Wykład 4
Prawa chemiczne
Komu zawdzięczamy
rozwój chemii ?
"
Wszystko jest trucizną
" i nic nie jest trucizną,
"
bo tylko dawka
"
czyni truciznę.
Początki  Starożytny Egipt, Chiny, Grecja (filozofia Demokryta, Platona,
Arystotelesa).
Rozwój chemii, jako nauki w porównaniu z matematyką
i astronomią praktycznie nie następuje przez prawie 2 tysiące lat.
Starożytność i Średniowiecze  technologie wytopu metali z rud,
otrzymywanie materiałów ceramicznych i szkła,
garbowanie skór, wydzielanie niektórych barwników (purpura tyryjska).
Alchemia  poszukiwanie kamienia filozoficznego i eliksiru życia.
Jatrochemia- XV  XVII w (Paracelsus).
Gromadzenie doświadczeń, nauka  sformułowanie praw,
weryfikacja doświadczalna hipotez, opracowanie teorii
umożliwiających przewidywanie nie odkrytych jeszcze zjawisk.
Rozwój chemii  XVIII w - sformułowanie praw ilościowych,
dotyczących przemian chemicznych. Fundament współczesnej
chemii.
 holm
sód skand
wapń tul
beryl bor gadolin
Odkrycia pierwiastków
mangan jod neodym
chemicznych
wodór kadm prazeodym
molibden lit fluor
na przestrzeni dziejów
tellur selen dysproz
wolfram glin german radon
krzem brom europ iterb
uran tor argon lutet
cyrkon lantan krypton protaktyn
stront erb neon promet
tytan terb polon hafn
itr niob rad ren
srebro chrom wanad ksenon technet
złoto kobalt tantal samar frans
węgiel nikiel ruten cez astat
miedz
bizmut cer rubid neptun
żelazo cynk magnez iryd tal pluton
rtęć arsen tlen pallad ind ameryk
ołów antymon azot osm hel kiur
pierwiastek
siarka platyna bar rod gal berkel
cyna fosfor chlor potas aktyn kaliforn
Starożytnść Średnio- XIII  XVII I połowa II połowa
XVIII w XX w
okres
(p.n.e.) wiecze w XIX w XIX w
Pierwiastki nietrwałe, Pierwiastki nietrwałe,
niewystępujące w skorupie występujące w śladowych
ziemskiej ilościach
Najważniejsze prawa chemiczne
Wszechświat  zbudowany jest
z materii.
Podstawowe prawo opisujące
zjawiska fizyczne
i chemiczne 
prawo zachowania materii
(materia jest niezniszczalna i
Antoine - Laurent Michaił A
omonosow
Lavoisier (1711- 1765)
niekreowalna).
(1743-1794)
Prawo to obejmuje:
Prawo zachowania masy
prawo zachowania masy;
(M. A
omonosow i A. Lavoisier)
prawo zachowania energii.
Suma mas substancji wchodzących w reakcję chemiczną jest równa
sumie mas substancji otrzymanych w wyniku tej reakcji.
2Ag + I2 2 AgI
masa substancji (substratów) przed reakcją
=
masie substancji powstających w wyniku reakcji (produktów)
Prawo zachowania energii (A
omonosow, Joule, Helmholtz)
Prawo zachowania energii
Energia nie może być
tworzona z niczego
ani też nie zanika.
James Prescott Joule
Hermann von Helmholtz
(1818-1889)
(1821- 1894)
czyli
w układzie izolowanym suma wszystkich rodzajów energii układu jest stała
(nie zmienia się w czasie).
W konsekwencji, energia w układzie izolowanym nie może być ani utworzona,
ani zniszczona, może jedynie zmienić się forma energii:
np. podczas spalania wodoru w tlenie energia chemiczna zmienia się
w energię cieplną.
Ujmując obydwa prawa łącznie, prawo zachowania materii
przyjmuje sformułowanie:
A
ączna masa i energia substratów użytych do reakcji jest
równa łącznej masie i energii produktów otrzymanych w
wyniku tej reakcji.
Prawo stałości składu związków chemicznych (prawo
stosunków stałych)  Proust 1799r.
Niezależnie od sposobu otrzymania danego
związku chemicznego i jego ilości, jego skład
masowy jest wielkością stałą,
charakterystyczną dla tego związku.
Oznacza to, że stosunek masowy pierwiastków
wchodzących w skład określonego związku
chemicznego
jest zawsze jednakowy.
Joseph Louis Proust
(1754-1826)
Przykład 2:
Ca + S CaS
1 atom 1atom 1 cząsteczka
40 u 32 u
2 atomy 2 atomy
(80u) (64u)
AxBy x : y = const.
Ca : S = 40 : 32 = 5 : 4 (stosunek wagowy)
2Ca : 2S = 80 : 64 = 10 : 8 = 5 : 4
Prawo stałości składu zostało po odkryciu izotopów uściślone
(stosunek masowy pierwiastków wchodzących w skład określonego
związku chemicznego jest stały, o ile związek ten zawiera jeden
rodzaj izotopów poszczególnych pierwiastków).
Rozszerzenie prawa stosunków stałych
Prawo stosunków stałych zostało rozszerzone w 1804r przez Daltona.
Prawo stosunków wielokrotnych
Jeżeli dwa pierwiastki X i Y łączą się ze sobą tworząc
więcej niż jeden związek chemiczny,
to w związkach tych masy pierwiastka X przypadające
John Dalton
na jednakową masę pierwiastka Y,
(1766-1844)
pozostają do siebie w stosunku niewielkich
liczb całkowitych.
Przykład 3:
Tlenki węgla: CO i CO2
Treścią tego prawa, jest wykazanie, że masy tlenu w tych związkach, połączone
z tą samą masą węgla, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb
całkowitych.
Na przykład z 12 g C łączy się 16g tlenu (CO) lub z 32 g tlenu (CO2), więc 3 g
węgla łączą się z odpowiednio z 4 lub 8 g tlenu, natomiast 360 mg węgla łączy
się z 480mg lub 960 mg tlenu.
Wynika stąd, że masy tlenu połączone z daną, określoną masą węgla
pozostają, w każdym przypadku w stałym stosunku:
16g :32g = 1:2
4g :8g = 1:2
480mg : 960mg = 1:2
W świetle teorii atomistycznej opracowanej przez Daltona (na
podstawie prawa stosunków wielokrotnych), jest oczywistym, że masy
pierwiastków wchodzących w skład cząsteczek, nie są dowolne,
ponieważ muszą stanowić wielokrotność mas atomów tworzących te
związki.
