Wykład 3
Wiązanie chemiczne według klasycznej definicji to ka\
de trwałe połączenie dwóch atomów.
Wiązania chemiczne powstają na skutek uwspólnienia dwóch lub więcej elektronów pochodzących
bądz
z jednego, bądz
z obu łączących się atomów lub przeskoku jednego lub więcej elektronów z
jednego atomu na atom i utworzenia w wyniku tego tzw. pary jonowej.
Wiązania chemiczne mo\
na podzielić na kilka rodzajów:
Wiązanie atomowe powstaje między dwoma jednakowymi atomami (np.: dwoma atomami
wodoru).
Wiązanie kowalencyjne powstaje między dwoma atomami, których wzajemna ró\
nica ładunku
jąder jest bliska 0. Elektrony uwspólnione tworzące wiązanie są przesunięte w stronę jednego z
atomów, co powoduje, \
e wiązanie wykazuje większy ładunek ujemny po stronie jednego z
atomów i mniejszy po stronie drugiego. Powoduje to, \
e wiązanie to ma cechy małego magnesu
(tzw. własności dipolowe). Wiązania kowalencyjne mo\
na jeszcze podzielić na zwykle, w których
uwspólniane elektrony pochodzą w równej liczbie od obu atomów oraz na wiązania
koordynacyjne.
Wiązanie jonowe powstaje między dwoma atomami, których wzajemna ró\
nica elektroujemności
jest bardzo du\
a. Elektrony zamiast się uwspólnić przeskakują na stałe do jednego z atomów.
Wiązanie wodorowe formalnie rzecz biorąc nie jest wiązaniem chemicznym, w tym sensie, \
e nie
powstaje ono na skutek wymiany elektronów i jest zwykle du\
o mniej trwałe od "prawdziwych"
wiązań,
Stany Skupienia Materii Stany Skupienia Materii
Stan gazowy Faza gazowa przyjmuje kształt pojemnika w którym się znajduje
f& Faza gazowa przyjmuje kształt pojemnika w którym się znajduje
f& Właściwości fizyczne gazu słabo zale\
ą od rodzaju gazu
f& Stan gazowy opisują prawa gazowe
Prawa gazowe
A Równania stanu gazu doskonałego
pV=nRT
gdzie:
p - ciśnienie
V - objętość
n - liczność (liczba moli)
R - stała gazowa
T - temperatura
Przypadki szczególne:
Prawo Boyle a-Mariotte a (1662 r.)
W stałej temperaturze objętość danej masy gazu jest odwrotnie proporcjonalna do
ciśnienia. Jeśli, m = const. i T=const. (przemiana izotermiczna), to
1
p = , pV=const.
V
gdzie: m  masa gazu, p  ciśnienie, V  objętość.
Prawo Charlesa (1787 r.) Gay-Lussaca (1802 r.)
Wyra\
a zale\
ność objętości lub ciśnienia gazu od temperatury, dotyczy dwóch
przypadków:
a) przemiana izobaryczna, jeśli m=const. i p=const.
V
= const
T
b) przemiana izochoryczna, jeśli m=const. i V=const.
p
= const
T
Prawo Avogadro (1811 r.)
W jednakowych objętościach równych gazów, w tej samej temperaturze i pod takim samym
ciśnieniem znajduje się jednakowa liczba cząsteczek.
Przedstawione trzy prawa i wyprowadzone z nich wnioski są słuszne tylko dla gazu doskonałego.
W przypadku gazów rzeczywistych obserwuje się mniejsze lub większe odstępstwa od tych praw.
W warunkach normalnych: temperatura 0�C (273 K), ciśnienie 1,01325�105 Pa
(1 atm) objętość molowa gazu doskonałego wynosi: Vo = 22,414 dm3 /mol = 0,0224 m 3/mol).
Prawo Daltona (1803 r.)
Całkowite ciśnienie p mieszaniny (roztworu) gazów doskonałych równa się sumie ciśnień
cząstkowych p1, p2, ... wszystkich gazów wchodzących w skład danej
mieszaniny: p = p1 + p2+ ... + pn.
