CHEMIA WYKŁADY

1

JK

3.10. Rozwój chemii

Starożytny Egipt, Chiny, Grecja – umiejętności praktyczne: wytapianie metali z rud, wyrób szkła i

ceramiki, barwienie tkanin, wytwarzanie atramentu, farb, pierwsze preparaty lecznicze, proch (2, 5

tys. lat p.n.e.), Rzym – naczynia ołowiane

Pierwsze teorie:

Arystoteles – 4 żywioły (ogień, Zienia, woda, powietrze)

Demokryt – atomy (niepodzielne) – najmniejsze części pierwiastków Arystotelesa

Platon – atomy mają kształt był:



ogień – tetraedr,



ziemia – sześcian,



woda – 2-stościan,



powietrze – 8-ścian.

1661, Boyle: Za pierwiastki należy uznać te substancje, których Niwkowu nie udało się rozłożyć.

Wprowadził podział na pierwiastki i związki chemiczne – oparty na doświadczeniu.

Od 1789, woda jest uważana za pierwiastek, Lavoisier rozłożył ją na tlen i wodór

Do 1897, wodorotlenek sodu nazywany był pierwiastkiem (soda żrąca), Davy otrzymał z niego sód.

1789, Lavoisier: prawo zachowania masy

1799, Proust: prawo stałości składu

CHEMIA WYKŁADY

2

JK

10.10. Reakcje chemiczne

Zjawiska fizyczne – procesy, w których substancje chemiczne zmieniają tylko jedną lub kilka

właściwości fizycznych, ale rodzaj substancji nie ulega zmianie.

Reakcje chemiczne – procesy, w których substancje ulegają przemianom prowadzącym do powstania

nowych substancji o odmiennych właściwościach chemicznych i fizycznych.

Przebieg reakcji opisujemy przy pomocy symboli pierwiastków i wzorów chemicznych w postaci

równań reakcji chemicznych:

A + B



AB

(substraty, reagenty)

(produkty)

1745, Łomonosow; 1785 Lavoisier: Prawo zachowania masy :W układzie zamkniętym ogólna masa

produktów powstających w dowolnej reakcji chemicznej jest równa masie substratów wziętych do

reakcji

W układzie zamkniętym – nie istnieje możliwość wymiany masy z otoczeniem

A + B + ….. +X

 . A

1

+ A

2

+ …. + X

1

1779, Proust: Prawo stałości składu: Stosunek wagowy (masowy) pierwiastków wchodzących w

skład określonego związku chemicznego jest stały.

Prawo stosunków wielokrotnych: dotyczy pierwiastków, które tworzą ze sobą co najmniej dwa

różne związki chemiczne. Dla danej masy pierwiastka, masy drugiego pierwiastka w tych związkach

chemicznych pozostaną do siebie w stosunku liczb naturalnych.

Typy reakcji chemicznych:

•

Syntezy

A + B

 AB

Fe + S

 FeS

•

Analizy

AB

 A + B

CaCo

3

 CaO + CO

2

•

Wymiany pojedynczej

AB + C

 AC + B

Na + H

2

O

 NaOH + 1/2H

2

•

Wymiany podwójnej

AB + CD

 Ac + BD

BaCl

2

+ H

2

SO

4

 BaSO

4

+ 2HCl

Efekty energetyczne reakcji

Układ – ogół substancji biorących udział w danym procesie chemicznym
Otoczenie układu – wszystko co znajduje się poza układem
Układ otwarty – zachodzi wymiana energii i masy z otoczeniem
Układ zamknięty – zachodzi wymiana energii, bez możliwości przepływu masy

Każdy układ posiada pewną ilość energii – energię wewnętrzną. Wszystkim przemianom chemicznym

towarzyszą efekty energetyczne. Wymiana energii pomiędzy układem i otoczeniem może odbywać

się na sposób ciepła lub pracy.

Reakcje egzoenergetyczne - przekazywanie energii z układu do otoczenia
Reakcje egzotermiczne – wydzielanie ciepła
Reakcje endoenergetyczne – przekazywanie energii z otocznia do układu
Reakcje endotermiczne – pochłanianie ciepła

CHEMIA WYKŁADY

3

JK

Minimalna ilość energii, jaką muszą dysponować substraty, aby mogła zajść reakcja chemiczna –

energia aktywacji.

PODSTAWY OBLICZEŃ CHEMICZNYCH

Masa atomowa (m

at

) – masa atomu danego pierwiastka wyrażona w jedn. mas atomowych [u]

Jednostka masy atomowej [u] – 1/12 masy atomu węgla izotopu

12

C.

u = 1,99 * 10

-23

g / 12 = 1,66 * 10

-24

g

Masa cząsteczkowa (m

cz

) – masa cząsteczki danej substancji wyrażona w jednostkach [u]. Jest ona

sumą mas atomowych atomów wchodzących w skład cząsteczki.

Mol – ilość substancji, która zawiera tyle samo atomów, cząsteczek, jonów – ile atomów zawartych

jest w 0.012 kg izotopu węgla

12

C.

Liczba Avogadra (N

A

) - określa liczbę cząstek w molu materii

N

A

= 6,023 * 10

23

mol

-1

Masa molowa (M) – masa jednego mola atomów, cząsteczek lub jonów wyrażona w g * mol

-1

,

liczbowo równa masie atomowej lub cząsteczkowej wyrażonych w jednostkach masy atomowej [u].

Prawo Avogadra – w równych objętościach, różnych gazów, w tych samych warunkach ciśnienia i

temperatury znajduja się jednakowe ilości cząsteczek. W warunkach normalnych objętość jednego

mola gazu wynosi 22,4 dm

3

.

Warunki normalne:

Ciśnienie 1013 hPa

Temperatura 237 K (O˚C)

1829, Bezelius: Ilościowy zapis przemiany chemicznej

Równanie reakcji chemicznej: H

2

+ Cl

2

 2HCl przekazuje różne informacje:

1 mol H

2

+ 1 mol Cl

2

= 2 mole HCl

2 g wodoru + 71 g chloru = 73 g chlorowodoru

Stosunek ilościowy substancji reagujących wg określonego równania reakcji chemicznej nazywa się

stosunkiem stechiometrycznym.

Współczynniki stechiometryczne równania chemicznego to liczby umieszczone przed symbole mami

lub wzorami substratów i produktów reakcji, wskazują w jakich stosunkach ilościowych reagują

substraty dając produkty reakcji.

CHEMIA WYKŁADY

4

JK

Podział związków nieorganicznych

PIERWIASTKI

Metale

Amfoteryczne

Niemetale

Tlen

Tlen

Tlen

Tlenki metali

Tlenki amfoteryczne

Tlenki niemetali

Woda

Woda

Woda

Wodorotlenki

Związki o zmiennych właściwościach

Kwasy tlenowe

Sole

Sole

Sole

CHEMIA WYKŁADY

5

JK

17.10. Kwasy, zasady i sole

Metale – mechanicznie nietrwała struktura, nie przewodzą prądu, ciepła

Amfoteryczne – wygląd metali, właściwości metali i niemetali

Kwasy i wodorotlenki powstają w reakcjach tlenków z wodą. Tlenki niereagujące z wodą tworzą

kwasy i wodorotlenki w wyniku innych reakcji.

Kwasy beztlenowe powstają w wyniku innych reakcji, jak np. bezpośredniej reakcji syntezy niemetalu

z wodorem – produkty reakcji rozpuszczone są w wodzie.

Sposoby otrzymywania tlenków

1.

W reakcji spalania pierwiastków 2Mg + O

2

 2MgO;

S + O

2

 SO

2

2.

W reakcji spalania związków organicznych CH

4

+ 2 O

2

 CO

2

+ 2 H

2

O

3.

W wyniku rozkładu niektórych związków CaCO

3

 CaO + CO

2

Wodorotlenki

Me

n

(OH)

n

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH,
Be(OH)

2

, Mg(OH)

2

, Ca(OH)

2

, Sr(OH)

2

, Ba(OH)

2

,

H

2

BO

3

, Al(OH)

3

Wodorotlenki metali alkalicznych – właściwości silnie alkaliczne, metal i wodór wyraźnie różnią się

elektroujemnością.

Me ---O --- H

Wodorotlenki amfoteryczne – bardzo podobne wartości elektroujemności, bardzo podobna

polarność wiązania metal – tlen, w konsekwencji może zostać w reakcji odszczepiony zarówno

kation wodoru jak i anion wodorotlenowy.

Cez – najmniej elektroujemny 0,6; Fluor najbardziej 4.

Zn(OH)

2

+ 2H

+

 Zn

2+

+ 2 H

2

O

kation cynkowy

Zn(OH)

2

+ 2OH

-

 Zn(O)

2

-2

Wodorotlenki amfoteryczne tworzą: AL., Zn, Sn (II), Cr (III), Mn(IV)

Kwasy

H

n

R

E --- O --- H

R – reszta kwasu
N – liczba atomów
H = wartościowości reszty kwasowej

Rozpuszczalne w wodzie tlenki niemetali reagują z wodą tworząc kwasy tlenowe

SO

3

+ H

2

O

 H

2

SO

4

kwas siarkowy (VI)

N

2

O

5

+ H

2

O

 2HNO

3

kwas azotowy (VI)

CHEMIA WYKŁADY

6

JK

Ważne kwasy tlenowe

H

3

PO

4

– kwas ortofosforowy (V)

H

2

SO

3

– kwas siarkowy (IV)

(daw. siarkawy)

HClO

4

– kwas chlorkowy (VII) (daw. nadchlorowy)

HNO

2

– kwas azotowy (III)

(daw. azotawy)

H

2

CO

3

– kwas węglowy

HClO

kw. podchlorawy

chlorowy I

HClO

2

kw. chlorawy

chlorowy III

HClO

3

kw. chlorowy

chlorowy V

HClO

4

kw. nadchlorowy

chlorowy VII

Kwasy beztlenowe – otrzymywane przez rozpuszczanie w wodzie wodorotlenków niektórych

niemetali

HCl – kwas chlorowodorowy – powstaje przez rozpuszczenie w wodzie chlorowodoru
H

2

S – kwas siarkowodorowy

Moc kwasów beztlenowych w grupie fluorowców rośnie ze wzrostem masy atomowej ze względu na

zwiększenie odległości między jądrami wiążących się atomów – co ułatwia jonizację.

