CHEMIA OGÓLNA
I NIEORGANICZNA 1
dr hab. inż. Jacek GRAMS
Instytut Chemii Ogólnej i Ekologicznej
Wydział Chemiczny PA

Kierunki: Nanotechnologia, Ochrona Środowiska, Inżynieria Materiałowa
LITERATURA PODSTAWOWA
" L. Jones, P. Atkins, Chemia ogólna. Cząsteczki, materia,
reakcje, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 2009,
tom I i II.
" A. Bielański, Chemia ogólna i nieorganiczna,
Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 1994, tom I, II
i III.
" J.D. Lee, Zwięzła chemia nieorganiczna, Wydawnictwo
Naukowe PWN, Warszawa 1994.
CHEMIA
Nauka zaliczana do grupy nauk ścisłych
zajmująca się badaniem substancji,
z których złożony jest wszechświat
i zmian, którym one ulegają.
Chemia nieorganiczna,
chemia organiczna,
chemia analityczna,
chemia fizyczna,
chemia radiacyjna,
chemia kwantowa,
biochemia,
chemia polimerów,
krystalochemia,
toksykologia,
zielona chemia&
ROZWÓJ CHEMII
Starożytność  początek rozwoju obróbki metali, ceramika, farby mineralne
Arystoteles ze Stagiry (384-322 p.n.e.)  4 elementy (ogień, woda, ziemia,
powietrze) + boska substancja  eter
Alchemia  poszukiwanie eliksiru życia,  kamienia
filozoficznego umożliwiającego transmutacje metali
i otrzymanie złota
 Teoria flogistonowa
Chemia nowożytna  nowe poglądy dotyczące pierwiastków
i przemian chemicznych
Antoine Lavoisier (1743  1794)  wykazał, że procesy spalania
nie polegają na wydzielaniu flogistonu, lecz są to reakcje
łączenia z tlenem, stworzył tlenową teorię kwasów, wykazał
słuszność prawa zachowania masy, sprecyzował pojęcie
pierwiastka.
Został zgilotynowany w 1794 r. w okresie rewolucji francuskiej
ponieważ piastował za czasów króla Ludwika XVI stanowisko
generalnego dzierżawcy podatków.
Odkrycia pierwiastków, układ okresowy
Koniec XVIII wieku  znano około 40 pierwiastków
1827 rok  58 pierwiastków
Koniec XIX wieku  Maria Skłodowska-Curie, Pierre Curie  odkrycie
Polonu i Radu
Prawo oktaw Newlandsa -1864 rok
SOA
ONIEIWCZ Tablica
1 str 48
Pierwiastki ułożone w kolejności ich wzrastających mas atomowych.
Zakładano, że podobne właściwości powtarzają się co 8 pierwiastek.
Zaobserwowano jednak wyraz
ne odstępstwa od tego prawa.
Układ okresowy pierwiastków  Dimitrij Mendelejew  1869 rok
SOA
ONIEIWCZ Rys 7
str 55
CZYM ZAJMUJ
SI
CHEMICY?
