PODSTAWY

CHEMII 

NIEORGANICZNEJ

Prof. Piotr Drożdżewski

(pok. 204, A-3)

Konsultacje: 

Wtorek, godz. 11:15 – 13:00

                     Środa, godz. 11:15 – 13:00

WPC2002w

POLITECHNIKA WROCŁAWSKA

Wydział Chemiczny

 

 

1.  P. Mastalerz, Elementarna chemia nieorganiczna, Wyd. 

Chemiczne,  Wrocław, 1997.

2.  I. Barycka, K. Skudlarski, Podstawy chemii, Wyd. Pol. 

Wrocławskiej, 

Wrocław, 2001.

3.  P.A. Cox, Chemia nieorganiczna – krótkie wykłady, Wyd. 

Naukowe 

PWN, Warszawa, 2003.

4.  F.A. Cotton, G. Wilkinson, P.L. Gaus, Chemia nieorganiczna – 

podstawy, Wyd. Naukowe PWN, Warszawa, 1995.

5.  J.E. Brady, General Chemistry, Principles and Structure, 

John Wiley  & Sons, New York, 1990.

Literatura PODSTAWOWA

Literatura NAJLEPSZA (!)

Literatura UZUPEŁNIAJĄCA

W.P. Student – WŁASNE, DOBRE, NOTATKI Z WYKŁADU (rękopis)

A. Bielański  – PODSTAWY CHEMII NIEORGANICZNEJ – PWN 

2004 (2002, 1998, 1994)

Podręczny UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW

 

 

Obowiązuje znajomość i rozumienie całego układu okresowego pierwiastków!

Warunki zaliczenia kursu WPC2002w:

PODSTAWY

CHEMII NIEORGANICZNEJ

W czasie  sesji egzaminacyjnej odbędą się 2 
egzaminy pisemne obejmujące wyłożoną teorię i 
od 1 do 2 zadań.

Zadania (problemy obliczeniowe) obejmują:

•stechiometrię połączoną z reakcją utleniająco-redukcyjną,

•elektrochemię,

•równowagi w wodnych roztworach elektrolitów,

•związki kompleksowe.

 

 

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

FAZA – jednorodna część układu 

oddzielona od reszty powierzchnią 
graniczną

RÓWNOWAGI FAZOWE

 na przykładzie czystych rozpuszczalników

Układ homogeniczny – wszystkie części mają takie same 
właściwości 

(układ jednofazowy)

Układ heterogeniczny – poszczególne części mają różne 
właściwości 

(układ wielofazowy)

Składniki układu (fazy): - substancje chemiczne wchodzące w skład układu 

FAZA jednoskładnikowa – substancja czysta

FAZA wieloskładnikowa – roztwór

 

 

SUBSTANCJE

CZYSTE

MIESZANINY

PROSTE

ZŁOŻONE

JEDNORODNE

homogeniczne

NIEJEDNORODNE

heterogeniczne

PIERWIASTKI

ZWIĄZKI

CHEMICZNE

ROZTWORY

- rozdrobnienie 

składników i ich 
przemieszanie
sięga aż do 
pojedynczych 
cząsteczek, 
atomów

ODRĘBNE FAZY

- nawet najmniejsze 

cząstki 
mieszaniny to 
skupiska wielu 
cząsteczek lub 
atomów 

- Stały skład,
- Ściśle określone 
  właściwości

- Zmienny skład,
- Właściwości
  zależne od składu

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

 

 

Przemiana  fazowa  (przejście  fazowe)  to  taka  zmiana 
układu  fizycznego  lub  chemicznego,  której  towarzyszy 
skokowa zmiana parametrów układu, np. stanu skupienia, 
właściwości fizycznych

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

PRZEMIANY FAZOWE

 

 

WYKRES FAZOWY WODY

t

w

[C]

okres

1 bar = 10

5

 Pa

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

 

 

1 bar = 10

5

 Pa

STOPNIE SWOBODY (s) – 
parametry układu

t – temperatura
p – ciśnienie
c – stężenie

które można zmieniać w 
niewielkim zakresie, nie 
wywołując zmiany liczby faz 
(f)

REGUŁA FAZ GIBBSA

f + s = n + 2

n – liczba 

niezależnych 
składników

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

 

 

WYKRES FAZOWY WODY

T

K

 = 647,2 K (374 C)

P

K

 = 22,14 MPa (218 Atm)

T = 273,1575 K (0,0075 C)
P = 0,6105 kPa (0,006 Atm)

P = 3·10

9

 Pa (~30000 Atm)

T = 403 K (

130 C

) – 

"gorący lód" !

?

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

 

 

WYKRESY FAZOWE INNYCH SUBSTANCJI

Siarka (S)

Węgiel (C)

Hel (He)

Ditlenek węgla 
(CO

2

)

ciecz nadkrytyczna

(superkrytyczna)

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

?

A

B

Temp.

 

 

Przemiana ciekłego CO

2

 w ciecz superkrytyczną

CIECZ

GAZ

menisk

(granica faz)

Temp.

zanikanie 

menisku

wyrównywanie 

gęstości 

cieczy i gazu

ciecz 

superkrytyczna

Superkrytyczny CO

2

 – połączenie właściwości cieczy i gazu,

bardzo dobry rozpuszczalnik, łatwo wnika w inne substancje
(ekstrakcja kofeiny z ziaren kawy, pranie chemiczne, polimery i inne).

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

 

 

SOLE STOPIONE – CIECZE JONOWE

JAKO ROZPUSZCZALNIKI

Sole lub mieszaniny soli o budowie jonowej i 
stosunkowo niskiej temperaturze topnienia.

