CHEMIA OGÓLNA

I NIEORGANICZNA 1

dr hab. inż. Jacek GRAMS

Instytut Chemii Ogólnej i Ekologicznej

Wydział Chemiczny PŁ

Kierunki: Nanotechnologia, Ochrona Środowiska, Inżynieria Materiałowa

LITERATURA PODSTAWOWA

• L. Jones, P. Atkins, Chemia ogólna. Cząsteczki, materia,

reakcje, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 2009,
tom I i II.

• A. Bielański, Chemia ogólna i nieorganiczna,

Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 1994, tom I, II
i III.

• J.D. Lee, Zwięzła chemia nieorganiczna, Wydawnictwo

Naukowe PWN, Warszawa 1994.

CHEMIA

Nauka zaliczana do grupy nauk

ścisłych

zajmująca

się

badaniem

substancji,

z

których

złożony

jest

wszechświat

i zmian,

którym one ulegają.

Chemia nieorganiczna,
chemia organiczna,
chemia analityczna,
chemia fizyczna,
chemia radiacyjna,
chemia kwantowa,
biochemia,
chemia polimerów,
krystalochemia,
toksykologia,
zielona chemia…

ROZWÓJ CHEMII

Starożytność

– początek rozwoju obróbki metali, ceramika, farby mineralne

Arystoteles ze Stagiry (384-322 p.n.e.)

– 4 elementy (ogień, woda, ziemia,

powietrze) + boska substancja

– eter

Alchemia

– poszukiwanie eliksiru życia, „kamienia

filozoficznego” umożliwiającego

transmutacje metali

i otrzymanie

złota

„Teoria flogistonowa”

Chemia

nowożytna

– nowe poglądy dotyczące

pierwiastków

i przemian chemicznych

Antoine Lavoisier (1743

– 1794) – wykazał, że procesy spalania

nie

polegają na wydzielaniu flogistonu, lecz są to reakcje

łączenia z tlenem, stworzył

tlenową teorię kwasów, wykazał

słuszność prawa zachowania masy, sprecyzował pojęcie
pierwiastka.
Został zgilotynowany w 1794 r. w okresie rewolucji francuskiej
ponieważ piastował za czasów króla Ludwika XVI stanowisko
generalnego

dzierżawcy podatków.

Odkrycia pierwiastków, układ okresowy

Koniec XVIII wieku

– znano około 40 pierwiastków

1827 rok

– 58 pierwiastków

Koniec XIX wieku

– Maria Skłodowska-Curie, Pierre Curie – odkrycie

Polonu i Radu

Prawo oktaw Newlandsa -1864 rok

SOŁONIEIWCZ Tablica
1 str 48

Pierwiastki

ułożone w kolejności ich wzrastających mas atomowych.

Zakładano, że podobne właściwości powtarzają się co 8 pierwiastek.
Zaobserwowano jednak

wyraźne odstępstwa od tego prawa.

Układ okresowy pierwiastków – Dimitrij Mendelejew – 1869 rok

SOŁONIEIWCZ Rys 7
str 55

-badaniem

właściwości substancji wynikających z ich budowy chemicznej

CZYM ZAJMUJĄ SIĘ CHEMICY?

-

syntezą substancji oraz badaniem ich przemian

zachodzących w wyniku reakcji chemicznych

Różnica między właściwościami chemicznymi i fizycznymi

Właściwości fizyczne

Właściwości chemiczne

Temperatura topnienia

Temperatura wrzenia

Ciśnienie pary

Barwa

Stan skupienia

Gęstośd

Rozpuszczalnośd

Twardośd

Reakcja z kwasami

Reakcja z zasadami

Reakcja z tlenem (spalanie)

Działanie utleniające

Działanie redukujące

Reakcja z innymi pierwiastkami

Rozkład na substancje prostsze

Korozja

PODSTAWOWE POJĘCIA I DEFINICJE

Materia

– wszystko co posiada masę i zajmuje objętość

Substancja chemiczna

– pojedyncza, czysta forma materii

Pierwiastek chemiczny

– substancja złożona z atomów jednego rodzaju

(każdy pierwiastek posiada swoją nazwę i symbol – np. wodór – H)

