Budowa materii : Teoria atomistyczna Daltona.

Zakłada że istnieje pewna naturalna granica mechanicznego podziału materii, której najmniejszą jednostką stanowi atom. Dalton nie znał ani wymiarów atomu, ani jego kształtu ani mocy. Stwierdził on jedynie że atomy tego samego pierwiastka mają identyczną masę, wielkość i właściwości. Atomy różnych pierwiastków różnią się między sobą właściwościami.

Wszystkie substancje są zbudowane z atomów.

Atomy tego samego pierwiastka są jednakowe i mają takie same masy. Atomy różnych pierwiastków są różne i mają różne masy.

Reakcja chemiczna polega na łączeniu się, rozdzielaniu i wymianie atomów.

Odkrycia promieniotwórczości naturalnej (Bequerel, Rutheford).

W 1896 roku Bequerel odkrył zjawisko promieniotwórczości rudy uranowej. Ruda uranowa wysyła samorzutnie pewne rodzaje promieni, które wywołują zjawiska jonizacji powietrza, czerwienienia kliszy fotograficznej, wzbudzenia fluorescencji niektórych substancji itp. Promieniowanie to jest niezależne od wpływu warunków zewnętrznych. Nie można go żadnymi czynnikami osłabić ani wzmocnić. Przy dalszych badaniach okazało się, że promieniowanie to nie jest jednolite. W roku 1898 Maria Skłodowska-Curie i Piotr Curie kierując się śmiałym założeniem, że promieniowanie te pochodzi od małych ilości nowych, dotąd nieznanych pierwiastków odkryli i wydzielili z rudy uranowej dwa nowe pierwiastki które nazwali Polonem i Radem. Pierwiastki te o liczbach atomowych Z=84 i Z=88 znalazły miejsce w VI i II rodzinie głównej układu okresowego. Stwierdzono, że wysyłają one promieniowanie , które w polu magnetycznym lub elektrycznym ulega rozczepieniu na trzy różne promieniowania składowe - ,  i γ. Promieniowanie  w polu elektrycznym ulega odchyleniu w stronę ujemną okładki kondensatora. Jego zasięg działania jest niewielki w przypadku Radu wynosi około 4 u. Promieniowanie  odchyla się w kierunku przeciwnym a więc ku dodatniej okładce kondensatora jego zasięg działania jest większy niż promieniowanie . Emisja elektronu ujemnego - rozpad  prowadzi do przejścia neutronu w proton. Z każdym elektronem jednocześnie jest emitowane antyneutrony. Zwiększenie w tej przemianie liczby protonów o jeden, z jednoczesnym zwiększeniem liczby neutronów o jeden nie powoduje zmiany liczby masowej, zmienia się liczba atomowa. Powstaje pierwiastek o zwiększonej liczbie atomowej. Promieniowanie γ ma charakter promieniowania falowego. Jest to również promieniowanie elektromagnetyczne, z tą tylko różnicą że długość jego fali jest około 10000 razy mniejsza od długości fali światła widzianego.

Ernest Rutheford przeprowadził interesujące doświadczenie w którym zastosował pierwiastek promieniotwórczy - Polon, jako źródło emisji cząstek . Strumień tych cząstek skierował na cienką folię złota. W efekcie zauważył że większość z nich swobodnie przechodziła przez folie i uderzała w ekran wywołując na nim słaby rozbłysk. Jednak część cząstek odchyla się na boki a mniej więcej jedna na 20000 odbija się od folii wędrując z powrotem w stronę źródła emisji. N tej podstawie opracował on koncepcje planetarnego modelu atomu. Założył on że atom składa się z jądra i krążących wokół niego elektronów. Jądro atomu skupiające niemal całą jego masę ma ładunek dodatni, ponieważ dodatnie cząstki  są przez nie odpychane. Rozmiary jądra w porównaniu z rozmiarami całego atomu są bardzo małe, gdyż tylko nieliczne cząstki ulegają odbiciu lub odchyleniu.

D. Widma atomowe.

Każdy pierwiastek ogrzany do odpowiednio wysokiej temperatury wysyła fale świetlne o charakterystycznych długościach do badania wysyłanych fal służy przyrząd - spektroskop. W nim wykorzystane jest zjawisko rozszczepienia światła przechodzącego prze pryzmat. Wiązka promieni świetlnych wysyłanych prze ogrzaną do wysokiej temperatury próbkę pierwiastka, po przejściu prze szczelinę, ulega na pryzmacie ugięciu i rozszczepieniu. Na ekranie umieszczonym na drodze wiązki promieni wychodzących z pryzmatu powstaje pas barw. Ten barwny pas nosi nazwę „Widma emisyjnego pierwiastka”. Widma emisyjne pierwiastków są widmami nie ciągłymi składającymi się z wydzielonych linii między którymi znajdują się ciemne obszary takie widma noszą nazwę widm liniowych.

Kwantowy model atomu Bohra.