Sole

M

n

R

m

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 + HCl

2

 NaCl + H

2

O

2.

Tlenek alkaliczny z kwasem

CaO + H

2

SO

4

 CaSO

4

+ H

2

O

3.

Zasada z tlenkiem kwasowym

2NaOH + CO

2

 Na

2

CO

3

+ H

2

O

4.

Tlenki alkaliczne z tlenkami kwasowymi

CaO + CO

2

 CaCO

3

5.

Kwas + niektóre metale

Zn + H

2

SO

4

 ZnSO

4

+ H

2

6.

Zasada + niektóre metale (amfotery)

2NaOH + 2Al + 2 H

2

O

 2NaAlO

2

+ 3H

2

7.

Niektóre metale + niektóre niemetale

Fe + S

 FeS

CHEMIA WYKŁADY

7

JK

Wodorosole – tworzone są przez kwasy dwu lub wieloprotonowe, w których nie wszystkie atomy H

zostały zastąpione metalem

NaHSO

4

wodorosiarczan (VI) sodu

(kw. siarczan sodu)

NaHCO

3

wodorowęglan sodu

(kw. węglan sodu)

NaH

2

PO

4

dwuwodoroortofosforan (V) 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

Al(OH)

2

Cl

chlorek dwuhydroksyglinu

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

Fe(SO

4

)

3

siarczan (VI) żelaza (III)

FeSO

4

siarczan (VI) żelaza (II)

FeSO

3

siarczan (IV) żelaza (II)

Sole kwasów tlenowych posiadają końcówkę –ek

MgCl

2

chlorek magnezu

As

2

S

5

siarczek arsenu (V)

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

CHEMIA WYKŁADY

8

JK

24.10. Stechiometria

Dział chemii zajmujący się obliczeniami chemicznymi przeprowadzonymi na podstawie symboli i

wzorów chemicznych (z gr stechion – materia; metrien – mierzyć)

Obliczenia opierają się na podstawowych pojęciach i prawach chemicznych oraz fizycznych. Wzory

chemiczne – Bezelius (1827) – od pierwszych liter nazw łacińskich

Stechiometria wzorów chemicznych

1.

Obliczanie składu ilościowego związku chemicznego. Ile % wodoru i tlenu zawiera woda?

Układamy proporcję:

18,01 g H

2

O

zawiera

15,99 g tlenu

100 g H

2

O

zawiera

X g tlenu

18,01 g * X = 100 g * 15,99 g

X = 100 g * 15,99 g / 18,01 g = 88,8 g

Na podstawie definicji procentu wagowego – woda zawiera 88,8% tlenu oraz 11,2% wodoru (razem

ma być 100%)

2.

Ile % wody zawiera gips CaSO

4

* 2H

2

O ?

Obliczamy masę molową gipsu

m(Ca) =

40,08 g

1 * 40,08 g

m(S)

=

32,06 g

1 * 32,06 g

m(O)

=

15,99 g

6 * 15,99 g

m(H)

=

1,008 g

4 * 1,008 g

SUMA:

172, 166 g

Układamy proporcję:

W 172,166 g gipsu

jest

36,03 g wody

W 100 g gipsu

jest

X g wody

X = 36,03 * 100 g / 172,166 g = 20,9 g

Zgodnie z definicją procenta wagowego – gips zawiera 20,9 % stechiometrycznie związanej wody.

CHEMIA WYKŁADY

9

JK

3.

Obliczanie wzoru chemicznego na podstawie % składu związku. Podać najprostszy wzór

związku chemicznego (wzór empiryczny) zawierającego: 26,52% Cr, 24,52% S i 48,96% O.

Masy molowe:

Cr

-

51, 996 g

S

–

32,06 g

O

–

15,99 g

Z danych wynika, że w 100 g związku jest 26,52 g Cr, 24,52 g S i 48,96 g O. Jeżeli te liczby podzielimy

przez odpowiednie masy molowe to otrzymamy, że w 100 g związku znajduje się:

0,51 mola Cr

0,765 mola S

3,06 mola O

Aby uzyskać proporcje liczb całkowitych dzielimy wszystkie te liczby przez najmniejszą (0,51) w

wyniku czego otrzymujemy:

Cr : S : O

=

1 : 1,5 : 6

Po pomnożeniu przez 2 otrzymujemy proporcję ilości poszczególnych atomów w czasteczce

badanego związku:

Cr : S : O

=

2 : 3 : 12

Tak więc najprostszy wzór badanego związku to: Cr

2

S

3

O

12,

a rzeczywisty: Cr

2

(SO

4

)

3.

Stechiometria reakcji chemicznych

1.

Ile można otrzymać wapna palonego z 2 ton wapienia? Jaką objętość zajmuje w

warunkach normalnych powstały w tej reakcji CO

2

?

Proces opisuje reakcja rozkładu (analizy): CaCO

3







 CaO + CO

2

Z reakcji wynika, że:

Ze

100 g CaCO

3

otrzymujemy

56 g CaO i 44 g CO

2

A z

2 * 10

6

g CaCO

3

otrzymujemy

X g CaO

W takiej sytuacji odpowiedź przedstawia się następująco: X = 1,12 * 10

6

g / 100 g = 1,12 t.

Z 2 ton. Wapienia możemy uzyskać 1,12 t wapna palonego CaO. W tej reakcji powstaje 0,88 t CO

2.

Układamy proporcję:

44 g CO

2

zajmuje w warunkach normalnych objętość

22,4 dm

3

.

0,88 * 10

6

CO

2

zajmuje w tych warunkach

X dm

3

X = 0,88 * 10

6

g * 22,4 dm

3

/ 44 g = 448 m

3

CO

2

.

CHEMIA WYKŁADY

10

JK

2.

Jaka objętość H, powstanie w warunkach normalnych w wyniku reakcji 130 g Zn z HCl?

Proces opisuje reakcja: Zn + 2 HCl







 ZnCl

2

+ H

2

Z reakcji wynika, ze jeżeli 65 g Zn powoduje powstanie 22,4 dm

3

wodoru, to z 130 g Zn wydzieli się

44,8 dm

3

wodoru.

3.

Jaka objętość HCl powstanie w warunkach normalnych w wyniku reakcji 280 g Cl z 8 g H?

Proces opisuje reakcja: Cl

2

+ H

2







 2HCl

2 g H

2

–

70 g Cl

2

8 g H

2

–

280 g Cl

2

2 g H

2

–

2 * 22,4 dm

3

HCl

8 g H

2

–

X

X = 2 *22,4 * 8 / 2 = 8 * 22,4 = 179,2 dm

3

4.

Który z pierwiastków gazowych zajmuje większą objętość w warunkach normalnych?

a)

10 g wodoru

b)

128 g tlenu

c)

120 g tlenku azotu (II)

d)

28 g helu

H – 10 g

5 * H

2

5 * 22,4 dm

3

=

112 dm

3

O – 128 g

4 * O

2

4 * 22,4 dm

3

=

89,6 dm

3

NO – 120 g

4 *NO

4 * 22,4 dm

3

=

89,6 dm

3

He – 28 g

7 * He

7 * 22,4 dm

3

=

156,8 dm

3

CHEMIA WYKŁADY

11

JK

7.11. Rozwój poglądów na budowę atomu. Teoria Daltona.

1804, John Dalton, hipoteza o atomistycznej budowie materii

Teoria Daltona dobrze tłumaczyła znane wówczas prawo chemiczne, dalszy rozwój badań nad

budowa materii, a zwłaszcza poznanie wewnętrznej struktury atomów – spowodowało modyfikację

niektórych sformułowań – Daltona, niemniej jednak sens chemicznych postulatów Daltona jest

aktualny do dnia dzisiejszego.

6 postulatów Daltona:

1.

Każdy pierwiastek chemiczny jest zbiorem małych niepodzielnych cząstek zwanych atomami.

Wszystkie atomy danego pierwiastka są identyczne, tzn. mają jednakową masę, objętość,

kształt i takie same własności chemiczne.

Po odkryciu izotopów na początku XX wieku postulat ten został zmodyfikowany w

następujący sposób: Pierwiastek jest zbiorem atomów o takich samych właściwościach

chemicznych – a nie zbiorem identycznych atomów.

2.

Atomy różnych pierwiastków różnią się od siebie masą i innymi właściwościami. Rodzajów

atomów jest tyle co pierwiastków.

Korekta wynikała z istnienia izotopów (360). Rodzajów atomów jest tyle co nuklidów.

3.

Atomów danego pierwiastka nie można podzielić ani przekształcić w inny atom. Atomów nie

można zniszczyć, ani tworzyć.

Twierdzenie to oznaczało koniec marzeń alchemików. Ze względu na istnienie zjawiska

przemian jądrowych będących przemianami fizycznymi twierdzenie Daltona należy

sprostować. Atomu nie da się przekształcić w inny atom w reakcjach chemicznych.

4.

Związek chemiczny jest zbiorem cząsteczek. Wszystkie cząsteczki danego związku

chemicznego są identyczne – zawierają tą samą liczbę tych samych atomów i mają identyczną

masę.

Ponieważ zdecydowana większość znanych obecnie związków chemicznych stanowi

mieszaniny cząsteczek zawierających różne izotopy we wszystkich możliwych permutacjach –

różniących się więc masą. W konsekwencji wymagają one korekty. Wszystkie cząsteczki

posiadają jednakowe właściwości chemiczne.

5.

Łączenie się pierwiastków w związki chemiczne polega na łączeniu się atomów w większe

zespoły zwane cząsteczkami. Najprostsza cząsteczka składa się z 2 atomów.

Treść postulatu jest aktualna przy czym Dalton nie znał pojęcia wartościowości i sądził, że

cząsteczka ma skład typu AB i dopiero następne połączenia tych samych pierwiastków mogą

mieć skład AB lub inny.

6.

Rozłożenie związku chemicznego na pierwiastek polega na rozpadzie cząstek na atomy.

Proces ten może przebiegać w kilku etapach.

Treść tego postulatu w pełni zgadza się z aktualnym stanem wiedzy.

Teoria Daltona wyjaśnia większość znanych wówczas faktów doświadczalnych, ale nie potrafiła

odpowiedzieć na pytanie.

Jakie czynniki decydują o utworzeniu określonego typu cząsteczek przez daną parę pierwiastków?

Dlaczego jedne cząsteczki mają budowę AB, a inne A B ?