Na podstawie wyników otrzymanych podczas badania reakcji
zachodzących między substratami gazowymi Gay- Lussac (1808r)
zdefiniował prawo stosunków objętościowych.
Prawo stosunków objętościowych
Objętości reagujących ze sobą gazów oraz
powstających gazowych produktów reakcji,
odmierzone w tych samych warunkach ciśnienia i
temperatury, pozostają do siebie w stosunku
Joseph Louis
niewielkich liczb całkowitych.
Gay-Lussac
(1778-1850)
Przykład 4:
V(H2) : V (Cl2) : V (HCl) = 1:1:2
H2 + Cl2 2HCl
V (N2) : V (H2) : V (NH3) = 1:3:2
N2 + 3H2 2 NH3
Z kolei w 1811r Avogadro
wysunął hipotezę, zwaną obecnie
prawem Avogadra, mówiącą, że:
w równych objętościach różnych gazów
w tych samych warunkach ciśnienia
i temperatury znajdują się jednakowe
liczby cząsteczek.
Przyjmujemy, że w 1 molu znajduje się
6,023 x 1023 elementów (atomów,
cząsteczek, jonów, elektronów, kwantów itd.)
1 mol = 6,023 x 1023 elementów
liczba Avogadra
(stała Avogadra)
Amadeo Avogadro
(1776-1856)
Liczba Avogadra oznaczana jest
symbolem NA,
dowolną liczbę atomów, cząsteczek itd.
oznaczamy literą N
Czym jest mol?
Mol jest podstawową jednostką liczności materii w układzie SI
(Międzynarodowy Układ Jednostek Miar ) przyjętą przez UPAC
(Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej).
Mol jest to taka liczba elementów materii (atomów, cząsteczek,
jonów, elektronów, kwantów itd.), która jest równa liczbie atomów
zawartych w 0,012 kg (12 g) nuklidu węgla 12C.
Mol danej substancji jest charakteryzowany przez:
masę,
objętość,
gęstość.
Liczbę moli elementów zawartych w danym układzie możemy
obliczyć z równania:
m
N v
n
M NA
V
gdzie:
n - liczba moli elementów (atomów, cząsteczek, jonów, elektronów itd.).
m - masa elementów
M - masa molowa elementów (masa jednego mola elementów)
N - liczba elementów
NA- liczba Avogadra
v - objętość elementów
V- objętość molowa elementów (objętość jednego mola elementów)
Liczbę moli danej substancji podajemy w molach [mol], kilomolach [kmol]
lub w milimolach [mmol]
1kmol = 1000 moli
1 mmol = 0,001 mola
Masę substancji podajemy w kg (lub g) , ponieważ w odniesieniu do
bardzo małej masy atomów lub cząsteczek wymagałoby to podawania
wartości z mnóstwem zer po przecinku (lub stosowania liczb z
ujemnym wykładnikiem potęgowym), dlatego w miejsce masy
wyrażonej w gramach wprowadzono pojęcie względnej masy
atomowej zwanej też krótko masą atomową.
Od 1961r obowiązuje jednostką węglowa masy atomowej.
Jednostką masy atomowej jest u (unit = atomowa jednostka
masy lub jednostka węglowa) równa 1/12 masy nuklidu węgla
12
(izotopu węgla) C.
Unit (u) nie jest jednostką układu SI, ale jest jednostką powszechnie
stosowaną do określenia mas atomów, cząsteczek, jonów lub
cząstek elementarnych.
1u = 1Da = 1/12 masy 12C = 1,66 x 10 -24 g = 1,66 x 10 -27 kg
Da = d = (Dalton  dawniej stosowana nazwa jednostki masy
atomowej i odpowiadające jej skróty).
Masa atomowa wskazuje, ile razy atom danego pierwiastka jest cięższy
od 1/12 masy atomu izotopu węgla 12C.
Masa atomu, czyli bezwzględna masa atomu jest masą wyrażoną
w jednostkach masy (kg lub g).
Bezwzględną masę atomu można wyznaczyć używając urządzeń
zwanych spektrometrami masowymi.
Znając masę bezwzględną można obliczyć (korzystając z wartości
u = 1,66 x 10 -24 g względną masę atomu (masę atomową).
Masa cząsteczki, tzw. bezwzględna masa cząsteczki  jest masą
cząsteczki wyrażoną w jednostkach masy (kg lub g)
Masa cząsteczkowa
Pojęcie masy cząsteczkowej również oparte jest na wzorcu węglowym.
Masa cząsteczkowa (nazywana również względną masą
cząsteczkową) równa się sumie względnych mas atomowych
pierwiastków wchodzących w skład cząsteczki z uwzględnieniem
indeksów przy symbolach pierwiastków.
Masa cząsteczkowa H2SO4 = 2 x 1u + 32u + 4 x 16u = 98 u
(cząsteczka H2SO4 jest 98 razy cięższa od 1/12 masy izotopu 12C.
Przykład 5:
Oblicz względną masę atomową naturalnego magnezu, jeżeli
wyznaczona w spektrometrze masa atomu magnezu wynosi 4 x10-23 g.
Obliczamy względną masę atomową magnezu (A) jako iloraz masy
atomu magnezu i dwunastej części masy jądra atomu węgla 12C, tj.
1,66 x 10-24 g.
A (Mg) = (4 x10-23g) : (1,66 x 10-24 g) = 24 u
W układzie okresowy pierwiastków możemy odczytać, że masa
atomowa podana dla tego pierwiastka wynosi:
24,31
Mg
Różnica powyższa wynika z faktu, że występujący w przyrodzie
magnez jest mieszaniną izotopów tego pierwiastka
posiadających względne masy atomowe odpowiednio 24, 25
oraz 26u o składzie:
78,60% 24Mg, 10,11% 25Mg, 11,29% 26Mg.
W oparciu o skład izotopowy można wyliczyć masę atomową tej
mieszaniny izotopów , czyli średnią uwzględniającą procentową
zawartość poszczególnych izotopów w masie danego pierwiastka.
Masa atomowa Mg
=(24 � 78,60% )+(25 � 10,11%)+(26 � 11,29%):100%
= 24,32 u
Masa molowa
Masa molowa oznaczana symbolem M jest masą jednego mola
atomów, cząsteczek , jonów lub innych dowolnych elementów
wyrażoną w gramach lub kilogramach na mol [g/mol] lub [kg/mol].