-badaniem właściwości substancji wynikających z ich budowy chemicznej
-syntezą substancji oraz badaniem ich przemian
zachodzących w wyniku reakcji chemicznych
Różnica między właściwościami chemicznymi i fizycznymi
Właściwości fizyczne Właściwości chemiczne
Temperatura topnienia Reakcja z kwasami
Temperatura wrzenia Reakcja z zasadami
Ciśnienie pary Reakcja z tlenem (spalanie)
Barwa Działanie utleniające
Stan skupienia Działanie redukujące
Gęstośd Reakcja z innymi pierwiastkami
Rozpuszczalnośd Rozkład na substancje prostsze
Twardośd Korozja
PODSTAWOWE POJ
CIA I DEFINICJE
Materia  wszystko co posiada masę i zajmuje objętość
Substancja chemiczna  pojedyncza, czysta forma materii
Pierwiastek chemiczny  substancja złożona z atomów jednego rodzaju
(każdy pierwiastek posiada swoją nazwę i symbol  np. wodór  H)
Związek chemiczny  substancja składająca się z atomów dwu lub
więcej pierwiastków, jej skład pozostaje niezmienny (proporcje pomiędzy
ilością atomów różnych pierwiastków pozostają stałe)
Mieszanina - kombinacja dwu lub więcej substancji, przy czym zachowują
one swoją odrębność chemiczną (możliwe jest rozdzielenie
poszczególnych substancji tworzących mieszaninę za pomocą metod
fizycznych)
Różnice pomiędzy mieszaniną i związkiem chemicznym
Mieszanina Związek chemiczny
Składniki można rozdzielid metodami Składników nie można rozdzielid
fizycznymi metodami fizycznymi
Skład jest zmienny Skład jest niezmienny
Właściwości zależą od właściwości Właściwości nie zależą
składników od właściwości składników
TYPY MIESZANIN
Mieszanina heterogeniczna  skład niejednorodny (np. skała,
mieszanina soli i cukru, itp.)
Mieszanina homogeniczna  skład jednorodny w całej objętości próbki
(np. cukier rozpuszczony w wodzie)
Mieszaniny homogeniczne noszą nazwę roztworów. Składnik roztworu
występujący w większej ilości to rozpuszczalnik, w którym
rozpuszczone są pozostałe składniki.
Wyróżniamy roztwory wodne, niewodne i stałe.
Proces odwrotny do rozpuszczania, to krystalizacja (substancja
rozpuszczona powoli wydziela się z roztworu) lub strącanie (szybkie
wydzielanie, zazwyczaj powstaje drobny osad).
STANY SKUPIENIA
Ciało stałe  sztywna forma materii
Ciecz  płynna forma materii, znajduje dolną część
pojemnika, w którym się znajduje; ma wyraz
nie określoną
powierzchnię
Gaz  płynna forma materii, wypełnia
w całości pojemnik, w którym się znajduje
ATOM  najmniejsza cząstka pierwiastka jaka może istnieć
zachowując przy tym właściwości danego pierwiastka
Wodór - H, Chlor - Cl
CZ
STECZKA  to określona, odrębna, obojętna elektrycznie grupa
powiązanych ze sobą atomów
Kwas solny - HCl
JON  dodatnio (kation) lub ujemnie (anion) naładowany atom lub
grupa powiązanych ze sobą atomów
H+, Cl-
Cząsteczka Cząstka
Jak jest różnica pomiędzy
K-Cl
cząstką, a cząsteczką?
MOL  ilość materii zawierająca tyle cząstek (atomów, cząsteczek,
12
jonów, drobin) ile atomów znajduje się w 12g izotopu węgla C)
12
Masa jednego atomu węgla C  1,99265 x 10-23g
Liczba cząstek w 1 molu materii = 12g/1,99265 x10-23g = 6,02x1023
(liczba Avogadro)
Przykład:
He
1 mol - 6,02 x 1023 atomów  objętość 22,4 dm3  masa molowa 4 g
(22,4 dm3 - objętość gazu w warunkach normalnych)
H2
1 mol - 6,02 x 1023 cząsteczek  objętość 22,4 dm3  masa molowa 2 g
Ar
1 mol - 6,02 x 1023 atomów  objętość 22,4 dm3  masa molowa 40 g
NaCl
1 mol - 6,02 x 1023 cząsteczek  ciało stałe  masa molowa 58,5 g
(warunki normalne  ciśnienie 1 atm = 1013,25 hPa, temperatura  273,15 K = 0�C)
Podstawowe jednostki układu SI
Nazwa Jednostka Wielkość
fizyczna
metr m długość
kilogram kg masa
sekunda s czas
amper A natężenie prądu
elektrycznego
kelwin K temperatura
kandela cd światłość
mol mol liczność materii
Temperatura - stopnie Celsjusza i Kelwina
273,15 K = 0�C, 373,15 K = 100�C
Przedrostki jednostek SI
Przedrostek Nazwa Znaczenie
G giga 109
M mega 106
k kilo 103
d decy 10-1
c centy 10-2
m mili 10-3
ź mikro 10-6
n nano 10-9
p piko 10-12
Angstrem  10-10 m
PODSTAWY
NOMENKLATURY
I SYMBOLIKI
ZWI
ZKÓW CHEMICZNYCH
WZORY ZWI
ZKÓW CHEMICZNYCH
Pierwiastki Związki chemiczne
H  wodór CaO  tlenek wapnia
C  węgiel AgNO3  azotan (V) srebra
O  tlen KBr  bromek potasu
Na  sód H2SO4  kwas siarkowy (VI)
Fe - żelazo Ni(OH)2 - wodorotlenek niklu
Au  złoto Fe(NO3)3  azotan (V) żelaza (III)
Dlaczego H2O, a nie O2H? CaH2 i HCl???
