Materia- zbiór pier. Chem.(chlor,tlen,woda)

-w stanie wolnym

-w formie zw. Chem i ich mieszanin

Pierwiastek chem.

-zbiór wszystkich AT. Posiadających jednakową liczbę protonów w jądrze

- subst., której nie da się rozłożyć na prostsze składniki zachowujące jej fiz. I chem właściwości.

Zw. Chem- połączenie ze cobą co najmniej atomów

Prawo zachowania materi

Masa subst. W reakcji = masie jej produkt.

Energia pochodzi z ubytku masy

Prawo stosunków stałych

Zw. Chem posiada stały skład ilościowy

C:O=12g:32g=3:8 ozn. Że 3g węgla reagują z 8g tlenu.

Prawo wielokrotnych

Jeżeli dwa różne pierw. Tworzą kilka zw. Chem. Wtedy w zw. Tych na tę samą ilość wagową jednego Pier. Przypadają ilośći wagowe drugiego Pier. Pozostające do siebie w stosunku niewielkich liczb ca,lkowitych.

Prawo objęt. Gay Lussaca

Objętośći subst. Gazowych biorących udział w danej reakcji chem. Mają się do siebie jak proste lb. Naturalne.

Hipoteza Avogardo

Jednakowe objętości 2 różnych gazów zawierają tę samą liczbę cząst. Liczba cząst. Gazu nie zalę=eży od rodzaju a od objętości.

Układ Si.

Jedn. Podstawo:

Amper-jednostka natężenia

Kelvi(K)n- j.prądu

Kandela (K)- j.natężęnia światła

Mol-jednostka licznośći materii

Jedn. Uzupełnia:

-radian(rad)- jed. Kąta płaskiego

-steradian (Sr)-jedn. Kąta przestrzennego

Mol

Jest to ilość subst. Zawierająca tyle AT.jonów, elektron., ile AT. Znajduje się w 12 g izotopu C.

Masa AT. Pier.

W unitach, to masa 1 at., jest to stosunek średniej masy atomowej danego pierw. Do masy 1/12 masy AT. C.

Średnia masa AT. Jesy obliczana z mas izotopó, które są różne. Jest to liczba podająca ile masa AT. Tego pierw. Jest większa od 1 masy AT.

Bezwzględna masa AT.- rzecz. Masa 1 at. Wyrażona w gramach

Masa cząst.- masa 1 cząs. , stosunek średniej masy cząst. Określonej wzorem chem. , obliczonej jako swartość średnia dla naturalnych mieszanin nuklidów wchodzących w jej skład, do 1/12 masy izoto. C.

Masa molowa- to masa 1 mola cząst. Czyli jonów, atomów, itp. , podajemy ją w kg/mol, g/mol.

Gramoatom- taka lb gramów Pier która jest rowna masie AT.

Gramocząsteczka- lb gramów zw. Chem = masie cząst.

Gramojon- lb. Gramów jonu = jego masie cząste.

Równoważnik chem.- taka liczba jednostek wagowych pierw. Która łączy się ( lub wypiera ze zw.) z 1,008 jednostkami wagowymi wodoru lub 8 jednostek wagowych tlenu.

Gramorównoważnik- ilośc gramów pierw. Lub zw. Chem. Rownoważna zdolności reakcyjnej.

Wartościowość- lb. AT. Wodoru przypadająca w cząst. Zw. Na 1 at. Danenego pierw. Liczba wiązań utworzona w danym zw. Chem. Masa AT=równoważnik chem x wartościowość.

Stopień utlenienia- jonu prostego: lb. Elektronów które dany jon stracił lub zyskał, w momencie powstawania. Pierw. W związku chem: lb.dodatnich lub ujemnych ładunków elementarnych na AT. Pierw., przy założeniu pełnej jonizacji wiązania.

Reguła przesunięć pierw. W układzie okresowym Fajansa i Soddy’ego.

Emisja cząstki: alfa przesunięcie Pier. O 2 miejsca w lewo, beta + 1 miejsce w lewo, beta – 1 miejsce w prawo.

Promieniotwórczość sztuczna ( Fryderyk i Irena Curie/1934)

Jądra powst. W wyniku promieni. Sztucznej mogą ulegać rozpadowi.