Przykład:
masa atomowa 4He = 4 u
4
masa atomu He = 4 u : 1,66 � 10 -24 g (masa bezwzględna)
masa molowa 4He = 4 u : 1,66 � 10 -24 g � 6,02 x 10 23 1/mol = 4g/mol
12
masa 1/12 C liczba Avogadra
Masa molowa pierwiastka wyrażona w gramach jest równa
liczbowo masie atomowej pierwiastka wyrażonej w atomowej
jednostce masy u.
Masa molowa związku chemicznego wyrażona w kg/mol lub g/mol
jest równa liczbowo masie cząsteczkowej związku, wyrażonej w
atomowej jednostce masy u.
Przykład 6:
Oblicz masę molową M atomowego i cząsteczkowego azotu,
wiedząc, że względna masa atomowa N wynosi 14u, a
względna masa cząsteczkowa N2 jest równa 28u
(1u = 1,66 x 10-24 g).
m
N v
n
NA
M
V
Przekształćmy wzór definiujący liczbę moli
NA
m
M
N
gdzie :
m  masa atomu lub masa cząsteczki =
masa atomowa �masa u
N - liczba atomów lub cząsteczek, tutaj N = 1
NA- liczba Avogadra
M  masa molowa
Masa molowa azotu atomowego wynosi:
MN = 14u �1,66 � 10 -24 g/u � 6,02 � 1023 atomów/mol = 14 g/mol
Masa molowa azotu cząsteczkowego wynosi:
M (N2) = 28u � 1,66 � 10 -24 g/u � 6,02 � 1023 atomów/mol = 28 g/mol
Przykład 7
Ustal wzór empiryczny (najprostszy możliwy) tlenku azotu, wiedząc, że stosunek
masowy azotu do tlenu wynosi 7: 4
Z układu okresowego wiadomo, że masa atomowa N mN = 14u , a masa O mO
= 16u. Oznaczymy przez x liczbę atomów N a przez m(N) masę azotu w tym
związku, natomiast przez y oznaczymy liczbę atomów tlenu, a przez m(O)
masę tlenu w powyższym związku, wówczas:
m(N) m(N) m(O) m(O)
x =
mN = 14 u y = mO = 16 u
mO
m(N)
x 16
7
4 2
m(O) mN 4
y
2
1
14
Wzór związku N2O  nazwa tlenek diazotu (podtlenek azotu)
Przykład 8
Ustal wzór sumaryczny substancji zawierającej wodór, węgiel i tlen, w
której stosunek masowy H : C : O = 1: 3 :4.
Z układu okresowego wiadomo, że masy atomowe tych pierwiastków
wynoszą H = 1u, C =12u, O = 16u.
Jeżeli liczbę atomów w związku oznaczymy odpowiednio:
H - x, C - y, O - z, to masa poszczególnych pierwiastków w cząsteczce
wyniesie:
m(H) = 1 � xm(C) = 12 � y m(o) = 16 � z
Stosunek masowy pierwiastków w związku jest wielkością stałą
charakterystyczną dla danego związku, niezależną od ilości związku.
Zatem 1x : 12y : 16z = 1 : 3 : 4, jeżeli wyrażenie podzielimy przez
wyrazy odpowiadające sobie otrzymamy:
x : y : z = (1:1) : (3:12) : (4:16) = 1 : ź : ź= 4 :1:1
Wzór sumaryczny naszego związku to: H4CO, co może odpowiadać
wzorowi alkoholu metylowego CH3OH. Jest to oczywiście najprostszy
możliwy wzór  tzw. wzór empiryczny.
Skoro nie znamy masy molowej związku, nie możemy podać wzoru
rzeczywistego, bo przecież podanemu stosunkowi masowemu
pierwiastków w tym związku odpowiadają również wzory: H8C2O2,, H12C3O3
itd.
Przykład 9
A) Ile atomów Ca znajduje się w 1 g wapnia? B) Jaka jest bezwzględna
masa jednego atomu wapnia? (Masa molowa wapnia wynosi 40 g/mol).
Przykład A można rozwiązać układając proporcję:
40 g (mol) - to 6,02 �1023 atomów
1 g to x atomów
1g
atomów/mol
6,02 1023
x
1023 atomów
0,1505
40g/mol
1,505 atomów
1022
Alternatywnym sposobem jest wykorzystanie wzoru:
m
NA
m
N v
N =
n
NA M
M
V
1g
atomów/mol
6,02 1023
N 1023 atomów
0,1505
40g/mol
1,505 atomów
1022
B. Również w przypadku B można ułożyć proporcję:
6,02 �1023 atomów - to 40 g
1 atom to y g
40g/mol
1 atom
10-23
6,64 g
y
6,02
1023
atomów/mol
Lub wykorzystać wzór:
MCa
N
m
N v
m
n
NA
M
V
NA
40g/mol
1 atom
10-23
6,64 g
m =
6,02
1023
atomów/mol
Przykład 10
Oblicz ile moli cząsteczek H2O znajduje się w 9 g wody, a ile moli atomów
wodoru ?
Masa molowa H2O = 2 � 1g/mol + 1 � 16 g/mol =18 g/mol
n(H2O) = 9g : 18g/mol = 0,5 mola
W każdej cząsteczce wody są 2 atomy wodoru, w każdym molu wody są
dwa mole atomów wodoru, czyli 0,5 mola wody jest 1 mol atomów
wodoru.
Skoro 1 mol wody - to 6,023 �1023 cząsteczek wody
to 0,5 mola wody - 0,5 � 6,023 �1023 cząsteczek wody = 3,0115 �1023
cząsteczek wody
Jeżeli w 0,5 mola wody znajduje się 1 mol atomów wodoru, to w 9 g wody
(0,5 mola wody) znajduje się 6,023 �1023 atomów wodoru.
Gdyby sformułować pytanie dotyczące liczby wszystkich atomów, które
znajdują się w 9 g wody  to wiadomo, że każdej cząsteczce wody znajdują
się 3 atomy pierwiastków tworzących tę cząsteczkę (dwa atomy wodoru i jeden
atom tlenu).
Skoro 1 cząsteczka wody  to 3 atomy pierwiastków tworzących tę cząsteczkę
zatem
0,5 mola wody (czyli 3,0115 �1023 cząsteczek wody) to 3 � 3,0115 �1023 atomów
= 9,0345 �1023 atomów.
Przykład 11
Oblicz zawartość procentową (w procentach masowych) poszczególnych
pierwiastków w zawiązku o wzorze sumarycznym C2H4O2.
Obliczamy masę molową związku: .