Zapis rozpoczynamy od symbolu atomu o mniejszej elektroujemności!!!
Przy większej liczbie pierwiastków może decydować sposób powiązania atomów
w cząsteczce, np.: HOCN (kwas cyjanowy), HNCO (kwas izocyjanowy).
NAZEWNICTWO TLENKÓW,
NADTLENKÓW I PONADTLENKÓW
Zalecane jest stosowanie nazewnictwa wg systemu Stocka.
W związku z tym, aby nadad nazwę tlenkowi używamy słowa  tlenek oraz
podajemy nazwę pierwiastka tworzącego dany tlenek (jeśli to konieczne wraz
z wartościowością w nawiasie okrągłym).
Wzór tlenku Nazwa
Fe2O3 tlenek żelaza (III)
FeO tlenek żelaza (II)
CuO tlenek miedzi (II)
Al2O3 tlenek glinu
CaO tlenek wapnia
SO3 tlenek siarki (VI)
P2O5 tlenek fosforu (V)
K2O tlenek potasu
Cr2O3 tlenek chromu (III)
W związku ze zmianami zasad nazewnictwa związków chemicznych, które
miały miejsce w przeszłości możemy również spotkać się w niektórych
opracowaniach z innymi systemami nomenklatury np.:
Wzór tlenku Nazwa Przykład nazw
obowiązująca wg innych systemów
(system Stocka)
N2O tlenek azotu (I) podtlenek azotu
NO tlenek azotu (II) tlenek azotu
N2O3 tlenek azotu (III) trójtlenek azotu,
tritlenek diazotu
NO2 tlenek azotu (IV) dwutlenek azotu,
ditlenek azotu
N2O5 tlenek azotu (V) Pięciotlenek azotu,
pentatlenek diazotu
CrO tlenek chromu (II) tlenek chromawy
Cr2O3 tlenek chromu (III) tlenek chromowy
CO tlenek węgla (II) tlenek węgla
CO2 tlenek węgla (IV) dwutlenek węgla,
ditlenek węgla
NAZEWNICTWO NADTLENKÓW I PONADTLENKÓW
Wzór Nazwa
nadtlenki
H2O2 nadtlenek wodoru
K2O2 nadtlenek potasu
BaO2 nadtlenek baru
ZnO2 nadtlenek cynku
ponadtlenki
KO2 ponadtlenek potasu
NaO2 ponadtlenek sodu
NAZEWNICTWO WODORKÓW
Wzór Nazwa
KH wodorek potasu
Zasady nazewnictwa:
NaH wodorek sodu
-dla wodorków pierwiastków grup
1-15 stosuje się system
CaH2 wodorek wapnia
dwuwyrazowy, np. wodorek
NH3 azan (amoniak, wodorek azotu)
potasu,
PH3 fosfan
- dodanie do rdzenia nazwy
pierwiastka przyrostka  an, np.