Teoria Kwantów:

Elektron może przebywać w AT. Tylko w pewnych określonych stanach zwanych stacjonarnymi o określonej energii

Atom w stanie stacjonarnym nie emituje energii

Przy przejściu elekt. Ze stanu o wyższej energi do stanu o niższej ener. E1 atom emituje kwant energii E=h razy Vx=E2-E1

Budowa AT. W świetle mechaniki kwantowej:

Przypisująć elektronowi własnośći korpuskularne i falowe, można przyjąć ze kwadrat amplitudy fali de Brogle’a jest wprost proporcjonalny do prawdopodobieństwa napotkania elektronu w AT.

Liczby kwantowe

n- decyduje o energii powłoki

l- poboczna lb. Charakteryzuje kształt orbitali AT.

m- magnetyczna orbitalna lb kwantow, określa różnice energetyczne między elektronami o tych samych wartościach liczb n i l.

MS-magnetyczny spin lb kwantow., rozróżnia stany energetyczne na danym poziomie orbitalnym

Powłoka elektronowa- obszar w którym znajdują się elektrony. Powłoki oznaczone wartością gł. Lb. Kwantowej n lub literami.

Powłoka walencyjna – najbardziej zew.powłoka w AT.

Podpowłoki- podpoziomy energrt. W obrębie powłoki, określone poboczną lb. Kwantową l.

Orbitale zdegenerowane- o tej samej energii

Konfiguracja elektronowa- przypisanie elektr. Poszczególnym powłokom i poziomom orbitalnym w at.

Zasada wzrastającej energii podpowłok

W miarę przechodzenia do AT. O coraz wyższej lb. AT. Poziomy energ. Zajmowane są a takiej kolejności według której wzrasta ich Energia.

Zakaz Pauliego

Każdy stan kwantowy w AT określony 4 lb kwantowymi (n,l,m,MS) może być zajęty, tylko przez 1 elektron.(tzn. że w AT nie mogą istnieć dwa stany kwantowe o tych samych wartościach 4 liczb kwantowych)

Reguła Hunda

Orbitale zdegenerowane przyporządkowane są tak elektronom, by liczba niesparowanych elektronów była w stanie podstawowym AT możliwie największą.

Okres- uporządkowany wg. Wzrastającej lb AT zbiór pierw, których AT zawierają identyczną liczbę powłok elektronowych.

Grupa- uporządkowany wg wzrastającej lb AT zbiór pierw, których AT zawierają

-identyczną lb elektronów walencyjnych

-

Energia jonizacji- energia potrzebna do usunięcia elektronu z AT danego pierw.

Powinowactwo elektr.- energia wydzielona w wyniku przyłączenia przez AT dodatkowego elektronu.( lub energia potrzebna do usunięcia elekt. Ze swobodnego jonu.)

Elektroujemność- wielkość charakteryzująca tendencje atomu do przyciągania elektr.

Wg. Millkikena – elektroujemn. Pierw jest wprost proporcjonalna do sumy powinowactwa elektronowego i energii jonizacji.

Wg. Pauliego- różnica elektroujemnośći (x) atom. A i B tworzących cząst. AB zależy od siły wiązania między AT. Pierw. A i B, oraz od siły wiązania między AT A-A i B-B.

V atomowa- V zajmowana przez 1 mol AT pierw.

V molowa- V zajmowana przez 1 mol subst. W określonych warunkach temp. I ciśnienia.

Wiązania jonowe- AT 2 łączących się pierw zyskuja konf elektronowe gazow szlachetnych w wyniku utraty elektronu przez AT pierwiastka elektrododatniego na rzecz AT pierw. Elektroujemnego.

Wiązania AT.- AT. Tworzące cząst wykazują tą samą tendencje do przyjmowania i oddawania elektr. Konf gazów szlachetnych uzyskiwana jest poprzez utworzenie 1 lub wiecej wspolnych par elektronowych.

Wiązanie kowal spolaryzowane- AT tworzące wiązania wykazują zbliżone tendencje do przyjmowania i oddawania elektronów- konf gazów szlache. Uzyskiwana jest poprzez: utworzenie jednej lub więcej par elektronowych a następnie przesunięcie pary elektronowej w strone pierw bardziej elektroujemnego.