2 � 12 g/mol + 4 � 1 g/mol + 2 � 16 g/mol = 60 g/mol
60 g  100%
2 � 12 g  x (zawartość %C)
Zawartość % C = [(2 � 12g) : 60g] � 100% = 40%
Zawartość % H = [(4 � 1 g) : 60g] � 100% = 6,7%
Zawartość % tlenu = 100% -(40% +6,7%) = 53,3%
Przykład 12
Ustal wzór rzeczywisty związku złożonego z węgla wodoru i tlenu, wiedząc, że
stosunek masowy C:H:O = 6 : 1 : 8. Masa molowa związku = 30 g/mol.
Zakładając, że podane wartości udziałów masowych odpowiadają ilościom
gramowym pierwiastków w tym związku możemy przyjąć, że dysponujemy
6 + 1 + 8 = 15 (g )
Obliczmy zawartość procentową pierwiastków w tym związku:
15 g związku - 100%
6 g C - x %
x (%C) = (6g � 100%) : 15 g = 40,00 %
15 g związku - 100%
1 g H - y %
y (%H) = (1g � 100%) : 15 g = 6,67%
15 g związku - 100%
8 g O - z %
z (%O) = (8g � 100%) : 15 g = 53,33%
Znając masę molową substancji możemy obliczyć masy pierwiastków zawarte
w 1 molu substancji.
Liczba g C w 1 molu substancji (1mol =30 g) :
30 g - 100%
x - 40%
x = ( 30g � 40 %) : 100% = 12 g
Liczba g H w 1 molu substancji:
30 g - 100%
y -6,67 %
y = ( 30g � 6,67 %) : 100% = 2 g
Liczba g O w 1 molu substancji:
30 g - 100%
z - 53,33 %
z = ( 30g � 53,33%) : 100% = 15,999 g = 16 g
Teraz dzieląc przez zawartości gramowe poszczególnych pierwiastków przez
ich masy molowe dowiemy się ile moli atomów poszczególnych pierwiastków
zawiera mol tej substancji. Masy molowe wynoszą odpowiednio:
C -12 g/mol ; H -1 g/mol ; O -16 g/mol
Liczba moli C = 12 g : 12 g/mol = 1 mol
Liczba moli H = 2 g : 1 g/mol = 2 mole
Liczba moli O = 16 g : 16 g/mol = 1 mol
Wzór związku: CH2O  podany wzór jest wzorem rzeczywistym
Sprawdz
my, że nasze obliczenia są poprawne:
1 mol C (12g) + 2 mole H (2g) + 1 mol O (16g) = 1 mol związku (30g).
Gęstość i objętość molowa
W celu obliczenia masy substancji często musimy skorzystać ze
znajomości gęstości danej substancji. Wartości gęstości bardzo
wielu substancji można znalez
ć w tablicach fizykochemicznych.
Gęstość oznaczamy jako d. Parametr ten jest zdefiniowany jako:
m
d =
v
gdzie: m  masa substancji ; v  objętość substancji
W układzie SI jednostką gęstości jest kg/m3.
Wartości gęstości do celów praktycznych znacznie częściej wyraża się
w przypadku ciał stałych i cieczy w g/cm3
w przypadku gazów g/dm3.
Jeżeli w podanym równaniu w miejsce masy substancji (m)
Wstawimy masę molową tej substancji (M), to wyrażenie to przyjmie
postać:
M
d =
V
gdzie: V  objętość jednego mola.
W przypadku ciał stałych i cieczy gęstość praktycznie nie jest
zależna od ciśnienia. Temperatura wpływa na gęstość, która ze
wzrostem temperatury na ogół maleje, ponieważ wzrost temperatury
powoduje wzrost objętości.
Gęstość gazów zależy zarówno od ciśnienia jak i od
temperatury.
Z tego powodu w przypadku gazów przy podawaniu ich gęstości
określa warunki ciśnienia i temperatury.
Najczęściej gęstości gazów podaje się w:
warunkach normalnych
lub w:
warunkach standardowych.
Warunki normalne: temperatura 273K (0 0C),
ciśnienie 101 325 Pa (czyli 1 atmosfera  atm, lub 760 mm Hg)
Warunki standardowe: temperatura 298K (250C),
ciśnienie 101 325 Pa (czyli 1 atmosfera  atm, lub 760 mm Hg).
W warunkach normalnych objętość jednego mola gazu
doskonałego wynosi: 0,0224 m3 (22,4 dm3).
W warunkach standardowych objętość jednego mola gazu
doskonałego wynosi: 0,0244 m3 (24,4 dm3).
Podane wartości określane są jako objętość molowa gazu
(w odpowiednich warunkach).
Gęstość względna
Gęstość gazu może być podana względem gazu wzorcowego (np.
wodoru lub powietrza).
Gęstość względna jest liczbą wskazującą ile razy gęstość danego (X) gazu
jest większa (lub mniejsza) od gęstości gazu wzorcowego ( w tych samych
warunkach ciśnienia i temperatury).
M
dx
x
dwz =
=
d
M
w
w
gdzie:
dwz - gęstość względna gazu X
dX - gęstość gazu X
dW - gęstość gazu wzorcowego W
MX - masa molowa gazu X
MW - masa molowa gazu wzorcowego
Gęstość względna cieczy
Pojecie gęstości względnej może być również zastosowane do
cieczy. Gęstość względna cieczy jest liczbą wskazującą ile razy
gęstość danej cieczy jest większa (lub mniejsza) od gęstości cieczy
wzorcowej.
Jako ciecz wzorcową bardzo często stosuje się wodę (w temperaturze
40C, czyli 277K).
Gęstość gazów wyznacza się korzystając z piknometru gazowego,
lub ważąc naczynia z gazem zawierające gaz o różnym ciśnieniu.
Gęstość ciał stałych i ciekłych można wyznaczyć przez ważenie próbek
o znanej objętości.
Wyznaczenie gęstości cieczy może być wykonane z użyciem
aerometru, wagi hydrostatycznej lub piknometru.
Prawo ciśnień cząstkowych Daltona
Gazy, które nie reagują ze sobą tworzą mieszaniny jednorodne.
Zachowanie się nie reagujących ze sobą gazów w mieszaninie
opisuje prawo ciśnień cząstkowych Daltona.
Prawo ciśnień cząstkowych Daltona
Sumaryczne ciśnienie p, mieszaniny doskonałej gazów (np. A i B)
jest równe sumie ciśnień cząstkowych pA i pB poszczególnych
składników.
pS = pA + pB
Ciśnienie cząstkowe
Przez ciśnienie cząstkowe (parcjalne) rozumie się ciśnienie, jakie
wywierałby gaz, gdyby w danej temperaturze znajdował się sam w
zbiorniku.