CHEMIA WYKŁADY

12

JK

PRAWO OKRESOWOŚCI MENDELEJEWA

Wzrasta ilość odkrywanych pierwiastków: Au, Cu, Sn, Ag, Pb, H, S, C, Fe. W średniowieczu odkryto :

As, Sb, Bi, Zn. Większość pierwiastków została odkryta w II połowie XVIII wieku i I połowie XIX. Koniec

60. Lat XIX – znano 63 pierwiastki i nikt Ne przypuszczał, że do odkrycia pozostało jeszcze kilkadziesiąt

– w większości występujących w naturalnym otoczeniu człowieka – powietrzu, glebie, wodach.

Uczeni zastanawiali się dlaczego jest tak dużo pierwiastków i ile ich pozostało jeszcze do odkrycia. Te

odkryte wykazały bardzo zróżnicowane właściwości. Zastanawiano Siena prawidłowością.

1869, Mendelejew



Odkrył prawidłowość opartą na masie atomowej. 63 pierwiastki uporządkował wg rosnącej

masy atomowej od wodoru do uranu.



Wykrył w tym szeregu okresowe zmiany właściwości



Przedstawił tablice z uporządkowanymi pierwiastkami



Pozostawił puste miejsce na jeszcze nieodkryte pierwiastki (ekabar, ekaglin, ekakrzem)

Prawo okresowości wg Mendelejewa: Właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków są funkcją

okresową ich mas atomowych.

1875 – odkrycie galu – (zgodne z przewidywaniami dla ekaglinu)
1895 – odkrycie germanu (jak dla ekakrzemu)
1869 – w układzie nie było miejsca dla gazów szlachetnych
1894 – odkrycie argonu

konflikt

1895 – odkrycie helu
1898 – odkrycie neonu, kryptonu, ksenonu

Ramsay – stworzenie nowej grupy – helowce

Mendelejew nie uznawał helu za pierwiastek ziemski (odkryto go na Słońcu). Dopiero na koniec XIX

wieku potwierdzono obecność na Ziemi.

Prawo okresowości – obecnie: Właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków są funkcją okresowa

liczb atomowych.

1913, Moseley – badania promieni X (Roentgena)

Promieniowanie X powstaje podczas zderzenia strumienia elektronów z metalowa tarczą (zwana

antykatodą) znajdującą się na drodze wiązki elektronów emitowanych z lampy.

Prawo Moseleya: V = k (z-c)

V – częstotliwość fali
K – współczynnik proporcjonalności
C – stała fizyczna
Z – ładunek elementarny jądra

Moseley – pomiary promieniowania X dla różnych pierwiastków. Widmo – 2 prążki: mocniejszy α,

słabszy β.

CHEMIA WYKŁADY

13

JK

14.11. Analiza

Analiza jakościowa kationów i anionów(zasady systematycznej analizy)

Analiza – ma na celu poznanie składu jakościowego jakiejś substancji i ilości składników, jakie się tam

znajdują.

Fresenius



Pomysł na wykonanie systematycznej analizy w sytuacji, gdy w roztworze występują

wszystkie możliwe kationy posiadające w części podobne właściwości chemiczne



Podzielił kationy na 5 różnych grup wytrąconych kolejno przy pomocy jednego lub kilku

odczynników nazywanych odczynnikami grupowymi.

I gr. Kationów Pb

2+

, Ag

+

, Hg

2+

odczynnik grupowy 2H HCl

II gr. Kationów Hg

2+

, Bi

3+

, Cu

2+

, Cd

2+

, As

3+

, Ad

5+

, Sb

3+

, Sb

5+

, Sn

2+

, Sn

4+

odczynnik grupowy H

2

S w

środowisku kw.

III gr. Kationów Fe

2+

, Fe

3+

, Ni

2+

, Co

2+

, Zn

2-

, Mn

2+

, Cr

3+

, Al

3+

odczynnik grupowy H

2

S w środowisku

alkalicznym.

IV gr. Kationów Ba

2+

, Sr

2+

, Ca

2+

odczynnik grupowy (NH

4

)

2

CO

3

w środowisku alkalicznym

V gr. Kationów Na

+

, K

+

, Mg

2+

, NH

4

+

brak odczynnika grupowego

Próby wstępne:



Stwierdzenie obecności jonu NH

4

+



Stwierdzenie obecności jonu Fe

3+



Stwierdzenie obecności jonu Fe

2+

Bunsen:



Twierdził, ze wykonanie systematycznej analizy anionów w sposób zbliżony do analizy

kationów nie jest możliwe.



Podzielił aniony na 7 grup w zależności od wyniku reakcji z odczynnikami AgNO

3

i BaCl.

CHEMIA WYKŁADY

14

JK

21.11. Orbitale atomowe i cząsteczkowe

Wiązania jonowe

Atom metalu + atom niemetalu

 kation metalu + anion niemetalu

Wiązania kowalencyjne (heteropolarne)



Spolaryzowane



Koordynacyjne atom niemetalu + atom niemetalu

 cząsteczka

Wiązania metaliczne (w metalach i stopach)

Cechy związków:

•

Duże przewodnictwo cieplne i elektryczne

•

Połysk

•

Ciągliwość

•

Kowalność

•

Podatność na obróbkę mechaniczna

•

Możliwość łączenia przez spawanie i lutowanie

Wiązania koordynacyjne:

Donor – dawca elektronu
Akceptor - biorca

Czyli:

CHEMIA WYKŁADY

15

JK

Stopień utlenienia pierwiastka wchodzącego w reakcję chemiczną:

Określany na podstawie dodatnich lub ujemnych ładunków elektrycznych jakie należałoby przypisać

atomom tego pierwiastka – gdyby te cząsteczki miały budowę jonową

Stopień utlenienia pierwiastku w cząsteczce związku chemicznego określany jest w oparciu o bilans

stopnia utleniania wszystkich składników cząsteczki. Bilans ten oparty jest na podstawowych

zasadach mówiących, że:

1.

Suma stopnia utlenienia pierwiastków wchodzących w skład obojętnej cząsteczki związku

chemicznego wynosi 0.

2.

Suma stopnia utlenienia pierwiastków wchodzących w skład jonu jest równa ładunkowi jonu.

Niektóre pierwiastki zawsze na tych samych stopniach utlenienia:

•

Pierwiastki w stanie wolnym – zawsze 0

•

Fluor – zawsze -1

•

Tlen – prawie zawsze -2



W połączeniu z fluorem +2



W nadtlenkach -1



W podtlenkach -1/2

•

Wodór – prawie zawsze +1



Wodorki litowców i berylowców -1

•

Litowce +1

•

Berylowce +2

•

Siarka w siarczkach -2

Utleniacz – substancja, która obniża stopień utlenienia, a pobierając elektron redukuje się.
Reduktor – substancja, która podwyższa stopień utlenienia, a oddając elektron utlenia się.

Uzgadnianie reakcji redoksowych w oparciu o bilans elektronowy:

3 Cu + 8 HNO

3

 3 Cu(NO

3

)

2

+ 2NO + 4 H

2

O

Cu

0

– 2e

 Cu

2+

/x3

= 3 Cu

0

– 6e = 3 Cu

2+

N

3+

+ 3e

-

 N

2+

/x2

= 2 N

5+

+ 6e

-

= 2 N

2+

6 elektronów oddanych i przyjętych – reakcje uzgadniania

As

2

S

5

+HNO

3

+ H

2

O

 H

3

AsO

4

+ H

2

SO

4

+ NO

5 S

-2

– 40e

-

 5 S

+6

/x3

N

+5

+ 3e

-

 N

+2

/x40

3 As

2

S

5

+ 40 HNO

3

+ 4 H

2

O

 6 H

3

AsO

4

+ 15 H

2

SO

4

+ 40 NO

CHEMIA WYKŁADY

16

JK

28.11. Promieniotwórczość

1897, Thomson, odkrycie elektronów

Badał zjawiska zachodzące w lampie wyładowczej – promienie katodowe będące strumieniem

cząstek materiałowych o masie = 1/1840 masy atomu wodoru.

Ponieważ masa tych cząstek była niezależna od materiału katody Thomson uznał, że są one

składnikami wszystkich atomów i nazwał je elektronami.

Ładunek elementarny elektronu = 1,6 *10

-19

C

Pierwszy model atomu – „kula elektryczności dodatniej”, w nią

wciśnięte były elektrony jak rodzynki w cieście.

1903, Rutherford

•

Badał promieniowanie radu w polu elektrycznym, stwierdził jego rozszczepienie na 3 wiązki

•

Promieniowanie β, niesie ujemny ładunek, masy ładunków identyczne jak u Thompsona.

•

Promieniowanie α, odchyla się w przeciwnym kierunku, ma podwójny ładunek elementarny

dodatni, masę 4u (atom He bez 2 elektronów). To tłumaczyło powstanie He w naczyniu

zawierającym rad.

•

Promieniowanie γ – nie odchyla się w polu elektrycznym, to fala elektromagnetyczna.

1911, odkrycie jądra atomowego, nowy,

drugi, model atomu - Rutherforda

Zachowanie

strumienia

cząstek

α

uderzających o cienką folię metalową –

część nie zmienia toru, część się odbija,

część się odchyla. Wniosek: ładunek

dodatni zlokalizowany jest punktowo, w

miejscu o największej masie –jądrze

atomowym.

1913, Niels Bohr

•

Wyjaśnił dlaczego elektrony w atomie nie podlegają prawom Maxwella

•

Gdyby emitowały one zgodnie z tym prawem fale elektromagnetyczne zmniejszyłyby swoją

energię i w końcu opadłyby na jądro.

•

Prawa elektrodynamiki dotyczą tylko zjawisk makroskopowych

•

Przedstawił planetarny model atomu, którego centrum stanowiłoby jądro zawierające

ładunki dodatnie i krążące wokół niego w różnych odległościach elektrony

Rysunek 1 zamalowane – protony,
niezamalowane - elektrony

Rysunek 2 w środku, zamalowane: protony. Niezamalowane
neutrony, na zewnątrz elektrony.

CHEMIA WYKŁADY

17

JK

1896, Becquered

Papier fotograficzny znajdujący się w pobliżu związków uranu czernieje pomimo starannego

odizolowania go od promieni. Zjawisko to tłumaczył wysyłaniem przez uran nowych, nieznanym

fizykom promieni. Zajęty innymi badaniami, zaproponował zbadanie tego zjawiska Marii

Skłodowskiej-Curie, poszukującej w Paryżu tematu do pracy doktorskiej.

