CHEMIA

dr inż. AGNIESZKA KRZĄKAŁA
Katedra Chemii i Technologii
Nieorganicznej,
I piętro, pokój 135,tel. 237 – 28
-25
[e-mail]

CHEMIA

• Wykłady: 30 h, 2 godziny tygodniowo

• Laboratorium: 15 godzin, 4 godziny

tygodniowo

• Egzamin po zakończeniu kursu w

styczniu

Literatura:

• L. Czarnecki, T. Broniewski, O.

Henning: Chemia w budownictwie,
Arkady, W-wa, 1996

• Z. Ściślewski: Ochrona konstrukcji

żelbetowych, Arkady, W – wa, 1999,

• L. Czarnecki, P. Emmons,

1.

BUDOWA I WŁAŚCIWOŚCI GAZÓW,

CIECZY I CIAŁ STAŁYCH

materia

mieszaniny

homogeniczn
e

heterogeniczne

czyste substancje

cząsteczki

związki
chemiczne

Budowa atomu

Atom –

najmniejsza niepodzielna

metodami chemicznymi cząstka materii,

Model atomu Bohra

Model Sommerfelda

Model atomuu wg

Schrodingera i Heisenberga

• Stan energetyczny elektronu – 4

liczby kwantowe

• Zakaz Pauliego
• Zapełnianie orbitali w atomach –

reguła maksymalnej różnorodności

Hunda

• Liczby kwantowe:

- n – główna liczba kwantowa:

rozmiar orbitalu,wyodrębnia stan

kwantowy zwany powłoką;
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7

K, L, M,N,O,P, Q

- l – poboczna liczba kwantowa: kształt

orbitalu, wyodrębnia podpowłoki
l=0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
s, p, d, f, g, h, i

- m – magnetyczna liczba kwantowa:

orientacja orbitalu w przestrzeni,
wyodrębnia stany orbitalne

- s – spinowa liczba kwantowa: ruch

obrotowy elektronu wokół własnej
osi, różnicuje stany kwantowe w
obrębie poziomu orbitalnego

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d

6s 6p

7s

Kolejnośc zapełniania powłok elektronowych

• Wartościowość pierwiastka – liczba

elektronów oddawanych lub

przyjmowanych podczas tworzenia wiązań

jonowych, lub liczba par elektronowych

występujących w wiązaniach atomowych.

Rozmieszczenie elektronów na poziomach

kwantowych:

Układ okresowy

pierwiastków

28,086

Ne3s

2

3p

2

wzgl.masa
atomowa

symbol

liczba
atomowa

konfiguracja
atomowa

Si

14

Wiązania chemiczne

• Jonowe – duża różnica

elektroujemności, np. NaCl

• Atomowe – zbliżona elektroujemność,

pomiędzy pierwiastkami niemetali,
np. SiO

2

• Metaliczne – między atomami tych

samych pierwiastków - metali

Hybrydyzacja orbitali

• Atom krzemu Si – stan podstawowy 2e

stan wzbudzony 4e

hybrydyzacja sp

3

Wiązania

międzycząsteczkowe

• Wiązania wodorowe – mostki;

oddziaływania między protonem a

elektronami atomów o dużej

elektroujemności, np. tlenu, azotu; woda i

związki organiczne

• Wiązania Van der Waalsa:

- siły orientacyjne:oddziaływanie stałych

dipoli

- siły indukcyjne: dipol stały i
indukowany
- siły dyspersyjne: szybkozmienne

dipole

Rodzaje związków

chemicznych

• Tlenki
• Zasady (wodorotlenki)
• Kwasy
• Sole

Tlenki

• Związek dwóch pierwiastków, gdzie

jednym musi być tlen.

• Gazy szlachetne nie tworzą tlenków.

• Podział tlenków ze względu na charakter

chemiczny: zasadowe, kwasowe,

amfoteryczne.

• Tlenki zasadowe: reagują z kwasami a

produktem są sole. Ponadto tlenki

zasadowe grupy 1,2 poza berylem

reagują z wodą tworząc zasady.

• Tlenki kwasowe (bezwodniki kwasowe):

reagują z zasadami a produktem są sole,

w reakcji z wodą powstają kwasy.

• Tlenki amfoteryczne reagują z

kwasami i z zasadami.
Nierozpuszczalne w wodzie.

• Przykłady:

Al

2

O

3

tlenek glinu(III)

CuO – tlenek miedzi(II)
Cu

2

O – tlenek miedzi(I)

Zasady

• Związki składające się z metalu i grupy

OH-.

• Otrzymywanie wodorotlenków:

tlenek metalu (gr. 1, 2 poza berylem) +

woda = wodorotlenek (+ wodór)

Reakcja strącania osadu z soli z zasadą

Przykłady wodorotlenków:

NaOH – wodorotlenek sodu,

Ca(OH)

2

– wodorotlenek wapnia(II),

Al(OH)

3

– wodorotlenek glinu(III).

Kwasy

• Związki składające się z wodoru i reszty

kwasowej.

• Podział kwasów: tlenowe (siarkowy,

azotowy) i beztlenowe (siarkowodorowy,

chlorowodowrowy).

• Reagują np. z metalami, zasadami oraz z

tlenkami metalu. Przykłady kwasów:
HNO

3

– kwas azotowy(V),

H

2

CO

3

– kwas węglowy(IV),

H

2

SO

4

– kwas siarkowy (VI).

Sole

• Związki składające się z metalu i reszty kwasowej.

• Podział soli: obojętne, wodorosole, hydroksosole,

uwodnione.

• sól obojętna – zwykła sól,

• wodorosól – wzór: metal + wodororeszta - aby

otrzymać z niej sól obojętną należy wodór

zastąpić metalem. Wartościowość reszty zależy

od ilości wodorów brakujących do pełnego kwasu.

Po ilości wodorów dowiadujemy się jaki będzie

przedrostek, np. di

diwodorofosforanV sodu NaH

2

PO

4

.

• Hydroksosole – wzór: metal z resztą OH + reszta

kwasowa - aby uzyskać sól obojętną należy

zastąpić grupy OH resztą kwasową (resztami).

Wartościowość pierwiastka zmniejsza się o tyle ile

jest grup OH. Przedrostek np. di-2 świadczy o

ilości grup OH

chlorek hydroksowapnia (CaOH)Cl

• Uwodnione – podczas krystalizowania zatrzymują

w swej sieci krystalicznej cząsteczki wody.

• FeCl

2

– chlorek żelaza(II), Fe

2

S

3

–

siarczek żelaza(III),
Na

2

SO

3

– siarczan(IV) sodu,

CaSO

4

*2H

2

O – dwuwodny siarczan(VI)

wapnia

Reakcje chemiczne

• Syntezy
• Analizy
• Wymiany pojedynczej
• Wymiany podwójnej
• Reakcje hydrolizy
• Reakcje hydratacji
• Reakcje egzotermiczne
• Reakcje endotermiczne

Reakcje syntezy

Reakcje analizy

Reakcje wymiany

pojedynczej

Reakcje wymiany podwójnej

Reakcje hydrolizy

Reakcje hydratacji

Reakcje endotermiczne

Reakcje egzotermiczne