODZAJE KATALIZATORÓW:
- homogeniczny – znajduje się w tej samej fazie co reagenty (np. rozpuszczony w
roztworze)
- heterogeniczny – tworzy odrębną fazę.
- dodatnie – przyspieszają reakcje
- ujemne – hamują szybkość reakcji
MECHANIZM DZIAŁANIA: zwykle katalizator tworzy z jednym z reagentów związek
przejściowy, który reaguje z drugim reagentem, przy czym sam ulega regeneracji (odtwarza
się po zakończeniu reakcji).
KATALIZA – zjawisko przyspieszania reakcji chemicznych.
Katalizatory wpływają na obniżenie energii aktywacji – nie wpływają na położenie stanu
równowagi – zmieniają jedynie szybkość reakcji.
Selektywność katalizatorów – działają tylko na wybrane procesy – nie są uniwersalne.
4. Ogniwa- wymienić, na dowolnym przykładzie omówić działanie ogniw
ogniwo Leclanchego, ogniwo Daniella, ogniwo litowe, akumulator ołowiowy, ogniwo słoneczne, ogniwo
Volty
Ogniwo litowo-jonowe (w komórkach)
· Anoda – grafit domieszkowany litem (max do LiC6)
· Katoda – wykonana z mieszaniny tlenków: LiCO2, LiNiO2LiMn2O4
· Elektrolit LiPF6 w rozpuszczalnikach niewodnych: węglan etylenu z węglanem dimetylu
· Reakcje: C6 + 2LiCOO2 ładowanie LiC6 + 2Li0,5COO2
· Charakterystyczną cechą tego ogniwa jest duża SEM = 4V i duża gęstość energii (do 150 W*N*kg-1)
5. Kwasy tlenowe, otrzymywanie, właściwości
Kwasy tlenowe powstają w reakcji tlenków niemetali w wodzie
Ważne kwasy tlenowe
H3PO4 – kwas ortofosforowy (V)
H2SO3 – kwas siarkowy (IV) (daw. siarkawy)
HClO4 – kwas chlorkowy (VII) (daw. nadchlorowy)
HNO2 – kwas azotowy (III) (daw. azotawy)
H2CO3 – kwas węglowy
HClO kw. podchlorawy chlorowy I
HClO2 kw. chlorawy chlorowy III
HClO3 kw. chlorowy chlorowy V
Właściwości:
- ulegają reakcji zobojętniania
- reagują z tlenkami zasadowymi
- reagują z tlenkami amfoterycznymi
- reagują z niektórymi solami
EZ
1. Ogniwo Daniella
SEM = 1,13 V
Budowa:
- dodatnią elektrodę stanowi miedź - zanurzona w CuSO4;
- ujemną - cynk zanurzony w ZnSO4;
Reakcje i schemat:
- schemat: (-)Zn|ZnSO4(aq)||CuSO4(aq)|Cu(+) ;
2+
2+
- na półogniwie Zn|Zn zaszła rekacja Zn -> Zn + 2e ;
2+
2+
- na półogniwie Cu|Cu zaszła reakcja Cu + 2e -> Cu ;
2+
2+
- sumarycznie Zn + Cu -> Zn + Cu ;
- jest to ogniwo odwracalne;
Zastosowanie:
- ogniwo to obecnie jest nie stosowane;
2. Kwasy tlenowe
Kwasy tlenowe powstają w reakcji tlenków niemetali w wodzie
Ważne kwasy tlenowe
H3PO4 – kwas ortofosforowy (V)
H2SO3 – kwas siarkowy (IV) (daw. siarkawy)
HClO4 – kwas chlorkowy (VII) (daw. nadchlorowy)
HNO2 – kwas azotowy (III) (daw. azotawy)
H2CO3 – kwas węglowy
HClO kw. podchlorawy chlorowy I
HClO2 kw. chlorawy chlorowy III
HClO3 kw. chlorowy chlorowy V
Właściwości:
- ulegają reakcji zobojętniania
- reagują z tlenkami zasadowymi
- reagują z tlenkami amfoterycznymi
- reagują z niektórymi solami
3. II zasada termodynamiki
II ZASADA TERMODYNAMIKI
Każdy układ pozostawiony sobie zmienia się tak, aby osiągnąć stan o większym prawdopodobieństwie, czyli
inaczej: podczas zmian samorzutnych w układzie izolowanym entropia wzrasta, czyli ΔS musi być > 0.
