PODSTAWOWE POJĘCIA

Prawo LAVOISIER’A

Łączna masa substancji pozostaje niezmienna po jakiejkolwiek przemianie zachodzącej w układzie zamkniętym.

(Prawo zachowania masy w układzie zamkniętym - ilość powstałych produktów jest zgodna z ilością substratów wziętych do przeprowadzenia reakcji)

Prawo stosunków stałych

Wzajemny stosunek wagowy pierwiastków w określonym związku chemicznym jest stały.

(Prawo stałości składu, prawo stosunków stałych- Mówi ono, że każdy związek chemiczny niezależnie od jego pochodzenia albo metody otrzymywania ma stały skład jakościowy i ilościowy. Związki spełniające prawo stałości składu nazywamy również daltonidami. Istnieje jednak grupa związków chemicznych, które nie zachowują stałego składu ilościowego. Są to związki niestechiometryczne, zwyczajowo nazywane bertolidami)

Prawo stosunków objętościowych

Objętość równoważnych chemicznie ilości gazów maja się do siebie jak liczby całkowite i zazwyczaj najprostsze.

(Prawo stosunków objętościowych zwane też prawem Gay-Lussaca. W reakcji między gazami objętości substratów i produktów gazowych mierzone w tych samych warunkach temperatury i ciśnienia maję się do siebie jak niewielkie liczby całkowite.)

Prawo Avogadro

W jednakowych objętościach dowolnych gazów, w jednakowej temperaturze i pod jednakowym ciśnieniem mieści się jednakowa liczba niezależnych bytujących cząsteczek.

(W tych samych warunkach fizycznych tj. w takiej samej temperaturze i pod takim samym ciśnieniem, w równych objętościach różnych gazów znajduje się taka sama liczba cząsteczek.)

Każda cząsteczka każdego gazu zajmuje taką samą objętość:

1 mol = 6,02 x 10²³ cząstek = 22,4 dm³ (w warunkach normalnych tzn. 1013 hPa, 273 K)

Zasada przekory (Reguła przekory, Reguła przekory Le Chateliera i Brauna)

Układ znajdujący się w stanie równowagi trwałej poddany jakiemu kolwiek działaniu z zewnątrz ulega takiej przemianie, z która związane jest przeciwdziałanie narzuconej zmianie.

(Reguła ta mówi, że układ na który działa jakiś bodziec odpowiada w taki sposób aby przeciwdziałać bodźcowi.)

Np.:

Układ gazowy w zamkniętym pojemniku z tłokiem: gdy naciskamy na tłok, układ odpowiada zwiększaniem ciśnienia, aż do uzyskania równowagi sił.

RODZAJE REAKCJI CHEMICZNYCH

• Mechanizm reakcji

• Reakcja syntezy- rodzaj reakcji chemicznej w której z prostszych substratów (pierwiastków lub związków chemicznych) powstaje związek bardziej skomplikowany (produkt syntezy)

A + B -> C

np. Mg + ½ O2 -> MgO , CaO + H₂O -> Ca(OH)₂

• Reakcja analizy - oznacza rozkład na składniki/czynniki, przeciwieństwo syntezy.

A -> B + C

np. H₂O -> H₂ + O (elektroliza) , CaCO₃ -> CaO + CO₂

• Reakcja wymiany - reakcja chemiczna polegająca na wymianie jednego lub kilku atomów w cząsteczce związku chemicznego

A + B -> C + D

• Reakcja wymiany pojedynczej np. Zn + H₂SO₄ -> ZnSO₄ + H₂

• Reakcja wymiany podwójnej np. 2NaCl + H₂SO₄ -> Na₂SO₄ + 2HCl

• Wymiana energii na zewnątrz

• Reakcja egzotermiczna to reakcja chemiczna, która ma dodatni bilans wymiany ciepła z otoczeniem. Można też powiedzieć, że jest to reakcja, która emituje ciepło.

np. C + O₂ -> CO₂ + Q (wydziela ciepło)