Związek chemiczny

–

substancja

składająca się z atomów dwu lub

więcej pierwiastków, jej skład pozostaje niezmienny (proporcje pomiędzy
ilością atomów różnych pierwiastków pozostają stałe)

Mieszanina

- kombinacja dwu lub

więcej substancji, przy czym zachowują

one

swoją

odrębność

chemiczną

(możliwe

jest

rozdzielenie

poszczególnych substancji tworzących mieszaninę za pomocą metod
fizycznych)

Różnice pomiędzy mieszaniną i związkiem chemicznym

Mieszanina

Związek chemiczny

Składniki można rozdzielid metodami
fizycznymi

Skład jest zmienny

Właściwości zależą od właściwości
składników

Składników nie można rozdzielid
metodami fizycznymi

Skład jest niezmienny

Właściwości nie zależą
od właściwości składników

TYPY MIESZANIN

Mieszanina

heterogeniczna

– skład niejednorodny (np. skała,

mieszanina soli i cukru, itp.)

Mieszanina homogeniczna

– skład jednorodny w całej objętości próbki

(np. cukier rozpuszczony w wodzie)

Mieszaniny homogeniczne

noszą nazwę

roztworów

.

Składnik roztworu

występujący

w

większej

ilości

to

rozpuszczalnik

,

w

którym

rozpuszczone

są pozostałe składniki.

Wyróżniamy

roztwory wodne, niewodne i

stałe

.

Proces odwrotny do rozpuszczania, to

krystalizacja

(substancja

rozpuszczona powoli wydziela

się z roztworu) lub

strącanie

(szybkie

wydzielanie, zazwyczaj powstaje drobny osad).

STANY SKUPIENIA

Ciało stałe

– sztywna forma materii

Ciecz

– płynna forma materii, znajduje dolną część

pojemnika, w którym się znajduje; ma wyraźnie określoną

powierzchnię

Gaz

– płynna forma materii, wypełnia

w całości pojemnik, w którym się znajduje

ATOM

– najmniejsza cząstka pierwiastka jaka może istnieć

zachowując przy tym właściwości danego pierwiastka

Wodór - H, Chlor - Cl

CZĄSTECZKA

– to określona, odrębna, obojętna elektrycznie grupa

powiązanych ze sobą atomów

Kwas solny - HCl

JON

– dodatnio (kation) lub ujemnie (anion) naładowany atom lub

grupa

powiązanych ze sobą atomów

H

+

, Cl

-

Cząsteczka

Cząstka

K-Cl

Jak jest różnica pomiędzy

cząstką, a cząsteczką?

MOL

– ilość materii zawierająca tyle cząstek (atomów, cząsteczek,

jonów, drobin) ile atomów znajduje się w 12g izotopu węgla

12

C)

Masa jednego atomu

węgla

12

C

– 1,99265 x 10

-23

g

Liczba cząstek w 1 molu materii = 12g/1,99265 x10

-23

g = 6,02x10

23

(liczba Avogadro)

Przykład:
He
1 mol - 6,02 x 10

23

atomów – objętość 22,4 dm

3

– masa molowa 4 g

(22,4 dm

3

-

objętość gazu w warunkach normalnych)

H

2

1 mol - 6,02 x 10

23

cząsteczek – objętość 22,4 dm

3

– masa molowa 2 g

Ar
1 mol - 6,02 x 10

23

atomów – objętość 22,4 dm

3

– masa molowa 40 g

NaCl
1 mol - 6,02 x 10

23

cząsteczek – ciało stałe – masa molowa 58,5 g

(warunki normalne

– ciśnienie 1 atm = 1013,25 hPa, temperatura – 273,15 K = 0°C)