XIX/XX wiek Maria Skłodowska-Curie

Uda uranowa promieniuje znacznie bardziej niż pozyskany z niej uran. Źródłem promieniowania jest

towarzysząca mu substancja, która należy wyizolować metodami chemicznymi. Do pracy przyłączył

się jej mąż Piotr Curie. Wyizolowali nowe pierwiastki: rad i polon.

Rad

Promieniował wiele tysięcy razy silniej od preparatów uranowych. Emitowane promienie

powodowały reakcje chemiczne na kliszach fotograficznych, jonizowały powietrze, pobudzały

diament i inne substancje do świecenia (fluorescencja). Powodowały zamieranie wzrostu komórek

żywych a nawet ich całkowite zamieranie (zostało wykorzystane w leczeniu nowotworów).

Rad nieprzerwanie emitował ciepło i energię sposobem cieplnym: 1 gram/1 godzina/33J energii a

temperatura była stale wyższa od otoczenia. Na intensywność promieniowania nie wpływały ani

zmiany temperatury, ani zmiany ciśnienia (w skrajnych warunkach w tamtych czasach)

W naczyniach z radem gromadziły się inne dwa pierwiastki: hel i radon. Rad uległ samoczynnemu

rozpadowi: Rad = hel + radon. Czy rad jest więc związkiem chemicznym, czy jak sugerowały inne

cechy pierwiastkiem??



Efekt cieplny przy tworzeniu helu i radonu jest 20 000 razy > od reakcji wodoru z tlenem

(najbardziej egzoenergetyczna)

 mało prawdopodobne by była to reakcja chemiczna



Tworzenie się helu i radonu – nieodwracalne – nie da się rozbić syntezy



Chemiczne właściwości pasowały do wolnego miejsca w VIII okresie



Rad ma odmienne widmo emisyjne (liniowe) – jest to cecha pierwiastka, a nie związku

(widmo pasmowe)

Rad jest pierwiastkiem chemicznym

Przyjęto pogląd o rozpadzie atomu:

Ra







 He + Rn

CHEMIA WYKŁADY

18

JK

5.12. Równowagi w roztworach wodnych i niewodnych elektrolitów

Elektrolity:

•

Substancje o budowie jonowej oraz z wiązaniami kowalencyjnymi, w których jony powstają

dopiero w skutek oddziaływania cząsteczek z rozpuszczalnikiem

•

Mocne, średnie, słabe

Solwatacja (hydratacja) – rozpuszczanie jest możliwe wyłącznie, gdy pomiędzy cząsteczkami subst.

rozpuszczanej i cząsteczkami rozpuszczalnika występuje odpowiednie silne oddziaływanie.

Substancje o budowie jonowej rozpuszczają się tylko w cieczach polarnych H

2

O, NH

3.

Wokół cząsteczki układają się cząsteczki rozpuszcz. rozkładając je na jony. Jon H

+

wytwarza zbyt silne

pole elektryczne, aby mógł występować w takiej postaci (proton) w roztworze wodnym i dlatego

uznaje się, ze faktycznie jest zw. Z przynajmniej jedną cząsteczka wody tworząc jon oksoniowy

(hydroniowy) H

3

O

+

Niektórzy uważają, że w roztworach wodnych występuje nawet jon H

3

O

4

+

. Analogicznie zamiast jonu

OH faktycznie występują agregaty takie jak: H

3

O

2

-

, H

5

O

3

-

, a nawet H

7

O

4

-

.

Teoria dysocjacji:

Arhenius: Kwasy oddysocjowują jony H

+

, a zasady OH

-

Broensted: Kwas jest donorem (dawcą protonu) a zasada jego akceptorem

Lewis: dalsze uogólnienie: kwas jest akceptorem pary elektronowej, a zasada donorem pary

elektronowej

Substancja AB dysocjuje zgodnie z równaniem AB A

+

+ B

-

Opisuje ją stała równowagi: K = [A

+

]*[B

-

] / [AB] zależy wyłącznie od temperatury!

Stała dysocjacji – stała wielkość charakterystyczna dla danego elektrolitu, zależy od temperatury, a

nie zależy od stężenia. Dla elektrolitów złożonych, każdy etap – inna stałą równowagi (stała I, II, III,

jak np. dla H

3

PO

4

)

Iloczyn k

1

X k

2

X k

3

= K

ogólna – całkowita stała dysocjacji

Stopień dysocjacji – wyraża stosunek ilości cząsteczek zdysocjowanych do ilości cząsteczek

wprowadzonych do roztworu. Może być również wyrażony jako stosunek stężeń cząsteczek

zdysocjowanych do całkowitego stężenia elektrolitu.

α = N

zdys

/ N

całk

= C

zdys

/ C

całk

CHEMIA WYKŁADY

19

JK

Stopień dysocjacji zależy od:

1.

Rodzaju elektrolitu

2.

Rodzaju rozpuszczalnika

3.

Stężenia (wzrasta z rozcieńczeniem roztworu)

4.

Temperatury (gdy rośnie, wzrasta stopień dys.)

5.

Obecności innych związków w roztworze

Moc elektrolitów

α> 30%
5%<α<30%
α<5%

Prawo rozcieńczeń Ostwalda K = α

2

* c / 1-α

Dysocjacja wody i pojęcie pH

Woda ulega autodysocjacji w bardzo małym stopniu H

2

O + H

2

O = H

2

O

+

+ OH

-

Stała równowagi tej reakcji: K

w

= C(OH

-

) * C(H

3

O

+

) / C

2

(H

2

O)* ε

Stężenia OH i H

2

O

+

są tak małe w porównaniu za stężeniem niezdysocjowanej wody, że te

ostatnie można przyjąć za stała i napisać:

K

w

= C(OH

-

) * C(H

3

O

+

) = 10

-14

(298K)

Nowa stała równowagi jest nazywana iloczynem jonowym wody, a w konsekwencji: C(OH

-

) =

C(H

3

O

+

) = 10

-7

Jest to wielkość stała i jeśli do wody wprowadzimy pewną ilość jednego z tych jonów,

stężenie drugiego musi ulec zmianie. Stężenia wygodniej jest opisywać używając pojęcia pH

pH = -log C(H

3

O

+

) lub pH = -log[H

+

]

Hydroliza

Badając roztwór wodny różnych soli, stwierdzono że mają różne pH. Zjawisko to

spowodowane jest zachodzeniem reakcji pomiędzy cząsteczkami wody i soli – reakcji

hydrolizy.

W wodzie hydrolizują sole mocnych kwasów i słabych zasad, słabych kwasów i mocnych

zasad oraz słabych kwasów i słabych zasad. O odczynie decyduje różnica mocy kwasów i

zasad, z których powstała.

Roztwory mocnych kwasów i słabych zasad (np. NH

4

Cl) mają odczyn kwaśny, słabych kwasów

i mocnych zasad (np. CH

3

COONa) alkaliczny a w przypadku soli słabych kwasów i słabych

zasad o pH decyduje, które z tych związków jest mocniejszym elektrolitem.

CHEMIA WYKŁADY

20

JK

CH

3

COONa + H

2

O = CH

3

COOH + Na

+

+ OH

-

NH

4

Cl + H

2

O = NH

4

OH + H

+

+ Cl

-

Praktyczne zastosowanie – w roztworach buforowych, ich pH nie zmienia się (w pewnych

granicach) po dodaniu kwasu lub zasady oraz przy rozcieńczaniu wodą. Te granice

wytrzymałości określa się przez pojemność buforową.

Roztwory buforowe – składają się z pary związków – np. soli mocnej zasady i słabego kwasu

oraz tego słabego kwasu:

CH

3

COONa + CH

3

COOH

Lub soli mocnego kwasu i słabej zasady oraz tej słabej zasady:

NH

4

Cl + NH

4

OH

pH mieszaniny

CH

3

COONa i CH

3

COOH opisane jest następującym wzorem:

pH = -log k – log





Rozcieńczenie roztworu buforowego nie powoduje zmiany pH

 równowaga pomiędzy osadem i

jonami zawartymi w roztworze

Jeśli stałą substancję zbudowaną z jonów umieści się w wodzie to ustali się równowaga pomiędzy

jonami w nasyconym roztworze i stałą substancji będącą w nadmiarze.

AlCl

(s)

Ag

+

+ Cl

-

Po wytrąceniu chlorku srebra w nasyconym roztworze nad osadem ustala się równowaga pomiędzy

zawartymi w tym roztworze jonami i osadem.

Stała równowagi:

K =

 


  

Stężenie chlorku srebra w fazie stałej nie może się zmienić [

Ag

+

] + [Cl

-

] = K[AgCl

(s)

] = K

s

K

s

– stała, iloczyn rozpuszczalności

[Ag

+

] [Cl

-

] – iloczyn jonowy

K

s

= I

R =

[Ag

+

] [Cl

-

] – nasycony roztwór jest w równowadze

Ogólnie dla substancji, której osad znajduje się w równowadze z nasyconym roztworem
zawierającym jony A

+

i B

-

na które dysocjuje substancja AB, wg poniższej reakcji:

AB

(s)

= Aa

+

+ bB

-

Iloczyn rozpuszczalności:

I

R

= [A

+

]

+

[B

-

]

-

CHEMIA WYKŁADY

21

JK

12.12. Promieniotwórczość

Promieniowanie α



W polu elektrycznym odchyla się w inną stronę niż β



Strumień cząstek o masie 4u i ładunku dodtanim

 wartość tego ładunku 2X większa od

ładunku elementarnego



Zderzenie α z β lub ujemnie naładowaną płytą (elektronami) prowadzi do powstania atomu

helu

He

2+

+ 2e

 He

Promieniowania γ



Podlega tym samym prawom co wiązka światła widzialnego



Długość 0,5-40 piknometrów

Radon nie jest pierwiastkiem trwałym, ulega rozpadowi, emituje α, powstaje nowy pierwiastek RAD

A,

 α  RAD B i emituje β  RAD C

1913, Soddy – stwierdził, że są to znane już pierwiastki

Wszystkie przemiany zachodzą w naczyniu zawierającym rad, promienie emitowane z naczynia są
mieszaniną α i β i fali elektromagnetycznej γ.
Każdy pierwiastek powstaje z pierwiastka go poprzedzającego, sam przemienia się w pierwiastek po
nim następujący. Tą zależność określono „córka-rodzice”. Np. radon jest córką radu, ale jest rodzicem
radu A.
Scharakteryzowano te pierwiastki na podstawie emitowanego przez nie promieniowania i jego
intensywności.