• Reakcja endotermiczna to reakcja chemiczna, która posiada ujemny bilans wymiany ciepła z otoczeniem. Można też powiedzieć, że jest to reakcja, która pochłania ciepło z otoczenia

np. H₂O + ½ O₂ -> H₂O₂ – Q (pobiera ciepło)

• Reakcje odwracalne i nieodwracalne

• Reakcje nieodwracalne - reakcje chemiczne, które dobiegają do końca, tzn. aż do całkowitego zużycia się któregoś z substratów. np. CaCO₃ + 2HCl -> CaCl + H₂O + CO₂(^)

• Reakcje odwracalne natomiast mogą przebiegać zarówno w jednym, jak i w przeciwnym kierunku

według tego samego równania. Reakcja odwracalna w żadnym kierunku nie przebiega do końca, powstające produkty reagują ze sobą i zmieniają się z powrotem w substraty.

np. CO₂ + H₂ CO + H₂O

Równowaga dynamiczna w stanie równowagi szybkości procesów są sobie równe, ich wypadkowa równa jest zeru

TEORIA ATOMISTYCZNO-DROBINOWA BUDOWY MATERII (1808 – DALTON)

3 założenia:

1. Materia jest nieciągła i składa się z niepodzielnych cząstek zwanych atomami

2. Atomy różnych pierwiastków różnią się masą i własnościami natomiast każdemu określonemu pierwiastkowi odpowiada ściśle określony rodzaj atomu

3. Przy tworzeniu się związków , atomy łącza się w drobinki i wszystkie drobiny jednej substancji są jednakowe pod względem:

• Rodzaju tworzących je atomów

• Ilości atomów każdego rodzaju

• Sposobu powiązania tych atomów

Atom- najmniejsza nie podzielna fizycznie i chemicznie cząstka.

Cząsteczka- najmniejsza nie podzielna fizycznie lecz podzielna chemicznie cząstka substancji.

Przemiana chemiczna- zmiana rodzaju, ilości lub sposobu wiązania atomów w drobinach reagujących substancji.

TEORIE BUDOWY ATOMU

• 1909- RUTHERFORD

Rutherford sugerował, że w środku atomu znajduje się stosunkowo ciężkie, dodatnio naładowane jądro, wokół którego krążą bardzo lekkie, ujemne naładowane elektrony. Elektrony utrzymują się na orbicie dzięki sile odśrodkowej która równoważy się z siała elektryczna (przyciągania)

• 1913- Bohr

3 postulaty:

1. Elektrony mogą krążyć po orbitach dozwolonych

mVr – orbitalny moment pędu

mVr = n h/2π h- stała Plancka = 6,625x10^-34

r₁:r₂:r₃:r₄:…=1²:2²:3²:4²:… Kolejne orbity maja się do siebie, tak jak kwadraty kolejnych liczb naturalnych.

1. Elektron może krążyć po orbitach dozwolonych nie pobierając ani nie emitując energii.

2. Emisja lub absorpcja energii wystepuje w przypadku gdy elektron przeskakuje z jednej orbity na następna.

E=E_P – E_K= hV h- stała Plancka, V- częstotliwość promieniowania elektromagnetycznego

MASA ATOMU SKONCENTROWANA JEST W JĄDRZE, GESTOŚĆ ATOMU 400 MLN TON/ CM³

• 1916 – Sammelsted

1. Tory po których krążą elektrony są elipsami

2. Bazował na rachunku prawdopodobieństwa

Strefa zewnętrzna – ostatnia powłoka elektronowa, na ostatniej powłoce oktet elektronowy

OKRESOWY UKŁAD PIERWIASTKÓW

• Układ okresowy pierwiastków jest to zestawienie wszystkich pierwiastków chemicznych w postaci rozbudowanej tabeli, uporządkowane według ich rosnącej liczby atomowej(masy atomowej) , grupujące pierwiastki według ich cyklicznie powtarzających się podobieństw właściwości. Utworzony przez Dmitrija Mendelejewa w roku 1873. Poczatkowo znajdowały się puste miejsca co oznaczalo brak niektórych pierwiastków. W 18 grupie znajduja się gazy szlachetne.

