1. PRAWO ZACHOWANIA MASY XVIII

WIEK

ANTOINE LAURENT LA VOISIER, DYMITR

ŁOMONOSOW

Całkowita masa układu reagującego jest taka sama przed
reakcją jak po reakcji.

 m = const

Masa substratów jest równa masie produktów reakcji.

2 HgO → 2Hg + O

2

2 AgNO

3

+ Na

2

S → ↓ Ag

2

S + 2 NaNO

3

∆H

2

NaOH + HCl → NaCl + H

2

O ∆H

3

Hg

O

2

HgO

Albert Einstein wykazał równoważność masy i energii

E = mc

2

c = 300

000Km/s

E = [J]
m = [g], [J]

1g = 9  10

13

J [g  m

2

/s

2

]

W reakcjach rozszczepienia i syntezy jąder

znaczna

część

masy

m

1

przechodzi w energię

2 . PRAWO ZACHOWANIA MATERII XIX

235

U + n

142

Ba +

91

Kr + 3

1

0

n ∆H

powstaje ok. 200

izotopów 35 pierwiastków

1000g U

8,23  10

13

J

0,915 g
0,1 % masy U

Prawo zachowania materii

Suma masy i energii w układzie zamkniętym jest stała i
nie zależy od zmian zachodzących w układzie.

 ( m + E/c

2

) = const

( m + m

1

)

E = m

1

c

2

m

1

= E/c

2

3. PRAWO STAŁOŚCI SKŁADU PROUST XVIII

Stosunek wagowy pierwiastków w związku chemicznym jest
wielkością stałą.

AB

m

A

- masa atomu A

w CO

2

:

m

B

- masa atomu B

m

A

/m

B

= const

% C = 27,27

% O =

72,73

m

C

m

O



1  12

2  16



3
8

Substancje reagują ze sobą w określonych stosunkach
wagowych ; stosunek ilościowy reagentów to stosunek
stechiometryczny.

Każdemu związkowi chemicznemu odpowiada ściśle określony,
niezmienny skład ilościowy.

Twierdzenie odwrotne jest niesłuszne

( benzen i acetylen : 7,69 % H , 92,31

% )

Odstępstwa :

Związki międzymetaliczne np. Cu

5

Zn

6

mogą zmieniać skład

ilościowy w granicach kilku % ( podstawianie atomów, niepełne
obsadzenie węzłów sieciowych itp.
Nazywa się je bertolidy. Y Al.

1, 3 – 0,9

Ge

0,7 – 1,1

Daltonidy stosują się do prawa stałości składu.

3. PRAWO STOSUNKÓW WIELOKROTNYCH DALTON XIX W.

Jeśli pierwiastki tworzą dwa lub więcej związków
chemicznych, to ilość

jednego pierwiastka

przeliczone na

takie same ilości

drugiego pierwiastka

mają się do siebie

jak niewielkie liczby całkowite proste.

Przykład :

NO

14 :

16

14 :

16

7 :

8

N

2

O

3

28 :

48

14 :

24

7 :

12

NO

2

14 :

32

14 :

32

7 :

16

N

2

O

5

28 :

80

14 :

40

7 :

20

Na

7

jednostek wagowych azotu

przypada

8;12;16;20

jednostek

wagowych tlenu

.

Teoria atomistyczna

:

ponieważ na jeden atom pierwiastka A może przypadać
tylko całkowita liczba pierwiastka B to ich masy muszą
być w prostych proporcjach liczbowych.

PRAWO PROSTYCH STOSUNKÓW OBJĘTOŚCIOWYCH

GAY LUSSAC

1805 r

Objętość gazów reagujących ze sobą i tworzących się w
wyniku reakcji chemicznej pozostają do siebie w stosunku
małych liczb całkowitych.

chlor + wodór → chlorowodór

Cl

2

+

H

2

HCl HCl

zawsze V chloru : V wodoru

= 1 : 1

:

2

Avogadro :

Jeśli

1 obj. + 1 obj. → 2

objętości

to

1 cząst. + 1 cząst. → 2 cząst.

cząsteczka cząsteczka
składa się składa się
z 2 atomów z 2 atomów

Gazy złożone są z cząsteczek

o określonej i stałej liczbie

atomów.

6. PRAWO AWOGADRO

W równych objętościach różnych gazów różnych gazów

w

tych samych

warunkach ciśnienia i temperatury

znajduje

się taka sama liczba cząsteczek.

Liczba cząsteczek N

2

w 1dm

3

= liczbie cząst. CO

2

w

1dm

3

Twierdzenie prowadzi do wniosku odwrotnego :

Równe liczby cząsteczek różnych gazów w tych samych
warunkach ciśnienia i temperatury zajmują jednakowe
objętości.

Mol N

2

, O

2

, CO

2

to taka sama liczba cząsteczek;

Więc objętość zajmowana przez mol każdego gazu będzie taka
sama w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury.

Mol gazu w warunkach normalnych zajmuje

objętość 22,4 dm

3

Warunki normalne

: 273 K czyli 0

˚

C

1013 hPa

czyli 1 at

7.

MASA ATOMU

Masa atomu czyli masa indywidualnego nuklidu, atomu wyrażona
jest w kg, g lub unitach

Masa atomu

63

Cu

wynosi 62,939 u
= 62,939  1,6604 

10

-24 g

= 104,5  10

-24 g

Masa atomu

65

Cu

wynosi 64,927 u
= 64,927  1,6604 

10

-24 g

= 107,8  10

-24 g

JEDNOSTKI I STAŁE FIZYCZNE

Jednostka masy atomowej

„ u ” = unit = jednostka węglowa

Unit jest to 1/12 części masy atomu węgla izotopu

12

C

11

C

12

C

13

C

14

C

W skali bezwzględnej jednostka
masy atomowej (jma, unit) wynosi
1,6604  10

-24 g

1,6604  10

-27

kg

MASA ATOMOWA

- - średnia ważona z mas nuklidów występujących w
naturalnej mieszaninie izotopów wyrażona w jednostkach
masy atomowej.