1904, Rutherford – określił poszczególne stadia rozpadu, po upływie pewnego czasu – następuje

rozpad połowy jego początkowej masy (charakterystyczna cecha każdego pierwiastka)

 okres

półtrwania (połowicznego zaniku, połowicznego rozpadu)

Okres połowicznego rozpadu:

•

radon – 4 dni (zniknąłby cały, gdyby nie powstawał z radu),

•

rad – 1600 lat,

•

uran – 4 500 000 000 lat (w całej historii Ziemi tylko część mogła ulec rozpadowi, dzięki temu

zapasy radu są stale odnawiane)

•

różna szybkość, czas może być w latach, dniach, godzinach, minutach, sekundach

•

długi OP – słaba intensywność promieniowania, „dłuższe życie”

•

krótki OP – silne promieniowanie, żyją krócej / rozpad nie kończy się na radzie C

1913

•

Szereg uranowo-radowy

RaG – 206u

•

Tor (14 000 000 000 lat)

AcD – 207u

Ident. wł. chem. Jak ołów, Pb-207,2u.

•

Aktyn (rzeczywiście: aktyno uran) ThD – 208u

CHEMIA WYKŁADY

22

JK

1913, Fryderyk Soddy

•

Zakwestionował, że pierw. chem. Jest zbudowany z atomów identycznych pod każdym

względem.

•

Pierw. chem. Mogą być zbiorem kilku rodzajów AT. O różnej masie atomowej

 izotopy

1919, Aston

•

Skonstruował spirograf mas, za pomocą którego można potwierdzić doświadczalnie hipotezę

Saddego

•

Nie tylko pierwiastki promieniotwórcze są mieszaniną izotopów

•

Masa atomowa (traktowana jako masa pojedynczego atomu) jest średnią ważoną z mas

atomów poszczególnych odmian izotopowych.

W każdej reakcji chemicznej – izotopy zachowują się identycznie, wykryto izotopy dzięki

pierwiastkom promieniotwórczym

 różne masy atomowe – różne okresy półtrwania

Odkrycie izotopów pozwoliło zmieścić je w układzie okresowym. 30 pierwiastków w szeregach

promieniotwórczych okazało się izotopami 5 znanych pierwiastków: talu, bizmutu, ołowiu, toru,

uranu. Izotopy w układzie zajmują to samo miejsce ze względu na identyczną liczbę atomową Z.

1913, Moseley

 wprowadzenie liczb atomowych

Pb – ostatni produkt przemian, w każdym szeregu inny izotop

Stwierdzono słabą promieniotwórczość K, Pt,i innych.

 nie tworzą one szeregów

promieniotwórczych. Po emisji β lub α tworzą nuklidy trwałe.

1913, Kazimierz Fajans, Fryderyk Snoddy

 reguła przesunięć

•

Pierwiastki emitujące α, zamienia się w układzie okresowym w pierwiastek o 2 miejsca w
lewo

•

Pierwiastki emitujące β, zamienia się w układzie okresowym w pierwiastek o 1 miejsce w
prawo

Obecnie: prawo zachowania ładunku dla przemiany jądrowej:

2X

 z – 2y + 2 He

2X

 z + 1y + - 1e

Można kojarzyć dowolny radionuklid z izotopem określonego pierwiastka.

Szeregi promieniotwórcze

Początek – stosunkowo trwały, kończą się nuklidami nie promieniotwórczymi.

•

Uranowo-radowy

(od izotopu

238

U do

206

Pb)

•

Uranowo-aktynowy

(

235

U do

207

Pb)

•

Torowy

(

232

Th do

208

Pb)

•

Sztuczny: Neptunowy

(

237

Np do

209

Bi) /Bizmut, Z=83/

CHEMIA WYKŁADY

23

JK

19.12. Kinetyka chemiczna

Reakcje chem. zachodzą z różną prędkością.

Kinetyka – dział chemii fizycznej zajmujący się badaniem szybkości reakcji chem., jej zależności od
temp., 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 (c

s

lub c

p

) w jednostce czasu

V = dc

s

/dt = -dc

p

/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

Katalizator – zwiększa lub zmniejsza szybkość reakcji a po jej zakończeniu pozostaje w

niezmienionym stanie (dodatni lub ujemny). Jest uwzględniany w równaniu reakcji:

A + B + K

 [ABK]  C + D + K

Kataliza – zjawisko przyspieszania reakcji

Katalizatory wpływają na obniżenie energii aktywacji – nie wpływa na położenie stanu równowagi –
zmieniają jedynie szybkość reakcji
Selektywność katalizatorów – działają tylko na wybrane procesy – nie są uniwersalne
Przykładowe reakcje:
2NO + Cl

2

 2NOCl

2NO + Br

2

 2NOBr

2NOBr + Cl

2

 2NOCl + Br

2

Zatruwanie katalizatorów - może być spowodowane b. małymi ilościami substancji neutralizujących

działanie katalizatorów (platyna przez arsen, ołów, siarkowodór) w centrach aktywnych.

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 V

1

= k

1

* [A] * [B]

W drugą stronę V

2

= k

2

* [C] * [D]

Dla układu w stanie równowagi V

1

=V

2

, czyli k

1

* [A] * [B] = k

2

* [C] * [D]

Stosunek k1/k2 dla danej reakcji ma wartość stałą – stała równowagi

K = [C]*[D] / [A]*[B]

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

CHEMIA WYKŁADY

24

JK

Dla reakcji: Aa + bB + …

 cC + dD + … stała równowagi wyrażona jest równaniem:

!!! K = [C]

c

* [D]

d

/ [A]

a

* [B]

b

Reguła przekory Le Chateliera – każdy układ w stanie równowagi, poddany działaniu zewnętrznemu

naruszającemu stan równowagi ulega takim zmianom, które zmniejszają jej działanie.

1.

Zmiana stężenia – np. usunięcie produktu powoduje przesuniecie równowagi w prawo, w

celu przywrócenia jego ilości zmiana stężenia nie powoduje zmiany stałej równowagi.

2.

Zmiana temperatury – np. wzrost temperatury, w której przebiega reakcja endotermiczna

powoduje przesunięcie równowagi w prawo.

3.

Zmiana ciśnienia – gdy reakcja przebiega w fazie gazowej – wzrost ciśnienia powoduje

przesunięcie równowagi w prawo, gdy objętość substratów jest większa od objętości

produktów. Gdy objętość produktów i substratów są równe – zmiana ciśnienia nie wpływa na

równowagę procesu.

Reaktywność pierwiastków – zdolność do oddawania i przyjmowania elektronów, które uczestniczą

w tworzeniu wiązań chemicznych. Im pierwiastek bardziej aktywny – tym chętniej wchodzi w różne

reakcje. Reakcje wymiany (zastąpienia jednego pierwiastka innym) zachodzą tylko wtedy, gdy

pierwiastek podstawiany ma wyższą aktywność od zastępowanego. Np.:

CuSO

4 (aq)

+ Zn

(s)

 ZnSO

4

(aq)

+ Cu

Metale można uszeregować wg stopnia ich aktywności – porównując reakcje metali z innymi

związkami , jak O

2

, kwasy można je uszeregować tworzą szereg aktywności:

K>Na>Ca>Mg>Al.>Zn>Fe>Pb>Cu>Ag

Półogniwo

•

Pierwiastki w H2O lub roztworze elektrolitu zawierają jony tego pierwiastka

•

Atomy na powierzchni półogniwa -> kationy -> przechodzą do roztworu pozostawiając

elektrony na elektrodzie

•

Roztwór

 naładowany dodatnio, metalowa elektroda  ujemna

•

Powstaje różnica potencjałów (nie można jej zmierzyć, wyznacza się ją w odniesieniu do

standardowego półogniwa – elektrody wodorowej)

•

Potencjały różnych pierwiastków wyznaczone w ten sposób

 szereg napięciowy



Połączenie dwóch półogniw różnych pierwiastków

 ogniwo, w którym płynie prąd elektryczny



Ogniwa pierwotne – nie mogą być ładowane, ogniwa wtórne mogą



Kilka ogniw – bateria, akumulatory

CHEMIA WYKŁADY

25

JK

09.01

1813, Teoria Bohra

•

Tłumaczy serie widmowe wodoru

•

Nie mogła opisać atomów wieloelektrodowych

Spektroskopy o bardzo dużej zdolności rozdzielczej

 udaje się rozproszyć prążki w widmie wodoru

na szereg linii odpowiadającym różnym długościom fal (tzw. subtelna struktura widma)

 oznacza

to, z Ew obrębie poziomów energetycznych istnieją podpoziomy i teoria budowy atomu musi ten fakt

uwzględnić.

•

Dlaczego te a nie inne tory są dozwolone?

•

Dlaczego elektron, krążąc po torze dozwolonym nie promieniuje i nie podlega prawom

Maxwella?

 Odpowiedzi zawiera mechanika kwantowa

Fundamenty mechaniki kwantowej:

•

Fale de Broglie’a

•

Zasada Heisenberga

•

Równanie Schrödingera

•

Postulat Borna

1924, Louis de Broglie – rewolucyjna koncepcja podwójnej natury elektronu:

„Elektron jest równocześnie cząstką materii i falą”

Nawiązuje do falowo-korpuskularnej interpretacji natury światła, które zachowuje się jak fala

elektromagnetyczna i jak cząstka (foton). Hipoteza ta jest jedną z podstaw dualizmu korpuskularno-

falowego.

Czym jest elektron? – Jeszcze nie wiadomo. Jest opis korpuskularny i falowy

1.

Zachowuje się jak cząstka (np. zderza się z innym elektronem lub inną cząstką)

2.

Ulega interferencji i dyfrakcji

3.