	1
I

1 – grupa, oznacza liczbę elektronów walencyjnych

I – okres, oznacza liczbę powłok

Elektroujemność rośnie od 7 okresu do 18 grupy.(↗)

• Prawo okresowości – pierwiastki wykazują okresową zmianę własności fizycznych u chemicznych.
  Jon- Atom obdarzony ładunkiem elektrycznym w rezultacie oddania lub pobrania elektronu(ów)

• Kation (+)

• Anion (-)

WIAZANIA CHEMICZNE

• Wiązanie jonowe – występuje miedzy pierwiastkami różniącymi się elektroujemnością ( Miedzy pierwiastkami gdzie jeden oddaje elektron, a drugi przyjmuje ten elektron)

• Wiązania atomowe – Występuje miedzy atomami tego samego pierwiastka.

• Wiązanie koordynacyjne –typowe wiązanie atomowe, wspólna para oddawana przez jeden pierwiastek.

(Istotą tego wiązania jest uwspólnienie pary elektronowej między dwoma atomami, przy czym oba te elektrony formalnie pochodzą od jednego atomu.)

• Wiązanie spolaryzowane – wiązanie atomowe, pośrednie między jonowym, a atomowym

Polaryzacja- nierównomierność (rozkład ładunku) duża różnica elektroujemności. Podczas rozpuszczania w wodzie dochodzi do pęknięcia tego wiązania.

• Wiązanie metaliczne – ogólna nazwa dla wszelkich wiązań chemicznych występujących bezpośrednio między atomami metali. Swobodne elektrony oddawane SA przez metale z ostatnich powłok, może tu dochodzić do wymiany elektronów, każdy atom traktuje jak swój dopełniający do oktetu elektronowego. Wysoka wytrzymałość.

• Wiązanie wodorowe – związki gdzie występuje wodór i wiązanie spolaryzowane. Charakter miedzy cząsteczkowy. (Polega głównie na przyciąganiu elektrostatycznym między atomem wodoru i atomem elektroujemnym zawierającym wolne pary elektronowe. Klasyczne wiązanie wodorowe powstaje, gdy atom wodoru jest połączony wiązaniem atomowym(spolaryzowanym) z innym atomem o dużej elektroujemności i w ten sposób uzyskuje nadmiar ładunku dodatniego.)

Równowaga reakcji chemicznych to taki stan, gdy reakcja w jedną i drugą stronę zachodzi z taką samą szybkością, więc stężenia reagentów nie zmieniają się w czasie.

Prawo działania mas szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do efektywnego stężenia wszystkich uczestniczących w niej reagentów.

TRZY KALSY PRZEWODNIKÓW

• Przewodnictwo elektronowe (przewodnictwo typu n) - to przenoszenie ładunku elektrycznego przez ciało pod działaniem zewnętrznego pola elektrycznego w którym nośnikiem ładunków są elektrony

• Elektrolity zdolne do jonowego przewodzenia prądu elektrycznego - czyli innymi słowami, zdolne do przekazywania jonowo ładunku między elektrodami.

• Przewodnictwo dziurowe (przewodnictwo typu p) - to przenoszenie ładunku elektrycznego przez kryształ pod działaniem zewnętrznego pola elektrycznego

Elektrolity – związki chemiczne, które w stanie skupionych roztworów wodnych przewodzą prąd.

Kwasy – związki które podczas dysocjacji odczepiają jon wodorowy.

Zasady - związki które podczas dysocjacji odczepiają jon wodorotlenowy

DYSOCJACJA

• Dysocjacja – rozpad na jony pod wpływem rozpuszczalnika np. NaOHNa⁺ + OH^- .

Dysocjacja zależy od siły wiązania (siły przyciągania).Prawo Coulomba F=q₁q₂/εr² .

Stopień dysocjacji α jest to stosunek czastek zdysocjowanych do liczby czastek wprowadzonych α=C’/C , α <0,1>

• Elektrolity silne α>0,8

• Elektrolity pośrednie α <0,05;0,8>

• Elektrolity słabe α<0,05

• Stała dysocjacji

H₂OH⁺ + OH^-

[H⁺] = [OH^-] stężenia są sobie równe.