Wiązanie koordynacyjne- wspólna para elektronowa pochodzi od jednego AT.

Związki kowalencyjne:

-posiadają niskie temp. wrzenia i topnienia

-w warunkach norm. to ciecze i gazy

-w stanie stałym nie przewodzą prądu(cząst. sieć krystaliczna)

-w roztworach-słabe elektrolity.

WIĄZANIE METALICZNE

-Obecne w metalach i stopach

-Kryształy metaliczne – uporządkowane przestrzennie jony dodatnie i swobodnie poruszające się elektrony (gaz elektronowy)

-Wiązanie metaliczne-pozostający w równowadze elektrostatycznej układ:kationy=elektrony

-Gaz elektronowy-utworzony jest z elektronów walencyjnych:

-ns w metalach gr. głównych

-ns i(n-1)d w kryształach metali gr. pobocznych

Pasmowa teoria metali-interpretacja własności kryształów metalicznych.

-- Metale i stopy

-posiadają wysokie temp. topnienia

-w warunkach norm. są ciałami stałymi (oprócz Hg)

-połysk

-dobre przewodnictwo elekt. i cieplne

-są ciągliwe i kowalne

--Struktury ponadoktetowe (teoria Lewisa i Kossela ich nie opisuje)

--Teoria elektronowa Lewisa i Kossela

1) wprowadziła pojęcie wiązania jonowego i kowalen. jako głównych typów wiązań

2) teoria jakościowa- nie tłumaczy kierunkowego ……..

3) nie przewiduje tworzenia się innych związków niż wynikający z reguły…

--Wiązania nie kowalencyjne

Oddziaływania międzycząsteczkowe (molekularne) różnią się :

-geometrią

- siłą oddziaływania

-specyficznoąsią

--Wiązanie wodorowe

-wiązanie elektrostatyczne typu pośredniego, R₁ X-H-YR₂, gdzie X i Y atomy N,O,F lubi innych pierw. Elektroujemnych.

-bezpośrednim ogniwem łączącym dwie cząst. (lub jony o tym samym znaku) jest atom(jon)wodoru

- wodór w wiąz. Otoczonym zawsze dwoma parami elektroujemnymi

- silniejsze od wiązań van der Walsa, słabsze od kowalencyjnych [energia wiązania 12,6 – 29.3 [kJ/mol)

- posiada ściśle niekierunkowy charakter (najczęściej trzy atomy )…

-- długość wiązania

-- Potwierdzenie doświadczalnie wiązania, m.in.:

• Wysokie temp. topnienia, wrzenia(np. dla NH₃ , H₂0,  HF) w porównaniu z wodorkami innych homologów azotu, tlenu i fosforu.

• Odchylenia od prawa Raoulta

• Widma IR

Asocjacja- Łączenie się związków chem. za pomocą wiązań wodorowych.

--Wiązanie van der Walsa (siły van der Walsa)

-niespecyficzna siła przyciągania, pojawiająca się gdy dwa atomy zbliżają się na odległość 0,3-0,4mm=trzy rodzaje sił:

• Oddziaływania pojawiające się w wyniku orientacji dipoli trwałych w cząsteczkach (HF, H₂O,...)

• Oddziaływania wzajemne dipoli indukowanych na skutek zbliżania się jonu lub cząst. dipolowej do cząst. obojętnej

• Oddziaływanie (przyciąganie się) szybkozmiennych, falujących dipoli na skutek ruchu elektronów walencyjnych (siły dyspersyjnej )

-są słabsze i mniej specyficzne od wiązania wodorowego (i wiąz. Chem.)

-skuteczność wiązania zależy od komplementarności przestrzennej cząst.(kszt. cząst. są do siebie dopasowane)

-w wodzie np. główny udział dipoli trwały, mniejszy sił dyspersyjnych(~19%), bardzo mały indukowanych dipoli(~4%)

-w benzynie czy parafinie- dominują siły dyspersyjne.