H2S sulfan (siarkowodór)
fosfan,
HF fluorek wodoru
- grupa 17 układu okresowego
HCl chlorek wodoru (chlorowodór,
system dwuwyrazowy, ale na
kwas solny)
początku nazwa pierwiastka,
drugi człon  wodór.
HBr bromek wodoru
HI jodek wodoru
CH4 metan
NAZEWNICTWO KWASÓW
Nazwy kwasów składają się z wyrazu  kwas oraz
przymiotnika określającego pierwiastek
wchodzący w skład cząsteczki kwasu (np. kwas
węglowy).
Jeżeli dany pierwiastek tworzy kilka kwasów, to
na końcu nazwy w nawiasie okrągłym podaje się
stopień utlenienia atomu tego pierwiastka
(np. kwas azotowy (V).
Różne kwasy danego pierwiastka, w których jego
atomy występują na tym samym stopniu
utlenienia rozróżnia się za pomocą przedrostków
orto-, meta- (np. kwas ortokrzemowy).
Wzór kwasu Nazwa obowiązująca Nazwa tradycyjna
HF kwas fluorowodorowy kwas fluorowodorowy
HCl kwas solny kwas solny, kwas
chlorowodorowy
H2S kwas siarkowodorowy kwas siarkowodorowy
HCN kwas cyjanowodorowy kwas cyjanowodorowy
HNO2 kwas azotowy (III) kwas azotawy
HNO3 kwas azotowy (V) kwas azotowy
HClO kwas chlorowy (I) kwas podchlorawy
HClO2 kwas chlorowy (III) kwas chlorawy
HClO3 kwas chlorowy (V) kwas chlorowy
HClO4 kwas chlorowy (VII) kwas nadchlorowy
H2SiO3 kwas metakrzemowy kwas krzemowy
H4SiO4 kwas ortokrzemowy
H3PO4 kwas ortofosforowy (V) kwas fosforowy, kwas
ortofosforowy
HPO3 kwas metafosforowy (V) kwas metafosforowy
NAZEWNICTWO WODOROTLENKÓW
Nadając nazwę wodorotlenkowi używamy słowa  wodorotlenek oraz
podajemy nazwę pierwiastka tworzącego dany związek (jeśli to konieczne
wraz z wartościowością w nawiasie okrągłym).
Wzór tlenku Nazwa obowiązująca Przykład nazw
(system Stocka) tradycyjnych
KOH wodorotlenek potasu wodorotlenek potasu
NaOH wodorotlenek sodu wodorotlenek sodu
Ca(OH)2 wodorotlenek wapnia wodorotlenek wapnia
Fe(OH)2 wodorotlenek żelaza (II) wodorotlenek żelazawy
Fe(OH)3 wodorotlenek żelaza (III) wodorotlenek żelazowy
Szczególny rodzaj wodorotlenków to oksowodorotlenki (hydroksotlenki)
 EOn(OH)m, np. minerały limonit FeOOH, lanthinit UO2(OH)2.
NAZEWNICTWO SOLI
Nazwy soli prostych składają się z dwóch wyrazów. Pierwszy z nich
określa resztę kwasową (końcówki: -an w przypadku soli tlenowych i  ek
beztlenowych). Drugi opisuje kation.
Wzór Nazwa
Na2SO4 siarczan (VI) sodu
Cu(NO3)2 azotan (V) miedzi (II)
NH4Cl chlorek amonu
Fe2S3 siarczek żelaza (III)
K2MnO4 manganian (VI) potasu
KJ jodek potasu
Fe(ClO3)3 chloran (V) żelaza (III)
WODROROSOLE
W tym przypadku przed nazwą reszty kwasowej (anionu) pojawiają się
przedrostki wodoro-, diwodoro- itd. (przedrostki di-, tri- oznaczają liczbę
atomów wodoru, które pozostały w reszcie kwasowej.
HYDROKSOSOLE
Obok tradycyjnego układu przed nazwą kationu pojawia się wyraz
wodorotlenek (z odpowiednim liczebnikiem określającym liczbę grup
wodorotlenowych) - np. dibromek wodorotlenek żelaza.
