CHEMIA OGÓLNA I NIEORGANICZNA

STECHIOMETRIA

Pojęcie mola; 12g C¹², liczba Avogadry, masa molowa g/mol = a.j.m., masa 1 atomu = M/N_A 1 a.j.m.= masa 1 atomu/12, Wyznaczenie liczby Avogadry (doświadczenie Rutherforda- rozpad Ra i zliczanie cząstek alfa) N_A=6,022^.10²³

Skład procentowy związków: mass %=(masa pierwiastka w związku)/(masa związku)*100%

Określanie wzoru empirycznego: 1)Przyjąć, że masa związku=100g 2)Obliczyć liczbę moli poszczególnych pierwiastków: %pierw/Mpierw 3)podzielić przez najmniejszą z wartości do otrzymania liczb całkowitych

Prawo zachowania masy (masa produktów= masa substratów), Substrat limitujący (nadmiar/niedomiar)

STECHIOMETRIA W ROZTORACH

Właściwości wody: Budowa kątowa (105^o H-H), Wiązania kowalencyjne O-H, Polarność

Rozpuszczanie: oddziaływanie polarnych cząsteczek wody z kationami i anionami w sieci krystalicznej soli

Elektrolity: Mocne (efektywnie przewodzą prąd, zawiera jony- nośniki ładunku- HNO₃, NaCl), Słabe (zawiera mało jonów i jest w stanie przenieść mniej ładunków; ocet, woda z kranu), Nie-elektrolity (nie zawiera jonów i nie przewodzi prądu; czysta woda, roztwór cukru)

Mocne kwasy/zasady - dysocjują całkowicie (100%) z utworzeniem kationów H₃O⁺/OH^- w rozworze, Słabe kwasy/zasady - dysocjują w małym stopniu

Bilansowanie równań redoks w środowisku kwaśnym:

1)Bilans pierwiastków; oprócz O, H 2)Bilans O za pomocą H₂O 3)Bilans H za pomocą H⁺

4)Bilans ładunku za pomocą elektronów

W środowisku zasadowym; 1)Tak jak kwasowe 2)Dodać OH^- by zrównoważyć H⁺, utworzyć H₂O z H⁺ i OH^-

GAZY

Cechy: dopasowują się do naczyń, mieszają się całkowicie z innymi gazami, wywierają ciśnienie. Ciśnienie:
, 1 atm=101325 Pa, 1 atm=760mm Hg=760 Torr

Manometr - pomiar ciśnienia; P_atm wysokie P_g=P_atm-h, P_atm niskie P_g=P_atm+h

Prawo Boyle'a: V odwrotnie proporcjonalne do p V~1/p, V=k/p V,p=const

Prawo Charlesa: V proporcjonalne do T V~T, V=bT, p=const

Prawo Avogadry: V proporcjonalne do n V~n, V=an, T,p=const, niskie ciśnienia

Prawo Daltona: P_całkowite=p₁+p₂+p₃+… p_xi=x_i^.p_całkowite (ciśnienie cząstkowe)

Parametry stanu gazu: intensywne- niezależne od masy(p,T), ekstensywne - zależne od masy

Gęstość gazu:
, Masa cząsteczkowa gazu:
,

R=8,31J/mol^.K=0,082 atm^.dm³/K^.mol

Założenia gazu doskonałego: Objętość można pominąć, ciągły ruch, zderzenia ze ściankami naczynia powodują ciśnienie, cząsteczki nie oddziałują ze sobą, zderzenia wyłącznie sprężyste, ruch po liniach prostych. E_k~T, Model działa dla T-wysokich, p-niskich.

,
(dla 1 mola),
(dla 1 mola),

(1 cząst.),
; u~T

Efuzja: opisuje przejście gazu do pustego naczynia; współczynnik efuzji (gazu 1/gazu 2)

Dyfuzja: opisuje stopień mieszania się gazów; odległość przebyta (gaz 1/gaz 2)

Równanie Van der Waalsa: [P_obs+a(n/V)²]^.(V-nb)=nRT

Rozbieżności między równaniem VdW(równanie empiryczne) i równaniem gazu doskonałego są zauważalne dla wysokich temperatur i wysokich ciśnień.

Model gazu doskonałego działa dla: wysokich ciśnień, wysokich temperatur, małe cząsteczki, niepolarne, bez momentu dipolowego.

