CHEMIA KOLOKWIUM 1



WYKŁAD I

rozpuszczalność

- maksymalna liczba gramów danej substancji możliwa do rozpuszczenia w 100g
danego rozpuszczalnika (w danej temperaturze)



roztwór nasycony

- roztwór zawierający największą (w określonej temperaturze) ilość substancji
rozpuszczonej, która znajduje się w równowadze z tą substancją pozostającą w
fazie stałej
- istnieje równowaga dynamiczna między osadem a roztworem



roztwór nienasycony

- roztwór, w którym stężenie substancji rozpuszczonej jest niższe niż w roztworze
nasyconym




roztwór nasycony -> roztwór nienasycony - dodanie rozpuszczalnika/obniżenie temp.

roztwór nienasycony -> roztwór nasycony - dodanie substancji rozpuszczonej/
odparowanie części rozpuszczalnika


roztwór przesycony

- roztwór, w którym uzyskano chwilowo stężenie wyższe niż w roztworze nasyconym
- występuje stan nierównowagowy dążący do uzyskania stężenia równego
nasyceniu w danych warunkach = wytrąca się osad
- np. ogrzewacze do dłoni (wygięcie blaszki powoduje zaburzenie stanu równ.), miód





podział rozpuszczalników

1) Ze względu na właściwości chemiczne

a) protonowe - posiadają w strukturze atom wodoru, który może tworzyć wiązania
wodorowe lub łatwo odszczepiać się od cząsteczek
rozpuszczalnika
- woda, etanol, kwas octowy, izopropanol

b) aprotonowe - nie posiadają w swojej strukturze łatwych do odszczepiania
atomów
- aceton, dimetyloformamid, chloroform

2) Ze względu na budowę chemiczną

a) organiczne - heksan, benzen, metanol, etanol, aceton, chloroform

b) nieorganiczne - woda, amoniak, kwas siarkowy, kwas fluorowodorowy

3) Ze względu na właściwości fizyczne

a) polarne - związki o dużym momencie dipolowym
- zawierają wiązania między atomami znacznie różniącymi się
elektroujemnością np. tlen i wodór
- woda, etanol, izopropanol, aceton, dimetyloformamid

b) niepolarne - związki o małym lub zerowym momencie dipolowym
- zawierają wiązania pomiędzy atomami o zbliżonej
elektroujemności jak np. węgiel i wodór
- heksan, benzen, chloroform

woda jako przykład rozpuszczalnika protonowego i polarnego

- najpowszechniejszy rozpuszczalnik w naturze
- podstawowy składnik materii żywej
- elektroujemny atom tlenu przyciąga mocno elektrony wiązania uzyskując
częściowy ładunek ujemny (δ⁻)
- atom wodoru posiada częściowy ładunek dodatni (δ⁺)
- dodatnio naładowany atom H jest silnie przyciągany przez jedną z wolnych par
elektronowych atomu O sąsiedniej cząsteczki wody
- cząsteczka wody posiada znaczny moment dipolowy
- w fazie ciekłej wiązania wodorowe nieustannie powstają i pękają
- poniżej 4 stopni Celsjusza proces ten zostaje zahamowany i woda przybiera
heksagonalny układ krystalograficzny
- woda ma największą gęstość w 4 stopniach Celsjusza
- w miarę spadku temperatury poniżej 4 st. gęstość wody spada
- gęstość lodu jest mniejsza od gęstości wody, dlatego lód pływa po wodzie


podobne rozpuszcza podobne

- rozpuszczanie polega na zastąpieniu przyciągających oddziaływań między
cząstkami substancji rozpuszczonej przyciąganiem pomiędzy cząsteczkami
substancji rozpuszczonej i cząsteczkami rozpuszczalnika

niektóre sole nie rozpuszczają się w wodzie

- w nierozpuszczalnych solach siła oddziaływania pomiędzy jej dodatnimi i ujemnymi
jonami jest na tyle duża, że nie mogą jej rozerwać polarne cząsteczki wody
- nierozpuszczalny siarczan baru (BaSO4) jest stosowany jako kontrast w diagnostyce
rentgenowskiej przewodu pokarmowego (znacznie lepiej pochłania
promieniowanie rentgenowskie niż tkanki ciała
- powstawanie nierozpuszczalnych precypitatów soli umożliwia jakościową analizę
obecności kationów i anionów w roztworach


solwatacja

- proces otaczania cząsteczek rozpuszczanego związku chemicznego przez
cząsteczki rozpuszczalnika


hydratacja

- jeżeli rozpuszczalnikiem jest woda
- niektóre związki o charakterze jonowym nie rozpuszczają się w wodzie (np. jodek
ołowiu)


dyfuzja

- proces samorzutnego rozprzestrzeniania się cząsteczek w danym ośrodku (gazie,
cieczy, ciele stałym)
- jest konsekwencją chaotycznych zderzeń cząsteczek dyfundującej substancji
między sobą lub z cząsteczkami otaczającego ją ośrodka
- dyfuzja umożliwia zjawisko mieszania się substancji pozostających w fazie gazowej
lub ciekłej









mieszaniny

- roztwory są mieszaninami, składającymi się przynajmniej z dwóch składników:

a. faza rozpraszająca - jest użyty w nadmiarze
- dysperguje = rozpuszczalnik

b. faza rozproszona - zdyspergowana w danym rozpuszczalniku



- podział: a. homogenne - roztwór rzeczywisty - cz. subst. rozproszonej < 1 nm

- koloid - cząstki subst. rozproszonej 1-1000 nm

b. heterogenne - zawiesina - cząstki subst, rozproszonej > 1 μm



roztwory rzeczywiste (właściwe)

- średnica cząsteczek substancji rozproszonej jest w przybliżeniu równa średnicy
cząsteczek ośrodka rozpraszającego i wynosi poniżej 1 nm
- cząstki nie mogą zostać rozdzielone za pomocą półprzepuszczalnych błon ani
filtrów



zawiesiny

- niejednorodny układ, w którym cząstki fazy rozproszonej są duże, o średnicy
powyżej 1 μm
- cząstki fazy rozproszonej mają tendencję do opadania - osad
- zawiesiny podaje się doustnie lub podskórnie, nigdy nie dożylnie - bardzo bolesne i
może spowodować zator
- cząstki mogą być rozdzielone za pomocą filtrów



koloidy

- jest to każdy układ dyspersyjny (ośrodek rozpraszający i substancja rozproszona), w
którym cząsteczki substancji rozproszonej odpowiadają rozmiarom cząsteczek
koloidowych (1 - 1000 nm)
- jeżeli ośrodek rozpraszający jest cieczą, układ koloidowy nazywamy roztworem
koloidalnym
- cząstki mogą być rozdzielone za pomocą błony półprzepuszczalnej, ale nie za
pomocą filtrów

podział koloidów

- w zależności od stanu skupienia substancji rozproszonej i ośrodka rozpraszającego

faza rozpraszająca	faza rozproszona
	gaz
gaz
ciecz	piana (piana mydlana, piana z białka, bita śmietana)
ciało stałe	piana stała (aerożel, pumeks, styropian)

a. piana - wiele cząstek gazu uwięzionych w cieczy

b. piana stała - wiele cząstek gazu uwięzionych w ciele stałym

c. aerozol płynny - cząstki cieczy rozproszone w gazie

d. aerozol stały - cząstki ciała stałego rozproszone w gazie

e. emulsja - dwie różne ciecze, które nie mieszają się ze sobą

f. żel

g. zol - cząstki stałe rozproszone w cieczy

h. zol stały











właściwości koloidów

1) Powinowactwo do cząstek rozpuszczalnika/ośrodka rozpraszającego (wody)

a. liofilowe (hydrofilowe) - wykazują duże powinowactwo
- cząstki są stabilizowane dzięki solwatacji (hydratacji)
- zdolność do adsorpcji cząsteczek rozpuszczalnika na
powierzchni cząstek substancji rozproszonej zapobiega
ich sklejaniu i nadaje im trwałość
- zole białka i skrobi, żelatyna, guma arabska