Jeżeli rozpuszczamy kwas. [H⁺] rośnie=>[OH^-] maleje

[H⁺]x [OH^-] iloczyn jonowy wody = 10^-14

W roztworze obojętnym [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 ph=7

W roztworze kwaśnym [H⁺]>10^-7 , [OH^-]<10^-7 ph<7

W roztworze zasadowym [H⁺]<10^-7 , [OH^-]>10^-7 ph>7

ph- odczyn chemiczny roztworu = - log[H⁺]

HYDROLIZA

• Hydroliza - rozkład substancji w wyniku działania wody np. NaCl Na⁺ + Cl^- bardzo mocny elektrolit.

NaOH, HCl, H₂SO₄, HNO₃ bardzo mocne

Fe(OH)₃, H₂CO₃ bardzo słabe

• Potencjał elektrochemiczny jest to potencjał elektrody pomiędzy katodą i anodą lub względem elektrolitu (potencjał jednostkowy).

Absolutny potencjał elektrochemiczny jest niemożliwy do zmierzenia, gdyż aby zbadać prąd generowany potencjalnie przez jedną elektrodę, trzeba ją zestawić z inną elektrodą w ogniwo. Z tego względu powstało pojęcie standardowego potencjału elektrochemicznego. Potencjał ten mierzy się względem standardowej elektrody wodorowej, dla której umownie przyjęto, że jej standardowy potencjał wynosi 0. (napięcie ogniw różnica potencjałów, jednej elektrody(wodorowej) potencjał równa się 0, wiec różnica potencjałów jest potencjałem drugiej elektrody)

• Ogniwo galwaniczne – ogniwo, w którym źródłem prądu są reakcje chemiczne zachodzące między elektrodą, a elektrolitem. Dwie elektrody zanurzone w elektrolicie (półogniwa) tworzą ogniwo galwaniczne.

• Elektroda wodorowa – wzorcowa elektroda. Przyjęto jej potencjał standardowy za zero E⁰ = 0. Potencjały innych elektrod odnoszą się do potencjału tej elektrody.

• Katoda to elektroda z której do układu dostaje się ładunek ujemny, lub jest absorbowany ładunek dodatni

• Anoda - rodzaj elektrody oznacza element, przez który ładunek ujemny opuszcza dany układ elektryczny lub do układu jest dostarczany ładunek dodatni. W zależności od charakteru układu , anoda może być elektrodą dodatnią lub ujemną i występuje zawsze w parze z elektrodą jej przeciwną pod względem znaku, czyli katodą.

• Szereg elektrochemiczny metali(szereg napięciowy metali) to zestawienie pierwiastków chemicznych o własnościach metalicznych, według ich potencjału standardowego E⁰. Punktem odniesienia dla tego zestawienia jest elektroda wodorowa, której potencjał standardowy przyjmuje się umownie za zero.

Praktyczne znaczenie szeregu napięciowego metali wynika z faktu, że metal bardziej aktywny wypiera (poza niektórymi wyjątkami) metal mniej aktywny z roztworu jego soli.

Ca Mg Al Zn Fe H Cu Ag Au

(-) 0 (+)

0< Potencjał >0

Zawsze będzie się rozpuszczać coś co leży bardziej na lewo. Nienależny łączyć instalacji miedzianych i stalowych.

• Sorpcja – pochłanianie substancji zachodzące na powierzchni (adsorpcja) lub w objętości (absorpcja).

• Absorpcja- rozpuszczanie czegoś w całej objętości (to proces polegający na wnikaniu cząsteczek, atomów lub jonów do wnętrza innej substancji tworzącej dowolną fazę ciągłą)

np. rozpuszczanie gazów (np. dwutlenku węgla, składników powietrza) w wodzie.

• Adsorpcja-rozpuszczanie czegoś w warstwie powierzchniowej. (to proces wiązania się cząsteczek, atomów lub jonów na powierzchni lub granicy faz fizycznych, powodujący lokalne zmiany stężenia)

np. pochłanianie zapachów przez filtr węglowy w lodówce lub samochodzie,

ROZPUSZCZANIE

• Rozpuszczanie - ilość związku chemicznego, która tworzy roztwór nasycony w 100 g rozpuszczalnika w określonej temperaturze i ciśnieniu. Rozpuszczalność określa się w tych samych jednostkach jak stężenie, podając dodatkowo warunki.