W skład atomu wchodzi dodatnio naładowane jądro;

Elektrony otaczające jądro mogą poruszać się tylko po określonych torach kołowych; tory te, różniące się energią nazywamy powłokami;

Elektron pochłania lub emituje energię przy przejściu z jednego toru na inny; E = E₂ - E₁ = h

Pochłanianie i emisja energii nie odbywa się w sposób ciągły, lecz w postaci kwantów energii h, energia jest więc skwantowana:

h = 6,6262 x 10^-34 Jxs - stała Plancka,

v - częstotliwość absorbowanego lub emitowanego promieniowania

Elektron nie może znaleźć się w przestrzeni między powłokami elektronowymi;

Stan, w którym elektron ma najniższą energię nazywamy stanem podstawowym, wszystkie inne stany nazywamy wzbudzonymi.

KWANT - najmniejsza porcja o jaką może się zmienić wielkość

fizyczna określonego układu.

KWNAT ENERGI - skończona ilość energii, którą może pochłaniać

lub wysyłać mikroukład w elementarnym akcie oddziaływania.

Postulat de Brogile'a - dualistyczny charakter materii.

Rozwój fizyki a zwłaszcza mechaniki kwantowej spowodował zupełny przewrót w poglądach na budowę atomu. W pracach teoretycznych (de Brogile), potwierdzonych z kolei doświadczalnie, ustalono na przykładzie elektronu że cząstki materii wykazują nie tylko charakter korpuskularny ale również falowy. Wiązka elektronów mimo ich charakteru korpuskularnego ma zdolność wpisania się o sieć przestrzenną kryształów. Dualistyczny charakter, korpuskularnej i falowej cząstki ujawnia się tym wyraźniej im mniejsza jest cząstka znajdująca się w ruchu i większa jej prędkość.

Fale de Broglie'a - fale materii

 - długość fali odpowiadająca cząstce o masie „m”,

prędkości „v” i energii kinetycznej

Charakterystyka dualistycznych właściwości cząstek:

właściwości korpuskularne właściwości falowe

prędkość v długość fali 

pęd p = mv częstotliwość drgań

promieniowania energia

Zasada nieoznaczności Heisenberga.

Nie można równocześnie i dokładnie określić położenia i prędkości elektronów w atomie. Zatem w przypadku poruszającego się elektronu nie jest możliwe równoczesne i dokładne dokonanie pomiarów wielkości fizycznych umożliwiających rozstrzygnięcie czy jest ona falą czy cząstką.

x - miara niepewności położenia

p - miara niepewności pędu

Równanie falowe Schrödingera.

gdzie:

- trzy pochodne cząstkowe,

- funkcja falowa; orbital (objętość przestrzeni, gdzie występuje elektron),

h - stała Plancka,

m - masa elektronu,

E - całkowita energia układu,

V - energia potencjalna.

Liczby kwantowe i ich sens fizyczny.

Są to liczby charakteryzujące w mechanice kwantowej stany stacjonarne układu np. jądra, atomu, cząsteczki. Określają one wartości wielkości fizycznych opisujących stan takiego układu np. stan elektronów w atomie jest określony przez cztery liczby kwantowe

Główna liczba kwantowa (n) - okresla ogólny stan energetyczny w atomie i przyjmuje wartości liczb całkowitych : n = 1,2,3,... 

Liczby te odpowiadają poziomom energetycznym powłok elektronowych :

K, L, M, N,...

Poziomy energetyczne dzielą się na pod poziomy o mniej zróżnicowanej energii.

Poboczna (orbitalna) liczba kwantowa (I) - określa pod poziomy energetyczne w ramach głównego poziomu energetycznego (powłoki). Dopuszczalna wartość pobocznej liczby kwantowej :

I = 0,1,2..(n-1)

Wartości I zależą od wartości n. Poszczególne pod poziomy mają również symbole literowe np. s, p, d, f.

powłoka wartość n wartość I symbole literowe

K n = 1 I = 0 s

L n = 2 I = 0, I = 1 s p

M n = 3 I = 0, I = 1, I = 2 s p d

N n = 4 I = 0, I = 1, I = 2, I = 3 s p d f

Magnetyczna liczba kwantowa (m) - kwantuje orientację przestrzenną momentu pędu elektronu. Moment pędu elektronu jest wielkością wektorową i może przybierać różne orientacje przestrzeni. Dopuszczalne wartości magnetycznej liczby kwantowej wynoszą m = 0, 1, , , I

Np. dla I = 0 m = 0

I = 1 m = -1, 0, + 1itd.

Magnetyczna spinowa liczba kwantowa (m_s) - kwantuje wewnętrzny moment pędu elektronu, zwany spinem. Spin uważany jest za specyficzne zjawisko mechaniki kwantowej, z którego wynikają właściwoaści magnetyczne elektronu :

Liczba ta określa orientacje przestrzenną wektora spinu i ma dwie dopuszczalne wartości : m_s = ½, m_s = - ½

Zapis struktury elektronowej atomu (zakaz Pauliego, reguła Hunda) - symbolika międzynarodowa, wzory klatkowe.

Obsadzanie stanów elektronowych w atomach pierwiastków.