Podstawowe jednostki układu SI

Nazwa

Jednostka

Wielkość

fizyczna

metr

m

długość

kilogram

kg

masa

sekunda

s

czas

amper

A

natężenie prądu

elektrycznego

kelwin

K

temperatura

kandela

cd

światłość

mol

mol

liczność materii

Temperatura - stopnie Celsjusza i Kelwina

273,15 K = 0°C,

373,15 K = 100°C

Przedrostki jednostek SI

Przedrostek

Nazwa

Znaczenie

G

giga

10

9

M

mega

10

6

k

kilo

10

3

d

decy

10

-1

c

centy

10

-2

m

mili

10

-3

μ

mikro

10

-6

n

nano

10

-9

p

piko

10

-12

Angstrem

– 10

-10

m

PODSTAWY

NOMENKLATURY

I SYMBOLIKI

ZWIĄZKÓW CHEMICZNYCH

WZORY ZWIĄZKÓW CHEMICZNYCH

Pierwiastki

Związki chemiczne

H

– wodór

C

– węgiel

O

–tlen

Na

– sód

Fe -

żelazo

Au

– złoto

CaO

– tlenek wapnia

AgNO

3

– azotan (V) srebra

KBr

– bromek potasu

H

2

SO

4

– kwas siarkowy (VI)

Ni(OH)

2

- wodorotlenek niklu

Fe(NO

3

)

3

–azotan (V) żelaza (III)

Dlaczego H

2

O, a nie O

2

H? CaH

2

i HCl???

Zapis rozpoczynamy od symbolu atomu o mniejszej elektroujemności!!!

Przy

większej liczbie pierwiastków może decydować sposób powiązania atomów

w

cząsteczce, np.: HOCN (kwas cyjanowy), HNCO (kwas izocyjanowy).

NAZEWNICTWO TLENKÓW,
NADTLENKÓW I PONADTLENKÓW

Zalecane jest stosowanie nazewnictwa wg

systemu Stocka

.

W związku z tym, aby nadad nazwę tlenkowi używamy słowa „tlenek” oraz
podajemy nazwę pierwiastka tworzącego dany tlenek (jeśli to konieczne wraz
z wartościowością w nawiasie okrągłym).

Wzór tlenku

Nazwa

Fe

2

O

3

tlenek żelaza (III)

FeO

tlenek

żelaza (II)

CuO

tlenek miedzi (II)

Al

2

O

3

tlenek glinu

CaO

tlenek wapnia

SO

3

tlenek siarki (VI)

P

2

O

5

tlenek fosforu (V)

K

2

O

tlenek potasu

Cr

2

O

3

tlenek chromu (III)

W

związku ze zmianami zasad nazewnictwa związków chemicznych, które

miały miejsce w przeszłości możemy również spotkać się w niektórych
opracowaniach z innymi systemami nomenklatury np.:

Wzór tlenku

Nazwa

obowiązująca

(system Stocka)

Przykład nazw

wg innych systemów

N

2

O

tlenek azotu (I)

podtlenek azotu

NO

tlenek azotu (II)

tlenek azotu

N

2

O

3

tlenek azotu (III)

trójtlenek azotu,
tritlenek diazotu

NO

2

tlenek azotu (IV)

dwutlenek azotu,
ditlenek azotu

N

2

O

5

tlenek azotu (V)

Pięciotlenek azotu,
pentatlenek diazotu

CrO

tlenek chromu (II)

tlenek chromawy

Cr

2

O

3

tlenek chromu (III)

tlenek chromowy

CO

tlenek węgla (II)

tlenek węgla

CO

2

tlenek węgla (IV)

dwutlenek węgla,
ditlenek węgla

NAZEWNICTWO NADTLENKÓW I PONADTLENKÓW

Wzór

Nazwa

nadtlenki

H

2

O

2

nadtlenek wodoru

K

2

O

2

nadtlenek potasu

BaO

2

nadtlenek baru

ZnO

2

nadtlenek cynku

ponadtlenki

KO

2

ponadtlenek potasu

NaO

2

ponadtlenek sodu

NAZEWNICTWO WODORKÓW

Wzór

Nazwa

KH

wodorek potasu

NaH

wodorek sodu

CaH

2

wodorek wapnia

NH

3

azan (amoniak, wodorek azotu)

PH

3

fosfan

H

2

S

sulfan (siarkowodór)

HF

fluorek wodoru

HCl

chlorek wodoru (chlorowodór,

kwas solny)

HBr

bromek wodoru

HI

jodek wodoru

CH

4

metan

Zasady nazewnictwa:

-

dla wodorków pierwiastków grup

1-

15 stosuje się system

dwuwyrazowy, np. wodorek
potasu,

- dodanie do rdzenia nazwy
pierwiastka przyrostka

–an, np.

fosfan,

-

grupa 17 układu okresowego

system dwuwyrazowy, ale na
początku nazwa pierwiastka,
drugi człon – wodór.