Nie jest falą elektromagnetyczną – ma odmienne właściwości

 fala prawdopodobieństwa

(dawniej: fala materii lub fala de Broglie’a)

1922, Compton – autor strony matematycznej

Na podstawie rozpraszania promieni X udowodniono (teorie Einsteina, Plancka), że fala

elektromagnetyczna o długości λ stanowi zbiór cząstek – fotonów o energii: E = h * v = h * c / λ

i pędzie p =c / λ, gdzie v = h / λ, h – stała Plancka = 6, 62 * (10) -34 J * s

CHEMIA WYKŁADY

26

JK

Hipoteza de Broglie’a

•

Pęd (klasyczne m * v) wiąże się z długością pewnej fali o nieznanej naturze, w ten sam sposób

jak pęd wiąże się z długością fali elektromagnetyczne. Zakłada, że wszystkie cząstki takie jak

protony, elektrony, neutrony można traktować jako fale.

•

Porównał pęd: m*v = h/λ i wyznaczył „λ” i otrzymał równanie de B.

 wzór na długość fali

związanej z elektronem:

λ = h/(m * v) = h/p

1927, zasada nieoznaczoności Heisenberga, potwierdzenie falowych właściwości elektronów

•

- drugi fundamentalny element mechaniki kwantowej

•

Nie można stosować do opisu elektronu terminu „tor”, ponieważ nie da się go wyznaczyć

doświadczalnie (pojęcie tor związane jest z prędkością wektorową)

•

Nie da się określić dokładnej prędkości i położenia elektronu w danej chwili

 niemożność

określenia toru

•

Pomiar położenia metodą fotografowania elektronu – wymaga oświetlenia obiektu, czyli

bombardowania go strumieniem fotonów. Te zaś oddziałują z elektronem i zakłócają jego

stan.

•

Może być różnie przedstawione matematycznie: z zależności od wyboru parametrów. W

najprostszej wersji: Δx * Δv = constans, gdzie Δx – niedoskonałość (niepewność z jaką

wyznaczamy położenie na wybranym kierunku x), Δv – niedoskonałość z jaką wyznaczamy

prędkość

Zasada determinizmu, czyli określoności obowiązuje w mechanice klasycznej opisującej obiekty

makroskopowe. Pozwala na jednoznaczne przewidzenie przyszłych losów ciał, jeśli znamy jego

aktualny stan i prawo opisujące ruch.

Np. wyznaczenie położenia planet i ich księżyców w ruchu dookoła Słońca. Prawa ruchu w polu

grawitacyjnym pozwalają na obliczenie ich orbit i wzajemnego położenia w dowolnej chwili w

przyszłości (np. za 25 stuleci, jak również w odtwarzaniu przeszłości, w tym byłych zaćmień Słońca.)

Pozwala to na dokładność w obliczeniu dat minionych wydarzeń historycznych odnotowanych w

starożytnych kronikach, łącznie z opisem ówczesnych zjawisk astronomicznych.

Indeterminizm - niemożność jednoznacznego wytyczenia toru elektronu. Wykluczone poznanie

prędkości i położenia elektronu w danej chwili. Atom przestał być wyobrażalny we współczesnej

fizyce. Obiekty ze świata mikro nie są mniejszymi wersjami przedmiotów z życia codziennego.

Mechanika kwantowa – (zamiast podawać konkretne współrzędne) zakłada istnienie pewnego

prawdopodobieństwa (W) napotkania cząstki w danym miejscu w przestrzeni.

W w objętości dV opisane jest jako gęstość prawdopodobieństwa ρ będącego funkcją współrzędnych

x, y, z.

ρ= W/ (d*V)

ρ = ρ(x, y, z)

CHEMIA WYKŁADY

27

JK

Dalszy brak modelu łączącego cechy korpuskularne i falowe elektronu

 rozwój teorii 

matematyczne podejście:

1926, Schrödinger Ervin – równanie uwzględniające obie cechy elektronu

•

Podał zależność – podstawa mechaniki kwantowej!!

•

Równanie różniczkowe – rozwiązaniami są funkcje zwane funkcjami falowymi. Ozn: Ψ [czyt.

PSI]

ρ

2

Ψ / ρ x

2

+ ρ

2

Ψ / ρ

y

2

+ ρ

2

Ψ / ρ

z

2

+ 8 π m / h

2

(E – V) Ψ = 0

E – energia całkowita elektronu
V – energia potencjalna elektronu

•

Rozwiązaniem może być jedna funkcja skończona, czyli ciągła, skończona, jednoznaczna.

•

W samej funkcji Ψ bez określonego sensu fizycznego etap przejściowy – bardzo ważny

•

Funkcja falowa = funkcja stanu – określa w pełni stan układu

•

Można określić wszystkie właściwości elektronu w danym stanie. Kryje w sobie informacje o

statystycznym rozkładzie możliwych położeń elektronu, czyli prawdopodobieństwa

znalezienia go w określonym obszarze.

Postulat Borna – opisuje równanie Schrödingera

Z niego da się obliczyć prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w małych elementach objętości

dV położonych w różnych odległościach od jądra

•

Gęstość prawdopodobieństwa – ozn. Ρ, Stosunek prawdopodobieństwa do elementarnej

objętości

Ρ = W dV =

||

2

•

W celu uniezależnienia wyników od rozmiaru dV

•

Odpowiednik gęstości materii [masa/objętość]

•

Elektron w danej chwili nie znajduje się w określonym punkcie kołowego toru (jak Bohr)

•

Zachowuje się jak chmura ładunków – rozprzestrzeniona wokół jadra

Chmura elektronów atomu wodoru w stanie podstawowym:

•

Symetria kulista

•

Granice nie są wyraźne

•

Gęstość obj. ładunku maleje wykładniczo w miarę oddalenia się od jądra i dopiero w

nieskończoności osiąga 0.

•

Gdy elektron zajmuje stan w określonej energii

 rozkład ładunków wewnątrz chmury elektronowej jest stały w czasie
Przyczyna uwalniająca elektron od konieczności stosowania się do prawa Maxwella. ?

CHEMIA WYKŁADY

28

JK

Założenia mechaniki kwantowej – wnioski:

5 parametrów ruchu – współcześnie w modelu kwantowym:

1.

Energia

Energia może w atomie wodoru przybierać wartość określone równaniem:

E = -1/n

2

2 π

2

e

4

m / h

2

(z Bohra)

N – nr orbity (daw., tu: nr powłoki)

 główna liczba kwantowa; n ε C, 1,2,3,…

Analogia geometryczna między Bohrem a współczesna powłokę:

•

Kolejne orbity - coraz większe promienie

•

Kolejne powłoki – odpowiednio coraz dalej oddalone od jądra Maxima prawdopodobieństwa

znalezienia elektronu

•

Podpowłoki uporządkowano wg rosnącej liczby poziomów orbitalnych ( i stanów

stacjonarnych)

•

Ozn. symboli: s, p, d, f, g, h, ..

•

Powłoka 3 zawiera 3 podpowłoki s, p, d

•

Powłoka 2 zawiera 2 podpowłoki s, p,

itd.

•

Jeżeli elektron znajduje się w stanie stacjonarnym, n=1., stan ten ozn 1s

n=2,

2s, 2p

n=3 ,

3s, 3p, 3d

Powłoki odpowiadają kolejnym wartościom gł. liczb kwantują
n = 1K, n = 2L, 3M, 4N, 5O, 6P, 7Q
Główna liczba kwantowa = liczbie podpowłok, ograniczona, ściśle określona
Podpowłoki – uporządkowana wg. rosnącej liczby poziomów orbit, ozn: s, p, d, f, g, h

Pytanie do egzaminu: Co to są liczby kwantowe? – Kwantują na 5 parametrów ruchu elektronów (f.

falowe opisujące ruch elektronu)

CHEMIA WYKŁADY

29

JK

16.01

2.

Moment pędu

Może w at. H przybierać wartość: M = V (l+1) * h/2π, gdzie l – orbitale, liczba kwantowa,

l=0,1,2,3…(n-1)

3.

Składowa zetowa momentu ruchu

M

z

= m* h / 2x, m- magnetyczna liczba kwantowa,

+l < m < -l

Doświadczenie: rozdzielenie strumienia z jednym elektronem na dwie wiązki

 elektron wykazuje

pewien ruch wewnętrzny – jest magnesem o określonym momencie magnetycznym. Tylko ruch

ładunku zgodnie z prawem elektrodynamiki – powstanie pola elektromagnetycznego. Zjawisko takie

 SPIN (KRĘT) ELEKTRONU (brak odpowiednika w klasycznej mechanice)

•

Nie jest to obrót wokół osi (za szybko wirowałby)

•

Wartość spinu jest kwantowana przez 4 l. kwantową.

•

Ozn: s

•

Wartość dla elektronu = ½

•

σ

s

= m

s

* h / 2π

Orbitale atomu wodoru

Każdej kombinacji liczb kwantowych n, l, m odpowiada jedna funkcja porządna spełniająca równanie

Schrödingera, nazwana orbitalem – ozn.: y(n, l, m)

Oznaczenie orbitali:

Dla

n =1 orbital typu „s”
n = 2

„p”

n = 3

„d”

n = 4

„f”

Zasady rozbudowy powłok elektronowych

1.

Zakaz Pauliego – na jeden orbital mogą najwyżej przypadać dwa elektrony

2.

Reguła Hunda - l. niesparowanych elektronów powinna być jak największa

Kolejność zapełniania powłok elektronowych w atomach (konsekwencja pow. zasad)

n =

1

2

3

4

5

6

7

s

s

s

s

s

s

s

P

p

p

p

p

p

d

d

d

d

f

f

CHEMIA WYKŁADY

30

JK

H

1s

1

He

1s

2

Li

1s

2

2s

1

Be

1s

2

2s

2

B

1s

2

2s

2

p

1

C

1s

2

2s

2

p

2

N

1s

2

2s

2

p

3

O

1s

2

2s

2

p

4

F

1s

2

2s

2

p

5

Ne

1s

2

2s

2

p

6

Elektrochemia

Szereg aktywności napięciowy metali

Ogniwa:

•

Pierwotne

•

Wtórne

Akumulator – dwie płyty ołowiane, elektrodowe, po rozładowaniu osadza się siarczan ołowiu

Anoda:

Pb

(s)

+ HSO

4

-

 PbSO

4

(s)

+ 2 e

-

+ H

+

Katoda:

Pb

2(s)

+ HSO

4

-

+ 3H

+

+ 2e

-

 PbSO

4(s)

+ 2H

2

O

Sumaryczne:

Pb

(s)

+ PbO

2(s)

+ 2HSO

4

+ 2H

+

 2PbSO

4(s)

+ 2H

2

O

CHEMIA WYKŁADY

31

JK

22.01

Termodynamika chemiczna

•

Entropia – miara względnego prawdopodobieństwa

•

Temperatura – łącznik między energią a entropią

Liczba sposobów jakimi można otrzymać układ określonej energii – ważny czynnik (oprócz energii)

określający kierunek samorzutnych zmian. Im więcej jest sposobów, tym bardziej jest on

prawdopodobny.