Jeżeli układ jest nieizolowany, to całkowita entropia (układu i otoczenia) musi w czasie przemiany
samorzutnie wzrastać:
ΔScałk = ΔSukł + ΔSotocz > 0
4. Statyka chemiczna
Statyka chemiczna - wszystkie reakcje chemiczne są odwracalne lecz często prowadzone są w
warunkach powodujących ich nieodwracalność (np. usuwanie produktów)
Reakcja A+ B -> C + D o szybkości V1 = k1 * [A] * [B]
W drugą stronę V2 = k2 * [C] * [D]
Dla układu w stanie równowagi V1=V2, czyli k1 * [A] * [B] = k2 * [C] * [D]
Stosunek k1/k2 dla danej reakcji ma wartość stałą – stała równowagi
K = [C]*[D] / [A]*[B]
5. Roztwory buforowe
ROZTWORY BUFOROWE – charakteryzują się tym, że ich pH nie zmienia się (w pewnych granicach) po
dodaniu kwasu lub zasady oraz przy rozcieńczaniu wodą. Te granice „wytrzymałości” określane są przez tzw.
pojemność buforową. Roztwory buforowe składają się z pary związków – np. soli mocnej zasady i słabego
kwasu oraz tego słabego kwasu lub soli mocnego kwasu i słabej zasady oraz tej słabej zasady.
pH mieszaniny CH3COONa i CH3COOH opisane jest następującym wzorem:
pH = - logK - log [CH3COOH] / CH3COO]
FZ
1. Funkcja stanu
FUNKCJA STANU – jest to funkcja zależna wyłącznie od stanu układu, od obecnego stanu systemu. Zmiana
wartości funkcji stanu zależy jedynie od stanu układu i nie od sposobu, w jaki ten układ przeszedł ze stanu
pierwszego do stanu drugiego.
2. Dysocjacja
TEORIA DYSOCJACJI – teorie: Arhenius, Broenstand, Lewis.
+
Arhenius – kwasy dysocjują jony H a zasady jony OH .
Broenstand – kwas jest domem (dawcą protonu) a zasada jego akceptorem.
Lewis – dalsze uogólnienie: kwas jest akceptorem pary elektronowej, a zasada jest domem pary elektronowej.
Wg koncepcji Arheniusa: Jeżeli substancja AB dysocjuje zgodnie z równaniem:
+
+
AB  A + B to opisuje ją stała równowagi: K = [A ] x [B ] / [AB]
STAŁA DYSOCJACJI (K) – wielkość charakterystyczna dla danego elektrolitu, zależy od temperatury, a nie
zależy od stężenia. Dla elektrolitów złożonych każdy etap opisuje inna stała równowagi. Iloczyn K 1 x K2 x K3 =
K (ogólna = całkowita stała dysocjacji).
STOPIEŃ DYSOCJACJI (α) – wyraża stosunek ilości cząsteczek zdysocjowanych do ilości cząsteczek
wprowadzonych do roztworu. Może być również wyrażany jako stosunek stężeń cząsteczek zdysocjowanych
do całkowitego stężenia elektrolitu. α = N zdys / Ncałk = Czdys / Ccałk
3. Hydroliza
HYDROLIZA – badając odczyn roztworów wodnych różnych soli stwierdzono, że ich pH przyjmuje różne
wartości. Zjawisko to spowodowane jest zachodzeniem w roztworze reakcji pomiędzy cząsteczkami soli i
wody  reakcji hydrolizy.
Hydrolizują w wodzie cząsteczki soli mocnych kwasów i słabych zasad, słabych kwasów i mocnych zasad
oraz słabych kwasów i słabych zasad.
O odczynie roztworu soli decyduje różnica mocy kwasów i zasad z których powstała.
Roztwory soli mocnych kwasów i słabych zasad – odczyn kwaśny.
Roztwory słabych kwasów i mocnych zasad – odczyn alkaliczny.
Roztwory słabych kwasów i słabych zasad – o pH decyduje, który z tych związków jest mocniejszym
elektrolitem.