Momenty dipolowe(wektory)

-wszystkie cząst. z wiązaniami pośrednimi(kowal., spol., koordynacyjne) są dipolami

-biegunowość cząst. określa elektryczny moment dipolowy - µ (µ=q×l)

Kwantowe teorie wiązania chem

1. Teoria orbitali molekularnych (MO)

2. Teoria wiązań walencyjnych(VB)

1)Teoria ta zakłada: cząst. – układ złożony z atom. Np. AB=A+B

- stan każdego z atom. – w stanie podstawowym , przed utworzeniem cząst. – opisany funkcjami falowanymi Ψ_AΨ_B

- po zbliżeniu się do siebie atomów na odpowiednią odległość ,każde z jąder działa przyciągająco na elektrony ze wszystkich atomów powodując : przemieszczanie się i nałożenie ich chmur elektronowych.

-elektrony atom. tworzących cząst. stają się nierozróżnialne tworząc jeden wspólny orbital molekularny(cząst.), obejmujący wszystkie jądra atom.

Orbital molekularny jest liniową kombinacją orbitali atom. C_AΨ_A + C_BΨ_B

• Warunki tworzenia się orbitali molekularnych

--orbitale atom.

-muszą mieć porównywalne energie

-muszą się nakładać (im pokrywanie pełniejsze tym wytworzone wiązanie silniejsze)

-muszą wykazywać tą samą symetrię w stosunku do osi łączącej jądro cząsteczki

Liczba tworzących się orbitali moleku. jest równa nakładających się orbitali atom.

Z nałożenia się 3 orbitaki po

-wiążący

-antywiążący

-niewiążący

Teoria wiązań walencyjnych (VB)

Założenia:

- utworzenie wiązania chem obejmuje kilka etapów, w tym :

• Wzbudzenie atom

• Tworzenie się nowych orbitali tzw hybrydyzowanych poprze kombinację orbitali atom. powstające orbitale zhybrydyzowane:

- posiadają jednakową energię i kształt

-posiadają określony kierunek przestrzenny

• Nakładanie się orbitali zhybrydyzowanych z innymi orbitalami, prowadzące do utworzenia się orbitalu molekularnego, tj wiązania wiązania chemicznego 6 lub π

Teoria Alheniusa

--Kwas

-związek który oddysocjowuje kationy H⁺ w roztworze wodnym i aniony reszty kwasowej(A⁻)

-każdy związek który wprowadzony do roztworu zwiększa stężenie jonów oksoniowych H₃O⁺(zmniejsza pH roztw.)

--Zasada

-związek który w wodzie dysocjuje na kationy

Definicja kwasów i zasad –zastosowane do roztworów wodnych

Kwasy i zasady- cząsteczki obojętne

W reakcji kw. I zasad powstają sole

Teoria ta niewystarczająca do interpretacji niektórych zjawisk chem.

-----Przykłady:

Odczyn kwaśny lub zasadowy roztworów niektórych soli(nie zawierających H⁺czy OH⁻)

Roztwór wodny FeCl₂ - odczyn kwaśny

r-r (CH₃COO)₂ -zasadowy

-Zmiana charakteru chem. zw. w innych rozpuszczalnikach

Kw. azotowyV- w wciekłym fluorowodorze-zasada

Mocznik(obojętny w r-r wodnym)

Kwas-w ciekłym amoniaku

Zasada- w bezbarwnym kw. Azotowym

Teoria Bronsteda(Lovny-ego)

Kwas-substancja(związek lub jon) zdolny do odczepiania kationu H⁺ (protonodawca) donor protonu

Zasada-subst. (zw. lub jon) zdolna do przyłączania kationu H⁺akceptor protonu(protonobiorca)

Kwas – po odłączeniu protonu sprężona zasada

Zasada- po przyłączeniu protonu sprzężony kwas

Równowaga kwasowo zasadowa(sprężenie kwas-zasada)

- w roztworze może nastąpić reakcja przekazania protonu od kwasu tylko wówczas gdy istnieją cząst. zdolne do pobrania tego protonu czyli zasady

-kwas tracąc proton przechodzi w zasadę a zasada zaś zyskując proton przechodzi w kwas

Dysocjacja

---reakcja elektrolitu z rozpuszczalnikiem

-reakcja proteolizy- reakcja przemienienia protonu pomiędzy kw. i zasadą

-Autoprotoliza- reakcja kwasowo –zasadowa między cząst. tej samej substancji

Przykłady reakcji amfiprotyczne (amfoteryczne)

- w obecności silnego akceptora protony są kwasami

- w obecności silnego donora protony są zasadami

Teoria kwasów i zasad

Kwas- akceptor pary elektronowej

Zasada- donor pary elektronowej

W wyniku reakcji : kwasu Lewisa(A) z zasadą Lewisa(B) tworzy się tzw. addukt(AB)

A+:B-A-B

Przykład:

-reakcja wypierania przez mocny kwas oraz wypierania słabej zasady mocną zasadą .