Rozbudową powłoki elektronowej w atomach pierwiastków rządzą trzy proste reguły:

Elektrony obsadzają z reguły orbitale o najniższej energii.

Reguła Hunda: jeżeli kilka orbitali ma jednakową energię, elektrony nie łączą się w pary, gdy nie jest konieczne. W stanie podstawowym atom zawiera więc maksymalną liczbę niesparowanych spinów elektronowych.

Zakaz Pauliego: atom nie może zawierać dwóch elektronów o identycznych czterech liczbach kwantowych, tzn. elektrony muszą się różnić co najmniej jedną liczbą kwantową (np. m_s).

Budowa jądra atomowego (trwałość i przemiany jądra atomowego). Promieniotwórczość sztuczna.

Cząstka elementarna lub lekkie jądro o odpowiedniej energii, zderzając się z innym jądrem (na ogół cięższym), może zostać przez nie pochłonięte, w wyniku czego powstanie jądro innego nuklidu. Procesowi takiemu może towarzyszyć emisja innej cząstki elementarnej lub nadwyżki energii w formie promieniowania γ. Pierwszą przemianę tego typu zrealizował E. Rutherford (1919), poddając atomy azotu działaniu strumienia cząstek  pochodzących z rozpadu

nuklidu
. Bilans przemiany zapisuje się równaniem

Przemiany jądrowe przeprowadzane za pomocą cząstek pochodzacych z rozpadu naturalnych pierwiastków promieniotwórczych były dosyć nieliczne z powodu trudności w nadaniu im odpowiedniej energii. Prawdziwą rewolucją było skonstruowanie akceleratorów cząstek.

Pierwszą przemianą zrealizowaną za pomocą sztucznie rozpędzonego strumienia protonów (J. Cockroft i E. Walton 1932) był proces

Obecnie liczba sztucznych przemian jądrowych zrealizowanych w akceleratorach przekroczyła 1000. Szczególnie spektakularna jest synteza pierwiastków transuranowych; potwierdzona została synteza pierwiastka o liczbie atomowej 112 (maj 1996). Oto kilka przykładów zrealizowanych przemian:

Podstawowe definicje i prawa chemiczne.

Wzorzec mas atomowych.

Za jednostkę mas atomowych uważa się 1/12 część masy izotopu węgla ¹²C . Oznaczeniem jednostki masy atomowej jest symbol u

1 u =1/12 masy atomu ¹²C =1,66057*10^-27kg = 1,66057*10^-24 g

Masa atomowa.

Jest masą atomu wyrażoną w jednostkach masy atomowej ( u )

Masę atomową pierwiastka wyraża liczba, określająca ile razy masa atomu jest większa od 1/12 masy atomu izotopu węgla ¹²C

Masa cząsteczkowa

Jest masą cząsteczki wyrażoną w jednostkach masy atomowej ( u ). Masa cząsteczkowa równa jest sumie mas atomowych wszystkich atomów tworzących cząsteczkę.

Mol

Ilość substancji , w skład której wchodzi tyle atomów, cząsteczek, jonów, wolnych rodników, cząstek elementarnych, ile znajduje się w 0,012 kg węgla izotopu ¹²C

Liczba atomów, cząsteczek, jonów lub innych cząstek materialnych zawarta w jednym molu dowolnej substancji jest równa liczbie Avogadra N_A=6,023*10²³

Liczba atomowa

Liczbę protonów wchodzących w skład jądra atomu określonego pierwiastka nazywamy liczbą atomowa i oznaczamy symbolem Z.

Liczba masowa

Liczbę nukleonów (sumę liczb protonów i neutronów) w jądrze atomu danego pierwiastka nazywamy liczbą masową i oznaczamy symbolem A.

Izotopy

Odmiany pierwiastka o identycznej liczbie atomowej a różnej liczbie masowej, czyli odmiany których atomy mają taką samą liczbę protonów a różną liczbę neutronów nazywamy izotopami.

Prawo zachowania masy

W układzie zamkniętym ogólna masa produktów powstających w dowolnej reakcji chemicznej jest równa masie substratów wziętych do reakcji. Obecnie wiedząc że masa może przechodzić częściowo lub całkowicie w energie i na odwrót prawo to brzmi : W układzie zamkniętym suma masy i energii jest wielkością stałą.

Prawo stosunków stałych

Stosunek masowy pierwiastków w każdym związku chemicznym jest stały, dla danego związku i nie zależy od sposobu powstawania tego związku. W procesie tworzenia się związków chemicznych pierwiastki łączą się między sobą zawsze w ściśle określonych stosunkach masowych.

Prawo stosunków wielokrotnych

Jeżeli dwa pierwiastki są zdolne tworzyć ze sobą więcej niż jeden związek chemiczny to na ilość jednego pierwiastka przypada różna ilość drugiego pierwiastka.

Prawo stosunków objętościowych

Objętości reagujących ze sobą gazów o objętości gazowych produktów reakcji, odmierzane w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury, pozostają do siebie w stosunkach niewielkich liczb całkowitych.