- koagulacja koloidów liofilowych - otoczka solwatacyjna cząstek substancji
rozproszonej odpowiada za trwałość
koloidów liofilowych
- dodanie dużej ilości elektrolitu, którego
jony ulegają silnej solwatacji (wysalanie)
narusza otoczkę solwatacyjną
- prowadzi to do agregacji cząstek koloidu
liofilowego

b. liofobowe (hydrofobowe) - małe powinowactwo
- cząsteczki nie ulegają solwatacji (hydratacji)
- czynnikiem stabilizującym jest ładunek elektryczny
zaadsorbowany na ich powierzchni
- brak zdolności do adsorpcji cząsteczek
rozpuszczalnika na powierzchni cząstek substancji
rozproszonej
- zole metali i wodorotlenków pewnych metali, sole
metaliczne (np. As₂S₃, AgCl)

- złoto koloidalne - cząsteczki złota zawieszone w
płynie (zwykle wodzie)
- płyn taki może być intensywnie
czerwony (cząsteczki mniejsze niż
100nm) lub błękitno-purpurowy
(dla większych cząsteczek)
- może być stosowane w
badaniach nowotworowych do
znakowania guzów (SERS)

- koagulacja koloidów liofobowych - trwałość zolu liofobowego warunkuje
odpychanie się naładowanych
cząsteczek fazy rozproszonej
- dodanie elektrolitu o odpowiednim
stężeniu (powyżej wartości zwanej
progiem koagulacji) znosi to
oddziaływanie i powoduje koagulację
koloidu liofobowego



2) Koagulacja

- dążenie cz. fazy rozprosz. do łączenia się w większe agregaty, kt. po osiągnięciu
odpowiedniej wielkości tracą zdolność utrzymania się w roztw. i sedymentują
- w przypadku niektórych substancji na skutek ich agregacji powstają tzw. żele

- czynniki wywołujące koagulację: - dodanie elektrolitu
- dehydratacja lub desolwatacja środkami
odwadniającymi (aceton, alkohol)
- działanie mecha. - wytrząsanie, mieszanie
- ogrzewanie
- odparowanie lub wymrażanie o. dyspersyjn.

- żele - mają spoistą strukturę trójwymiarowej sieci z licznymi porami
- cząstki substancji rozproszonej łączą się ze sobą w większe elementy, np.
włókna, pomiędzy którymi uwięzione są cząsteczki fazy rozpraszającej

a. hydrożele - usieciowane związki wielkocząsteczkowe zdolne do chłonięcia
wody w ilościach 10 - 1000 krotnie większych od ich suchej masy
- np. śluz produkowany przez błony śluzowe zwierząt
- stosowane do produkcji soczewek kontaktowych, implantów
chirurgicznych, przy uprawach roślin

b. aerożele - syntetyczny, ultralekki i porowaty materiał
- otrzymywane z krzemionki
- bardzo niska gęstość
- są stabilne do temp. 1200º C, mają właściwości termoizolacyjne
- stosowane w skafandrach oraz pojazdach kosmicznych


3) Peptyzacja

- proces odwrotny do koagulacji
- ponowne rozdrobnienie produktów koagulacji i przejście skoagulowanego osadu
z powrotem w stan zolu

ZOL ŻEL/KOAGULAT - koagulacja

ŻEL/KOAGULAT ZOL - peptyzacja

4) Efekt Tyndalla

- zjawisko fizyczne polegające na rozpraszaniu wiązki światła przechodzącej przez
układ koloidalny na cząstkach jego fazy rozproszonej z wytworzeniem
charakterystycznego stożka świetlnego (smugi świetlnej)

5) Przenikanie przez błony półprzepuszczalne

- cząstki fazy rozproszonej koloidu nie przenikają przez błony półprzepuszczalne


WYKŁAD II



właściwości koligatywne roztworów

- obecność substancji rozpuszczonej zmienia fizycznie właściwości rozpuszczalnika
- właściwości, które zależą od względnej liczby cząstek substancji rozpuszczanej a nie
od ich chemicznej natury

a. względne obniżenie prężności pary nasyconej rozpuszczalnika nad roztworem
(prawo Raoulta)

- na powierzchni czystego rozpuszczalnika występuje więcej cząsteczek tego
rozpuszczalnika niż na powierzchni roztworu
- dlatego w czystym rozpuszczalniku jest bardziej prawdopodobne, że cząsteczki
rozpuszczalnika uciekną do fazy gazowej w porównaniu do roztworu
- stąd roztwór charakteryzuje się niższą prężnością pary rozpuszczalnika niż czysty
rozpuszczalnik
- jeziora słone parują wolniej niż słodkowodne


b. obniżenie temperatury krzepnięcia roztworu względem temperatury krzepnięcia
rozpuszczalnika (stała krioskopowa)

- temperatura krzepnięcia roztworu jest niższa od temperatury krzepnięcia
czystego rozpuszczalnika
- cząsteczki substancji rozpuszczonej przeszkadzają w tworzeniu uporządkowanej
struktury lodu
- im wyższe stężenie roztworu, tym niższa temperatura krzepnięcia

- owady i ryby żyjące w klimacie okołobiegunowym kontrolują tworzenie lodu
poprzez wytwarzanie biologicznych substancji zapobiegających zamrażaniu
- niektóre owady mogą przetrwać temperaturę poniżej -60ºC (np. chrząszcz
Alaskan darkling beetle, który produkuje ksylomannan)

- posypywanie solą nawierzchni dróg i chodników w temp. poniżej 0ºC

c. podwyższenie temperatury wrzenia roztworu względem temperatury wrzenia
rozpuszczalnika (stała ebulioskopowa)