Ciśnienie cząstkowe można obliczyć z równania:
pA = xA � pS
lub
pB = xB � pS
gdzie: xA  ułamek molowy składnika A
xB  ułamek molowy składnika B
Ułamek molowy:
Ułamek molowy jest stosunkiem liczby moli danego składnika
mieszaniny do sumy liczby moli wszystkich składników.
nA
xA =
a
Ł ni jeżeli w mieszaninie są 2 mole składnika A i 3 mole B,
i = 1 to ułamek molowy A wynosi 2/5, a B 3/5.
Przykład 13
Oblicz, jaką objętość w warunkach: a) normalnych b) standardowych
zajmuje 1 kg tlenu.
Masa molowa O2 wynosi: 2 � 16 g/mol = 32 g/mol.
Obliczamy ile moli tlenu znajduje się w 1 kg tlenu (1000 g).
n(O2) = 1000 g : 32 g/mol = 62,5 mola
a) Korzystamy z objętości molowej gazu w warunkach normalnych :
1 mol gazu w warunkach normalnych 22,4 dm3/ mol (0,0224 m3/mol)
62,5 mola � 22,4 dm3/mol = 1400 dm3 = 1,400 m3
b) Korzystamy z objętości molowej gazu w warunkach standardowych:
1 mol gazu w warunkach standardowych 24,4 dm3/mol (0,0244m3/mol)
62,5 mola � 24,4 dm3/mol = 1525 dm3 = 1,525 m3
Przykład 14
Oblicz gęstość wodoru w warunkach normalnych i standardowych.
W warunkach normalnych i standardowych wodór ( także tlen , azot,
fluor, chlor występują w postaci cząsteczek dwuatomowych, gazy
szlachetne występują w postaci atomowej).
Obliczamy gęstość wodoru w warunkach normalnych:
M
d =
V
2 g/mol
d273K = = 0,0893 g/dm3
22,4 dm3/mol
Obliczamy gęstość wodoru w warunkach standardowych:
2 g/mol
d298K = = 0,0820 g/dm3
24,4 dm3/mol
Reakcje chemiczne
Reakcjami chemicznymi nazywamy procesy, podczas których zachodzi
przemiana jednych substancji (substratów) w inne o odmiennych
właściwościach (produkty).
Przemiana ta jest związana z przegrupowaniem atomów i
rozerwaniem istniejących wiązań oraz utworzeniem nowych wiązań.
Przebiegającą reakcję chemiczną zapisujemy w postaci równania
chemicznego.
Równanie chemiczne  skrócony, symboliczny zapis przemian
zachodzących podczas reakcji chemicznej. Równanie chemiczne
Informuje nas jedynie o tym z jakich substratów powstają jakie
produkty. (W równaniu nie jest zawarta informacja o przebiegu tej
przemiany, czyli nie opisuje mechanizmu tej reakcji ).
W zapisie równania reakcji oprócz wzorów substratów i produktów
reakcji umieszcza się dodatkowe znaki :
+ oznaczający zastosowane łączenie wszystkie substraty i powstałe
razem w danej reakcji wszystkie produkty
gdy reakcja przebiega praktycznie w sposób nieodwracalny
(np. dysocjacja mocnego kwasu pod wypływem cząsteczek wody
HCl + H2O H3O+ + Cl-
czy reakcja zobojętniania :
NaOH + HCl NaCl + H2O
gdy reakcja przebiega między substratami i produktami do
ustalenia się stanu równowagi dynamicznej
(np. reakcja hydrolizy kationowej soli):
NH4+ + H2ONH3 � H2O + H+
czy reakcja dysocjacji słabego kwasu
HNO2 + H2O H3O+ + NO2-
Znak = jest stosowany, gdy nie uwzględnia charakteru reakcji (jej
odwracalności lub nieodwracalności).
W równaniu reakcji podaje się często dodatkowe informacji
odnoszące się do stanu skupienia reagentów:
Stan skupienia można zaznaczać literką w prawym dolnym rogu wzoru
podając literkę w nawiasie:
(g) substancja gazowa np. NH3 (g)
(s) substancja stała np. I2 (s)
(c) substancja ciekła lub roztworze ciekłym np. Br2 (c)
(aq) substancja w roztworze wodnym np.NH3 (aq)
Często przed lub za symbolem lub wzorem reagenta stawiamy znak
strzałki:
ę! strzałka grot w górę  produkt reakcji ulatnia się w postaci gazu
�! strzałka grot w dół  produkt reakcji wytrąca się w postaci osadu
z roztworu
Ustalanie współczynników stechiometrycznych w równaniu
reakcji
Stechiometria = stosunki molowe pierwiastków w związku chemicznym
i w równaniach chemicznych.
Równanie chemiczne:
1) określa jakie substancje zanikają a jakie powstają (zgodnie z
doświadczeniem)
2) musi być zgodne z prawem zachowania masy (P = L ), w tym celu
przed wzorami reagentów umieszcza się współczynniki
stechiometryczne określające liczbę cząsteczek i atomów (liczbę
moli) substratów i produktów  współczynnika 1 nie pisze się,
równanie musi być zbilansowane w odniesieniu do wszystkich
pierwiastków występujących w tym równaniu
3) równanie musi być zgodne z prawem zachowania ładunku
elektrycznego  sumaryczny ładunek po stronie L = sumaryczny
ładunek po stronie P
Sposoby dobierania współczynników stechiometrycznych
Napisz prawidłowo wzory reagentów  substratów i produktów
uwzględniając wartościowość ( ściślej stopień utlenienia)
pierwiastka. Pisząc wzory reagentów liczby poszczególnych atomów
(moli atomów ) w cząsteczkach związku piszemy w indeksie dolnym
małymi cyframi po symbolu pierwiastka
Np. AlIII O  II wzór Al2O3
Przykład 15
Reakcja glinu z tlenem (pasywacja)
? Al + ? O2 ? Al2O3
Bilansowanie stron równania odbywa się poprzez wstawianie
dużych cyfr przed wzorami substratów i produktów. Cyfra
napisana przed wzorem odnosi się do wszystkich atomów
znajdujących się we wzorze stojącym za tą cyfrą.