Prawo Avogadra

W równych objętościach różnych gazów, w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury znajdują się jednakowe liczby cząsteczek.

Układ okresowy pierwiastków

Kryteria systematyki, prawo Moseley'a.

Ilościowa zależność widm promieni rentgenowskich od liczby atomowej pierwiastka. Moseley stwierdził iż częstość drgań określonych linii serii K charakterystycznego widma rentgenowskiego, np. linii K_a, jest prawie dokładnie proporcjonalna do kwadratu liczby atomowej.

Reakcje chemiczne. Kryteria podziału (typy reakcji chemicznych).

Schemat reakcji (reakcje syntezy, analizy i wymiany)

Reakcje syntezy - synteza jest reakcją w której z dwóch lub więcej substancji prostych powstaje jedna substancja złożona o odmiennych właściwościach chemicznych i fizycznych.

Reakcje analizy - analiza (rozkład) jest reakcją, w której z jednej substancji złożonej powstają dwie lub kilka substancji prostych, różniących się od substratu właściwościami chemicznymi i fizycznymi.

Reakcje wymiany

wymiana pojedyncza jest reakcją, w której z jednego związku chemicznego jednego pierwiastka powstaje inny związek chemiczny i inny mniej aktywny pierwiastek.

wymiana podwójna jest reakcją w której biorą udział dwa związki chemiczne i jako produkty powstają dwa nowe związki.

powłok

Reakcje egzotermiczne i endotermiczne.

Reakcje chemiczne którym towarzyszy przekazywanie energii z układu do otoczenia na sposób ciepła i na sposób pracy nazywamy reakcjami egzoenergetycznymi. Np. reakcja cynku z kwasem solnym w reakcji tej energia była przekazywana do otoczenia. Wydzielający się wodór przesunął tłok, wykonując pracę na otoczeniu.

Reakcje chemiczne którym towarzyszy przekazywanie energii, na sposób ciepła i na sposób pracy, z otoczenia do układu nazywamy reakcjami endoenergetycznymi. Np. w reakcji rozkładu tlenku rtęci (II) w tym przypadku próbkę trzeba stale ogrzewać bo inaczej reakcja przestaje przebiegać, energia musi być przekazywana z otoczenia do układu.

Stan fazowy reagentów (rekcje homogeniczne i heterogeniczne).

Reakcje heterogeniczne, termin stosowany niekiedy do reakcji chemicznych , w których biorą udział substancje znajdujące się w różnych stanach skupienia. Np. reakcje między substratami rozpuszczonymi, w których strąca się osad, utlenienie substancji stałych gazowym tlenem.

Reakcje homogeniczne termin stosowany niekiedy do reakcji chemicznych przebiegających w jednej fazie. Np. tylko w gazach, gdy zarówno substraty jak i produkty są gazami lub, tylko w fazie ciekłej gdy zarówno substraty jak i produkty są rozpuszczalne.

Rodzaj reagentów (rekcje jonowe i cząsteczkowe).

Substraty i produkty reakcji łącznie nazywa się reagentami.

Wymiana elektronów między reagentami (reakcje oksydacyjno-redukcyjne, reakcje zachodzące bez wymiany elektronów).

Osydoreduktazy (enzymy) substancje naturalne spełniające role katalizatorów żywej komórki kierują przeminę materii zachodzącą w organizmie. Substancja przekształcona przez enzym nazywa się substratem. Każdy enzym katalizuje tylko ściśle określoną reakcje zachodzącą tylko z określonym substratem.

Kierunek przebiegu reakcji chemicznej (rekcje odwracalne i nieodwracalne).

Reakcja odwracalna - reakcja chemiczna którą można prowadzić w kierunku tworzenia się jej produktów, jak też i w kierunku przeciwnym, to znaczy od produktów do substancji wyjściowych.

Reakcja nieodwracalna - reakcja chemiczna która biegnie do końca tzn. aż do całkowitego zużycia któregoś z substratów. Typowymi reakcjami nieodwracalnymi są reakcje spalania.

Kinetyka reakcji chemicznych.

Szybkość reakcji, parametry wpływające na szybkość reakcji.

Szybkość reakcji jest to stosunek nieskończenie małej zmiany stężenia substratu lub produktu do nieskończenie małego przedziału czasu w ciągu którego ta zmiana nastąpiła.

Czynniki wpływające na szybkość reakcji:

1.Stężenie - szybkość reakcji jest proporcjonalna do iloczynu stężeń substratów podniesionych do odpowiednich potęg. (stężenie substratów maleje a stężenie produktów rośnie wraz z upływem czasu);

.Temperatura - wzrost temperatury powoduje wzrost szybkości reakcji;

.Katalizator - to substancja która zmienia szybkość reakcji. Do rodzajów katalizy zalicza się katalizę dodatnią - katalizator przyśpiesza szybkość reakcji i katalizę ujemną - inhibitor hamuje szybkość reakcji;

.Środowisko - w układach homogenicznych reakcje biegną szybciej niż w heterogenicznych. W roztworach duże znaczenie ma rozpuszczalnik który przyśpiesza szybkość reakcji.