Ciśnienie cząstkowe jest to ciśnienie, jakie wywierałby dany składnik mieszaniny gazowej, gdyby sam
zajmował taką objętość, jak cała mieszanina, w tej samej temperaturze.
B. Równanie gazu rzeczywistego
an2
(p + )(v - nb) = nRT
v
gdzie:
a- stała charakteryzująca oddziaływania van der Waalsa
b -stała charakteryzująca objętość własną molekul gazowych
p� N/m2
 V, cm3/mol
Stan ciekły
stan pośredni między stanem stałym a gazowym
brak równania (typu van der Waalsa) opisującego ciecze
ciało stałe gaz
ciecz
Stan stały
-sprę\
ystość
-kształt geometryczny
-prawidłowa budowa wewnętrzna
Podział:
-kryształy
-ciekłe kryształy
-szkła
UKA
ADY FAZOWE - podstawowe pojęcia
Przemiany fazowe:
zmiany stanu skupienia materii lub zmiany struktury
FAZA: jednolita część układu o jednakowych właściwościach fizycznych w całej masie, oddzielonych
od reszty układu wyraz
ną powierzchnią graniczną
Odmiany alotropowe: odmiany pierwiastka ró\
niące się budową cząsteczki lub strukturą sieci
Odmiany polimorficzne: odmiany zw. chemicznego ró\
niące się budową sieci krystalicznej
Reguła faz Gibbsa
s = n - f + 2
gdzie
s - liczba stopni swobody
f - liczba faz
n - liczba niezale\
nych składników układu
Tlenki to ogólna nazwa nieorganicznych związków chemicznych, w których występują wiązania
chemiczne między tlenem a innym pierwiastkiem oraz ewentualnie mogą być wiązania między dwoma
atomami tlenu lub dwoma atomami drugiego pierwiastka.
Tlenki wykazują te\
pełną gamę właściwości kwasowo-zasadowych:
" tlenki kwasowe - np. dwutlenek węgla czy tlenek siarki (VI), reagują z wodą i z zasadami
" tlenki zasadowe - np. tlenki metali I i II grup głównych, reagują z wodą i z kwasami
" tlenki amfoteryczne - np. tlenek glinu, nie reagują z wodą a reagują z kwasami i z zasadami
Roztwory przesycone
A studzenie
Stę\
enie C
krystali
-zacja
Roztwory nienasycone
Temperatura T
Zale\
ność stę\
enia roztworu od temperatury
Rozpuszczalność jest to stę\
enie roztworu nasyconego. Stę\
enie to zale\
y od: rodzaju rozpuszczalnika
(polarny - woda, niepolarny - heksan), rodzaju substancji rozpuszczonej, temperatury i ciśnienia.
Dyfuzją nazywamy zdolność wędrówki cząsteczek substancji rozpuszczonych w obrębie roztworu.
Dzięki dyfuzji roztwór bardziej stę\
ony graniczący z roztworem o ni\
szym stę\
eniu rozcieńcza się.
Osmozą nazywamy zjawisko w czasie, którego składniki roztworu dyfundują przez membranę
(błonę).
Ciśnienie osmotyczne nazywa się ciśnienie hydrostatyczne potrzebne do uniemo\
liwienia przenikania
rozpuszczalnika (wody) przez membranę.
Roztwory wykazujące identyczne ciśnienie osmotyczne nazywamy roztworami izoosmotycznymi.
Prawo określające ilościowe podwy\
szenie temperatury wrzenia lub obni\
enia temperatury
krzepnięcia roztworów podane zostało przez Raoulta
E �" n
"t =
R
1000
gdzie: E  wielkość stała
n  licza moli substancji rozpuszczonej
R  ilość rozpuszalnika wyra\
ona w gramach
Elektrolity są to związki chemiczne, które rozpuszczone w wodzie nadają jej zdolność przewodzenia
prądu.
Dysocjacją elektrolityczną nazywamy rozpad cząsteczek na jony.
NaCl = Na+ Cl-
Ca3(PO4)2 = 3Ca+2 + 2PO4-3
Kationy (jony naładowane dodatnio) wędrują do elektrody naładowanej ujemnie czyli katody.