NAZEWNICTWO KWASÓW

Nazwy

kwasów składają się z wyrazu „kwas” oraz

przymiotnika

określającego

pierwiastek

wchodzący w skład cząsteczki kwasu (np. kwas
węglowy).

Jeżeli dany pierwiastek tworzy kilka kwasów, to
na

końcu nazwy w nawiasie okrągłym podaje się

stopień

utlenienia

atomu

tego

pierwiastka

(np. kwas azotowy (V).

Różne kwasy danego pierwiastka, w których jego
atomy

występują

na

tym

samym

stopniu

utlenienia

rozróżnia się za pomocą przedrostków

orto-, meta- (np. kwas ortokrzemowy).

Wzór kwasu

Nazwa obowiązująca

Nazwa tradycyjna

HF

kwas fluorowodorowy

kwas fluorowodorowy

HCl

kwas solny

kwas solny, kwas
chlorowodorowy

H

2

S

kwas siarkowodorowy

kwas siarkowodorowy

HCN

kwas cyjanowodorowy

kwas cyjanowodorowy

HNO

2

kwas azotowy (III)

kwas azotawy

HNO

3

kwas azotowy (V)

kwas azotowy

HClO

kwas chlorowy (I)

kwas podchlorawy

HClO

2

kwas chlorowy (III)

kwas chlorawy

HClO

3

kwas chlorowy (V)

kwas chlorowy

HClO

4

kwas chlorowy (VII)

kwas nadchlorowy

H

2

SiO

3

kwas metakrzemowy

kwas krzemowy

H

4

SiO

4

kwas ortokrzemowy

H

3

PO

4

kwas ortofosforowy (V)

kwas fosforowy, kwas
ortofosforowy

HPO

3

kwas metafosforowy (V)

kwas metafosforowy

NAZEWNICTWO WODOROTLENKÓW

Nadając nazwę wodorotlenkowi używamy słowa „wodorotlenek” oraz
podajemy

nazwę pierwiastka tworzącego dany związek (jeśli to konieczne

wraz z

wartościowością w nawiasie okrągłym).

Wzór tlenku

Nazwa obowiązująca

(system Stocka)

Przykład nazw

tradycyjnych

KOH

wodorotlenek potasu

wodorotlenek potasu

NaOH

wodorotlenek sodu

wodorotlenek sodu

Ca(OH)

2

wodorotlenek wapnia

wodorotlenek wapnia

Fe(OH)

2

wodorotlenek żelaza (II)

wodorotlenek żelazawy

Fe(OH)

3

wodorotlenek żelaza (III)

wodorotlenek żelazowy

Szczególny rodzaj wodorotlenków to oksowodorotlenki (hydroksotlenki)
– EO

n

(OH)

m

, np. minerały limonit FeOOH, lanthinit UO

2

(OH)

2

.

NAZEWNICTWO SOLI

Nazwy soli prostych

składają się z dwóch wyrazów. Pierwszy z nich

określa resztę kwasową (końcówki: -an w przypadku soli tlenowych i –ek
beztlenowych). Drugi opisuje kation.

Wzór

Nazwa

Na

2

SO

4

siarczan (VI) sodu

Cu(NO

3

)

2

azotan (V) miedzi (II)

NH

4

Cl

chlorek amonu

Fe

2

S

3

siarczek żelaza (III)

K

2

MnO

4

manganian (VI) potasu

KJ

jodek potasu

Fe(ClO

3

)

3

chloran (V) żelaza (III)

WODROROSOLE

W tym przypadku przed

nazwą reszty kwasowej (anionu) pojawiają się

przedrostki wodoro-, diwodoro- itd. (przedrostki di-, tri-

oznaczają liczbę

atomów wodoru, które pozostały w reszcie kwasowej.

HYDROKSOSOLE

Obok tradycyjnego

układu przed nazwą kationu pojawia się wyraz

wodorotlenek (z odpowiednim liczebnikiem

określającym liczbę

grup

wodorotlenowych) - np. dibromek wodorotlenek

żelaza.