Wzór Nazwa
Na2HPO4 wodorofosforan (V) sodu
NaH2PO4 diwodorofosforan (V) sodu
NH4HCO3 wodorowęglan (IV) amonu
Mg(OH)Cl chlorek wodorotlenek magnezu
Al(OH)Br2 bromek wodorotlenek glinu
Fe(OH)2NO3 azotan (V) diwodorotlenek żelaza (III)
OKSOSOLE
Np. VOSO4  (traktowane często jako połączenie soli i tlenku)  nazwa
siarczan (VI) tlenek wanadu (IV)
SOLE ZA
OŻONE I UWODNIONE
Nazwy soli złożonych (zawierających kilka różnych kationów lub anionów)
tworzy się podając nazwy jonów w kolejności alfabetycznej (nazwy
kationów rozdziela się łącznikiem  i , a nazwy anionów podaje się bez
łącznika).
Np. MgNH4PO4  fosforan (V) amonu i magnezu.
Wzór Nazwa
AlK(SO4)2 siarczan (VI) glinu i potasu
Ca5F(PO4)3 fluorek fosforan (V) wapnia
KNaCO3 węglan potasu i sodu
CrNH4(SO4)2 siarczan (VI) amonu i chromu (II)
Sole uwodnione (zawierające wodę krystalizacyjną) nazywamy hydratami.
Na początku nazwy podaje się nazwę  hydrat wraz z przedrostkiem
określającym liczbę cząsteczek wody.
Wzór Nazwa
CaSO3"2H2O 2 hydrat siarczanu (IV) wapnia
MgNH4PO4"6H2O 6 hydrat fosforanu (V) amonu i magnezu
Na2CO3"10H2O 10 hydrat węglanu sodu
ZAPIS RÓWNAC
REAKCJI CHEMICZNYCH
substraty produkty
substrat 1 + substrat 2 produkt 3
substrat 4 + substrat 5 produkt 6 + produkt 7
wodór + tlen woda
sód + woda wodorotlenek sodu +wodór
H2 + O2 H2O
Na + H2O NaOH + H2
Równanie szkieletowe  określa tylko rodzaj produktów i substratów
Zbilansowane równanie chemiczne - po obu stronach równania
występuje jednakowa liczba atomów tego samego pierwiastka
2H2 + O2 2H2O
2Na + 2H2O 2NaOH + H2
Współczynniki przed wzorami chemicznymi reagentów noszą
nazwę współczynników stechiometrycznych.
Równanie chemiczne pokazuje przegrupowania atomów
w reakcji chemicznej.
Współczynniki stechiometryczne określają względne liczby moli
substratów i produktów reakcji.
Do równania chemicznego można również wprowadzić
dodatkową informację na temat stanu skupienia reagentów.
2Na(s) + 2H2O(c) 2NaOH(aq) + H2(g)
gdzie: (s)  stały, (c)  ciekły, (g)  gazowy, (aq)  roztwór ciekły
RÓWNANIA JONOWE
AgNO3 (aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq)
Pełne równanie jonowe
Ag+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + Cl-(ag) AgCl(s) + Na+(aq) + NO3-(aq)
Skrócone równanie jonowe
Ag+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + Cl-(ag) AgCl(s) + Na+(aq) + NO3-(aq)
Ag+(aq) + + Cl-(ag) AgCl(s)
Pełne równanie jonowe uwzględnia wszystkie jony obecne w roztworze.
Skrócone równanie jonowe powstaje z pełnego równania po
wyeliminowaniu jonów nie uczestniczących w reakcji.
REAKCJE CHEMICZNE
Procesy w których rozrywają się i powstają wiązania chemiczne.