Aniony (jony naładowane ujemnie) wędrują do elektrody naładowanej dodatnio czyli anody.
Teoria Arrheniusa
Zasada według teorii Arrheniusa to związek, który w roztworze wodnym dysocjuje na aniony
wodorotlenowe OH- i kationy metalu.
NaOH=Na++OH-, Ca(OH)2=Ca+2+2OH-;
Al(OH)3=Al+3+3OH-
Kwas wg teorii Arrheniusa to związek, który w roztworze wodnym dysocjuje na kationy wodorowe i
aniony reszty kwasowej.
HCl=H++Cl-; HNO3 = H+ + NO3-;
H2SO4=2H++SO4-2; H3PO4=3H++PO4-3.
Teoria Brłnsteda-Lowry ego
Zasada, wg teorii Brłnsteda-Lowry ego, to ka\
dy związek chemiczny, który w warunkach danej
reakcji jest akceptorem (czyli inaczej przyjmującym) kation wodorowy (H + ).
Kwas wg teorii Brłnsteda-Lowry ego, to ka\
dy związek chemiczny, który w warunkach danej reakcji
jest donorem, (czyli inaczej dostarczycielem) jonu wodorowego H + .
HA + B A- + HB+
. związek HA jest kwasem, a związek B zasadą
np.
HCl + H2O H3O+ + Cl-
HCl jest donorem protonów (kwas Brłnsteda) a H2O jest akceptorem protonów (zasada Brłnsteda)
H2O + H2O = H3O+ + OH-
Jedna cząsteczka wody jest akceptorem protonu czyli zasadą, a druga donorem czyli kwasem. Kwas
Brłnsteda jest związany z odpowiednią zasadą Brłnsteda.
Przykładami takich par sprzę\
onych kwasów i zasad są: CH3COO- i CH3COOH; H2SO4 HSO4-; HSO4-
i SO4-2, NH4+ i NH3.
Związki chemiczne (z wyjątkiem niektórych bardzo mocnych zasad i kwasów) mogą w zale\
ności od
warunków pełnić rolę kwasu lub zasady - związki takie nazywa się związkami amfoterycznymi.
W wyniku reakcji kwasów z zasadami powstają zazwyczaj sole.
Teoria Lewisa
Zasada to związek, który jest donorem (dostarczycielem) w warunkach danej reakcji pary
elektronowej, więc kwas jest akceptorem pary elektronowej).
Definicja Lewisa obejmuje te\
związki, które zachowują się jak kwasy, bo mają silny deficyt
elektronów, mimo \
e w ogóle nie posiadają w swojej strukturze atomu wodoru
Cr+3 + 6F- CrF6
kwas Lewisa zasada Lewisa
AlCl3 + Cl- AlCl4-
Elektrolity mocne to te, których wszystkie cząsteczki przy rozpuszczaniu rozpadają się na jony.
Elektrolity słabe ulegają dysocjacji w mniejszym stopniu, to znaczy, \
e tylko niewielki ułamek
cząsteczek ulega rozpadowi na jony, reszta pozostaje w roztworze pod postacią cząsteczek
niezdysocjowanych
Stopień dysocjacji ą określa stosunek liczby cząsteczek dysocjowanych do pierwotnej liczby
ą
ą
ą
cząsteczek niezdysocjowanych, które istniały przed procesem rozpuszczenia:
liczba cząsteczek zdysocjowanych n
ą = =
pierwotna liczba cząsteczek n0
n
ą = = 1, poniewa\
n = n0 mocne roztwory
n0
Stopień dysocjacji zale\
y od: rodzaju elektrolitu, rodzaju rozpuszczalnika, temperatury stę\
enia (im
mniejsze stę\
enie tym większy stopień dysocjacji).
Sole
Sole są to związki chemiczne o ogólnym wzorze:
MnRm
gdzie: M  metal
R  reszta kwasowa
Sole są związkami stałymi, maja budowę krystaliczną. W węzłach ich sieci znajdują się kationy metali
i aniony reszt kwasowych. Jak wszystkie związki jonowe w stanie stopionym przewodzą prąd
elektryczny. Sole są mocnymi elektrolitami.