Wzór

Nazwa

Na

2

HPO

4

wodorofosforan (V) sodu

NaH

2

PO

4

diwodorofosforan (V) sodu

NH

4

HCO

3

wodorowęglan (IV) amonu

Mg(OH)Cl

chlorek wodorotlenek magnezu

Al(OH)Br

2

bromek wodorotlenek glinu

Fe(OH)

2

NO

3

azotan (V) diwodorotlenek żelaza (III)

OKSOSOLE

Np. VOSO

4

– (traktowane często jako połączenie soli i tlenku) – nazwa

siarczan (VI) tlenek wanadu (IV)

SOLE

ZŁOŻONE I UWODNIONE

Nazwy soli

złożonych (zawierających kilka różnych kationów lub anionów)

tworzy

się podając nazwy jonów w kolejności alfabetycznej (nazwy

kationów rozdziela się łącznikiem „i”, a nazwy anionów podaje się bez
łącznika).
Np. MgNH

4

PO

4

– fosforan (V) amonu i magnezu.

Wzór

Nazwa

AlK(SO

4

)

2

siarczan (VI) glinu i potasu

Ca

5

F(PO

4

)

3

fluorek fosforan (V) wapnia

KNaCO

3

węglan potasu i sodu

CrNH

4

(SO

4

)

2

siarczan (VI) amonu i chromu (II)

Sole uwodnione

(zawierające wodę krystalizacyjną) nazywamy hydratami.

Na

początku nazwy podaje się nazwę „hydrat” wraz z przedrostkiem

określającym liczbę cząsteczek wody.

Wzór

Nazwa

CaSO

3

∙2H

2

O

2 hydrat siarczanu (IV) wapnia

MgNH

4

PO

4

∙6H

2

O

6 hydrat fosforanu (V) amonu i magnezu

Na

2

CO

3

∙10H

2

O

10 hydrat węglanu sodu

ZAPIS RÓWNAŃ REAKCJI CHEMICZNYCH

substraty → produkty

substrat 1 + substrat 2 → produkt 3

substrat 4 + substrat 5 → produkt 6 + produkt 7

wodór + tlen → woda

sód + woda → wodorotlenek sodu +wodór

H

2

+ O

2

→ H

2

O

Na + H

2

O → NaOH + H

2

Równanie szkieletowe

– określa tylko rodzaj produktów i substratów

Zbilansowane równanie chemiczne

-

po obu stronach równania

występuje jednakowa liczba atomów tego samego pierwiastka

2H

2

+ O

2

→ 2H

2

O

2Na + 2H

2

O → 2NaOH + H

2

Współczynniki przed wzorami chemicznymi reagentów noszą
nazwę współczynników stechiometrycznych.

Równanie chemiczne pokazuje przegrupowania atomów
w reakcji chemicznej.

Współczynniki stechiometryczne określają względne liczby moli
substratów i produktów reakcji.

Do równania chemicznego można również wprowadzić
dodatkową informację na temat stanu skupienia reagentów.

2Na(s) + 2H

2

O(c) → 2NaOH(aq) + H

2

(g)

gdzie: (s)

– stały, (c) – ciekły, (g) – gazowy, (aq) – roztwór ciekły

RÓWNANIA JONOWE

AgNO

3

(aq) + NaCl(aq

) → AgCl(s) + NaNO

3

(aq)

Pełne równanie jonowe

Ag

+

(aq) + NO

3

-

(aq) + Na

+

(aq) + Cl

-

(ag) → AgCl(s) + Na

+

(aq) + NO

3

-

(aq)

Skrócone równanie jonowe

Ag

+

(aq) + NO

3

-

(aq) + Na

+

(aq) + Cl

-

(ag) → AgCl(s) + Na

+

(aq) + NO

3

-

(aq)

Ag

+

(aq) + + Cl

-

(ag) → AgCl(s)

Pełne równanie jonowe uwzględnia wszystkie jony obecne w roztworze.
Skrócone równanie jonowe powstaje z pełnego równania po
wyeliminowaniu

jonów nie uczestniczących w reakcji.

REAKCJE CHEMICZNE

Procesy w których rozrywają się i powstają wiązania chemiczne.