Równanie wirialne (równanie ogólne)- dla każdego gazu w każdych warunkach

K₁- nie zależy od rodzaju gazu, K₁=K₁(n,T)=nK(T), K₁=nRT (dla 1 mola)

Inne równania: Bertholeta: (p+an²/TV²)(V-nb)=nRT Dietericiego: p(V-nb)=nRTexp(-na/RTV)

Chemia atmosfery: skład powietrza N-78,06%, O-20,98%, Ar-0,93%, inne 0,03%

Zanieczyszczenia powietrza:CO, CO₂, NOx, VOCs- węglowodory lotne, PAHs- policykliczne

Zły ozon: N₂+O₂->2NO+O₂->2NO+O₂ O₂+O₂->O₃ 2NO+O₂->2NO₂ 3O₂->2O₃

Smog: 3O₂->2O₃ O*+H₂O->2OH* OH*+NO₂->HNO₃ OH*+CHx->CHyOz

Kwaśne deszcze: powodowane przez: CO₂, NO₂, SO₂ +O₂ +H₂O => Kwasy (mokra depozycja)

Dobry ozon (stratosfera):O₃-hv->O₂+O^._rodnik O^.+O₃->2O₂ O₃+X->O₂+XO^. XO^.+O^.->O₂

Źródła rodników: freony (CFC), N₂O, H₂O

TERMOCHEMIA

Energia- zdolność do wykonywania pracy lub produkowania ciepła

Praca objętościowa- W=F^.∆h,
,
, W=-pS∆h=-p∆V (- przy ciśnieniu dotyczy sprężania)

Temperatura- przypadkowe ruchy cząstek - energia kinetyczna cząstek

Ciepło- przekazywanie energii pomiędzy ciałami, spowodowane różnicą temperatur pomiędzy nimi, przekazywanie pędu spowodowane uderzeniami cząsteczek

Podczas reakcji zmienia się energia potencjalna wiązań

Energia aktywacji- energia, którą muszą mieć cząsteczki substratów, żeby możliwe było przegrupowanie atomów i przebudowa struktury wiązań (katalizator obniża E_aktywacji)

Entalpia reakcji odwrotnej jest taka sama jak reakcji pierwotnej, następuje tylko zmiana znaku na przeciwny.

Reakcja ENDO- dodatnia ∆H; wzrost Ep; Reakcja EGZO- ujemna ∆H; spadek Ep elektronów

Gaz syntezowy - H₂O i CO₂,

Układ - coś, na czym skupiamy uwagę, Faza - wyodrębniony składnik rzeczywistości

Układy: Otwarty(wymienia masę), Zamknięty(nie wymienia masy z otoczeniem), Izolowany(nie wymienia E)

Prawo Zachowania Energii - suma energii układu jest stała Energia wewnętrzna- suma wszystkich energii

I Zasada Termodynamiki: energia wewnętrzna układu izolowanego jest stała

Funkcje stanu - zależą od stanu układu, nie zależą od etapów pośrednich reakcji (tylko od stanu początkowego i końcowego), H,U

Entalpia(suma energii, opisuje przemiany energetyczne układu dla p=const) H=U+pV, ∆H=Qp

Energia wewnętrzna opisuje przemiany energetyczne układu dla V=const Qv=∆U

Pojemność cieplna- (ciepło pobrane)/(zmiana temperatury) (J/K)

Ciepło właściwe- pojemność cieplna na gram substancji (J/K^.g)

Molowe ciepło właściwe - pojemność cieplna na mol substancji (J/K^.mol)

Kalorymetria - pomiar ciepła metodą bilansu cieplnego; rejestracja zmiany temperatury

Obliczenia ciepła z Energii wiązań:

Temperatura rośnie => reakcja egzotermiczna => ∆H=-Q substraty -> produkty+ ∆H_reakcji

Stan standardowy (warunki st)- 1013hPa, 25^oC tworzenie wiązań -Q, rozrywanie wiązań +Q

Prawo Hessa

TERMODYNAMIKA

Entropia - miara nieuporządkowania

II zasada termodynamiki - Proces zachodzi samorzutnie, jeżeli wzrasta entropia

Możliwe są przemiany jedynie, jeżeli występują zmiany temperatury

Entropia - S, S=k^.lnW, k-stała Boltzmanna, W - prawdopodobieństwo termodynamiczne

Zmiana entropii:

---