Energia aktywacji - jest to energia jaką muszą pobrać reagujące substancje aby zderzenia między nimi efektywne tj. kończące się reakcją chemiczną. Im jej wartość jest większa tym trudniej i wolniej zachodzi reakcja.

Prawo działania mas Guldberg'a i Waage'go; Reguła przekory Le Chateliera Brauna.

Prawo działania mas - jeżeli reakcja chemiczna o równaniu

osiągnie stan równowagi, wówczas stężenia (c) reagentów wyrażone w ułamkach molowych spełniają zależność:

Gdzie K jest stałą równowagi i zależy tylko od temperatury. Im większa jest stała równowagi, tym większe są stężenia produktów reakcji w stanie równowagi.

Reguła przekory.

Jeżeli na układ znajdujący się w stanie równowagi działa bodziec zewnętrzny, to w układzie tym występują zmiany zmniejszające skutki działania tego bodźca.

A + B ^→_←
C + D

K =

Wprowadzenie substratów A lub B powoduje zwiększenie mianownika. Ponieważ K jest stała w danej temperaturze musi zwiększyć się licznik, a zwiększenie licznika to przesunięcie stanu równowagi w prawo. Wprowadzenie produktów C lub D do układu w stanie równowagi przesuwa równowagę w lewo. Usuwanie substratów z układu w stanie równowagi, przesuwa równowagę w lewo. Usuwanie produktów z układu w stanie równowagi, przesuwa równowagę w prawo.

Budowa cząsteczek - wiązania chemiczne. Elektronowa teoria wiązań Kossela i Lewisa.

Wiązania atomowe (wiązanie homeopolarne, kowalencyjne).

wiązanie między atomami wytworzone przez połączenie się w parę dwóch elektronów, pochodzących po jednym od każdego atomu; powstała wiążąca para elektronowa jest wspólna dwa obu atomów. Jeżeli elektrony tworzące wiązania atomowe mają swe średnie położenie w połowie odległości między atomami to wiązanie nazywa się nie spolaryzowane. Nie spolaryzowane wiązanie występuje między identycznymi atomami.

H₂, Cl₂

Hybrydacja orbitali.

W wyniku wymieszania orbitali wytwarzają się nowe orbitale o identycznym kształcie, na których znajdują się równo cenne elektrycznie elektrony. Hybrydyzacji nie ulegają orbitale molekularne typu .

Typy hybrydyzacji:

Hybrydyzacja digonalna sp

Hybrydyzacja trygonalna sp²

Hybrydyzacja tetraedryczna sp³

Liczba powstających hybryd równa jest liczbie orbitali biorących udział w hybrydyzacji.

Roztwory. Podział roztworów.

Roztwory są mieszaninami, składającymi się przynajmniej z dwóch składników. Jeden ze składników użyty w nadmiarze stanowi fazę rozpraszającą, a drugi fazę rozpraszaną. Podział roztworów:

Roztwory rzeczywiste - średnica cząsteczek substancji rozproszonej w ośrodku rozpraszającym jest w przybliżeniu równa średnicy ośrodka rozpraszającego i wynosi od 10^-10 do 10^-9m. Roztwory te stanowią układy homogeniczne, w których nie można wyodrębnić składników.

Roztwory koloidalne - średnica cząsteczek substancji rozproszonej jest większa do średnicy cząsteczek ośrodka rozpraszającego i wynosi od 10^-9 do 10^-7 m.

Zawiesiny - średnica cząsteczek substancji rozproszonej jest większa do średnicy cząsteczek ośrodka rozpraszającego i wynosi powyżej 10^-7 m.

Koloidy i zawiesiny zalicza się do układów

heterogenicznych o rozdrobnieniu makroskopowym.

Proces rozpuszczania, hydratacja, solwatacja.

Rozpuszczalnością substancji nazywa się maksymalną liczbę gramów substancji, którą można w danej temperaturze i pod danym ciśnieniem rozpuścić w 100 gramach rozpuszczalnika. Rozpuszczalność substancji jest równa stężeniu nasyconego.

Roztwór nasycony - zawiera tyle substancji rozpuszczonej ile może jej maksymalnie zawierać tworząc trwały układ.

Roztwór przesycony - nie wykazuje trwałej równowagi, łatwo wydziela się z niego nadmiar substancji rozpuszczonej.

Roztwór nie nasycony - roztwór ,w którym w danej temperaturze można rozpuścić dodatkową ilość substancji. Rozpuszczalność substancji zależy od: rodzaju rozpuszczanej substancji, rodzaju rozpuszczalnika, temperatury, ciśnienia.

Hydratacja (uwodnienie) przyłączenie wody lub wodoru i tlenu w stosunku atomowym 2:1 przez:

Cząsteczki chemiczne ulegające reakcji z wodą. Np. tworzenie się wodorotlenków z tlenków.

Jony w roztworze wodnym (szczególnie przez niektóre kationy o dużej wartościowości Al³⁺

Przez powierzchnie cząstek koloidalnych.

Dysocjacja elektrolityczna.

Teoria Arrheniusa.