- w temperaturze wrzenia dla danego rozpuszczalnika prężność pary tego
rozpuszczalnika jest równa ciśnieniu atmosferycznemu
- w przypadku roztworu w tej samej temperaturze prężność pary rozpuszczalnika
jest niższa od ciśnienia atmosferycznego i roztwór nie wrze
- dlatego w porównaniu z czystym rozpuszczalnikiem, aby doprowadzić roztwór do
wrzenia, potrzebna jest wyższa temperatura

d. tendencja rozpuszczalnika do przenikania przez membranę do roztworu (ciśnienie
osmotyczne)





osmoza

- przepływ rozpuszczalnika przez membranę (błonę) półprzepuszczalną rozdzielającą
dwa roztwory o różnym stężeniu
- osmoza zachodzi spontanicznie od roztworu o niższym stężeniu substancji
rozpuszczonej do roztworu o wyższym stężeniu substancji rozpuszczonej
- woda przemieszcza się z miejsca, gdzie jej stężenie jest wyższe do miejsca o niższym
stężeniu

- zjawisko osmozy jest niezwykle ważne w biochemii, biologii i medycynie
- w zasadzie każda bakteria, która oddziela organizm bądź komórkę od otoczenia
zachowuje się jak półprzepuszczalna membrana, przez którą swobodnie może
przepływać woda, natomiast substancje rozpuszczone nie mogą jej pokonać
- biologiczne błony komórkowe działają jak błony półprzepuszczalne
- substancje rozpuszczone w płynach ustrojowych (krew, osocze) wywierają ciśnienie
osmotyczne
- roztwory izotoniczne wywierają to samo ciśnienie osmotyczne co krew

- roztwory izotoniczne - to 0,9% (m/v) roztwór Nacl i 5% (m/v) roztwór glukozy
- oba roztwory mają to samo stężenie molowe 0,3M
- jeżeli komórka znajduje się w roztworze izotonicznym przepływ
wody do i z komórki jest równy

- roztwór hipotoniczny - cechuje się niższym stężeniem substancji rozpuszczonej niż to,
które jest wewnątrz komórki
- jeśli umieścimy w nim komórkę, woda będzie napływać do jej
wnętrza, powodując jej pęcznienie a nawet pękanie
(hemoliza w przypadku erytrocytów)

- roztwór hipertoniczny - cechuje się wyższym stężeniem substancji rozpuszczonej niż
to, które jest wewnątrz komórki
- jeśli umieścimy w nim komórkę, woda będzie wypływać z jej
wnętrza, powodując obkurczanie













ciśnienie osmotyczne

- przepływ rozpuszczalnika przez błonę półprzepuszczalną powoduje wzrost objętości
po stronie roztworu
- proces ten trwa do momentu, kiedy różnica wysokości słupa cieczy stanie się na
tyle duża, że powstałe ciśnienie hydrostatyczne zatrzyma przepływ rozpuszczalnika
przez błonę
- ciśnienie niezbędne do zatrzymania przepływu rozpuszczalnika jest nazywane
ciśnieniem osmotycznym

- zapobiega ono przepływowi dodatkowej ilości wody do bardziej stężonego
roztworu i zależy od stężenia substancji rozpuszczonej w wodzie

П = iCmRT

П – ciśnienie osmotyczne (Pa)

i – bezwymiarowy współczynnik van’t Hoff’a (i=1 dla związków, które nie

ulegają dysocjacji)

Cm – stężenie molowe (mol/L)

R – stała gazowa (0.08205746 L atm K⁻¹ mol⁻¹)

T – temperatura (K)


- osmolalność wody morskiej jest około trzy razy wyższa od osmolalności płynów
ustrojowych
- niewielkie ilości wypitej wody morskiej nie są szkodliwe dla człowieka
- picie tej wody aby zapobiec odwodnieniu jest nie tylko szkodliwe, ale i bezcelowe
- woda z komórek naszego ciała będzie wypływać, tak aby rozcieńczyć wchłoniętą
wodę morską
- w efekcie spożycie wody morskiej tylko przyspiesza proces odwodnienia

odwrócona osmoza

- przyłożenie ciśnienia o wartości wyższej niż ciśnienie osmotyczne powoduje
odwrócenie przepływu wody
- płynie ona wtedy z obszaru o niższym stężeniu wody do obszaru o wyższym stężeniu
wody
- jest wykorzystywana do odsalania wody morskiej
- główną zaletą tej metody jest stosunkowo małe zużycie energii, gdyż proces
zachodzi bez przemiany fazowej
- w zakładach odsalających woda morska jest w sposób ciągły poddawana
ciśnieniu a czysta woda zbierana






osmolalność

- jest miarą aktywności osmotycznej
- jest równa iloczynowi liczby moli substancji rozpuszczonej i liczby cząstek (i)
powstałych w wyniku dysocjacji w 1kg rozpuszczalnika (wody)

osmolalność = Cm × i

- jednostką jest osmol (Osm), czyli aktywność osmotyczna roztworu, który zawiera j
jeden mol substancji niedysocjującej lub jonów w 1kg wody

- często zamiast osmoli używane są jednostki 1000-krotnie mniejsze, czyli miliosmole
(mOsm/kg), odpowiadające stężeniu wyrażonemu w milimolach na kg wody
- jeżeli roztwór zawiera kilka różnych składników, jego osmolalność jest sumą
osmolalności poszczególnych składowych
- roztwory o tej samej osmolalności wykazują to samo ciśnienie osmotyczne

- jeżeli po obu stronach półprzepuszczalnej błony mamy roztwory o różnych
osmolalnościach, woda będzie przepływała z roztworu o niższej osmolalności do
roztworu o wyższej osmolalności
- osmolalność płynów ustrojowych oznacza się instrumentalnie za pomocą
osmometru poprzez pomiar obniżenia temperatury krzepnięcia roztworu w
porównaniu z czystą wodą

- osmolalność osocza u ludzi dorosłych wynosi 275-300 mOsm/kg wody


dializa

- półprzepuszczalna membrana (membrana dializacyjna) posiada małe otwory,
przez które mogą przenikać cząsteczki rozpuszczalnika, jony, sole nieorganiczne,
mocznik
- zatrzymuje zaś duże cząsteczki (np. białka)
- utrzymywanie równowagi biochemicznej oraz wodno-elektrolitowej w ludzkim
organizmie jest w olbrzymim stopniu zależne od prawidłowej pracy nerek
- płyny ustrojowe są dializowane przez membrany w nerkach
- osoby z chorymi nerkami muszą używać sztucznej nerki, która oczyszcza krew
poprzez proces hemodializy

- dializator to tysiące bardzo cienkich rurek zbudowanych z półprzepuszczalnej
błony, którymi płynie krew chorego
- wokół rurek przepływa sterylny płyn dializacyjny (wodny roztwór zawierający
glukozę, aminokwasy i elektrolity)
- ciśnienie osmotyczne krwi powoduje przechodzenie produktów przemiany materii
do płynu dializacyjnego
- krwinki są zbyt duże i pozostają we krwi
- po oczyszczeniu krew powraca do organizmu osoby poddawanej dializie




równowaga chemiczna

- większość reakcji chemicznych jest odwracalna, tj. może przebiegać w obu
kierunkach
- na początku szybkość reakcji jest większa, ale w miarę jak powstaje coraz więcej
produktów a substraty są zużywane , wzrasta szybkość reakcji do tyłu

-po pewnym czasie reakcja osiąga stan równowagi dynamicznej, w którym szybkości
reakcji do przodu i do tyłu są sobie równe