TYPY REAKCJI

Reakcja syntezy

C + O

2

→ CO

2

Reakcja analizy

CaCO

3

→ CaO + CO

2

Reakcja wymiany

a) pojedynczej

8Al + 3Fe

3

O

4

→ 4Al

2

O

3

+ 9Fe

b) podwójnej

FeS

+ 2HCl → FeCl

2

+ H

2

S

Podział ze względu na rodzaj efektu reakcji:

- reakcje egzotermiczne
- reakcje endotermiczne

Reakcja utlenienia

– redukcji (redoks)

Następuje zmiana stopnia utlenienia pierwiastków podczas
reakcji.

2H

2

+ O

2

→ 2H

2

O

REAKCJA CHEMICZNA

– jak zachodzi???

Teoria zderzeń aktywnych

+

ENERGIA AKTYWACJI

Wielkość charakteryzująca barierę energetyczną, którą muszą
pokonać reagujące indywidua chemiczne, aby doszło do reakcji
chemicznej.

Teoria kompleksu aktywnego

gdzie:
N -

ilość cząsteczek posiadających energię większą niż energia

aktywacji
E

A

– energia aktywacji

N

0

-

całkowita ilość cząsteczek

k -

stała Boltzmanna

T -

temperatura (skala bezwzględna)

Które cząsteczki mogą zderzać się „efektywnie”?

Rozkład statystyczny Maxwella-Boltzmanna:

N = N

0

e(-E

A

/kT)

SZYBKOŚĆ REAKCJI

szybkość reakcji =

zmiana stężenia substratu/produktu

przedział czasu

ν = Δc / Δt

Stężenie

Czas

produkty

substraty

Równanie kinetyczne opisuje zależność szybkości reakcji od
stężenia substratów:

ν = k ∙ c

gdzie:
ν – szybkość reakcji, k – stała szybkości reakcji, c – stężenie
substratów

aA +bB

→ cC + dD

ν = k ∙ c

A

a

∙ c

B

b

gdzie:
k

– stała szybkości reakcji,

c

A

, c

B

– stężenia substratów,

a, b

– współczynniki stechiometryczne,

a + b = rząd reakcji

Reakcja I rzędu

A → B + C

ν = k ∙ c

A

Reakcja II rzędu

A + B → C

ν = k ∙ c

A

∙ c

B

2A → B + C

ν = k ∙ c

A

2

Czynniki wpływające na szybkość reakcji

-

stężenie substratu

- temperatura
-

ciśnienie (dla substratów gazowych)

-

obecność katalizatora

-

stopień rozdrobnienia (w przypadku substratów stałych)

Jak

zwiększyć szybkość reakcji?

Najprostsze sposoby, to

zwiększenie stężenia reagentów, czy

temperatury

reakcji,

jednakże może to być w praktyce

ograniczone

rozpuszczalnością reagentów, bądź wytrzymałością

aparatury.

Energia

Czas

Energia

Czas

substraty

produkty

substraty

produkty

REACJE EGZOENERGETYCZNE I ENDOENERGETYCZNE

Wydzielenie nadmiaru energii do otoczenia,
energia

produktów reakcji jest niższa od

energii

substratów,

zmiana

energii

wewnętrznej układu - ujemna.

Pobranie energii z otoczenia, energia
produktów reakcji jest wyższa od energii
substratów, zmiana energii wewnętrznej
układu - udodatnia.

W reakcji egzoenergetycznej zwiększenie temperatury spowoduje zwiększenie szybkości
reakcji, ale obniży wydajność otrzymywania produktów.

Energia

Czas

energia aktywacji

bez katalizatora

energia aktywacji

z katalizatorem

Zasada działania katalizatora

Katalizator to substancja,

która przyśpiesza reakcję chemiczną (dojście do

stanu

równowagi

chemicznej),

po

zakończeniu

reakcji

pozostając

w niezmienionym stanie.

Zwiększenie szybkości reakcji jest możliwe dzięki obniżeniu energii aktywacji .
Dlaczego tak się dzieje???

Reakcja bez katalizatora

1) A + B → C

Reakcja z katalizatorem

2) A + K → AK

3) AK + B → AB + K

1

2 3

MECHANIZM REAKCJI

Przemiana chemiczna

substratów w produkty może następować nie tylko

podczas jednego, ale

również w trakcie kilku następujących po sobie

(w

określonej kolejności) procesów nazywanych etapami reakcji.

