Wiązanie chemiczne
_ Wiązanie jonowe powstaje między
dwoma atomami, których wzajemna
różnica elektroujemności jest bardzo
duża. Elektrony zamiast się uwspólnić
przeskakują na stałe do jednego z
atomów.
_ Wiązanie wodorowe formalnie rzecz
biorąc nie jest wiązaniem
chemicznym, w tym sensie, że nie
powstaje ono na skutek wymiany
elektronów i jest zwykle dużo mniej
trwałe od "prawdziwych" wiązań.
Wiązanie chemiczne
Wiązania chemiczne można podzielić na kilka
rodzajów:
_ Wiązanie atomowe powstaje między dwoma
jednakowymi atomami (np.: dwoma atomami
wodoru).
_ Wiązanie kowalencyjne powstaje między
dwoma atomami, których wzajemna różnica
ładunku jąder jest bliska 0. Elektrony
uwspólnione tworzące wiązanie są przesunięte w
stronę jednego z atomów, co powoduje, że
wiązanie wykazuje większy ładunek ujemny po
stronie jednego z atomów i mniejszy po stronie
drugiego. Powoduje to, że wiązanie to ma cechy
małego magnesu (tzw. własności dipolowe).
Wiązania kowalencyjne można jeszcze podzielić
na zwykle, w których uwspólniane elektrony
pochodzą w równej liczbie od obu atomów oraz
na wiązania koordynacyjne.
Wiązanie chemiczne
_ Wiązanie jonowe powstaje między
dwoma atomami, których wzajemna
różnica elektroujemności jest bardzo
duża. Elektrony zamiast się uwspólnić
przeskakują na stałe do jednego z
atomów.
_ Wiązanie wodorowe formalnie rzecz
biorąc nie jest wiązaniem
chemicznym, w tym sensie, że nie
powstaje ono na skutek wymiany
elektronów i jest zwykle dużo mniej
trwałe od "prawdziwych" wiązań.
Stan gazowy
_ Faza gazowa przyjmuje kształt pojemnika
w którym się znajduje
_ Właściwości fizyczne gazu słabo zależą
od rodzaju gazu
_ Stan gazowy opisują prawa gazowe
Prawa gazowe
_ Równania stanu gazu doskonałego:
pV=nRT
gdzie:
p - ciśnienie
V - objętość
n - liczność (liczba moli)
R - stała gazowa
T - temperatura
Przypadki szczególne:
Prawo Boyle’a-Mariotte’a (1662 r.)
W stałej temperaturze objętość danej masy gazu
jest odwrotnie proporcjonalna do ciśnienia.
Jeśli, m = const. i T=const. (przemiana
izotermiczna), to
, pV=const.
gdzie:
m – masa gazu,
p –ciśnienie,
V – objętość.
Prawo Charlesa (1787 r.)
Gay-Lussaca (1802 r.)
Wyraża zależność objętości lub ciśnienia gazu od
temperatury, dotyczy dwóch przypadków:
a) przemiana izobaryczna,jeśli m=const. i
p=const.
b) przemiana izochoryczna, jeśli m=const. i
V=const.
Prawo Avogadro (1811 r.)
W jednakowych objętościach różnych
gazów, w tej samej temperaturze i pod
takim samym ciśnieniem znajduje się
jednakowa liczba cząsteczek.
Przedstawione trzy prawa i wyprowadzone z nich wnioski są
słuszne tylko dla gazu doskonałego. W przypadku gazów
rzeczywistych obserwuje się mniejsze lub większe
odstępstwa od tych praw.
W warunkach normalnych: temperatura 0°C (273 K),
ciśnienie 1,01325·105 Pa
(1 atm) objętość molowa gazu doskonałego wynosi:
Vo=22,414 dm3 /mol = 0,0224 m 3/mol).
Prawo Daltona (1803 r.)
Całkowite ciśnienie p mieszaniny (roztworu)
gazów doskonałych równa się sumie ciśnień
cząstkowych p1, p2, ... wszystkich gazów
wchodzących w skład danej mieszaniny: p = p1 +
p2+ ... + pn.
Ciśnienie cząstkowe jest to ciśnienie, jakie
wywierałby dany składnik mieszaniny gazowej,
gdyby sam zajmował taką objętość, jak cała
mieszanina, w tej samej temperaturze.