4. Liczby kwantowe
LICZBY KWANTOWE – za ich pomocą określamy stan energetyczny elektronów otaczających jądro:
- główna liczba kwantowa – może przyjmować wartości: n = 1,2,3,... (tylko liczby naturalne); główna liczba kwantowa
to numer poziomu; główna liczba kwantowa numeruje kolejne poziomy energetyczne dla elektronu, a w praktyce
oznacza numer jego orbity; liczbie kwantowej głównej n=1 odpowiada powłowa elektronowa K najniższego poziomu
energetycznego, dalszym liczbom kwantowym głównym (n=2,3,4,5,6,7) odpowiadają powłoki – L, M, N, O, P Q; liczba
2
elektronów każdej warstwy jest ograniczona do 2n .
- poboczna (orbitalna) liczba kwantowa – oznacza podpowłokę, którą zajmuje elektron i wskazuje model kątowy
rozmieszczenia elektronów. Może przyjmować wartości l = 0,1,2,...,n-1. (0 ≤ l ≤ [n-1]). Maksymalna liczba
podpoziomów w każdym poziomie głównym równa jest głównej liczbie kwantowej tego poziomu. Podpoziomy
oznaczamy literami s, p, d, f, g. Powłoka K(n=1) ma 1 podpoziom s, powłoka L(n=2) ma 2 podpoziomy s i p, itd.
- magnetyczna liczba kwantowa – określa ruch ładunku elektrycznego na orbitalu będący przyczyną powstania pola
magnetycznego. Może przyjmować wartości
–l < m < +l.
- magnetyczna liczba spinowa kwantowa – może przyjmować wartości +½ lub –½ ; pokazuje ona w którą stronę
skierowany jest spin, czyli wewnętrzny moment pędu elektronu; oznaczana także: ↑ i ↓.
5. Wiązania (wszystkie)
WIĄZANIA JONOWE – wiązanie METAL + NIEMETAL, tworzy się ono wówczas, gdy atomy jednego z
reagujących pierwiastków łatwo oddają, atomy drugiego natomiast łatwo przyłączają elektrony.
WIĄZANIA KOWALENCYJNE – wiązanie NIEMETAL + NIEMETAL, każdy z połączonych atomów „korzysta” z
jednego elektronu należącego do swojego partnera i w ten sposób uzyskuje pełny oktet elektronowy;
wiązanie kowalencyjne polega na istnieniu wiążących par elektronów należących jednocześnie do dwóch
sąsiadujących ze sobą atomów.
WIĄZANIA KOORDYNACYJNE – obydwa elektrony składające się na wspólną parę pochodzą od tego samego
atomu
WIĄZANIA METALICZNE – wiązanie METAL + METAL
WIĄZANIA WODOROWE – jądro wodoru, czyli proton, należący do jednej cząsteczki może działać silnie na
elektrony drugiej cząsteczki, przyciągając je do siebie, w ten sposób jądro wodoru może łączyć dwie
cząsteczki wiązaniem – wiązaniem wodorowym.
GZ
1. Prawa chemiczne, reakcje
PRAWO ZACHOWANIA MASY (Łomonosow, Lavoisier) – w układzie zamkniętym ogólna masa produktów
powstających w dowolnej reakcji chemicznej jest równa masie substratów wziętych do reakcji.
PRAWO STAŁOŚCI SKŁADU (Proust) – stosunek wagowy (masowy) pierwiastków wchodzących w skład
określonego związku chemicznego jest stały.
PRAWO AVOGADRO - w równych objętościach różnych gazów, w tych samych warunkach ciśnienia i
temperatury, znajdują się jednakowe ilości cząsteczek. W warunkach normalnych objętość jednego mola
3
gazu = 22,4 dm .
PRAWO ZACHOWANIA ENERGII – energii nie można wytworzyć, ani nie można jej zniszczyć.
PRAWO STAŁYCH STOSUNKÓW OBJĘTOŚCIOWYCH – gazy łączą się w stosunkach, które można wyrazić
niewielkimi liczbami całkowitymi pod warunkiem, że temperatura i ciśnienie są stałe.