Bilansowanie tlenu:
2 x 3 = 6
L 6 :2 = 3
P 6 :3 = 2 ? Al + 3 O2 2 Al2O3
Bilansowanie glinu:
? Al + 3 O2 2 Al2O3
P = 2 x 2 =4 atomy Al (4 mole )
L powinno być również 4
4 Al + 3 O2 2 Al2O3
Przykład 16
Pobierz współczynniki
?Ca (NO3)2 + ? Na3PO4 ? Ca3 (PO4)2 + ? NaNO3
P (strona równania)
PO43- są dwa mole
L (strona rownania) powinny też być 2 mole
?Ca (NO3)2 + 2 Na3PO4 ? Ca3 (PO4)2 + ? NaNO3
Po prawej lewej stronie jest teraz 6 moli Na, tak samo powinno być po prawej
stronie
?Ca (NO3)2 + 2 Na3PO4 Ca3 (PO4)2 + 6 NaNO3
Teraz zbilansujmy Ca
3Ca (NO3)2 + 2 Na3PO4 Ca3 (PO4)2 + 6 NaNO3
Przykład 17
Dobierz współczynniki w równaniu reakcji przebiegającej w fazie
gazowej i określ stosunki objętościowe substratów i produktów.
? NH3 + ? O2 ? NO + ?H2O
2NH3 + ? O2 ? 2NO + 3H2O
Tlen P = 5 moli , aby po L było 5 moli należy wziąć 5:2 cząsteczek
zawierających po 2 mole tlenu
2NH3 + 5/2 O2 2NO + 3H2O
Aby nie stosować współczynnika ułamkowego wszystkie współczynniki
przed wzorami mnożymy przez 2.
4NH3 + 5 O2 4NO + 6H2O
W związku z tym, ze zarówno substraty i produkty są substancjami
gazowymi w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury, a mol
dowolnego gazu w tych samych warunkach zajmuje te samą objętość,
stosunki objętościowe są takie same, jak stosunki molowe wyrażone przez
współczynniki stechiometryczne, czyli 4: 5 : 4 :6.
Konkluzja zgodna z prawem stosunków objętościowych.
Klasyfikacja reakcji chemicznych
Ogromna liczba reakcji chemicznych zmusza do ich uporządkowania
poprzez podział na pewne grupy reakcji.
Zasadniczo reakcje w chemii nieorganicznej podzielić można na trzy
grupy (synteza, analiza i wymiana).
W chemii organicznej dokonamy nieco innego podziału reakcji,
bardziej oddającego specyfikę reakcji organicznych.
Reakcje syntezy (reakcje łączenia)
A + B C
przykłady:
2C + O2 CO2
H2 + Cl2 2HCl
Reakcje analizy (reakcje rozkładu, dysocjacji)
AB A + B
przykłady:
2 NaHCO3 Na2CO3 + H2O + ę!CO2
MgSO4 �7H2O MgSO4 + 7H2O
Mówiąc o reakcjach rozkładu (dysocjacji) możemy mieć z tym typem
reakcji do czynienia pod wpływem różnych czynników np.:
podwyższonej temperatury  dysocjacja termiczna
CaCO3 CaO +CO2ę!
polarnego rozpuszczalnika (np.. H2O)  dysocjacja elektrolityczna
HCl + H2O H3O+ + Cl-
promieniowania jonizującego  dysocjacja radiacyjna (radioliza)
2H2O H2ę! + H2O2
Reakcje wymiany (wymieniania)
reakcje wymiany pojedynczej
A + BC AC + B
przykład:
Mg + 2HCl MgCl2 + H2ę!
reakcje wymiany podwójnej
AB + CD AD + CB
przykład:
AgNO3 + HCl AgCl�! + HNO3
Wymienione reakcje mogą przebiegać ze zmianą lub bez zmiany
stopnia utlenienia reagentów.
W oparciu o równanie reakcji chemicznej można wyliczyć ilości
substratów niezbędne do przeprowadzenia danej reakcji, jak również
ilości produktów powstających podczas określonej reakcji.
Przykład 18
Jaka jest liczba moli, masa oraz jaką objętość zajmie tlen (w
warunkach normalnych) powstały w wyniku rozkładu 4,5 kg wody?
2H2O 2H2 ę! + O2 ę!
Masa molowa wody: 2g/mol + 16 g/mol =18 g/mol
Do reakcji użyto: 4,5kg wody czyli 4500 g wody, co stanowi
następującą liczbę moli wody:
m
n =
M
n (H2O) = (4500g : 18 g/mol) = 250 moli
z 2 moli H2O powstaje  1 mol tlenu (stechiometria z równania reakcji)
z 250 moli wody - x moli tlenu
x = (250 moli �1 mol) : 2 = 125 moli
1 mol tlenu O2 - 2 � 16 g = 32 g
125 moli - x
x = (125 moli � 32 g) : 1 mol = 4000 g = 4 kg tlenu
1 mol zajmuje w warunkach normalnych - 22,4 dm3
125 moli tlenu x dm3
x = (125 moli �22,4 dm3 ) :1 mol = 2800 dm3 = 2,800 m3
Przykład 19
Jaką ilość technicznego węglanu wapnia zawierającego 5% zanieczyszczeń
należy użyć w celu otrzymania 10 dm3 CO2.? Masa molowa CaCO3 100g/mol.
CaCO3 CaO +CO2ę!
1 mol CO2 czyli 22,4 dm3 CO2 powstaje z 1 mola CaCO3
10,0 dm3 CO2 -------------- x mola CaCO3
x = (10 dm3 �1 mol) : 22,4 dm3 = 0,4464mola
1 mol CaCO3 to 100 g
0,4464 mola to x g
x = (100 g �0,4464 mol) : 1 mol = 44,64 g CaCO3
Użyty do reakcji CaCO3 nie jest chemicznie czysty, zawartość
czystego związku stanowi 95% a 5% to zanieczyszczenia.
44,64 g  stanowi 95%
x g - 100%
x = 46,99 g
Przykład 20
Podczas spalania 1 tony węgla kamiennego otrzymano 1400 m3 CO2
(warunki normalne). Oblicz zawartość procentową węgla w węglu
kamiennym.
C + O2 CO2
12 g C - 22,4 dm3 CO2
12 kg C 22,4 m3 CO2
12 t C 22400m3 CO2
Obliczamy ile t czystego węgla jest w 1 tonie węgla kamiennego
12 t C - 22400m3 CO2
x ton C 1400m3 CO2
x = (12t � 1400m3) : 22400 m3 = 0,75 t
Zawartość procentowa czystego węgla węglu kamiennym:
1t  stanowi 100%
0,75t - x%
x = (0,75t � 100%): 1 t = 75%
Nie wszystkie reakcje przebiegają z wydajnością stechiometryczną.
Znaczna część reakcji, zwłaszcza w przypadku reakcji związków
organicznych biegnie do ustalenia się stanu równowagi.
Zagadnieniami wydajności reakcji zajmiemy się w toku dalszych
wykładów.