- w stanie równowagi reakcje w obie strony zachodzą z taką samą szybkością, co
oznacza, że stężenia substratów i produktów pozostają stałe

- wartość stałej równowagi K dla danej reakcji wskazuje, czy w stanie równowagi
przeważają produkty czy substraty


reguła Le Chateliera

- jeżeli na układ w stanie równowagi dynamicznej działa jakiś czynnik zewnętrzny, to
powoduje on taką zmianę stanu równowagi, która zminimalizuje działanie tego
czynnika


dysocjacja

- sole rozpuszczone w wodzie rozpadają się na naładowane jony (kationy z dodatnim ładunkiem i aniony z ujemnym ładunkiem)
(wg Arrheniusa)

















KWASY I ZASADY - teoria Arrheniusa

kwas - każdy związek chemiczny, który wprowadzony do roztworu dysocjuje z
powstaniem jonów H+
- jony wodorowe nadają kwasom kwaśny smak (owoce cytrusowe, ocet) i są
odpowiedzialne za korozję metali i niszczenie marmuru

zasada - każdy związek chemiczny, który wprowadzony do roztworu dysocjuje z
powstaniem jonów wodorotlenkowych OH-
- jony wodorotlenkowe nadają roztworom zasad gorzki smak i śliski dotyk
- płyn do mycia okien, antacydy, płyny i granulaty do przetykania rur

zobojętnianie - kwasy i zasady zobojętniają się nawzajem, ponieważ jon wodorowy i
jon wodorotlenkowy reagują ze sobą tworząc cząsteczkę wody


braki w teorii Arrheniusa - nie brał on pod uwagę rozpuszczalnika
- jeżeli rozpuścimy HCl w benzenie a nie w wodzie, HCl nie
ulegnie dysocjacji
- rodzaj rozpuszczalnika w istotny sposób wpływa na
właściwości kwasowo-zasadowe substancji

- wg jego teorii sole powinny mieć zawsze odczyn obojętny
- tymczasem, jeżeli wymieszamy równomolowe ilości HCl i
amoniaku, otrzymamy roztwór lekko kwaśny
- jeżeli wymieszamy równomolowe ilości NaOH i kwasu
octowego, otrzymamy roztwór o lekko zasadowym
charakterze

- roztwory soli mocnych zasad i mocnych kwasów są
obojętne (NaCl, KCl, KNO3)

- nie wyjaśnia ona zasadowego charakteru związków, które
nie posiadają grupy wodorotlenkowej (np. NH3 lub anilina)

- wolny proton H+ jest bardzo reaktywny i praktycznie, jak
tylko powstanie, reaguje z wodą
- jego stężenie molowe w wodzie jest szacowane na
poziomie 10⁻¹³⁰ M










WYKŁAD III

KWASY I ZASADY - teoria Bronsteda-Lowry’ego

kwas - każda substancja, od której można oderwać proton (H+)
- donor protonu

zasada - każda substancja, która może przyłączyć proton (H+)
- akceptor protonu

- wolny jon wodorowy (H+) praktycznie jest w wodzie nieobecny
- po związaniu z cząsteczką wody tworzy jon hydroniowy (H3O+)

- roztwór kwasu solnego powstaje poprzez przeniesienie protonu (H+) z chlorowodoru
na wodę
- w procesie tym woda odgrywa rolę zasady

- amoniak reaguje z wodą, przyłączając proton H+ do atomu azotu
- w tym przypadku woda jako donor protonu pełni rolę kwasu

sprężone pary kwas-zasada - przeniesienie protonu jest istotą reakcji kwasów i zasad
Bronsteda-Lowry’ego
- zasada sprzężona z kwasem powstaje wtedy, gdy kwas
oddaje proton
- kwas sprzężony z zasadą powstaje, gdy zasada
przyłącza proton
- całkowita reakcja kwas-zasada wg Bronsteda-
Lowry’ego zawiera w sobie dwie sprzężone pary
kwas-zasada

- woda zachowuje się jak zasada gdy jest donorem H+,
albo jak kwas, gdy jest akceptorem H+
- substancje, które mogą być zarówno zasadami jak i
kwasami nazywamy substancjami ampfiprotycznymi
- woda jest donorem H+, kiedy reaguje z silniejszą
zasadą
- woda jest akceptorem H+, kiedy reaguje z silniejszym
kwasem










silne i słabe kwasy

- o sile kwasu decyduje ilość moli H3O+, które powstają z każdego mola
dysocjującego kwasu
- silne kwasy przekazują H+ na tyle łatwo, że ich dysocjacja w wodzie jest niemal
całkowita
- słabe kwasy dysocjują w wodzie w niewielkim stopniu, tlyko mały procent H+ jest
przenoszony ze słabego kwasu do H2O, co skutkuje powstaniem małej ilości H3O+
- zasada sprzężona ze słabym kwasem jest silna


silne i słabe zasady

- o sile zasady decyduje ilość moli jonów OH-, które powstają na każdy mol
rozpuszczonej zasady
- silne zasady dysocjują na kationy metali i jony hydroksylowe (LiOH; NaOH; KOH)


stała dysocjacji dla słabych kwasów

- kwasy w zależności od tego, jak dysocjują w wodzie, różnią się mocą
- w przypadku słabych kwasów obserwuje się równowagę pomiędzy formami
zdysocjowanymi i niezdysocjowanymi
- im niższa wartość K_a tym słabszy kwas


charakterystyka kwasów:

	silne kwasy	słabe kwasy
równowaga	w kierunku produktów (zjonizowane)	w kierunku substratów (niezjonizowane)
Ka	duża	mała
[H3O^+] i [A^−]	100% wartości początkowej [HA]	mały procent wartości początkowej [HA]
sprzężone zasady	słabe	silne

jonizacja wody

- woda może być zarówno zasadą i kwasem
- w czystej wodzie H+ jest przenoszony pomiędzy dwiema cząsteczkami wody, w
wyniku czego powstają H3O+ i OH-, które reagując ze sobą odtwarzają dwie
cząsteczki wody
- czysta woda zawiera jednakowe ilości jonów OH- i hydroniowych



iloczyn jonowy wody

Kw = [H3O+] · [OH-]

[H3O+] = [OH–] → roztwór obojętny

[H3O+] > [OH–] → roztwór kwaśny

[H3O+] < [OH–] → roztwór zasadowy

- iloczyn jonowy może zostać wykorzystany do obliczenia [H3O+] i [OH–] w roztworze