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

Właściwości:

• 

zdolność rozpuszczania różnych substancji 

• bardzo mała prężność par

• niepalność, 

• stabilność termiczna (nawet do 600 K), 

• szeroki zakres występowania w stanie ciekłym

Przykład: elektrolityczne otrzymywanie glinu w stopionym kriolicie (Na

3

AlF

6

)

Al

2

O

3

 w Na

3

AlF

6

T ≈ 1200 K

LiNO

3

 (44) + KNO

3

 (56) – 125 C

ZnCl

2

 (60) + NaCl (20) + KCl (20) – 203 C

CuCl (54) + AgCl (46) – 260 C
NaCl (52) + CaCl

2

 (48) – 500 C

T

top..

 Al

2

O

3

 – 2318 K

 

 

SOLE STOPIONE – CIECZE JONOWE

JAKO ROZPUSZCZALNIKI

Ciecze jonowe – 

sole związków organicznych

 

– rozpuszczalniki 

projektowane
(często ciekłe w temperaturze poniżej 100 C)

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

Przykłady:

fluorek tetrametyloamonowy t

top.

 = 45 

C

benzoesan tetrabutyloamonowy t

top.

 = 54 

C

Zastosowania: głównie w syntezie organicznej – 

"green solvents"

Ciekawostka: obracający się zbiornik z cieczą 

jonową jako lustro teleskopu

 

 

ROZTWORY

Roztwór – układ jednofazowy, wieloskładnikowy.

Rozpuszczalnik – substancja która w roztworze zachowuje swój 

pierwotny stan skupienia, lub występuje w 
największej ilości.

Rodzaje roztworów: (wg. stanu skupienia)

R

O

Z

P

U

S

Z

C

Z

A

LN

IK

SUBSTANCJA ROZPUSZCZONA

GAZ

CIECZ

C. STAŁE

GAZ

CIECZ

C. STAŁE

PRZYKŁADY

Powietrze

O

2

 w wodzie

H

2

 w palladzie

C

2

H

5

OH

w wodzie

NaCl

w wodzie

woda

w maśle

węgiel w żelazie, 

szkło

(mgła, areozol)

(dym,kurz)

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

 

 

Na

+

Cl

-

Cl

-

Na

+

Na

+

Na

+

Cl

-

Cl

-

Procesy towarzyszące rozpuszczaniu

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

 

 

Na

+

Cl

-

Cl

-

Na

+

Na

+

Na

+

Cl

-

Cl

-

+

+

−

+

+

−

+

+

−

+

+

−

+

+

−

+

+

−

+

+

−

+

+

−

+

+

−

+

+

−

+

+

−

+

+

−

1. 

Odrywani
e
jonów od 
kryształu

2. 

Hydratacj
a
jonu

(solwatacja
)

Procesy towarzyszące rozpuszczaniu

3. Dyfuzja

jonów
w głąb 
roztwor
u

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

 

 

ENTALPIA (ciepło) ROZPUSZCZANIA

ΔH

rozp.

= ΔH

zr.w.

+ ΔH

hydr.

ΔH

zr.w.

– zrywanie wiązań –

proces
ENDOTERMICZNY

ΔH

hydr.

– hydratacja – 
tworzenie wiązań 

proces
EGZOTERMICZNY

ΔH

hydr.

> ΔH

zr.w.

ΔH

hydr.

< ΔH

zr.w.

rozpuszczanie egzotermiczne

rozpuszczanie endotermiczne

Zależność rozpuszczalności 

(R) od temperatury

(Reguła Przekory)

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

 

 

WYBRANE WŁAŚCIWOŚCI FIZYCZNE ROZTWORÓW

1. Prężność par rozpuszczalnika nad roztworem

Prawo Roaulta

Francois Marie Raoult (1830-1901) 

P

rozp.

 = x

rozp.

 P

rozp.

0

2. Obniżenie temperatury krzepnięcia roztworu

Efekt krioskopowy

Δt

k.

= k

k.·

 m

i.

k

k

 

– stała kriosopowa

H

2

O - 1,86 

K·kg/mol

Efekt ebulioskopowy Δt

e.

= k

e.·

 m

i.

k

e

 

– stała ebulioskopowa

m

i

 – 

stężenie molalne

 

.

H

2

O - 0,513 

K·kg/mol

Efekty krio- i ebulioskopowy można wykorzystać do 
wyznaczenia masy molowej substancji rozpuszczonej.

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

 

 

3. Osmoza - gr. osmós "ciśnienie" - dyfuzja cząsteczek 

rozpuszczalnika, 
(np. wody) przez membranę półprzepuszczalną, (np. błonę 
komórkową) oddzielającą dwa roztwory 

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

WYBRANE WŁAŚCIWOŚCI FIZYCZNE ROZTWORÓW

 

 

3. Osmoza - gr. osmós "ciśnienie" - dyfuzja cząsteczek 

rozpuszczalnika, 
(np. wody) przez membranę półprzepuszczalną, (np. błonę 
komórkową) oddzielającą dwa roztwory 

P

0

   >   P

roztw.

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

h

Ciśnienie hydrostatyczne

P

h

 = g h d = π

π

 – ciśnienie osmotyczne

WYBRANE WŁAŚCIWOŚCI FIZYCZNE ROZTWORÓW

 

 

Wykład 1 – Roztwory i równowagi fazowe

Ciśnienie osmotyczne - 

π

n

π = c R T = V R T

π V = n R T

Równanie Van’t Hoffa

Jacobus Henricus van 't Hof

(1852 – 1911)

Nobel 1901 

Wielkość ciśnienia osmotycznego:

0,01 M roztwór cukru daje 

π 

= 250 kPa

(2,5 m słupa H

2

O)

Pomiar ciśnienia osmotycznego 
wykorzystuje się do wyznaczania mas 
molowych

Ważna rola osmozy w biologii.