-teoria ta nie obejmuje klasycznych kwasów (kw. protonowych np.HCl,  H₂ SO₄, CH₃COOH)stanowią ad dykty kw.-zasad.

-kwasy Lewisa to związki chem mające duży deficyt elektronów(nie posiadają w swojej strukturze atomu wodoru)

UWAGA: każda zasada Lewisa jest zasadą Bronsteda. Nie każdy kwas Lewisa jest kwasem Bronsteda(i odwrotnie)

Teoria kwasów i zasad Lewisa

-brak jednolitej skali mocy kwasów i zasad

-względna moc kwasów(zasad) można ustalić jedynie w odniesieniu do określonej zasady (kwasu)

-utworzone skale na podstawie różnych reagentów są ze sobą często sprzeczne

Teoria Usanowicza

-Kwas-cząsteczka zdolna do (i) odszczepiania kationu (także protonu), lub (ii)przyłączenia anionów lub elektronów

-Zasada-cząsteczka zdolna do (i) przyłączenia kationów(także protonu), lub (ii)odszczepienia elektronów lub anionów

Teoria twardych i miękkich kwasów i zasad Pearsona

-teoria HSAB(Hardand Soft Acids and Bases)

-daje odpowiedź na pytanie jakie czynniki warunkują położenie równowagi i trwałość produktu

-podstawa klasyfikacji substancji : polaryzowalność cząsteczek pod wpływem pola elektrycznego drugiego reagenta;

Twarde – odczynnik słabo polaryzowalne

Miękkie –łatwo polaryzowalne

Twarde kwasy

-cząsteczki akceptorowe o małej polaryzowalności

-akceptory pary elektronowej o małym promieniu jonowym dużym ładunku dodatnim

-cząsteczki w których podstawniki indukują na centrum kwasowym duży ładunek dodatni(podstawniki silne elektroreceptorowe )

Miękkie kwasy

-cząsteczki akceptorowe o dużej polaryzowalności

-akceptory pary elektronowej o małym ładunku dodatnim i dużym promieniu jonowym posiadające elektrony na orbitalach d i f

Twarde zasady

-donory pary elektronowej o małej polaryzowalności

-trudno utleniające się cząsteczki (jonu)donorowe

-atom udostępniający parę elektronową charakteryzuje się nie wielkim promieniem jonowym i silną elektroujemnością

Miękkie zasady

-donory pary elektronowej o dużej polaryzowalności

-atom będący donorem charakteryzuje się dużym rozmiarem, niewielką elektroujemnością

Najchętniej reagują z sobą reagenty o podobnej polaryzowalności tworząc najtrwalsze połączenia

-twardy kwas- twarda zasada

-miękki kwas- miękka zasada

-Kwasy o charakterze pośrednim:

Fe 2+, Co 2+, Ni 2+, Cu 2+, Zn 2+, Rh 3+, Ir 3+, Ru 3+, Os 2+, B(CH3)3, CaH3, R3C4, C6

-Kwasy miękkie:

Co(CN)6 3-, Pd 2+, Pt 2 +, Pt 4+, Cu+, Ag+, Au+, Cd 2+, Hg+, Hg2 2+, CH3Hg+, BH3, Ga(CH3)3, GaCl3

-Miękkie zasady:

H-, R-, C2H4, CN-, RCN, CO, SCN, R3P, (Ro)3P, R3As, R2S, RSH, SR-, S2O32-, I- R-reszta kwasowa

-Zasady o charakterze pośrednim:

C6H5, NH2

- Twarde zasady:

NH3, RNH3, N2H4, H2O, OH-, O2-, ROH, CH3COO-, CO3 2-, NO3 -, PO4 3-

Statyka chemiczna!