Termodynamika

•

Zajmuje się badaniem ciepła, jako energii oraz temperatury jako czynnika kontrolującego

dynamikę zmian energii

•

Jest bardzo szeroka dziedziną. Łączy zjawiska fizyki, astronomii, biologii i inne.

•

Przyczynia się do unifikacji nauki

•

Jest dziedzina abstrakcyjną

•

Zajmuje się procesami zachodzącymi w układzie i związanym z nim otoczeniem

Układ – część świata fizycznego, np.

1 mol CO

2

w izolowanym pojemniku

1 dm

3

roztworu 1M NaCl

Pojedynczy kryształ CuSO

4

* 5H

2

O

Otoczenie – wszystko poza układem

Np.:

•

UKŁAD IZOTERMICZNY: w układzie może przebiegać reakcja endotermiczna związana

z równoczesnym pobieraniem przez układ ciepła z otoczenia – tak aby ten układ nie uległ

zmianie

•

UKŁAD ADIABATYCZNY: przeciwieństwo, całkowicie izolowany od otoczenia

Opis układu – określa wiele zmiennych:

•

Temperatura

•

Ciśnienie

•

Objętość

•

Skład chemiczny

Termodynamika zajmuje się głównie właściwościami, które zależą od jakiegoś obecnego stanu

systemu. Oznacza to, że właściwość termodynamiczna (jak np. energia wewnętrzna) jest całkowicie

określona, jeżeli stan układu jest opisany. Takie właściwości nazywane są FUNKCJAMI STANU.

Na ogół ważna jest nie tylko absolutna wartość wielkości termodynamicznej, lecz jej zmiana. Zmiana

wartości funkcji termodynamicznej zależy jedynie od stanu układu i nie zależy od sposobu w jaki

układ przeszedł od stanu pierwszego do stanu drugiego.

CHEMIA WYKŁADY

32

JK

Podstawę termodynamiki stanowią dwie zasady. Pierwsza jest równoważna zasadzie zachowania

energii.

I zasada termodynamiki

Przyrost energii układu ΔE jest równy ciepłu q pochłoniętego przez układ, pomniejszony o pracę l

wykonaną przez ten układ.

ΔE = q – l

q, l – wyrażone w jednostkach energii

•

Jeżeli q jest dodatnie to układ pochłonął ciepło i energia układu wzrosła

•

Jeżeli q jest ujemne to ciepło zostało zabrane z układu i energia układu zmalała

•

Jeżeli l jest dodatnie to układ wykonał pracę na otoczeniu i energia zmalała

•

Jeżeli l jest ujemne to otoczenie wykonało pracę na układzie i energia wzrosła

Dla układu całkowicie izolowanego od otoczenia (adiabatycznego) ΔE = 0, co oznacza, że energia

układu jest stała.

Mówiąc o energii układu skupiamy uwagę na wewnętrznych formach energii, takich jak:

•

Ruchy drgające atomów

•

Kinetykę energii cząsteczek

•

Energii potencjalna magazynowana w wiązaniach chemicznych

Jest jeszcze inny składnik wynikający z tego, z układ ma objętość V i na ogół jest po d ciśnieniem

otaczającej atmosfery P.

Praca zewnętrzna wyznaczająca PV musi być wykonana nad otoczeniem, aby zajął on swoją objętość.

Każdy układ mający objętość V i poddany ciśnieniu P ma energię z nim związaną równą PV.

Każda zmiana wartości PV związana jest ze zmianą energii całkowitej. Aby to uwzględnić wprowadza

się pojęcie ENTAPIL, ozn: H, będące sumą energii wewnętrznej E i pracy zewnętrznej PV

H = E + PV

Reakcja chemiczna – ciepła jest albo wydzielane, albo pobierane

 zmiana energii układu



Reakcja egzotermiczna – ciepło jest wydzielane do otoczenia, ΔH jest ujemne



Reakcja endotermiczna – ciepło jest pobierane z otoczenia, - ΔH jest dodatnie

Pomimo, ze w układzie izolowanym ΔE =0 ciepło i praca nie są wymieniane z otoczeniem. W układzie

mogą być zmiany

 dążność układu do osiągnięcia najbardziej prawdopodobnego stanu, w którym

wystąpi najbardziej przypadkowe uporządkowanie cząstek. To nieuporządkowanie opisuje pojęcie

ENTROPII. Stan nieuporządkowany ma większą entropię od uporządkowanego.

Np. Woda jako ciesz ma większą entropię niż jako ciało stałe – lód. Jest tu wiele nie-uporządkowań –

wszystkie są jednakowo prawdopodobne, razem tworzą stan ciekły wody, dla lodu – jeden stan

uporządkowany.

CHEMIA WYKŁADY

33

JK

Boltzman, propozycja definicji entropii:

S = k * ln * Ω

Gdzie S – entropia, k – stała Boltzmana, Ω – liczba możliwych konfiguracji, które system może

przybierać dla określonej energii.

Np.: Topnienie lodu – dwie przeciwstawne tendencje, o zachowaniu których decyduje temperatura.

Powyżej temperatury topnienia przeważa wzrost entropii i b. uprzywilejowana jest samorzutna

przemiana topnienia lodu, poniżej temperatury topnienia przeważa spadek energii i uprzywilejowana

jest samorzutna przemiana polegająca na krzepnięciu.

Potencjał termodynamiczny (energia swobodna) – ujmuje oddziaływanie energii i entropii

E

całk.

=

G

+

TS

Potencjał termodyn.

Energia niedostateczna

G można wyrazić jako:

G

=

H

–

TS

Potenc. Termo dyn.

Entapil

En. Niedostat.

II zasada termodynamiki

Każdy układ pozostawiony sobie zmienia się tak, aby osiągnąć stan o zwiększonym

prawdopodobieństwie,

Czyli inaczej: podczas zmian samorzutnych w układzie izolowanym entropia wzrasta, ΔS musi być > 0

Jeżeli układ jest nieizolowany to całkowita entropia (układu i otoczenia) musi w czasie przemiany

samorzutnej wzrastać.

ΔS

całk

= ΔS

ukł

+ ΔS

otoczenia

> 0

Entropia – jest wielkością termodynamiczną i służy jako miara prawdopodobieństwa układów

nieuporządkowanych.

Równowagi w układach ciało stałe – ciecz – gaz

W miarę jak zwiększa się ilość składników obraz równowag fazowych staje się coraz bardziej

skomplikowany.

1876, Gibbs, 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 H

2

O + NaCl (n=2) w przypadku f =1



S = n +2 – f = 2 +2 -1 = 3

CHEMIA WYKŁADY

34

JK

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 *

2H

2

O liczba swobody zmniejszy się do 0.

Wykres fazowy wody

Wykres fazowy CO

2

CHEMIA WYKŁADY

35

JK

23.01

Zjawisko HYBRYDYZACJI – wymieszanie/pokrywanie się orbitali.

Hybrydyzacja LINIOWA (diagonalna)

Hybryda sp

np. BaCl

2

, jeden orbital S i jeden P, dwie orbity zhybrydyz.

Hybrydyzacja TRYGONALNA

Hybryda sp

2

Hybrydyzacja TETRAEDRYCZNA

Hybryda sp

np. CH

4

Elektrochemia

Akumulator ołowiowy

•

Elektroda ujemna – płyta Pb, elektroda dodatnia – PbO

2

, elektrolit – roztwór kwasu

siarkowego p gęstości 1,28 g/dm

3

.

•

W trakcie rozładowania maleje stężenie kwasu, co pozwala na ocenę stanu naładowania

akumulatora w oparciu o gęstość elektrolitu.

Ogniwo litowo-jonowe (w komórkach)

•

Anoda – grafit domieszkowany litem (max do LiC

6

)

•

Katoda – wykonana z mieszaniny tlenków: LiCO

2

, LiNiO

2

LiMn

2

O

4

•

Elektrolit LiPF

6

w rozpuszczalnikach niewodnych: węglan etylenu z węglanem dimetylu

•

Reakcje:

C

6

+ 2LiCOO

2

ładowanie

LiC

6

+ 2Li

0,5

COO

2

praca

•

Charakterystyczną cech tego ogniwa jest duża SEM = 4V i duża gęstość energii (do 150

W*N*kg

-1

)

CHEMIA WYKŁADY

36

JK

ELEKTROLIZA

Definicja: Proces rozkładu związków chemicznych będących elektrolitami pod wpływem

przepływającego prądu elektrycznego.

I prawo Faraday’a – Masa substancji osądzających się na elektrodzie podczas elektrolizy jest

proporcjonalna do natężenia przepływającego prądu i czasu. M = k * l * t

II prawo Faraday’a – do wydzielenia na elektrodzie w trakcie elektrolizy 1 gramorównoważnika

substancji potrzebny jest ładunek 96485 kulombów – stała Fraday’a

Zastosowanie elektrolizy:

•

Rafinacja elektrolityczna (oczyszczanie elektrolityczne) – 2 elektrody: czysta miedź i surowa

miedź, zanurzone w roztworze. Anoda: (elektroda z surowej miedzi), atomy miedzi oddają

elektrony

 powstają jony  Katoda: (elektroda z czystej miedzi) pokrywa się jonami.

Zanieczyszczenia opadają na dno zbiornika.

•

Galwanizacja – pokrywanie przedmiotów cienką warstwą metali podczas elektrolizy. Katoda –

powielany przedmiot, na nim osadzą się jony metalu zawartego w elektrolizie

•

Anodyzowanie (utlenianie anodowe) – pokrywanie metalowego przedmiotu cienką warstwą

tlenku metalu, jony OH utleniają się na metalicznej anodzie w procesie elektrolizy kwasu

siarkowego

Korozja

•

Proces niszczenia metali w wyniku reakcji elektrochemicznych i chemicznych zachodzących

podczas zetknięcia się metali z otaczającym je środowiskiem gazowym albo ciekłym

•

Proces zaczyna się na powierzchni metalu

•

Nazwa używana również do określania przyczyn i skutków zjawiska niszczenia, określa

dodatkowo oddziaływania wpływające na przebieg procesu.