PRAWO STOSUNKÓW WIELOKROTNYCH – jeżeli dwa pierwiastki tworzą ze sobą kilka związków chemicznych, to
masy jednego z nich, wiążące się z taką samą masą drugiego pierwiastka, mają się do siebie jak niewielkie liczby
całkowite.
Rodzaje reakcji chemicznych:
Podział ogólny:
 synteza ( A + B  AB )
 analiza ( AB  A + B )
 wymiana ( pojedyncza: AB + C  AC + B
podwójna: AB + CD  AC + BD )
Inne kryteria podziału:
1.reakcje egzo- i endotermiczne:
podział wg doprowadzanej energii:
-termiczne – zachodzące pod wpływem doprowadzonego ciepła, lub wydzielające ciepło w czasie reakcji
-elektrochemiczne – zachodzące pod wpływem prądu elektrycznego, lub zachodzące samorzutnie i
powodujące powstawanie prądu elektrycznego
-fotochemiczne – zapoczątkowane lub przyśpieszane wskutek działania pola elektromagnetycznego
-fonochemiczne – zachodzące pod wpływem ultradźwięków
-radiacyjno – chemiczne - zachodzące pod wpływem działania promieniowania jonizującego
1.podział wg stanu skupienia reagentów:
-homogeniczne – jednofazowe, reagenty występują w jednej fazie
-heterogeniczne – wielofazowe, reagenty występują w różnych fazach
2.reakcje odwracalne i nieodwracalne
2. Stopień utlenienia
STOPIEŃ UTLENIENIA – pierwiastka wchodzącego w reakcję chemiczną określamy na podstawie dodatnich
lub ujemnych ładunków elektrycznych, jakie należałoby przypisać atomom tego pierwiastka – gdyby
cząsteczki miały budowę jonową. Stopień utlenienia pierwiastka w cząsteczce związku chemicznego
określamy w oparciu o bilans stopnia utlenienia wszystkich składników cząsteczki.
Zasada:
suma stopni utlenienia pierwiastków wchodzących w skład obojętnej cząsteczki związku chemicznego
wynosi 0.
Stałe wartości:
1) pierwiastek w stanie wolny – zawsze 0
2) fluor – zawsze (-1)
3) tlen – prawie zawsze (-2), z wyjątkiem:
a) w połączeniu z P (-1)
b) w nadtlenkach (-1)
c) w ponadtlenkach (-½)
4) wodór w większości (+1) z wyjątkiem:
a) wodorki litowe i berylowe (-1) BaH, BeH2
5) litowce (+1) zgodnie z nr grupy
__ „ __
6) berylowce (+2)
__ „ __
7) glin i bor (+3)
UTLENIACZ – substancja, która obniża stopień utlenienia, a pobierając elektrony redukuje się
REDUKTOR – substancja, która podwyższa stopień utlenienia, a oddając elektrony utlenia się
3. Szereg napięciowy metali
SZEREG NAPIĘCIOWY METALI – wszystkie pierwiastki metaliczne można uszeregować według
zmniejszającej się dążności do tworzenia w roztworze jonów dodatnich w tzw. szeregu napięciowym. W
szeregu napięciowym pierwiastki ułożone są w takiej kolejności, że każdy pierwiastek redukuje w roztworze
jony pierwiastków znajdujących się za nim, czyli wypiera z soli wszystkie inne pierwiastki szeregu
napięciowego położone za nim.
4. Katalizatory
KATALIZATOR – substancja lub zespół substancji, zwiększa lub zmniejsza szybkość reakcji a po jej
zakończeniu pozostaje w niezmiennym stanie (dodatni lub ujemny); katalizator po zakończeniu reakcji musi
się odtworzyć, w przeciwnym razie byłby substratem.
RODZAJE KATALIZATORÓW:
-homogeniczny – znajduje się w tej samej fazie co reagenty (np. rozpuszczony w roztworze)
-heterogeniczny – tworzy odrębną fazę.
-dodatnie – przyspieszają reakcje
-ujemne – hamują szybkość reakcji
MECHANIZM DZIAŁANIA: zwykle katalizator tworzy z jednym z reagentów związek przejściowy, który reaguje z
drugim reagentem, przy czym sam ulega regeneracji (odtwarza się po zakończeniu reakcji).