*Reakcje odwracalne:

-Reakcje chem. mogące przebiegac zarówno w jednym kierunku jak i w kierunku odwrotnym według tego samego równania.

-Odwracalnośc reakcji oznacza się dwiema strzałkami: Aa+bB-><-cC+dD. Reakcja biegnąca w prawo to reakcja prosta, a w lewo to reakcja odwrotna.

-W układzie otwartym – brak równowagi substratów i produktów.

-W układzie zamkniętym substr. i produkt. są w ilościowej równowadze ze sobą.

Układ otwarty: CaCO3 (s) ->CaO (s) + CO2 (g) (strzałka do góry od CO2)

Układ zamknięty: CaCo3 (s) -> CaO (s) + CO2 (g) (brak strzałki do góry)

*Warunki układu regulują stan nieprzereagowania substratów (3 składniki w układzie) np: -2H2(g) + O2(g) -><- 2H2O(g) p=1013 hPa, T=1000K – ilośc nieprzereagowanego H2 i O2 jest znikomo mała (reakcja biegnie prawie do końca) T=250K- Ilości nieprzereagowanego H2 i O2 są bardzo wysokie.

-Szybkośc obu reakcji (prostej i odwrotnej) w stanie równowagi jest jednakowa.

-Czas osiągnięcia stanu równowagi oraz końcowy skład reagentów w układzie zależą od temp

*Stała równowagi-Szybkośc reakcji przebiegającej od lewej do prawej str aA + bB -> cC + dD , V1= k * [A]a * [B]b , k-stała szybkości reakcji, [B]- stężenie substratu B(molowe)

-Początkowo szybkośc reakcji jest duża (bo stężenia AiB są wysokie)

-W miarę upływu czasu maleje szybkośc reakcji prostej ( zmniejszają się stęż. substr. A i B, w miarę czasu zwiększają się stęż. produktów C i D)

- Wzrasta szybkośc reakcji odwrotnej

-Po upływie czasu T1/2 (połowicznego) [A] = 1/2 [A]o -> stęż. początkowe

-Po upływie czasu t>T1/2 szybkośc reakcji prostej i odwrotnej zrównują się, układ osiąga stan równowagi dynamicznej tzn k1 * [A]a * [B]b = k2 * [C]c * [D]d , Kc=k1/k2=[C]c * [D]d/ [A]a * [C]* Kc-stężeniowa stała równowagi chemi.

*Prawo działania mas (Guldberga i Waagego) – W stałej temp, w stanie równowagi chem. iloraz iloczynu stęż. produktów do iloczynu stęż. substratów reakcji podniesiona odpowiednio do potęg, których wykładniki są równe współczynnikom stechio. w równaniu reakcji ma wartośc stałą.

*Stałe równowagi:

-Kc- Stężeniowa stała równowagi chemicznej. Zawartości substr. i produkt. w stanie równowagi wyrażone są za pomocą stęż. molowych.

-Kp- Stała ciśnieniowa – Dla reakcji odwracalnych w fazie gazowej Kp=pCc * pDd/ pAa * pBb, pA , pB – ciśnienia cząstkowe reagentów gazowych w stanie równowagi.

-Kx- Stała równowagi wyrażona za pomocą ułamków molowych Kx=XCc * XDd / XAa * XBb , Xd,Xb,Xc,Xa – ułamki molowe reagentów w stanie równowagi

-Ka- Stala termodynamiczna

*Zależności między stałymi równowagi Kp, Kc, Kx

-Dla składników gazowych spełniających prawa gazu doskonałego, Kp=Kc * (R*T)do potęgi delta n, Kx= Kp * 1/p do delta n. delta n=(c+n)-(a+b), R-stała gazowa, T-temp, p-ciśnienie całkowite mieszaniny reakcyjnej, delta n – różnica współczynników stechiome.

-Jeżeli delta n= 0 to Kx=Kp=Kc

*Ciśnienie cząstkowe gazu (parcjalne)- Ciśnienie jakie wywierałby gaz gdyby sam wypełniał całkowicie obj. naczynia.