- dla dowolnego roztworu wodnego, iloczyn [H30+] · [OH-] jest zawsze równy
Kw (1.0 x 10⁻¹⁴) w 25°C


skala pH

- stężenie jonów H3O+ w skali logarytmicznej

pH= -log [H3O+]

pH 0 - 2 silnie kwaśny roztwór

pH 2 – 4 średnio kwaśny roztwór

pH 4 - 7 słabo kwaśny roztwór

pH =7 – roztwór obojętny
pH 7 -10 słabo zasadowy roztwór

pH 10 – 12 średnio zasadowy roztwór

pH 12 -14 silnie zasadowy roztwór

pH = - log [H3O+]

pOH = - log [OH-] = 14 - pH

pK = -log K

pH + pOH =14







POMIAR pH

indykatory

- najprostszy sposób pomiaru pH polega na stosowaniu wskaźników (indykatorów)
- pomiar ten jest obarczony dużą niedokładnością, wynoszącą ok. 1 jednostki pH
- wskaźniki (indykatory) są to związki organiczne, będące słabymi kwasami lub
zasadami, których formy protonowane (kwasowe) i zdeprotonowane (zasadowe)
różnią się kolorem
- barwa w środowisku kwaśnym pochodzi od zdeprotonowanej formy HIn, natomiast
w środowisku zasadowym wskaźnik wykazuje zabarwienie pochodzące od formy
protonowanej In⁻

- jeżeli pH=pK_HIn to stężenia obu form indykatora są sobie równe [HIn] = [In-]
- wartość pH, wobec którego obie formy wskaźnika występują w roztworze w
równych ilościach nazywa się wykładnikiem wskaźnika u jest oznaczane pK_HIn

- jeżeli dodamy H3O+, równowaga się przesunie w lewo i przewyższa forma
protonowana HIn
- jeżeli dodamy OH-, równowaga przesunie się w prawo i przeważa forma
zdeprotonowana In-

- zakres wskaźnika (zmiana barwy) mieści się w granicach pH= pK_HIn +/- 1

a. błękit bromotymolowy - zakres 6.0-7.7
- pH poniżej pH 6.0 - kolor żółty
- pH powyżej pH 7.7 - kolor niebieski
- pH = pK_HIn = 7.1 - kolor zielony (niebieski + żółty)

b. czerwień metylowa


c. purpura bromokrezolowa


naturalne indykatory:

d. antocyjany - grupa związków organicznych z klasy flawonoidów, które w
zależności od pH przyjmują barwę od czerwonej po fioletową
- występują m. in. w porzeczkach, czerwonej kapuście



pH-metr

- do dokładniejszych pomiarów pH stosuje się pomiary pehametryczne, wykonywane
za pomocą pH-metrów
- pH-metr jest rodzajem woltomierza, który mierzy różnicę potencjałów między
dwiema elektrodami zanurzonymi w roztworze
- wyświetlacz jest tak skalibrowany, że możliwy jest bezpośredni odczyt pH
bufory (roztwory buforowe)

- roztwory, które nie zmieniają pH (utrzymują stałę) mimo wprowadzenia do nich niewielkich ilości mocnego kwasu lub mocnej zasady ani pod wpływem rozcieńczania wodą

a. bufory kwaśne - mieszanina słabego kwasu i jego soli z mocną zasadą
- np. CH₃COOH i CH₃COONa

b. bufory zasadowe - mieszanina słabej zasady i jej soli z mocnym kwasem
- NH₃ i NH₃Cl

c. mieszaniny wodorosoli - np. NaH₂PO₄ i Na₂HPO₄
- bufor fosforanowy


pojemność buforowa

- liczba moli mocnej zasady lub mocnego kwasu, która musi być dodana do 1 litra
roztworu buforowego, by spowodować zmianę pH o jedną jednostkę

bufor wodorowęglanowy

- roztwory buforowe odgrywają ważną rolę w procesach biochemicznych
organizmów roślinnych i zwierzęcych, zapewniając ściśle określoną kwasowość
środowiska, zmienną tylko w bardzo wąskim zakresie(m. in. soki komórkowe, krew,
limfa)
- wartość pH może ulegać w organizmie tylko nieznacznym zmianom
- przekroczenie wartości pH krwi powyżej 7.6 (zasadowica) lub poniżej 7.2 (kwasica)
powoduje śmierć
- odczyn krwi jest kontrolowany przez kilka różnych układów buforujących, z których
najważnieszy jest bufor wodorowęglanowy

CO2 + H2O ↔  H2CO3 ↔  H₃O⁺ + HCO₃⁻

H2CO3 - kwas węglowy

HCO3⁻ - jon wodorowęglanowy

CO2 - końcowy produkt metabolizmu
- część CO2 trafia do płuc, reszta rozpuszcza się w płynach ustrojowych,
tworząc kwas węglowy

H2CO3 - jako słaby kwas dysocjuje w niewielkim stopniu na jon wodorowęglanowy i
hydroniowy (H3O+)

HCO₃⁻ - wytwarzany przez nerki

- nadmiar jonów hydroniowych reaguje z z HCO3-
- nadmiar OH- reaguje z H2CO3




kwasica oddechowa

- CO2 wzrasta, pH maleje
- objawy: - zaburzenia oddychania
- senność
- śpiączka
- ból głowy

- przyczyny: - choroby serca i płuc
- zahamowanie czynności ośrodkowego układu nerwowego

- leczenie: - usunięcie czynnika sprawczego
- podanie kroplówki z anionami wodorowęglanowymi


zasadowica oddechowa

- CO2 maleje, pH rośnie

- objawy: - drętwienie
- zwiększona szybkość i głębokość oddechów
- tężyczka

- przyczyny: - hiperwentylacja spowodowana strachem
- gorączka
- histeria
- hipoksja

- leczenie: - usunięcie czynnika sprawczego
- oddychanie do papierowej torebki



















WYKŁAD IV

elektrolity

- po rozpuszczeniu w wodzie dysocjują na jony
- ich wodne roztwory przewodzą prąd
- mogą być w wodzie zdysocjowane całkowicie lub częściowo
- są niezbędne do utrzymania właściwych funkcji życiowych komórek i organów w
ciele
- odpowiadają przede wszystkim za rozprowadzanie wody i jej wchłanianie, za
równowagę kwasowo-zasadową oraz za odpowiednie funkcjonowanie nerwów i
mięśni

α - stopień dysocjacji α = $\frac{\mathbf{n}}{\mathbf{n}_{\mathbf{0}}}$

n - liczba moli zdysocjowanych
n₀ - ogólna liczba moli wprowadzonych do roztwory

a. elektrolity słabe - α < 0,05
- słabe kwasy i zasady
- np. H₂SO₃, H₂CO₃,  NH₃

b. elektrolity średnie - 0,05 < α ≤ 0,3
- np. H₃PO₄,   H₃AsO₄

c. elektrolity mocne - 0,3 < α ≤ 1
- większość soli
- mocne kwasy i zasady
- np. HCl, NaOH

rodzaj	dysocjacja	rodzaj cząsteczek w roztworze	przew. prądu	przykłady
mocne elektrolity	całkowita	wyłącznie jony	tak	związki o charakterze jonowym (NaCl, NaOH, HCl, HNO3, KBr)
słabe elektrolity	częściowa	większość cząsteczek niezdysocjowanych, mało jonów	słabe	woda, amoniak, kwasoctowy, kwas mrówkowy
nieelektrolity	brak	tylko cząsteczki niezdysocjowane	nie	związki węgla (metanol, sacharoza, mocznik)

Na⁺→ zawartość wody w organizmie, przenoszenie impulsów elektrycznych w
obrębie systemu nerwowego