UKŁADY KOLOIDALNE

• Roztwory właściwe- zwany też roztworem rzeczywistym to układ, w którym cząstki substancji rozproszonej mają rozmiary mniejsze od 1 Nm.

• Roztwór koloidalny – roztwór w którym cząstki substancji mają rozmiary większe od 1 Nm i mniejsze od 100 Nm. Cząstki nie opadają przyczyna są ruchy Browna ( wypadkowa ruchów cząsteczek równa się 0)

• Zawiesiny mikro – roztwór w którym cząstki substancji maja rozmiary większe od 100 Nm i mniejsze od 1000 Nm.

• Zawiesiny makro- roztwór w którym cząstki substancji maja rozmiary większe od 1000 Nm.

1. Warstwa adsorpcyjna – nie równoważą się (-) i (+)

2. Warstwa dyfuzyjna – powoli zbliża się do równowagi (-)(+)

3. Warstewka hydratacyjna – powoduje ze układ koloidalny nabiera stabilności

• Liofilowość – wysoka tendencja do otaczania się warstewka hydratacyjna (cecha niektórych cząstek koloidalnych polegająca na zdolności do adsorpcji na ich powierzchni cząsteczek rozpuszczalnika. Zdolność ta zapobiega sklejaniu się cząstek oraz nadaje trwałość układom koloidalnym.)

• Liofobowość – nie wystepuje warstewka hydratacyjna niższy potenjał elektrokinetyczny (cecha niektórych cząstek koloidalnych polegająca na braku skłonności do adsorpcji na ich powierzchni cząsteczek rozpuszczalnika. Cecha ta oznacza, że układy koloidalne zawierające tego typu cząstki lub cząsteczki łatwo koagulują, gdyż jedynymi siłami separującymi ich fazy są siły odpychające jednoimiennych powierzchniowych ładunków elektrycznych.)

• Koloidy odwracalne-można zmienić ich własności, stan stabilizacji destabilizacji np. galaretka

• Koloidy nieodwracalne- np. szkło wodne

DYFUZJA

• Dyfuzja – zjawisko rozprzestrzeniania się cząsteczek pod wpływem tendencji wyrównywania stężeń. (proces rozprzestrzeniania się cząsteczek lub energii w danym ośrodku (np. w gazie, cieczy lub ciele stałym), będący konsekwencją chaotycznych zderzeń cząsteczek dyfundującej substancji między sobą i/lub z cząsteczkami otaczającego ją ośrodka.)

Po zmieszaniu się substancji gdy powstanie nowe stężenie, zmniejsza się energia.

Jeżeli usunęlibyśmy przegrodę pomiędzy wodorem i dwutlenkiem węgla wcześniej czy później i tak się zmieszają mimo iż jeden jest cięższy.

Jeżeli usuniemy przegrodę nastąpi dyfuzja.

W przypadku rozdzielenia błoną półprzepuszczalna(sito) przechodzić będą cząstki wody a nie cząstki cukru. W tedy cząstki wody będą przechodzić do roztworu bardziej rozcieńczonego. Podniesienie się poziomu C₁ obniży poziom C₂ . Podniesie się różnica ciśnień ∆p w miejscu błonki powstanie ciśnienie π – ciśnienie osmotyczne, a proces to osmoza.

• Osmoza – dyfuzja cząsteczek rozpuszczalnika przez błonkę z roztworu o niższym stężeniu do roztworu o większym stężeniu.( swobodna dyfuzja dowolnego indywiduum chemicznego (jonów lub cząsteczek) z jednego roztworu do drugiego przez membranę półprzepuszczalną.) Jeżeli ∆p= π -> stabilność. Ciśnienie osmotyczne odgrywa ogromna role w swiecie roślinnym :

π: 20-30 atmosfer -> kom. Roślinne.

200-300m słupa wody i dlatego drzewa teoretycznie mogą rosnąć na taka wysokość.

π: 6-7 atmosfer