•

Podział:

o

Biorąc za podstawę klasyfikacji przyczyny zjawiska:

Korozja elektrochemiczna

Korozja chemiczna

o

Biorąc za podstawę klasyfikacji skutki niszczenia fazy metalicznej:

Korozja równomierna

(nie wpływa na wł. wytrzymałości, pośrednio zmniejsza

przekrój poprzeczny przedmiotu)

Korozja miejscowa

Korozja międzykrystaliczna (nie zauważalna na powierzchni przedmiotu)

Korozja elektrochemiczna – wynik działania ogniw galwanicznych tworzących się na powierzchni

metalu.

•

Proces anodowy - właściwy proces korozyjny!! – Przejście atomu metalu do roztworu w

postaci jonów dodatnich M







 M

2+

+ Ze

-

, gdzie z – ładunek.

CHEMIA WYKŁADY

37

JK

•

Proces katodowy – przebiega równolegle do procesu anodowego. Zużywa uwolnione w

procesie anodowym elektrony. Wydzielanie wodoru. Kwaśny roztwór elektrolitu –

depolaryzacja wodoru. 2H

+

+ 2e

-







 H

2

. Albo redukcja rozpuszczalnika w roztworze elektrolitu

tlenu – depolaryzacja tlenu. 1/2O

2

+ 2e

-

+ H

2

O







 2OH

-

•

Procesy anodowy i katodowy biegną w różnych miejscach powierzchni metalu.

Lokalne ogniwa korozyjne:

Ogniwo powstałe w skutek zetknięcia 2 różnych metali

Ogniwo powstałe w skutek zetknięcia metalu z wtrąceniami niemetalicznymi

Ogniwo powstałe w skutek częściowej pasywacji metali, tj. częściowego pokrycia go tlenkami

Ogniwo powstałe w skutek napięć mechanicznych, występujących w niejednorodnych

chemicznie metalu lub stopie

Ogniwa stężeniowe tworzą się wówczas, gdy kawałek metalu styka się z roztworami o

różnych stężeniach soli lub tlenu.

Przykład: ogniwo powstałe w skutek zetknięcia 2 różnych metali

 żelazna blacha pocynowana i

pocynkowana.

W przypadku blachy żelaznej ocynowanej, powłoka Sn chroni żelazo tak długo, dopóki nie powstanie

na niej rysa. Rysa – odsłonięcie – pokrywa się wilgocią

 powstaje ogniwo. Anoda: Fe/elektrolit/Sn

Fe







 Fe

2+

+ 2e

-

. Uwolnione elektrony są zużywane w procesie katodowym. Depolaryzacja

wodorowa – gdy roztwór jest kwaśny, a tlenowa gdy obojętny.

W przypadku blachy żelaznej ocynkowanej, nawet gdy będzie uszkodzona to w ogniwie lokalnym:

Zn/elektrolit/Fe

Zn







 Zn

2+

- 2e

-

. Anoda – bardziej elektroujemny Zn.

Przykład 2.: W metalach

 wytracenie niemetalicznych tlenków, siarczków. Metal + roztwór

elektrolitu

 lokalne mikroogniwa  korozja

Korozja chemiczna

Związana z bezpośrednim działaniem czynnika korozyjnego na metal lub stop. Nie dochodzi do

przepływu prądu elektrycznego!!! Wymiana zachodzi w środowisku niewykazującym żadnego

przewodnictwa jonowego.

Przykład: Korozja w gazach o podwyższonej temperaturze, pokrycie warstwą tlenku, działa na całą

powierzchnię metalu, może powodować powstanie szczelnej powłoki np. tlenku glinu – chroniącego

przed dalszą korozją, albo nieszczelnego -> tu działa dalej korozja elektrochemiczna.

JK

Ochrona przed korozją

1. Dobór odpowiedniego metalu lub stopu.

2. Osłabienie agresywności środowiska. Sposób ten można stosować, gdy ilość ośrodka atakującego

jest ograniczona.

•

Zmniejszenie depolaryzacji tlenowej

obojętnym np. odpowietrzan

•

Inhibitory (opóźniacze).

środowiska agresywnego, zmniejszają wybitnie szybkość procesów korozyjnych. Działanie

inhibitorów tłumaczy się tworzeniem trudno rozpuszczalnych warst

miejscach katodowych lub anodowych metalu.

•

Ochrona katodowa polega na tym, że do konstrukcji chronionej dołącza się zewnętrzną

anodę w postaci metalu o potencjale elektrodowym niższym niż materiał chronionej

konstrukcji. Płyta taka nazyw

chronioną wykonuje się przez bezpośredni s

chronionej konstrukcji staje się katodą i nie koroduje. Dobrym materiałem na protektor dla

konstrukcji pracujących w wo

kadłubów statków, kotłów i rurociągów.

•

Powłoki ochronne metaliczne

anodowe. Powłoki katodowe utworzone są z metalu o potencjale elektrodo

elektrododatnim niż metal chroniony w danych warunkach oddziaływania środowiska.

Działanie powłoki ochronnej katodowej jest czysto mechaniczne, spełnia swoje zadanie tylko

wtedy, gdy powłoka jest całkowicie szczelna.

miedź, cyna, ołów, chociaż mogą być stosowane również powłoki wielowarstwowe np. Cu

Cr. Powłoki anodowe utworzone są z metalu o bardziej elektroujemnym potencjale

elektrodowym niż metal chroniony. Powłoki te chronią metal elektrochemicznie, na

są porowate. Dla stopów żelaza najlepszym pokryciem anodowym jest cynk i kadm.

•

Powłoki ochronne niemetaliczne

chronionego jego związku chemicznego, najczęściej tlenku, fosforanu itp. na drod

chemicznej lub elektrochemicznej.

EGZAMIN !!!

I termin

28. 01 lub 30.01, godzina 10:00

II termin

15.02

III termin

marzec

Wziąć: 2 długopisy, kalkulator, czysty układ okresowy, dwa dokumenty: indeks i dowód osobisty!!

CHEMIA WYKŁADY

odpowiedniego metalu lub stopu.

2. Osłabienie agresywności środowiska. Sposób ten można stosować, gdy ilość ośrodka atakującego

mniejszenie depolaryzacji tlenowej przez usuwanie tlenu i elektrolitów o odczynie

obojętnym np. odpowietrzanie wody kotłowej

nhibitory (opóźniacze). Są to substancje organiczne lub nieorganiczne, które dodane do

środowiska agresywnego, zmniejszają wybitnie szybkość procesów korozyjnych. Działanie

inhibitorów tłumaczy się tworzeniem trudno rozpuszczalnych warstewek zaporowych w

miejscach katodowych lub anodowych metalu.

polega na tym, że do konstrukcji chronionej dołącza się zewnętrzną

anodę w postaci metalu o potencjale elektrodowym niższym niż materiał chronionej

konstrukcji. Płyta taka nazywa się protektorem. Połączenie protektora z konstrukcją

chronioną wykonuje się przez bezpośredni styk lub za pomocą przewodnika. M

chronionej konstrukcji staje się katodą i nie koroduje. Dobrym materiałem na protektor dla

konstrukcji pracujących w wodzie morskiej jest cynk. Ma on zastosowanie do ochrony

kadłubów statków, kotłów i rurociągów.

owłoki ochronne metaliczne. Na podstawie działania rozróżnia się powłoki katodowe i

anodowe. Powłoki katodowe utworzone są z metalu o potencjale elektrodo

metal chroniony w danych warunkach oddziaływania środowiska.

Działanie powłoki ochronnej katodowej jest czysto mechaniczne, spełnia swoje zadanie tylko

wtedy, gdy powłoka jest całkowicie szczelna. Powłokami katodowymi na stali są

miedź, cyna, ołów, chociaż mogą być stosowane również powłoki wielowarstwowe np. Cu

Powłoki anodowe utworzone są z metalu o bardziej elektroujemnym potencjale

elektrodowym niż metal chroniony. Powłoki te chronią metal elektrochemicznie, na

są porowate. Dla stopów żelaza najlepszym pokryciem anodowym jest cynk i kadm.

ochronne niemetaliczne otrzymuje się przez wytworzenie na powierzchni metalu

chronionego jego związku chemicznego, najczęściej tlenku, fosforanu itp. na drod

chemicznej lub elektrochemicznej.

28. 01 lub 30.01, godzina 10:00

Wziąć: 2 długopisy, kalkulator, czysty układ okresowy, dwa dokumenty: indeks i dowód osobisty!!

38

2. Osłabienie agresywności środowiska. Sposób ten można stosować, gdy ilość ośrodka atakującego

przez usuwanie tlenu i elektrolitów o odczynie

Są to substancje organiczne lub nieorganiczne, które dodane do

środowiska agresywnego, zmniejszają wybitnie szybkość procesów korozyjnych. Działanie

ewek zaporowych w

polega na tym, że do konstrukcji chronionej dołącza się zewnętrzną

anodę w postaci metalu o potencjale elektrodowym niższym niż materiał chronionej

Połączenie protektora z konstrukcją

tyk lub za pomocą przewodnika. Materiał

chronionej konstrukcji staje się katodą i nie koroduje. Dobrym materiałem na protektor dla

dzie morskiej jest cynk. Ma on zastosowanie do ochrony

a podstawie działania rozróżnia się powłoki katodowe i

anodowe. Powłoki katodowe utworzone są z metalu o potencjale elektrodowym bardziej

metal chroniony w danych warunkach oddziaływania środowiska.

Działanie powłoki ochronnej katodowej jest czysto mechaniczne, spełnia swoje zadanie tylko

Powłokami katodowymi na stali są: nikiel,

miedź, cyna, ołów, chociaż mogą być stosowane również powłoki wielowarstwowe np. Cu-Ni-

Powłoki anodowe utworzone są z metalu o bardziej elektroujemnym potencjale

elektrodowym niż metal chroniony. Powłoki te chronią metal elektrochemicznie, nawet jeżeli

są porowate. Dla stopów żelaza najlepszym pokryciem anodowym jest cynk i kadm.

otrzymuje się przez wytworzenie na powierzchni metalu

chronionego jego związku chemicznego, najczęściej tlenku, fosforanu itp. na drodze reakcji

Wziąć: 2 długopisy, kalkulator, czysty układ okresowy, dwa dokumenty: indeks i dowód osobisty!!