Kwas - związek zawierający wodór i oddający w wodzie H⁺ (proton).

Zasada - związek uwalniający ze swojej cząsteczki jony wodorotlenkowe OH^-.

Teoria protonowa kwasów i zasad Lowrye'go i Brönsteda.

Kwas - związek chemiczny lub jon zdolny do oddawania protonu (donor protonu).

Zasada - związek chemiczny lub jon zdolny do przyłączenia protonu (akceptor protonu).

Kwasy i zasady stanowią w tym ujęciu sprzężoną parę wymieniającą protony.

Stała i stopień dysocjacji.

Dokładną miarą mocy elektrolitów nie jest jednak stopień dysocjacji (zależy od stężenia), a stała dysocjacji która praktycznie jest niezależna od stężenia.

Gdzie:A⁺ i B^- - stężenia jonów w stanie równowagi,

AB - stężenie cząsteczek niezdysocjowanych.

Stała dysocjacji jest stałą równowagi chemicznej między jonami a cząsteczkami niezdysocjowanymi. Wyraża stosunek iloczynu stężeń jonów, na które rozpad się elektrolit do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych. Stała zależy od rodzaju rozpuszczalnika (wzrasta ze wzrostem temperatury).

Stopień dysocjacji - miara mocy słabego elktrolitu który wyraża stosunek stężenia cząsteczek zdysocjowanych do stężenia ogólnego elktrolitu (przed dysocjacją).

gdzie:

C_z - stężenie cząsteczek zdysocjowanych

C₀ - stężenie ogólne elktrolitu.

Stopień dysocjacji zależy od:

Natury rozpusczalnika,

Temperatury (na ogół nieznacznie wzrasta ze wzrostem temperatury),

Stężenia substancji rozpuszczonej (maleje ze wzrostem stężenia),

Obecności innych substancji w roztworze.

Iloczyn jonowy wody.

Woda jest słabym elektrolitem i dysocjuje zgodnie z równaniem:

gdzie:

K_w - nosi nazwę iloczynu jonowego wody.

Wykładnik stężenia jonów: hydroniowych, wodorotlenowych.

,

analogicznie

pH = 7 - roztwór obojętny,pH > 7 - roztwór zasadowy,pH < 7 - roztwór kwaśny.

Teoria mocnych elektrolitów.

Elektrolity mocne - są silnie zdysocjowane na jony i zawierają niewiele cząsteczek niezdysocjowanych.

Elektrolity słabe - są zdysocjowane na jony tylko częściowo.

Do elektrolitów mocnych należą:

Prawie wszystkie sole,

Część kwasów nieorganicznych (HCl, HNO₃, HClO₄, H₂SO₄, HBr, HJ),

Wodorotlenki potasowców i niektóre wodorotlenki berylowców.

Do elektrolitów słabych należą:

Część kwasów nieorganicznych (H₂SO₃, H₂CO₃, H₂S),

Część zasad (roztwór amoniaku).

Iloczyn rozpuszczalności.

Pojęcie iloczynu rozpuszczalności stosuje się tylko do elektrolitów trudno rozpuszczalnych:

H₂SiO₃ - wodorotlenki metali (z wyjątkiem wodorotlenków litowców i wapniowców),

Chlorki: AgCl, PbCl₂, Hg₂Cl₂, Hg₂Cl₂,

Bromki: AgBr, PbBr₂,

Jodki: AgJ, PbJ₂,

Siarczany: BaSO₄, PbSO₄,

Azotyny: AgNO₂,

Wszystkie siarczki, siarczyny, węglany i fosforany z wyjątkiem soli sodu, potasu i amonu.

gdzie:

IR - iloczyn rozpuszczalności, zależy od temperatury i rodzaju rozpuszczalnika.

Hydroliza.

Hydrolizie ulegają tylko te sole których jony mają zdolność reagowania z cząsteczkami wody.

Do takich soli należą:

Sole słabych kwasów i mocnych zasad,

Słabych zasad i mocnych kwasów,

Słabych kwasów i słabych zasad.

Sole mocnych kwasów nie ulegają hydrolizie.

Rodzaje hydrolizy:

Hydroliza anionowa - sole mocnych zasad i mocnych kwasów.

Hydroliza kationowa - sole słabych zasad i mocnych kwasów.

Hydroliza cząsteczkowa - rodzaj hydrolizy przebiegający z udziałem cząsteczek nie elektrolitów.

Roztwory buforowe.

Bufory - są to roztwory złożone ze słabych kwasów i ich soli, z mocnymi zasadami lub roztwory słabych zasad i ich soli z mocnymi kwasami.

Bufor octanowy: CH₃COOH i CH₃COONa

Bufor amonowy: NH₃ • H₂O i NH₄Cl

Rola buforów polega na utrzymaniu stałej wartości pH w czasie ich rozcieńczania jak i po dodaniu pewnej ilości mocnego kwasu i mocnej zasady.