Np.
2HI + H

2

O

2

→ I

2

+2H

2

O

Etap 1: HI + H

2

O

2

→ HIO + H

2

O - etap wolny

Etap 2: HIO + HI

→ H

2

O + I

2

- etap szybki

Mechanizm reakcji

wyjaśnia w jaki sposób zachodzi reakcja chemiczna

oraz jak

powstają i reagują produkty pośrednie, które nie występują

w

równaniu stechiometrycznym reakcji.

Produkty

pośrednie, to nietrwałe połączenia, które po krótkim czasie

ulegają rozpadowi lub przekształceniu w inne produkty.

Reakcje chemiczne

można podzielić na: następcze (zachodzące po sobie)

i

równoległe (zachodzące jednocześnie).

ODWRACALNOŚĆ REAKCJI CHEMICZNYCH – STAN

RÓWNOWAGI CHEMICZNEJ

Stężenie

Czas

stężenie
substratów

stężenie
produktów

stan
równowagi

Szybkość reakcji

Czas

V (C → A +B)

V (A+B

→ C)

stan
równowagi

A+B

C

←

→

Wszystkie reakcje chemiczne

są reakcjami odwracalnymi.

Reakcje

chemiczne

osiągają stan równowagi dynamicznej,

w

którym szybkości reakcji w obu kierunkach są jednakowe i nie

następuje zauważalna zmiana składu.

W stanie

równowagi chemicznej obie reakcje (z lewej na prawą

i z prawej na

lewą) zachodzą w dalszym ciągu.

Stan równowagi chemicznej wytwarza się w układach
zamkniętych!

A+B

C

←

→

STAN RÓWNOWAGI

Prawo

działania mas (Guldberg i Waage 1867r)

Stan

równowagi dynamicznej zostanie osiągnięty, gdy stosunek

iloczynu

stężeń substratów reakcji przyjmuje określoną wartość

charakterystyczną dla danej reakcji. Jest to stała równowagi
chemicznej.

aA + bB

cC + dD

←

→

Stała równowagi
(stężeniowa)

K

c

=

[C]

c

[D]

d

[A]

a

[B]

b

Szybkość reakcji a równowaga

A + B C + D

←

→

K

c

=

[C] [D]

[A] [B]

A + B → C + D szybkość v

1

= k

1

[A] [B]

C + D → A + B szybkość v

2

= k

2

[C] [D]

k

1

,k

2

– stałe szybkości reakcji

w stanie równowagi v

1

=v

2

,

więc

k

1

[A] [B] = k

2

[C] [D]

=

[C] [D]

[A] [B]

k

1

k

2

= K

c

Stała równowagi

reakcji jest równa

stosunkowi stałych

szybkości reakcji

w obu kierunkach

Równowagi w fazie gazowej

gdzie p -

ciśnienie ogólne, R – stała gazowa, T - temperatura,

n -

różnica sumarycznej liczby moli gazowych produktów i substratów

reakcji w równaniu stechiometrycznym

K

p

= K

c

(p/RT)

n

Stała równowagi
(ciśnieniowa)

CaCO

3(s)

CaO

(s)

+ CO

2(g)

←

→

K

p

= p

CO

2

Uwaga!

WYKORZYSTANIE STAŁYCH RÓWNOWAGI

Przewidywanie kierunku zachodzenia reakcji i stopnia przereagowania
substratów

A + B C + D

K =

[C] [D]

[A] [B]

Duże wartości K (większe niż 10

3

)

– w stanie równowagi dominują

produkty.
Pośrednie wartości K - w stanie równowagi nie dominują ani produkty,
ani substraty.
Małe wartości K (mniejsze niż 10

-3

)

– w stanie równowagi dominują

substraty.

←

→

WPŁYW ZMIANY WARUNKÓW

NA RÓWNOWAGI CHEMICZNE

Reguła przekory (Le Chatelier’a i Brauna)

Jeżeli na układ w stanie równowagi dynamicznej działa jakiś czynnik
zewnętrzny to powoduje on taką zmianę stanu równowagi, która
minimalizuje

działanie tego czynnika.