Cl⁻→ zawartość wody w organizmie, równowaga dodatnich jonów

HCO₃⁻→ pH krwi

K⁺→ bicie serca, przenoszenie impulsów elektrycznych w obrębie systemu
nerwowego

- ilość każdego jonu w płynach ustrojowych jest mierzona w tzw.
równoważnikach (Eq)
- jeden równoważnik jest to ilość równoważna jednemu molowi dodatniego lub
ujemnego jonu

1 mol Na+ → 1 Eq

1 mol Ca2+ → 2 Eq

1 mol Fe3+ → 3 Eq

- w każdym roztworze ładunek pochodzący od dodatnio naładowanych jonów jest
równoważony przez jony naładowane ujemnie
- stężenie elektrolitów w płynach ustrojowych jest wyrażane w mEq w litrze (mEq/l)








odwodnienie

- nadmierna utrata płynów (wymioty, biegunka, nadmierne pocenie) prowadzi do
odwodnienia i zaburzenia równowagi elektrolitycznej
- Na+ jest głównym regulatorem w utrzymywaniu równowagi wodno-elektrolitowej

odwodnienie
↓
spadek objętości krwi i wzrost stężenia Na+ w płynach pozakomórkowych
↓
stymulacja ośrodka pragnienia w podwzgórzu
↓
wypicie płynu



a. odwodnienie hipotoniczne/hipoosmolarne

- utrata elektrolitów przewyższająca utratę wody

- przyczyny: - utrata elektrolitów z sokami przewodu pokarmowego (wymioty,
biegunki)
- straty elektrolitów przez skórę (gorączka, praca w wysokich temp.,
oparzenia)
- straty nerkowe elektrolitów (leki moczopędne w nadmiarze,
upośledzenie wchłaniania sodu w przewlekłych chorobach nerek)

- wyniki badań laboratoryjnych: krew: ↓ Na (<138 mEq/l)
mocz: ↓ ciężar właściwy
↓ Na

- leczenie: - przyczynowe
- uzupełnianie niedoboru sodu: 0,9% NaCl (153 mEq/l Na+) - płyn
fizjologiczny

- ogólny niedobór sodu = deficyt sodu x ilość wody całkowitej (litry)

przykład: - mężczyzna waży 70 kg
- Na+ = 110 mEq/l

- deficyt Na+ = 125 mEq/l –110 mEq/l = 15 mEq/l

- całkowita ilość wody w organizmie mężczyzny ważącego 70 kg

wynosi: 70 kg x 60% = 42 litry

- stąd: Ogólny niedobór Na+ = 15 mEq/l x 42 l = 630 mEq

- 630 mEq : 153 mEq/l = 4.11 litrów płynu fizjologicznego






b. odwodnienie hipertoniczne/hiperosmolarne

- utrata wody przewyższa nad utratą elektrolitów

- przyczyny: - brak lub upośledzenie fizjologicznego odruchu pragnienia (osoby
nieprzytomne)
- niewystarczający dowóz wody (na pustyni, rozbitkowie pijący wodę
morską)
- utrata wody przez skórę (gorączka, długotrwały wysiłek fizyczny)
- utrata wody przez nerki (przewlekłe choroby nerek, poliuria w ostrej
niewydolności nerek)

- wyniki badań laboratoryjnych: krew : ↑ Na
mocz: ↑ ciężar właściwy
↑ Na

- leczenie: - przyczynowe
- uzupełnianie niedoboru wody płynami bezelektrolitowymi (5%
glukoza dożylnie, czysta woda doustnie)

- określanie niedoboru wody na podstawie spadku masy ciała i zmiany stężenia
Na+

Na₂ x W₂  =  Na₁ x W₁ 

Na₁ - należne stężenie sodu
Na₂ - aktualne stężenie sodu
W₁ - należna zawartość wody w ustroju
W₂ - aktualna zawartość wody w ustroju

przykład: - mężczyzna waży 70 kg

- stężenie Na+ w surowicy wynosi 150 mEq/l

Na2 = 150 mEq/l

Na1 = 125 mEq/l

W1 = 70 kg x 60% = 42 l

W2 = x

W2 = (Na1 x W1 ) : Na2 = (125 x 42): 150 = 5250: 150 = 35 l

- deficyt wody = W1 – W2 = 42 - 35 = 7 litrów










c. odwodnienie izotoniczne/izoosmolarne

- utrata równoważnych ilości wody i elektrolitów
- nie obserwuje się istotnych przesunięć wody

- przyczyny: - utrata płynów z przewodu pokarmowego (wymioty, biegunki,
przetoki pooperacyjne)
- ograniczenie podaży wody i elektrolitów

- leczenie: - uzupełnianie niedoborów wody i elektrolitów (dożylnie płyny
izotoniczne, np. mieszanina 0,9% NaCl, 5% glukozy, płyn
wieloelektrolitowy (PWE) )


skład tzw. „płynu obojętnego”:

• 850 ml - 0.9% NaCl

• 125 ml - 5% glukoza

• 25 ml - 8.4 % NaHCO3

nieelektrolity

- rozpuszczają się w wodzie jako cząsteczki (nie jony)
- ich wodne roztwory nie przewodzą prądu

hydroliza soli

- reakcja kationów lub anionów pochodzących z soli z wodą, w wyniku której
powstaje zasadowy lub kwaśny roztwór

a. sól mocnego kwasu i słabej zasady

NH₄ ↔ NH₄⁺ +  Cl⁻

NH₄⁺            +   H₂O  ↔             NH₃          +            H₃O⁺

K Z sprzeżona Z sprzężony K


pH <7



b. sole słabych kwasów i mocnych zasad

CH₃COONa  ↔  CH₃COO⁻ +  Na⁺

CH₃COO⁻          +   H₂O                ↔              CH₃COOH           +        OH⁻

Z K sprzężony K sprzężona Z

pH > 7



c. sól słabej zasady ze słabym kwasem

CH₃COONH₄ ↔  CH₃COO⁻ +  NH₄⁺

CH₃COO⁻ +  H₂O  ↔  CH₃COOH +  OH⁻   K_b = 1, 85 x 10⁻⁵

NH₄⁺ + H₂O  ↔   NH₃ +  H₃O⁺  K_a = 1, 85 x 10⁻⁵

K_a =  K_b = pH obojętne

- roztwór soli słabej zasady i słabego kwasu może mieć odczyn pH obojętny
zasadowy lub kwaśny, co jest zależne od względnej mocy kwasu i zasady

K_a(kation) >  K_b(anion) - roztwór ma charakter kwaśny
K_a(kation) =  K_b(anion) - roztwór ma charakter obojętny
K_a(kation)< K_b (anion) - roztwór ma charakter zasadowy







teoria zderzeń

- reakcja chemiczna ma miejsce wtedy, gdy właściwie ułożone cząsteczki zderzą się
ze sobą z odpowiednią energią
- podczas gdy wiele zderzeń może mieć miejsce, tylko niewiele z nich prowadzi do
powstania produktu
- prawdopodobieństwo zajścia reakcji zależy od właściwej przestrzennej orientacji
zderzających się cząsteczek