TYPY REAKCJI
Reakcja syntezy
C + O2 CO2
Reakcja analizy
CaCO3 CaO + CO2
Reakcja wymiany
a) pojedynczej
8Al + 3Fe3O4 4Al2O3 + 9Fe
b) podwójnej
FeS + 2HCl FeCl2 + H2S
Reakcja utlenienia  redukcji (redoks)
Następuje zmiana stopnia utlenienia pierwiastków podczas
reakcji.
2H2 + O2 2H2O
Podział ze względu na rodzaj efektu reakcji:
- reakcje egzotermiczne
- reakcje endotermiczne
REAKCJA CHEMICZNA  jak zachodzi???
Teoria zderzeń aktywnych
+
ENERGIA AKTYWACJI
Wielkość charakteryzująca barierę energetyczną, którą muszą
pokonać reagujące indywidua chemiczne, aby doszło do reakcji
chemicznej.
Teoria kompleksu aktywnego
Które cząsteczki mogą zderzać się  efektywnie ?
Rozkład statystyczny Maxwella-Boltzmanna:
N = N0e(-EA/kT)
gdzie:
N - ilość cząsteczek posiadających energię większą niż energia
aktywacji
EA  energia aktywacji
N0 - całkowita ilość cząsteczek
k - stała Boltzmanna
T - temperatura (skala bezwzględna)
SZYBKOŚĆ REAKCJI
zmiana stężenia substratu/produktu
szybkość reakcji =
przedział czasu
Stężenie
produkty
� = "c / "t
substraty
Czas
Równanie kinetyczne opisuje zależność szybkości reakcji od
stężenia substratów:
� = k " c
gdzie:
�  szybkość reakcji, k  stała szybkości reakcji, c  stężenie
substratów
aA +bB cC + dD
� = k " cAa " cBb
gdzie:
k  stała szybkości reakcji,
cA, cB  stężenia substratów,
a, b  współczynniki stechiometryczne,
a + b = rząd reakcji
Reakcja I rzędu
A B + C
� = k " cA
Reakcja II rzędu
A + B C
� = k " cA " cB
2A B + C
� = k " cA2
Czynniki wpływające na szybkość reakcji
- stężenie substratu
- temperatura
- ciśnienie (dla substratów gazowych)
- obecność katalizatora
- stopień rozdrobnienia (w przypadku substratów stałych)
Jak zwiększyć szybkość reakcji?
Najprostsze sposoby, to zwiększenie stężenia reagentów, czy
temperatury reakcji, jednakże może to być w praktyce
ograniczone rozpuszczalnością reagentów, bądz
wytrzymałością
aparatury.
REACJE EGZOENERGETYCZNE I ENDOENERGETYCZNE
Wydzielenie nadmiaru energii do otoczenia, Pobranie energii z otoczenia, energia
energia produktów reakcji jest niższa od produktów reakcji jest wyższa od energii
energii substratów, zmiana energii substratów, zmiana energii wewnętrznej
wewnętrznej układu - ujemna. układu - udodatnia.
Energia Energia
produkty
substraty
substraty
produkty
Czas Czas
W reakcji egzoenergetycznej zwiększenie temperatury spowoduje zwiększenie szybkości
reakcji, ale obniży wydajność otrzymywania produktów.
Zasada działania katalizatora
Katalizator to substancja, która przyśpiesza reakcję chemiczną (dojście do
stanu równowagi chemicznej), po zakończeniu reakcji pozostając
w niezmienionym stanie.
Zwiększenie szybkości reakcji jest możliwe dzięki obniżeniu energii aktywacji .
Dlaczego tak się dzieje???
Energia
energia aktywacji
1
bez katalizatora
Reakcja bez katalizatora
1) A + B C
2
3
energia aktywacji
Reakcja z katalizatorem
z katalizatorem
2) A + K AK
3) AK + B AB + K
Czas
MECHANIZM REAKCJI
Przemiana chemiczna substratów w produkty może następować nie tylko
podczas jednego, ale również w trakcie kilku następujących po sobie
(w określonej kolejności) procesów nazywanych etapami reakcji.
Np.