Związek chemiczny i mieszanina
Związek chemiczny Mieszanina
Powstaje w wyniku reakcji chemicznej Powstaje w wyniku zmieszania
składników (nie zachodzi reakcja
chemiczna)
Tworzenie związku chemicznego Udział ilościowy składników jest
przebiega z zachowaniem zgodnie z dowolny
prawem stałości składu
Związek chemiczny ma inne Składniki mieszaniny zachowują swoje
właściwości niż składniki z których właściwości (cechy)
powstał
Składników związku chemicznego nie Składniki mieszaniny można rozdzielić
można rozdzielić prostymi metodami prostymi metodami fizycznymi np.:
fizycznymi, rozdzielenie związku odparowanie, krystalizacja, destylacja,
chemicznego na pierwiastki, z których sączenie, ekstrakcja, chromatografia,
powstał wymaga reakcji chemicznych dekantacja, sedymentacja,
elektroforeza, adsorpcja
Niektóre sposoby rozdziału mieszanin
Mieszaninę zasadniczo dzieli się na fazę dyspersyjną ( otoczenie, w
jakim następuje rozpraszanie )- i fazę zdyspergowaną ( substancję
rozproszoną).
W roztworach fazą dyspersyjną jest rozpuszczalnik a zdyspergowaną 
substancja rozpuszczana.
Rodzaje mieszanin:
MIESZANINY
Mieszaniny
Mieszaniny
jednorodne
KOLOIDY
niejednorodne
homogeniczne
heterogeniczne
(roztwory)
przykłady:
przykłady:
mieszanina: piasku z wodą,
stopy metali (brąz),
opiłki żelaza z cukrem,
roztwory wodne (solanka,
groch z fasolą, zaprawa murarska
cukier w wodzie, ocet),
powietrze
Podział na mieszaniny jednorodne i niejednorodne jest umowny,
a granice pomiędzy nimi nie są wyznaczone w sposób ścisły (np. koloidy)
Podział ten zależy on od wielkości cząstek faz.
Roztwory właściwe i koloidalne będą przedmiotem kolejnego wykładu.
Stany skupienia
W zależności od szeregu czynników fizycznych jak temperatura,
ciśnienie i objętość, substancje występują w trzech stanach skupienia:
stałym
ciekłym
gazowym.
Stan skupienia materii  podstawowa forma, w jakiej występuje
substancja, określająca jej podstawowe własności fizyczne.
Własności substancji wynikają z układu oraz zachowania
cząsteczek tworzących daną substancję. Bardziej precyzyjnym
określeniem form występowania substancji jest faza materii.
Stany skupienia różnią się miedzy sobą:
stopniem uporządkowania
odległościami miedzy cząsteczkami
wielkością sił oddziaływań między cząsteczkami
gazy
Płyny
duża
ściśliwość
mała
ciecze
104 mniejsza niż gazów
Przyjmują kształt naczynia,
w którym się znajdują ,
brak sprężystości postaci,
ulegają odkształceniu pod
wpływem sił zewnętrznych
Stan gazowy
Właściwości stanu gazowego:
1) cząsteczki charakteryzują się dużą swobodą ruchu postępowego (duża
wartość energii kinetycznej ruchu postępowego cząsteczek przewyższa
znacznie siły ich wzajemnego oddziaływania);
2) gazy zajmują kształt i objętość naczynia, w którym się znajdują;
-nie mają własnej objętości (w przeciwieństwie do cieczy),
-nie mają własnego kształtu (w przeciwieństwie do ciał stałych);
3) cząsteczki gazu znajdują się w ciągłym ruchu i zderzają się ze sobą
wymieniając energię;
4) wymiana pędu (zderzenia ze ścianami naczynia) jest rejestrowana
makroskopowo jako ciśnienie gazu;
5) jeżeli na gaz nie działa żadna siła, wszystkie kierunki ruchu cząsteczek
są jednakowo prawdopodobne.
Stan gazowy jest opisywany za pomocą równań matematycznych.
W celu uproszczenia zapisów matematycznych stosuje się model
wyidealizowany  tzw. model gazu doskonałego.
Gaz doskonały
(nie istnieje)
Właściwości:
cząsteczki gazu objętość własna = 0, masa skupiona w punkcie
matematycznym (gazy rzeczywiste mają objętość, masę)
cząsteczki znajdują się w ciągłym ruchu postępowym, nie oddziaływują na
siebie podczas zderzeń (gdyby cząsteczki nie posiadały własnej objętości,
prawdopodobieństwo zderzeń byłoby zerowe, a zderzenia cząsteczek
gazów są niezbędne do osiągnięcia stanu równowagi termicznej)
ruch cząsteczek jest chaotyczny ( nie ma kierunku uprzywilejowanego)
zderzenia między cząsteczkami są sprężyste
pomiędzy kolejnymi zderzeniami cząsteczki poruszają się ruchem
prostoliniowym
zderzenia ze ścianami naczynia są rejestrowane makroskopowo jako
ciśnienie
cząsteczki gazu doskonałego są chemicznie obojętne
Im wyższa temperatura oraz większe rozrzedzenie gazu (przy niskim
ciśnieniu) tym bardziej właściwości gazów rzeczywistych zbliżają się
do właściwości gazu doskonałego.
Stan gazowy jest scharakteryzowany przez trzy parametry:
temperaturę
ciśnienie
objętość
Teoria gazu doskonałego służy do znalezienia zależności pomiędzy
tymi parametrami opisując je w postaci równania stanu dla gazu
doskonałego i rozszerzenia jego stosowalności dla gazów
rzeczywistych poprzez wprowadzenie odpowiednich poprawek.
Prawa obowiązujące dla gazu doskonałego:
1.Prawo Boyle a i Mariotte a
Robert Boyle
Edme Mariotte
1620-1684
1627-1691
W stałej temperaturze iloczyn ciśnienia i objętości jest
wielkością stałą
Przemiana izotermiczna
p v = p0 v0 gdy T = const
gdzie
p, v  ciśnienie i objętość gazu w temperaturze T
p0 , v0  ciśnienie i objętość gazu w temperaturze T0 = 273,15K (00C)
Izoterma gazu doskonałego
2.Prawo Charlesa
Prawo to określa zależność pomiędzy
ciśnieniem
gazu doskonałego a jego temperaturą przy
zachowaniu stałej
objętości.
Przemiana izochoryczna
p = po(1 + �t) v = const
gdzie
� = 1/273,15K = 0,00366 (współczynnik
ciśnieniowy)
W wyniku przekształcenia tego równania
Jacques Charles
otrzymamy:.