- warunki niezbędne do tego, aby reakcja zaszła:

a. zderzenie - substraty muszą się ze sobą zderzyć
b. orientacja - cz. muszą być właściwie ułożone względem siebie w przestrzeni
c. energia aktywacji



energia aktywacji

- minimalna wartość energii, niezbędnej do rozerwania wiązań między atomami
substratów i tworzenia nowych wiązań w produktach


teoria kompleksu aktywnego

- teoria stanów aktywnych (Henry’ego Eyringa i Michaela Polanyi) jest to teoria
zderzeń lepiej dostosowana do interpretacji reakcji w roztworach
- w momencie efektywnego zderzenia tworzy się nietrwałą struktura, nazwana
kompleksem aktywnym, która rozpada się na produkty lub z powrotem na substraty

- stan przejściowy - konfiguracja atomów i łączących ich wiązań chemicznych o
ściśle określonej geometrii, która teoretycznie występuje w
momencie, gdy istnieje jednakowe prawdopodobieństwo zajścia
reakcji elementarnej w obu kierunkach

- tradycyjnie konfigurację stanu przejściowego przedstawia się w
formie hipotetycznego kompleksu aktywnego i zaznacza
symbolem ‡

A + B ↔ X‡ → C + D

- X‡ - aktywny kompleks (stan przejściowy)










ciepło reakcji

- ciepło jest absorbowane i uwalniane podczas rozrywania wiązań w substratach i
tworzenia nowych wiązań w produktach

ΔH = Hproduktów – Hsubstratów

ΔH – ciepło reakcji (zmiana entalpii)

Hproduktów – energia tworzenia nowych wiązań w produktach

Hsubstratów – energia rozrywania wiązań w substratach



reakcje egzotermiczne

- energia substratów jest większa niż energia produktów
- wraz z powstawaniem produktów uwalniana jest energia w postaci ciepła

ΔH < 0

substraty → produkty + energia

- termit - mieszanina złożona ze sproszkowanego glinu i tlenku żelaza w proporcjach
stechiometrycznych Fe2O3 + 2 Al → 2 Fe + Al2O3
- ΔH = −851,5 kJ/mol , T≈3000°C



reakcje endotermiczne

- energia substratów jest niższa od energii produktów
- energia (ciepło) potrzebna do przekształcenia substratów w produkty jest
pochłaniana (absorbowana) z otoczenia

ΔH > 0

substraty + energia → produkty














kinetyka chemiczna

- zajmuje się badaniem szybkości reakcji i wpływem różnych czynników na jej
przebieg poprzez analizę eksperymentalną i teoretyczną
- znajomość szybkości reakcji w określonych warunkach fizycznych pozwala na
wyciągnięcie wniosków dotyczących mechanizmu reakcji
- w praktyce pomaga określić przebieg danej reakcji w warunkach laboratoryjnych
lub przemysłowych
- każdą reakcję można przyspieszyć lub zwolnić zmieniając warunki, w których
zachodzi

szybkość reakcji (v)

- wyrażana jest jako zmiana stężenia molowego produktu lub substratu reakcji
zachodząca w jednostce czasu




czynniki wpływające na zmianę szybkości reakcji

- szybkość reakcji zmniejsza się z czasem w związku ze zużywaniem substratów


a. wpływ temperatury: - ↑ temperatura - ↑ szybkość reakcji
- w wyższej temp. cząsteczki poruszają się szybciej
- pojawia się więcej zderzeń, większa liczba zderzających się
cząsteczek posiada wystarczającą energię, by stworzyć
produkt

b. wpływ stężenia: - ↑ stężenie - ↑ szybkość reakcji
- im wyższe stężenie, tym więcej cząsteczek w tej samej objętości
- to zwiększa prawdopodobieństwo skutecznego zderzenia

c. kataliza - katalizator obniża energię aktywacji co przyspiesza reakcję
- katalizator sprawia, że więcej zderzeń skutecznych ma wystarczającą
energię do stworzenia produktów

czynniki zwiększające prędkość reakcji
czynnik
podwyższenie temperatury
więcej substratów
katalizator

pomiar szybkości reakcji

- bezpośredni odczyt stężenia lub sygnału proporcjonalnego do stężenia (absorpcja,
fluorescencja) reagenta w kolejnych interwałach czasowych podczas trwania
reakcji
- zebrane dane w postaci punktów pomiarowych odkłada się następnie na wykresie
w funkcji czasu


równanie kinetyczne reakcji

- równanie wyrażające zależność szybkości reakcji od stężenia cząstek
występujących w chemicznym równaniu reakcji
- każda reakcja ma swoje charakterystyczne równanie kinetyczne i stałą szybkości k
(w danej temperaturze)


szybkość = k • stężenie


k - stała szybkości reakcji
- niezależna od stężenia substratów
- zależna od temperatury
- jej wartość można wyznaczyć tylko eksperymentalnie


























rząd reakcji

szybkość = k •(stezenie)^a

a - rząd reakcji
- wykładnik potęgi, w której występuje stężenie cząstek w równaniu kinetycznym

- szybkość niektórych reakcji zależy od stężenia więcej niż jednej substancji
- rząd reakcji wyznacza się eksperymentalnie
- rząd reakcji jest pojęciem formalnym, związanym z ustaloną doświadczalnie
matematyczną postacią równania kinetycznego reakcji

reakcja pierwszorzędowa

- szybkość jest proporcjonalna do pierwszej potęgi stężenia

2N₂O₅  →  4NO₂+ O₂

szybkość reakcji = k •[N₂O₅]

[N₂O₅] - stężenie molowe N₂O₅

k = 5,2 • 10⁻³ s⁻¹ w temp 65%

[N₂O₅] = [N₂O₅]¹

- jak wyznaczyć stałą szybkości dla reakcji pierwszorzędowej?

- w regularnych odstępach czasu mierzymy stężenia substratu N₂O₅ reakcji
- wykreślamy zależność stężenia N₂O₅ od czasu
- dla różnych wartości stężenia (wykorzystując przygotowany wykres)
wyznaczamy szybkość reakcji (poprzez wykreślenie stycznej i obliczenie jej
nachylenia)
- w etapie końcowym sporządza się wykres zależności szybkości reakcji od
stężenia molowego N₂O₅
- jego nachylenie odpowiada wartości stałej szybkości reakcji rozkładu N₂O₅
- otrzymaliśmy prostą linię = szybkość jest wprost proporcjonalna do stężenia , co
oznacza, że rząd reakcji to 1

reakcja drugorzędowa

- szybkość jest proporcjonalna do drugiej potęgi stężenia [NO₂]²

2NO₂ → 2NO +  O₂

szybkość = k  • [NO₂]²

- w tym przypadku wykres zależności szybkości reakcji od kwadratu stężenia NO₂ to
linia prosta
- jej nachylenie odpowiada wartości stałej szybkości k
reakcja zerowego rzędu

- szybkość reakcji zerowego rzędu jest niezależna od stężenia

2NH₃  →  N₂+ 3H₂

szybkość = k • [NH₃]⁰ = k


rząd całkowity reakcji

szybkość = k •[A]^a  • [B]^b …

- suma wszystkich wykładników potęg a+b…czyli suma rzędów reakcji względem
poszczególnych substratów
- mówimy, że reakcja jest rzędu a względem substancji A, rzędu b względem subst. B