2HI + H2O2 I2 +2H2O
Etap 1: HI + H2O2 HIO + H2O - etap wolny
Etap 2: HIO + HI H2O + I2 - etap szybki
Mechanizm reakcji wyjaśnia w jaki sposób zachodzi reakcja chemiczna
oraz jak powstają i reagują produkty pośrednie, które nie występują
w równaniu stechiometrycznym reakcji.
Produkty pośrednie, to nietrwałe połączenia, które po krótkim czasie
ulegają rozpadowi lub przekształceniu w inne produkty.
Reakcje chemiczne można podzielić na: następcze (zachodzące po sobie)
i równoległe (zachodzące jednocześnie).
ODWRACALNOŚĆ REAKCJI CHEMICZNYCH  STAN
RÓWNOWAGI CHEMICZNEJ

A+B C
�!
Stężenie Szybkość reakcji
V (A+B C)
stężenie
produktów
stan
stan
równowagi
równowagi
V (C A +B)
stężenie
substratów
Czas Czas
Wszystkie reakcje chemiczne są reakcjami odwracalnymi.
Reakcje chemiczne osiągają stan równowagi dynamicznej,
w którym szybkości reakcji w obu kierunkach są jednakowe i nie
następuje zauważalna zmiana składu.

A+B C
�!
W stanie równowagi chemicznej obie reakcje (z lewej na prawą
i z prawej na lewą) zachodzą w dalszym ciągu.
Stan równowagi chemicznej wytwarza się w układach
zamkniętych!
STAN RÓWNOWAGI
Prawo działania mas (Guldberg i Waage 1867r)
Stan równowagi dynamicznej zostanie osiągnięty, gdy stosunek
iloczynu stężeń substratów reakcji przyjmuje określoną wartość
charakterystyczną dla danej reakcji. Jest to stała równowagi
chemicznej.

aA + bB
�! cC + dD
Stała równowagi
[C]c[D]d
(stężeniowa)
Kc =
[A]a[B]b
Szybkość reakcji a równowaga
A + B C + D
Stała równowagi
�!
reakcji jest równa
stosunkowi stałych
szybkości reakcji
[C] [D]
w obu kierunkach
Kc =
[A] [B]
A + B C + D szybkość v1 = k1 [A] [B]
C + D A + B szybkość v2 = k2 [C] [D]
k1,k2  stałe szybkości reakcji
w stanie równowagi v1=v2, więc k1 [A] [B] = k2 [C] [D]
[C] [D] k1
=
= Kc
k2
[A] [B]
Równowagi w fazie gazowej
Stała równowagi
Kp = Kc (p/RT)n
(ciśnieniowa)
gdzie p - ciśnienie ogólne, R  stała gazowa, T - temperatura,
n - różnica sumarycznej liczby moli gazowych produktów i substratów
reakcji w równaniu stechiometrycznym
Uwaga!
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
�!
Kp = pCO2
WYKORZYSTANIE STAA
YCH RÓWNOWAGI
Przewidywanie kierunku zachodzenia reakcji i stopnia przereagowania
substratów

A + B C + D
�!
[C] [D]
K =
[A] [B]
Duże wartości K (większe niż 103)  w stanie równowagi dominują
produkty.
Pośrednie wartości K - w stanie równowagi nie dominują ani produkty,
ani substraty.
Małe wartości K (mniejsze niż 10-3)  w stanie równowagi dominują
substraty.
WPA
YW ZMIANY WARUNKÓW
NA RÓWNOWAGI CHEMICZNE
Reguła przekory (Le Chatelier a i Brauna)
Jeżeli na układ w stanie równowagi dynamicznej działa jakiś czynnik
zewnętrzny to powoduje on taką zmianę stanu równowagi, która
minimalizuje działanie tego czynnika.
Zmiana warunków  stężenie, ciśnienie, temperatura
1. Wprowadzanie i usuwanie reagentów
Gdy do mieszaniny reakcyjnej w stanie równowagi zostanie dodany
substrat lub usunięty z niej produkt reakcja zachodzi w kierunku
tworzenia się produktów, gdy usuwa się substraty lub dodaje
produktów powstaje więcej substratów.