NO₂ właściwości:

jest czerwono brunatny, trujący gaz, wytwarzany w dużych ilościach przez utlenienie NO w procesie produkcji kwasu azotowego;

w laboratorium otrzymuje się go przez ogrzanie azotanu ołowiu,

2 Pb (NO₃)₂ → 2 PbO + 4 NO₂ + O₂

kondensuje na brunatną ciecz która przekształca się w bezbarwną substancję stałą,

reaguje z fluorem i chlorem, tworząc fluorek nitrylu NO₂F i chlorek nitrylu NO₂Cl,

wykazuje skłonność do tworzenia podwójnych cząsteczek, czyli skłonność do dimeryzacji,2 NO₂ → N₂O₄,

jest bezwodnikiem kwasowym mieszanym,

w bezpośredniej reakcji z wodą daje mieszaninę dwóch kwasów,

N₂O₄ + H₂O → HNO₂ +HNO₃

reaguje z mocnymi wodorotlenkami tworząc sole,

N₂O₄ + 2 NaOH → NaNO₂ + NaNO₃ + H₂O

otrzymywanie:

utlenianie tlenku NO + ½ O₂ → NO₂,

dysocjacja termiczna niektórych azotanów.

HNO₃

podstawowe etapy procesu otrzymywania.

Synteza amoniaku

N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃

Spalanie amoniaku

NH₃ + O₂ → NO + H₂O

Utlenienie tlenku azotu do ditlenku.

NO + ½ O₂ → NO₂  N₂O₄

Absorpcja.

N₂O₄ + H₂O → HNO₂ + HNO₃

H₂O₂

jest silnym utleniaczem,

perhydrol to 30% roztwór nadtlenku wodoru,

roztwór od 3-10% to woda utleniona,

jest głównie używany jako środek bielący, jest ważnym paliwem rakietowym,

jest to związek dość trwały,

otrzymywanie w reakcjach wodorotlenków litowców lub berylowców z wodą lub kwasem

BaO₂ + 2 HCl → H₂O₂ + BaCl₂

Na skale przemysłową otrzymuje się go metodą elektrolityczną. Elektroliza około 50% kwasu siarkowego (VI) przy użyciu prądu o dużym natężeniu, tworzy się kwas nadtlenkodwusiarkowy, który następnie ulega hydrolizie i tworzy się nadtlenek wodoru.

Al z boksytu.

etap pierwszy otrzymywanie tlenku glinu Al₂O₃ z boksytu.

Drugi etap w wyniku elektrolizy tlenku glinu otrzymujemy metaliczny glin.

Etap → boksyt → NaAlO₂ → Al.(OH)₃ → Al₂O₃

Elektroliza tlenku glinu w postaci stopionej. Proces przeprowadzany jest w wannie żelaznej która jest katodą, a anodą są bloki grafitowe

K(-) Al³⁺ + 3e → Al⁰

A(+) 2O^2- →
+ 4e

Ałuny, gliniane.

Podwójne siarczany metali jednowartościowych i trójwartościowych; przy czym ałuny występują w postaci hydratów 24 wodnych.

M₂SO₄  M₂SO₄  24 H₂O

Ałuny wykazują zjawisko izomorfizmu (polega on na tym że istnieją grupy związków chemicznych które posiadają taka samą strukturę krystaliczną, ten sam typ wzoru chemicznego a różny skład chemiczny).

tlenek glinu Al₂O₃ tworzy kryształy które wykazują się dużą twardością,

związki glino organiczne stosowane są do otrzymywania związków organicznych.

Na₂CO₃

otrzymuje się go metoda amoniakalną

NH₃ + CO₂ + H₂O → NH₄HCO₃

NH₄HCO₃ + NaCl → Na₂HCO₃ + NH₄Cl

Na₂HCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O

W pierwszym etapie w wyniku reakcji amoniaku z ditlenkiem węgla powstaje wodorowęglan amonu. W drugim etapie w wyniku reakcji wodoroweglanu amonu z NaCl powstaje wodorowęglan sodu.

Chrom z chromitu:

W przyrodzie chrom występuje głównie jako minerał który nazywa się chromit

FeO  Cr₂O₃ = FeCr₂O₄

Otrzymujemy chrom na drodze redukcji metoda aluminotermiczną (stosujemy sproszkowany glin jako reduktor)

FeCr₂O₄ → Na₂CrO₄ → Na₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃

Chromit prażony z węglanem sodu, w nadmiarze tlenu; otrzymujemy chromian sodu, który jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, rozpuszczamy go i zakwaszamy. Zakwaszony przechodzi w dichromiandisodu, następnie go ogrzewamy i redukujemy go węglem, otrzymujemy tlenek chromu(III)

Tlenek chromu reaguje ze sproszkowanym glinem. Tworzy się tlenek glinu i chrom.

Właściwości bloku P

grupy od XIII do XVIII. Jeżeli poprowadzimy przekątną od boru do astatu; powyżej przekątnej niemetale, poniżej metale, wzdłuż przekątnej, grupa XVIII to gazy szlachetne.