Sturm
1803-1855
p
po = const
=
T
To
Ciśnienie pewnej masy gazu znajdującej się w stałej objętości  v jest
wprost proporcjonalne do temperatury w skali bezwzględnej.
Izochora gazu doskonałego
3. Prawo Gay - Lussaca
Prawo to określa zależności miedzy
objętością gazu a jego
temperaturą, przy zachowaniu stałego
ciśnienia.
Jest to zatem przemiana izobaryczna.
v = v0 (1 + ą t) gdy p= const
ą = 1/273,15K (współczynnik
rozszerzalności objętościowej)
W wyniku przekształcenia powyższego
równania otrzymamy:
v vo
const
=
To =
T
czyli v = T � const
Objętość pewnej masy gazu
znajdującej się pod stałym
ciśnieniem p jest wprost
proporcjonalna do temperatury w
skali bezwzględnej.
Równania :
p v vo
po = const
=
const
=
oraz
T
To
To =
T
możemy podać w postaci :
T
2
p2
= p1 T1
Prawo Clapeyrona- równanie gazu doskonałego
A
ącząc równania:
p1 v1 = p2 v2 gdy T = const
z
T
2
p2
= p1 T1
dochodzimy do równania, zwanego
równaniem stanu gazu doskonałego.
p v
=
Beno�t Paul �mile Clapeyron const
T
1799 -1864
Wartość const w równaniu stanu gazu doskonałego zależy od ilości gazu.
Jeżeli wez
miemy 1 mol gazu to stała ma wartość stałej uniwersalnej.
Tę uniwersalną stała nazywamy stała gazową i oznaczamy ją jako R.
Wstawmy parametry warunków normalnych do równania gazu doskonałego:
m3
po vo 101325 Pa
J
mol
0,0224
=
=
8,314
mol
K
To
273,15 K
Jeżeli teraz do równania:
p v
=
const
T
Wstawimy R w miejsce const otrzymamy po przekształceniu
równanie Clapeyrona
p � V = R � T
gdzie:
V  objętość 1 mola gazu
Dla dowolnej liczby moli gazu n i objętości v = n � V, równanie
przyjmuje postać:
p � v = n � R � T
Równanie stanu gazu doskonałego
Przykład 21
Oblicz objętość molową gazu doskonałego w warunkach
standardowych:
J
n R 1 mol 298K
T
8,314
mol
K
V = 0,0224 m3
=
=
p
101325 Pa
zamiana jednostek:
1 J = 1 N � m
1 N = 1 kg � 1 m/s2
1 Pa = 1 kg � 1 m/s2 = 1 N/m2
J
1 mol
K
mol
K
Pa
1J
K
1 mol
mol 1 N m m 2
K
=
=
m3
1 N
1
Pa
Gaz rzeczywisty a gaz doskonały
Różnice między gazami rzeczywistymi a gazu doskonałym:
gazy rzeczywiste mają objętość własną
między cząsteczkami gazów rzeczywistych istnieją siły oddziaływania
nazywane siłami oddziaływania międzycząsteczkowego.
Gazy rzeczywiste nie stosują się z podanych powodów do praw i równania
stanu gazu doskonałego. Odstępstwa są tym większe im:
wyższe ciśnienie (wzrost siły oddziaływań miedzy cząsteczkowych)
im niższa temperatura
Miarą odstępstwa od właściwości gazu doskonałego jest tzw. współczynnik
ściśliwości Z, określany jako:
Z = (p �V ) : R � T dla gazu doskonałego Z = 1
Dla gazów rzeczywistych równanie gazu doskonałego z dobrym
przybliżeniem jest zastępowane przez równanie van der Waalsa, które
wprowadza poprawki uwzględniające fakt występowania oddziaływań
międzycząsteczkowych.
Dla dowolnej ilości moli gazu n w objętości V równanie van der
Waalsa przybiera postać:
a
n R
T (v - nb)
= ( p + n2 )
v2
poprawka
poprawka
uwzględniająca
uwzględniająca
objętość własną gazu
oddziaływania
międzycząsteczkowe
a i b są stalymi charakterystycznymi dla danego gazu
Stan ciekły
Stan jest trudny do opisu matematycznego, brak jest równań
opisujących ten stan dla układu modelowego ( jak ma to miejsce dla
gazu doskonałego) czy układu rzeczywistego.
Wg badań, ciecz w niskich temperaturach przejawia w swojej
wewnętrznej budowie ma cechy pokrewne kryształom (stan stały),
natomiast w miarę wzrostu temperatury upodobnia się do gazów.
Właściwościami charakteryzującymi ciecze są:
lepkość
napięcie powierzchniowe.
Dla substancji czystych chemicznie w określonej temperaturze i pod
określonym ciśnieniem, wielkości te są stałe.
Pomiar lepkości i napięcia powierzchniowego znajduje zastosowanie
do identyfikacji substancji i oznaczania ich czystości, ma także
zastosowanie praktyczne przy określaniu technicznych właściwości
smarów, olejów, farb, lakierów.
Stan stały
Zmiana kształtu i objętości w substancjach stałych jest znacznie
trudniejsza niż w przypadku cieczy lub gazów.
W stanie stałym atomy lub jony mają ograniczoną do drgań swobodę
ruchu na skutek oddziaływań sił wzajemnego przyciągania i niewielkiej
energii kinetycznej.
Ciała stale dzielimy na:
krystaliczne (uporządkowana struktura przestrzenna poli- lub
monokryształów),
bezpostaciowe ( amorficzne, przechłodzone ciecze zwane też
szkłami), o bezładnie rozmieszczonych cząsteczkach.
Plazma
Plazma z uwagi na swoje specyficzne właściwości nazywana jest
czasami czwartym stanem skupienia materii.
W wysokich temperaturach od atomów lub cząsteczek tworzących stan
gazowy odrywane są elektrony.
Plazma nazywana jest z również z tego powodu zjonizowanym gazem.
W efekcie powstaje układ złożony z takiej samej ilości ładunków
ujemnych (elektrony) i dodatnich (pozbawione elektronów rdzenie
atomowe - kationy). Obecność swobodnych ładunków dodatnich i
ujemnych wpływa na odmienne właściwości plazmy w stosunku do
pozostałych stanów skupienia.
Właściwości fizykochemiczne opisujące plazmę to miedzy innymi:
gęstość, prędkość przepływu, gęstość prądu, natężenie pól magnetycznego
i elektrycznego.
Pod względem właściwości elektrycznych plazma jest podobna do metali,
jednak jej opór elektryczny maleje ze wzrostem temperatury.