A + B C + D
�!
Przykład

BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl
�!
2. Zmiana ciśnienia
Układ będzie dążył do zminimalizowania zmian ciśnienia, np.

3H2 +N2 2NH3
�!
3. Zmiana temperatury
W reakcjach egzotermicznych obniżenie temperatury sprzyja powstawaniu
produktów, a w reakcjach endotermicznych obniżenie temperatury
sprzyja powstawaniu substratów, np.

C + O2 CO2 reakcja egzotermiczna
�!

2H2O 2H2 + O2 reakcja endotermiczna
�!
ENERGIA UKA
ADÓW
Energia całkowita obiektu jest sumą jego energii potencjalnej i kinetycznej
E = Ek + Ep
Energia wewnętrzna próbki materii jest sumą energii kinetycznych
i potencjalnych wszystkich atomów i cząsteczek w próbce.
Składać się na nią mogą - energia oddziaływań między cząstkami, energia
wiązań chemicznych, energia elektronów, siły spajające jądra atomowe,
energia anihilacji.
W przyrodzie układy o najniższej energii są najbardziej uprzywilejowane.
Rodzaje układów:
Układ otwarty  może wymieniać z otoczeniem energię i materię.
Układ zamknięty  może wymieniać z otoczeniem tylko energię.
Układ izolowany nie może wymieniać ani energii, ani materii.
ZASADA ZACHOWANIA ENERGII
Całkowita energia izolowanego układu jest stała.
Energia może być przekazywana z układu do otoczenia, gdy układ
uwalnia ciepło lub wykonuje pracę
Ciepło to przenoszenie energii zachodzące w wyniku występowania
różnicy temperatur (ciepło wzbudza ruch cząsteczek w otoczeniu).
Praca to przenoszenie energii, które zachodzi gdy obiekt porusza się
pokonując jakąś siłę (np. ciśnienie).
PODSTAWOWE PRAWA CHEMICZNE
Prawo zachowania masy  A. Lavoisier 1785r.
We wszystkich reakcjach chemicznych masa produktów równa się masie
substratów (całkowita masa układu reagującego jest taka sama przed jak
i po reakcji).
Łm = const

A + B C + D
�!
mA + mB = mC + mD
Prawo zachowania masy i energii
Suma masy i energii w układzie zamkniętym jest stała i nie zależy od
zmian zachodzących w układzie.
Łm + ŁE = const
Prawo Einsteina E=mc2
masa 1g materii jest równoważna ok. 9x1013 J
Prawo stosunków stałych  J. Proust 1779r.
Stosunek części wagowych pierwiastków łączących się w dany związek
jest stały (skład związku chemicznego jest stały, masy pierwiastków
tworzących dany związek są w nim w stałych ściśle określonych
stosunkach charakterystycznych dla tego związku).
Prawo stosunków wielokrotnych  J. Dalton 1808r.
Jeżeli dwa pierwiastki tworzą ze sobą dwa lub więcej związków, to masy
jednego z nich, łączące się w tych związkach z tą samą masą drugiego
mają się do siebie jak proste liczby naturalne.
Prawo objętościowe  J.L. Gay-Lussac 1805r.
Objętości substancji gazowych (mierzone w tej samej temperaturze i pod
tym samym ciśnieniem) biorących udział w danej reakcji chemicznej mają
się do siebie jak proste liczby naturalne.
Prawo Avogadro  1811r.
Jednakowe objętości dwóch różnych gazów (znajdujących się w tej samej
temperaturze i pod tym samym ciśnieniem) zawierają jednakową liczbę
cząsteczek.
warunki normalne - ciśnienie 1 atm = 1013,25 hPa, temperatura  273,15 K = 0�C
objętość 22,4 dm3 - 6,02 x 1023 cząsteczek  1 mol