KATALIZA – zjawisko przyspieszania reakcji chemicznych.
Katalizatory wpływają na obniżenie energii aktywacji – nie wpływają na położenie stanu równowagi –
zmieniają jedynie szybkość reakcji.
Selektywność katalizatorów – działają tylko na wybrane procesy – nie są uniwersalne.
5. Gibbs, reguła faz
Równowagi w układach ciało stałe – ciecz – gaz
W miarę jak zwiększa się ilość składników obraz równowag fazowych staje się coraz bardziej skomplikowany.
reguła faz, f + s = n +z
Łączy liczbę faz występujących w układzie poza osiągiem równowagi z liczba niezależnych składników n oraz liczbą
swobody s.
Np.: dla układu H2O + NaCl (n=2) w przypadku f =1
-> S = n +2 – f = 2 +2 -1 = 3
Układ zewnętrzny tylko fazą ciekłą (NaCl) jest trój zmienny. Można nim dowolnie w pewnym zakresie zmieniać
temperatury, ciśnienie i stężenie soli. Gdy roztwór będzie w równowadze z parą wodną to będzie wynosić 2. Układ
stanie się jednoznaczny wówczas, gdy pojawi się jeszcze jedna faza – np. chlorek sodu w stanie stałym. Gdyby w
roztworze pojawiła się jeszcze jedna faza stała, jak np. NaCl * 2H2O liczba swobody zmniejszy się do 0.
HZ
1. Akumulator ołowiowy
Ołowiowy akumulator, akumulator elektryczny, w którym anodą jest płytka z ołowiu, katodą dwutlenek ołowiu
(osadzony na ołowianej płytce), elektrolitem - roztwór kwasu siarkowego (akumulator kwasowy) - stosowany do
rozruchu i oświetlenia samochodu, napędu pojazdów elektrycznych.
· Elektroda ujemna – płyta Pb, elektroda dodatnia – PbO2, elektrolit – roztwór kwasu
siarkowego p gęstości 1,28 g/dm3.
· W trakcie rozładowania maleje stężenie kwasu, co pozwala na ocenę stanu naładowania
akumulatora w oparciu o gęstość elektrolitu.
2. Powłoki elektronowe
Powłoka elektronowa - jest to zbiór elektronów o zbliżonej wartości energii. Oznacza to, że elektrony nie krążą wokół
jądra atomowego w dowolny sposób, tylko są pogrupowane według energii jaką gromadzą, powłoka elektronowa
sortuje elektrony o zbliżonej wartości energii, natomiast podpowłoki elektronowe są zbiorami elektronów o identycznej
wartości energii.
ORBITAL – każdej kombinacji liczb kwantowych n, l, m odpowiada jedna porządna funkcja spełniająca równanie
Schrödingera, funkcję taką nazwano orbitalem, oznaczając jako: ψ(n.l.m). Do oznaczania orbitali używamy symboli
literowych: n = 1  orbital s, n = 2  orbital p, n = 3  orbital d, n = 4  orbital f.
ORBITALE MOLEKULARNE – opisują zachowanie się elektronu w cząsteczce; rozkłady przestrzenne
elektronów w cząsteczce; rodzaje:
- wiążące
- antywiążące
- niewiążące
Typy wiązań:
 Wiązania typu sigma 
 Wiązanie typu pi 
ZAKAZ PAULI’EGO – na jeden orbital mogą przypadać najwyżej dwa elektrony (orbital to funkcja 3 liczb
kwantowych).
REGUŁA HUNDA – liczba niesparowanych elektronów powinna być jak największa.
W miarę przechodzenia do atomów o coraz większej liczbie atomowej poziomy energetyczne są zajmowane w tej
samej kolejności, według której wzrasta ich energia.
3. Sole
Sole MnRm
M – metal
n – liczba atomowa metalu
R – reszta kwasowa
m – liczba reszt kwasowych
Są to związki chemiczne wywodzące się z kwasów, w których kwasowe atomy H zostały zastąpione jonem lub jonami
metalu.