*Ciśnienie całkowite mieszaniny- Suma ciśnień cząstkowych (Prawo Daltona)

*Stała równowagi- Wielkośc charakterystyczna dla danej reakcji i temp. Nie zależy od początkowych wartości stęż. reagentów, wartości stałych równowagi zmieniają się w bardzo szerokim zakresie.

-Gdy: Kc<1 *stan równowagi układu przesunięty jest w lewo, wydajnośc procesu duża, w układzie więcej produktów niż substr. Np: 2CO(g) + O2(g) -><- 2CO2(g) Kc=6,58* 10 do 6 (T=2000K), Stan równowagi osiągnięty po wytworzeniu bardzo dużej ilośc CO2 (CO2 zajmuje ok. 98% obj. układu)

*Czas osiągania stanu równowagi:

-Dla rówżnych reakcji ( układów) może być bardzo długi a wartośc stałej równowagi nie wskazuje na czas osiągnięcia równowagi Np: Reakcja tworzenia wody H2(g) + ½ O2(g) -> H2O(g) Kc= 6,4 *10 do 79 (T=300K)

-Według wartości stałej Kc praktycznie całośc mieszaniny wodoru i tlenu powinna zmienic się w parę wodną

-Realnie temp pokojowa mieszaniny H2 i O2 (v/v 2:1) bardzo długiego czasu kontaktu brak objawów tworzenia H2O

-Równowaga może być osiągnieta w bardzo krótkim czasie w obecności katalizatora ( silnie rozdrobniona platyna)

*Katalizatory- Substancje, których obecnośc przyśpiesza lub opóźnia(inhibitory) przebieg reakcji chem. a które po jej zakończeniu pozostają niezmienione. Biorąc udział w pośrednich etapach reakcji chem. zmieniają jej mechanizm i w konsekwencji powodują zmianę energii. Niewielka zmiana energii aktywacji powoduje znaczną zmianę szybkości reakcji np: wartośc energii Ea reakcji wynosi 60kJ/mol, obniżenie Ea o 20kJ/mol – efekt 100krotnie zwiększa szybkośc, obniżenie Ea do 20kJ/mol efekt zmniejszenia.

*Czynniki wpływające na równowagę chemiczną: temp, stęż. produkt. i substr. , ciśnienie- dla reakcji przebieg w fazie gazowej.

*Reguła i Brauna ( Zasada przekory) – Jeżeli na układ będący w stanie równowagi działa czynnik zewnętrzny, który usiłuje zmienic parametry warunkującę tę równowagę ( stęż, temp, ciśnienie) to w układzie zajdą przemiany zmniejszające wpływ tego działania.

*Równowaga w układzie homogenicznym (jednofazowym) – Układ wykazujący w każdym pkt jednakowe właściwości np. mieszanina gazów, r-r rzeczywisty ( właściwy) Np: H2 + Cl2 -> 2HCl, Kc=[HCl]kwadrat [H2]potęga1 [Cl], 2CO + O2 -><- 2CO2, Kp= (pCO2)kwadrat (pCO)kwadrat (pO2)potęga -1

*Równowaga w układzie heterogenicznych- To układ złożony z kilku niemieszających się faz np. ciecz-ciecz (woda, toulen), ciecz-gaz (woda, para wodna), ciecz-c.stałe ( woda, miedź)

*Reakcje heterogeniczne- Reakcje, których udział biorą reagenty z dwu lub więcej faz np. tworzenie gazu wodnego C(s) + H2O(g) -><- CO(g) + H2(g)

*Równowaga def. jest dla proces w układzie zamkniętym:

-Formalna stała równowagi (wg prawa działania mas) Kcprim=[CO] [H2] [C]do-1 [H2O]do-1 [C] stęż węgla w fazie stałej

-Stęż. węgla- wielkośc stała (stęż. – stosunek liczby moli do objętości, stęż. dla jednorodnego ciała stałego niezależne od jego ilości)

-Stężenia gazowych C(s) + H2O(g) -><- CO(g) + H2(g)

-Stężeniowa stała równowagi Kc Np. Redukcja tlenku żelaza FeO(s) + CO(g) -><- Fe(s) + CO2(g), Kc= [CO2] : [CO]do -1, Kc= pCO2 (pCO)do -1