Zmiana

warunków – stężenie, ciśnienie, temperatura

1. Wprowadzanie i usuwanie

reagentów

Gdy do mieszaniny reakcyjnej w stanie

równowagi zostanie dodany

substrat lub

usunięty z niej produkt reakcja zachodzi w kierunku

tworzenia

się produktów, gdy usuwa się substraty lub dodaje

produktów powstaje więcej substratów.

A + B C + D

←

→

Przykład

BaCl

2

+ H

2

SO

4

BaSO

4

+ 2HCl

2.

Zmiana ciśnienia

Układ będzie dążył do zminimalizowania zmian ciśnienia, np.

3. Zmiana temperatury

W reakcjach egzotermicznych obniżenie temperatury sprzyja powstawaniu

produktów, a w reakcjach endotermicznych obniżenie temperatury
sprzyja powstawaniu substratów, np.

←

→

3H

2

+N

2

2NH

3

←

→

C + O

2

CO

2

reakcja egzotermiczna

←

→

2H

2

O

2H

2

+ O

2

reakcja endotermiczna

←

→

ENERGIA UKŁADÓW

Energia

całkowita obiektu jest sumą jego energii potencjalnej i kinetycznej

E = E

k

+ E

p

Energia

wewnętrzna próbki materii

jest

sumą energii kinetycznych

i potencjalnych wszystkich

atomów i cząsteczek w próbce.

Składać się na nią mogą - energia oddziaływań między cząstkami, energia
wiązań chemicznych, energia elektronów, siły spajające jądra atomowe,
energia anihilacji.

W przyrodzie

układy o najniższej energii są najbardziej uprzywilejowane.

Rodzaje

układów:

Układ otwarty – może wymieniać z otoczeniem energię i materię.
Układ zamknięty – może wymieniać z otoczeniem tylko energię.
Układ izolowany nie może wymieniać ani energii, ani materii.

ZASADA ZACHOWANIA ENERGII

Całkowita energia izolowanego układu jest stała.

Energia

może być przekazywana z układu do otoczenia, gdy układ

uwalnia

ciepło lub wykonuje pracę

Ciepło to przenoszenie energii zachodzące w wyniku występowania
różnicy temperatur (ciepło wzbudza ruch cząsteczek w otoczeniu).

Praca to przenoszenie energii,

które zachodzi gdy obiekt porusza się

pokonując jakąś siłę (np. ciśnienie).

PODSTAWOWE PRAWA CHEMICZNE

Prawo zachowania masy

– A. Lavoisier 1785r.

We wszystkich reakcjach chemicznych masa

produktów równa się masie

substratów (całkowita masa układu reagującego jest taka sama przed jak

i po reakcji).

Σm = const

A + B C + D

←

→

m

A

+ m

B

= m

C

+ m

D

Prawo zachowania masy i energii

Suma masy i energii w

układzie zamkniętym jest stała i nie zależy od

zmian

zachodzących w układzie.

Σm + ΣE = const

Prawo Einsteina E=mc

2

masa 1g materii jest równoważna ok. 9x10

13

J

Prawo

stosunków stałych – J. Proust 1779r.

Stosunek

części wagowych pierwiastków łączących się w dany związek

jest

stały (skład związku chemicznego jest stały, masy pierwiastków

tworzących dany związek są w nim w stałych ściśle określonych
stosunkach charakterystycznych dla tego

związku).

Prawo

stosunków wielokrotnych – J. Dalton 1808r.

Jeżeli dwa pierwiastki tworzą ze sobą dwa lub więcej związków, to masy
jednego z nich,

łączące się w tych związkach z tą samą masą drugiego

mają się do siebie jak proste liczby naturalne.

Prawo

objętościowe – J.L. Gay-Lussac 1805r.

Objętości substancji gazowych (mierzone w tej samej temperaturze i pod
tym samym

ciśnieniem) biorących udział w danej reakcji chemicznej mają

się do siebie jak proste liczby naturalne.

Prawo Avogadro

– 1811r.

Jednakowe

objętości dwóch różnych gazów (znajdujących się w tej samej

temperaturze i pod tym samym

ciśnieniem) zawierają jednakową liczbę

cząsteczek.

warunki normalne -

ciśnienie 1 atm = 1013,25 hPa, temperatura – 273,15 K = 0°C

objętość 22,4 dm

3

- 6,02 x 10

23

cząsteczek – 1 mol