- jednostki w których jest wyrażona stała szybkości k, zależą od rzędu reakcji

rząd reakcji	jednostka stałej szybkości k
0	$$\frac{\text{mol}}{l \bullet s}$$
1	s^−1
2	$$\frac{l}{mol\ \bullet s}$$

- nieliczne reakcje mogą mieć ujemny rząd lub ułamkowy rząd
- szybkość reakcji zmniejsza się wraz ze stężeniem tlenu
- rząd reakcji względem reagenta może być ułamkowy

20₃  → 3O₂

szybkość = k •[O₃]²  • [O₂]⁻¹ rząd całkowity = 2 -1 =1


WYKŁAD V

reakcje elementarne

- szybkość = k •[A]^a  • [B]^b …

- wykładniki a, b… wyjątkowo mogą być równe odpowiednim współczynnikom
stechiometrycznym
- ten wyjątek dotyczy reakcji elementarnych

- reakcje przebiegające w jednym etapie
- ich równanie stechiometryczne oddaje mechanizm procesu

H₂ +  I₂  → 2 HI

szybkość = k •[H₂] • [I₂]
rząd reakcji = 2

- mechanizm reakcji syntezy HI - bezpośrednie zderzenie cząsteczek substratów
- możemy powiedzieć że ta reakcja jest dwucząsteczkowa


cząsteczkowość reakcji elementarnej

- liczba cząstek (albo atomów, jonów, rodników) biorących w niej udział
- tylko dla reakcji elementarnych cząsteczkowość reakcji jest równa rzędowi reakcji
- dlatego rząd tych reakcji jest sumą współczynników stechiometrycznych substratów

- prawdopodobieństwo zajścia reakcji i szybkości syntezy jodowodoru są
proporcjonalne do podobieństwa zderzenia się cząsteczek H₂ i I₂  a tym samym do
iloczynu stężeń tych cząsteczek

- cząsteczkowość reakcji elementarnej jest ściśle powiązana z mechanizmem reakcji
- wskazuje ile cząsteczek bierze w niej udział






reakcje złożone

- w rzeczywistości większość reakcji przebiega przez pewną liczbę etapów
pośrednich
- każdy z tych etapów to osobna reakcja elementarna

A  →  B  →  C   → D
substrat etapy pośrednie produkt
składowe reakcje elementarne:

A  → B
B  → C
C  → D

- jeżeli przemiana C  → D przebiega powoli a pozostałe etapy szybko, to mierzona
doświadczalnie szybkość reakcji A  → D jest praktycznie szybkością przemiany C  → D
- jest to tzw. etap limitujący szybkość procesu

- szybkość procesu chemicznego będącego wynikiem wielu reakcji elementarnych
zależy od ich wzajemnej sekwencji - uszeregowania poszczególnych reakcji w
czasie

- w przypadku reakcji równoległych całkowita szybkość procesu chemicznego jest
sumą szybkości reakcji cząstkowych

v = v₁+ v₂+ …

- dla reakcji chemicznej, będącej wynikiem dwóch równoległych reakcji
cząstkowych , z których jedna jest o wiele szybsza od drugiej, całkowita szybkość
reakcji będzie limitowana szybkością szybkiej reakcji cząstkowej

v = v₁+ v₂ gdy v₁≫ v₂ to v₁≈ v₂

- jeżeli szybkość jednej reakcji cząstkowej jest dużo większa niż szybkość drugiej
reakcji (v₁ ≫  v₂), to mianownik dąży do wartości v₁ a równanie dąży do wartości v₂
- tak więc dla procesu chemicznego składającego się z reakcji następczych
całkowita szybkość reakcji limitowana jest szybkością reakcji najwolniejszej, w tym
wypadku  v₂

$\mathbf{v = \ }\frac{\mathbf{v}_{\mathbf{1}}\mathbf{\bullet \ }\mathbf{v}_{\mathbf{2}}}{\mathbf{v}_{\mathbf{1}}\mathbf{+ \ }\mathbf{v}_{\mathbf{2}}}$











cząsteczkowość i rząd reakcji złożonej

- cząsteczkowość wskazuje, ile cząsteczek bierze udział w najwolniejszym etapie
reakcji
- rząd reakcji jest pojęciem związanym z całym procesem stanowiącym sumę
procesów elementarnych, natomiast cząsteczkowość reakcji wiąże się z jednym
procesem elementarnym i nie może być utożsamiana z liczbą cząstek
występujących w równaniu stechiometrycznym

- dla reakcji złożonej równanie stechiometryczne to sumaryczny bilans reakcji nie
oddający jej mechanizmu
- aby ustalić jaki jest mechanizm takiej reakcji i dopasować odpowiednie równanie
kinetyczne, trzeba zebrać dane eksperymentalne (zależności pomiędzy stężeniem
reagentów a szybkością reakcji)






2HI +  H₂O₂  →  I₂+2H₂O

reakcja ma dwa etapy:

HI + H₂O₂  → HIO +  H₂O - wolny

HIO + HI  ↔  I₂ +  H₂O - szybki

szybkość = k  • [HI] • [H₂O₂] - określona przez wolny etap (limitujący szybkość)

- reakcja dwurzędowa
- reakcja dwucząsteczkowa












opis reakcji chemicznej

mechanizm reakcji - opisuje jak cząsteczki reagują ze sobą, które wiązania kolejno
ulegają zerwaniu lub tworzeniu
- jest to często zbiór elementarnych reakcji, które składają się na
całość przemiany, określając jej mechanizm

stechiometria - określa ilościowe zależności reagentów (jaka ilość moli danego
substratu potrzebna jest do otrzymania określonej ilości moli produktu

rzędowość reakcji - opisuje zależność reakcji od stężenia substratu





stan równowagi chemicznej

- wszystkie reakcje chemiczne są procesami odwracalnymi
- odwracalność chemiczna polega na możliwości przeprowadzenia jej w obu
kierunkach

- dopiero w specjalnych warunkach reakcje mogą przebiegać nieodwracalnie
np. gdy jeden z produktów opuszcza środowisko reakcji (reakcja wtedy przebiegnie
aż do wyczerpania substratów

Zn +  H₂SO₄  →  ZnSO₄ +   ↑ H₂

- jeżeli szybkość reakcji w prawo zdecydowanie dominuje nad szybkością reakcji w
lewo, to substraty niemal ilościowo przereagowują w produkty a proces uważa się
za praktycznie nieodwracalny, czyli biegnący do końca



- gdy szybkości reakcji w obu kierunkach są takie same wówczas wytwarza się san
równowagi chemicznej (równoznaczny ze stanem równowagi termodynamicznej)
- w stanie równowagi chemicznej ilość substratów i produktów nie ulega zmianie
choć obie reakcje zachodzą w dalszym ciągu
- stan równowagi chemicznej wytwarza się w układach zamkniętych (nie
wymieniających masy z otoczeniem)