Metody otrzymywania soli:
1. Kwasy + zasady NaOH + HCl2 -> NaCl + H2O
2. Tlenek alkaliczny z kwasem CaO + H2SO4 -> CaSO4 + H2O
3. Zasada z tlenkiem kwasowym 2NaOH + CO2 -> Na2CO3 + H2O
4. Tlenki alkaliczne z tlenkami kwasowymi CaO + CO2 -> CaCO3
5. Kwas + niektóre metale Zn + H2SO4 -> ZnSO4 + H2
6. Zasada + niektóre metale (amfotery) 2NaOH + 2Al + 2 H2O -> 2NaAlO2 + 3H2
7. Niektóre metale + niektóre niemetale Fe + S -> FeS
Wodorosole – tworzone są przez kwasy dwu lub wieloprotonowe, w których nie wszystkie atomy H zostały zastąpione
metalem
NaHSO4 wodorosiarczan (VI) sodu (kw. siarczan sodu)
Hydroksysole - sole wywodzące się z zasad dwu lub wielowodorotlenowych, w których nie wszystkie grupy
hydroksylowe zostały zastąpione resztami kwasowymi.
Ca(OH)Cl chlorek hydroksywapnia
Nazewnictwo soli
Tworzy się z nazw kwasów i zasad, z których dana sól się wywodzi. Dla metali o znane wartości utlenienia na końcu
podaje się nazwę metalu i rzymską cyfrę (w nawiasie) oznaczającą jej wartościowość.
Sole kwasów tlenowych posiadają końcówkę –an
FeSO4 siarczan (VI) żelaza (II)
Sole kwasów beztlenowych posiadają końcówkę –ek
MgCl2 chlorek magnezu
Praktyczne zastosowanie soli:
-Węglany i fosforany – proszek do prania
- Węglan wapnia i magnezu – pasta do zębów
- Nawozy sztuczne – azotan (V) potasu, fosforany
- Krzemiany – litosfera, materiały budowlane
- Węglan amonu – proszek do pieczenia (dawniej soda – węglan sodu)
- Chlorek sodu – do przyprawiania potraw
4. Entropia i entalpia
Entropia w termodynamice - funkcja stanu określająca kierunek przebiegu procesów samorzutnych w odosobnionym
układzie termodynamicznym. Zgodnie z drugą zasadą termodynamiki, jeżeli izolowany układ przechodzi
spontanicznie od jednego stanu równowagi do drugiego, jego entropia nigdy nie maleje - każdy układ zamknięty dąży
do równowagi, w której entropia osiąga maksimum.
POTENCJAŁ TERMODYNAMICZNY – inaczej energia swobodna, ujmuje oddziaływanie energii i entropii:
En. całkowita = G + TS
potencjał energia
termodynam. niedostępna
Potencjał termodynamiczny można określić jako:
G = H – TS
entalpia
5. Wiązania metaliczne
WIĄZANIE METALICZNE - powstanie wiązania metalicznego polega na przekształceniu atomów tego samego metalu
lub atomów różnych metali w zbiór kationów i swobodnie poruszających się między nimi elektronów.
Wiązanie metaliczne może istnieć w stanie stałym lub ciekłym.
W stanie stałym węzły sieci krystalicznej metalu lub stopu są obsadzone przez kationy wykonujące wyłącznie ruchy
oscylacyjne wokół węzła, natomiast zdelokalizowane elektrony poruszają się swobodnie w obrębie całego kryształu,
podobnie jak drobiny substancji w stanie gazowym. Z tego względu mówi się o gazie elektronowym (chmurze
elektronowej) wiązania metalicznego.
Kationy stanowiące rdzenie atomowe utrzymują się w swoich położeniach dzięki przyciąganiu elektrostatycznemu
elektronów.
Właściwości metali wiążą się z istniejącym wiązaniem metalicznym:
dobre przewodnictwo cieplne i elektryczne można uzasadnić ruchliwością elektronów należących do dazu
elektronowego;
połysk metaliczny wynika stąd, że pod wpływem światła widzialnego, elektrony znajdujące się na powierzchni
kryształu wykonują drgania o częstotliwości promieniowania padającego.
plastyczność - ciągliwość, kowalność metali, tłumaczy się brakiem w krysztale kierunków uprzywilejowanych, a więc
można przesuwać płaszczyzny sieciowe i powodować pęknięcia metali.