Wodorki

są to podwójne związki wodoru z innym pierwiastkiem,

w zależności od wartości elektroujemności pierwiastka z wodorem wodorki dzielimy na:

jonowe - wodór występuje tu na stopniu utlenienia -1, w reakcji z wodą wydzielają wolny wodór (wodór + litowce lub ciężkie berylowce)

kowalencyjne (wodór + pierwiastek z grup od XIII do XVII). Uwspólnienie elektronów - sieć krystaliczna w której występują cząsteczki między którymi oddziaływują siły Van der Walsa.

Wodorki metaliczne (wodór + pierwiastek bloku d lub beryl lub magnez).

Węgliki (związki węgla z pierwiastkami mniej elektroujemnymi)

jonowe (z litowcami i ciężkimi berylowcami)

międzywęzłowe (z pierwiastkami d-elektronowymi)

o wiązaniu kowalencyjnym z borem i krzemem, są bardzo twarde trudno topliwe i chemicznie mało aktywne.

NaOH → otrzymywanie

na drodze elektrolizy wodnego stężonego roztworu chlorku sodu proces ten przeprowadzany w elektrolizerze Kellera, który składa się z dwóch komór. Katodą jest rtęć metaliczna na której osadza się metaliczny sód.

Komora: K(-) : Na⁺ + e → Na

A(+) : 2Cl^- - 2e →

Komora: (jest wypełniona wodą)

A(+) : Na⁰ + H_2O → NaOH

K(-) : 2 H⁺ + 2e → H₂ 

Miedź - Cu

W przyrodzie występuje w postaci rudy,

Półszlachetny metal, wyroby z miedzi pokrywają się nalotem, z miedzi wykonuje się przewody elektryczne, rury. Stopy miedzi: brązy, mosiądze.

Otrzymywanie na drodze redukcji

Etap I : prażenie → utlenianie zanieczyszczeń

Etap II : topnienie → w wyniku tego otrzymujemy z warstwy cieczy

górną warstwę - żużel krzemianowy, dolna - kamień miedziowy.

Etap III : autoredukcja

Cu₂S + O₂ →Cu₂O + SO₂ + ?(Cu₂S)?

Cu₂S + 2 Cu₂O → 6 Cu⁰ + 5 O₂

Otrzymywanie metali

proces redukcji → w tym procesie otrzymujemy metale mało aktywne chemicznie np. żelazo, cynk, miedź, ołów

Etap I: ruda metalu → tlenek metalu

ZnCO₃ → ZnO + CO₂ (ogrzewamy)

2 ZnS + 3 O₂ → 2 ZnO + 2 SO₂

Etap II: redukcja tlenku dowolnego metalu. Najczęściej stosowanym reduktorem jest koks i tlenek węgla.

elektroliza służy do otrzymywania pierwiastków bardziej aktywnych chemicznie a więc litowców i berylowców; też stosujemy do otrzymywania metali mało aktywnych.

Szereg aktywności metali.

Aktywność metali to skłonność do oddawania elektronów i przechodzenia w jony dodatnie. Metale które łatwiej oddają elektrony są bardziej aktywne.

Li, K, Na, Ca, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H₂, Cu, Hg, Ag,

Metale ułożone są z malejącą aktywnością chemiczną. Pierwiastkiem dzielącym ten szereg jest wodór. Metale leżące na lewo od wodoru mają ujemne potencjały elektrodowe, wypierają wodór z kwasów, a te które leżą na początku szeregu czyli najbardziej aktywne wypierają wodór nawet z wody. Metale leżące na prawo od wodoru mają dodatnie potencjały elektrodowe, reagują tylko z kwasami utleniającymi.

Aluminotermia.

Jest to specyficzny proces redukcji, przy użyciu sproszkowanego glinu jako reduktora. Wydzielają się pod czas tego procesu duże ilości ciepła. Proces ten stosujemy do otrzymywania metali wysoko topliwych np. manganu i chromu.

Twardość wody.

Obecność jonów Ca²⁺ lub Mg²⁺ lub Fe²⁺ jest niepożądana, ze względu na powstawanie nierozpuszczalnych osadów pod czas gotowania wody lub pod czas dodawania do nie mydła. Woda zachowująca się w ten sposób nosi nazwę wody twardej:

twardość przemijająca (węglanowa), która jest spowodowana obecnością jonów
+ wymienione jony metali

twardość trwała (nie węglanowa) spowodowana obecnością jonów dwudodatnich.

Surówki żelaza.

Proces wielko piecowy. Przemysłową produkcję stali prowadzi się na olbrzymią skalę w wielkich piecach. Rudę żelaza, wapniak i koks wprowadza się do góry potężnego pieca, a ogrzane powietrze wdmuchuje się od dołu. W miarę wytwarzania się wtopionego żelaza przecieka on do zbiornika na dnie skąd jest okresowo odbierany. Czynnym środkiem redukującym jest tlenek węgla. Koks jest utleniany przez wchodzący tlen. Surowy produkt pieca to surówka. Zawiera około 4% węgla, 2% krzemu, ślady siarki, około 15 fosforu i manganu. Surówka po ponownym stopieniu ze złomem żelaznym tworzy żeliwo.

---