Masy atomowe pierwiastków podane są w układzie
okresowym.

A

E

=

A

E

1

•

c

%

+ A

E

2

•

c

%

100

Przykład :

63

Cu =

69,1 %

65

Cu =

30,9 %

63

Cu =

62,939u

65

Cu =

64,927u

Masa at.Cu =

69,1

x

62,939u

+

30,9

x

64,927u

100

A = 63,546u

LICZBA AVOGADRA

Liczba Avogadra N to liczba wskazująca ile atomów
węgla zawartych jest w 12g węgla

12

C.

N = 6,022 • 10

23

/

mol

Wartość dokładna : N = 6,022 14 199 (47) · 10

23

MOL - miara liczności materii

Mol substancji jest to taka ilość substancji, która zawiera
tyle samo cząstek

(atomów, cząsteczek, jonów, rodników lub elektronów)

ile atomów węgla znajduje się w 12g izotopu węgla

12

C.

czyli około 6,022 · 10

23

cząstek

6,02214199(47) ·

10

23

Mol cząstek to

6,022 · 10

23

cząstek

1 mol atomów S

= 6,022 · 10

23

atomów S

1 mol cząsteczek CO

2

= 6,022 · 10

23

cząsteczek

CO

2

1 mol jonów SO

4

2-

=

6,022 · 10

23

jonów SO

4

2-

1 mol = 6,022 x 10

23

JEDEN MOL

1 mol cząsteczki Co(OH)

2

= 6,022 •10

23

cząsteczek

= 92,6 g

1 mol cząsteczki CuSO

4

· 5 H

2

O

= 6,022 •10

23

cząsteczek = 249,1 g

1 mol cząsteczki NiO

= 6,022 •10

23

cząsteczek

= 74,7 g

1 mol cząsteczki H

2

O

= 6,022 •10

23

cząsteczek = 18,0 g

1 mol atomów S

= 6,022 •10

23

cząsteczek

= 92,6 g

1 mol atomów

12

C

= 6,022 •10

23

cząsteczek = 12,0 g

MASA MOLOWA

Masa molowa jest to masa jednego mola cząstek.

Masę molową M wyraża się w g/mol.

Masa molowa równa jest liczbowo masie
cząsteczkowej, atomowej lub jonowej (wyrażonej w
gramach).

Masa molowa H

2

O

6,022 • 10

23

cząsteczek • 18 u

6,022 • 10

23

cząsteczek • 18 • 1,66 • 10

-24

g

= 18 g/mol

M

H

2

O

= 18 g/mol

M

H

2

= 2 g/mol

M

H

2

SO

4

= 98 g/mol

OBJĘTOŚĆ MOLOWA GAZÓW

Jeden mol każdej substancji w stanie gazowym w
warunkach normalnych zajmuje taką samą objętość równą
22,4 dm

3

.

1 mol gazu = 6,022 • 10

23

cząsteczek

= 22,4 dm

3

1mol CH

4

= 6,022 • 10

23

cząsteczek

= 22,4 dm

3

(16g)

1mol CO

2

= 6,022 • 10

23

cząsteczek

= 22,4 dm

3

(44g)

1mol C

2

H

2

= 6,022 • 10

23

cząsteczek

= 22,4 dm

3

(26g)

W warunkach odbiegających od normalnych 1 mol gazu
zajmuje inną objętość wyliczaną ze wzoru Clapeyrona:

pV = m / M • RT

OBJĘTOŚĆ MOLOWA

Objętość molowa jest to objętość jednego mola
substancji ( dowolnej ).

V

M

= M / d

[ cm

3

/ mol ]

Przykład :

Obliczyć objętość molową wody.

V

M

=

18,02
g/mol

0,999
g/cm

3

V

M

= 18,05 cm

3

/ mol

WAŻNIEJSZE
PRZELICZNIKI

0 °C

= 273,15 K

1 cal

= 4,1869 J

1 atm

= 101325 Pa

1 atm

= 760 mm Hg

Wielokrotność i ułamki

tych jednostek oznacza się za pomocą

następujących przedrostków

Mnożn

ik

przedrost
ek

symbol

Mnożn

ik

przedrost
ek

symbol

10

-1

10

-2

10

-3

10

-6

10

-9

10

-12

10

-15

10

-18

10

-??

10

9

10

12

10

15

10

18

10

??

10

1

10

2

10

3

10

6

dec
y

d
c
m

n
p
f
a

cen
ty

mili
mikr
o

nan
o

pik
o

femt
o

atto

dek
a

hekt
o

kilo
me
ga

gig
a

tera
pet
a

eks
a

da
h
k
M
G
T
P
E

JEDNOSTKI UKŁADU SI ( SYSTEM

INTERNATIONAL

)

Jest 7 jednostek podstawowych

Wielkość

fizyczna

Nazwa

jednostki

Symbol

jednostki

Długość

Masa

Czas

Prąd
elektryczny

Temperatura

Światłość

Ilość substancji

metr

kilogram

sekunda

amper

kelwin

kandela

mol

m

kg

s

A

K

cd

mol

Jednostki pochodne

Siła

Praca, energia

niuton

dżul

N = kg • m
• s

-2

J = N • m
lubkg • m

2

• s

-2

Temperature Scales