B. Równanie gazu rzeczywistego
gdzie:
a- stała charakteryzująca oddziaływania van
der Waalsa
b -stała charakteryzująca objętość własną
molekuł gazowych
Stan ciekły
_ stan pośredni między stanem stałym a
gazowym
_ brak równania (typu van der Waalsa)
opisującego ciecze
Stan stały
_ sprężystość
_ kształt geometryczny
_ prawidłowa budowa wewnętrzna
Podział:
-kryształy
-ciekłe kryształy
-szkła
UKŁADY FAZOWE - podstawowe pojęcia
Przemiany fazowe:
_ zmiany stanu skupienia materii lub zmiany struktury
FAZA: jednolita część układu o jednakowych
właściwościach fizycznych w całej masie, oddzielonych
_ od reszty układu wyraźną powierzchnią graniczną
Odmiany alotropowe: odmiany pierwiastka różniące się
budową cząsteczki lub strukturą sieci
_ Odmiany polimorficzne: odmiany zw. chemicznego
różniące się budową sieci krystalicznej
Reguła faz Gibbsa
s = n - f + 2
gdzie:
s - liczba stopni swobody
f - liczba faz
n - liczba niezależnych składników układu
Zależność stężenia roztworu od
temperatury
_ Rozpuszczalność jest to stężenie roztworu
nasyconego. Stężenie to zależy od: rodzaju
rozpuszczalnika (polarny - woda, niepolarny -
heksan), rodzaju substancji rozpuszczonej,
temperatury i ciśnienia.
_ Dyfuzją nazywamy zdolność wędrówki cząsteczek
substancji rozpuszczonych w obrębie roztworu.
Dzięki dyfuzji roztwór bardziej stężony graniczący
z roztworem o niższym stężeniu rozcieńcza się.
_ Osmozą nazywamy zjawisko w czasie, którego
składniki roztworu dyfundują przez membranę
(błonę).
_ Ciśnienie osmotyczne nazywa się ciśnienie
hydrostatyczne potrzebne do uniemożliwienia
przenikania rozpuszczalnika (wody) przez
membranę.
_ Roztwory wykazujące identyczne ciśnienie
osmotyczne nazywamy roztworami
izoosmotycznymi.
Prawo Raulta
Prawo określające ilościowe podwyższenie
temperatury wrzenia lub obniżenia temperatury
krzepnięcia roztworów podane zostało przez
Raoulta
gdzie: E – wielkość stała
n – licza moli substancji rozpuszczonej
R – ilość rozpuszalnika wyrażona w gramach
Elektrolity są to związki chemiczne, które
rozpuszczone w wodzie nadają jej zdolność
przewodzenia prądu.
Elektrolity są to związki chemiczne, które
rozpuszczone w wodzie nadają jej zdolność
przewodzenia prądu.
Dysocjacją elektrolityczną nazywamy rozpad
cząsteczek na jony.
NaCl = Na+ + Cl-
Ca3(PO4)2 = 3Ca+2 + 2PO4
-3
Kationy (jony naładowane dodatnio) wędrują do
elektrody naładowanej ujemnie czyli katody.
Aniony (jony naładowane ujemnie) wędrują do
elektrody naładowanej dodatnio czyli anody.
Tlenki
Tlenki to ogólna nazwa nieorganicznych związków
chemicznych, w których występują wiązania
chemiczne między tlenem a innym pierwiastkiem
oraz ewentualnie mogą być wiązania między
dwoma atomami tlenu lub dwoma atomami
drugiego pierwiastka.
Tlenki wykazują też pełną gamę właściwości
kwasowo-zasadowych:
_ tlenki kwasowe - np. dwutlenek węgla czy tlenek
siarki (VI), reagują z wodą i z zasadami
_ tlenki zasadowe - np. tlenki metali I i II grup
głównych, reagują z wodą i z kwasami
_ tlenki amfoteryczne - np. tlenek glinu, nie
reagują z wodą a reagują z kwasami i z zasadami
Teoria Arrheniusa
Zasada według teorii Arrheniusa to związek, który
w roztworze wodnym dysocjuje na aniony
wodorotlenowe OH- i kationy metalu.
NaOH=Na++OH-, Ca(OH)2=Ca+2+2OH-;
Al(OH)3=Al+3+3OHKwas
wg teorii Arrheniusa to związek, który w
roztworze wodnym dysocjuje na kationy wodorowe
i aniony reszty kwasowej.
HCl=H++Cl-; HNO3 = H+ + NO3
-;
H2SO4=2H++SO4
-2; H3PO4=3H++PO4
-3.
Teoria Bronsteda-Lowry’ego
Zasada, wg teorii Bronsteda-Lowry’ego, to każdy
związek chemiczny, który w warunkach danej
reakcji jest akceptorem (czyli inaczej
przyjmującym) kation wodorowy (H + ).
Kwas wg teorii Bronsteda-Lowry’ego, to każdy
związek chemiczny, który w warunkach danej
reakcji jest donorem, (czyli inaczej
dostarczycielem) jonu wodorowego H + .
HA + B → A- + HB+
związek HA jest kwasem, a związek B zasadą
np.
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
HCl jest donorem protonów (kwas Bronsteda) a H2O
jest akceptorem protonów (zasada Bronsteda)
H2O + H2O = H3O+ + OHJedna
cząsteczka wody jest akceptorem protonu
czyli zasadą, a druga donorem czyli kwasem.
Kwas Bronsteda jest związany z odpowiednią
zasadą Bronsteda.
Przykładami takich par sprzężonych kwasów i
zasad są: CH3COO- i CH3COOH; H2SO4 HSO4
-;
HSO4
- i SO4
-2, NH4
+ i NH3.
Związki chemiczne (z wyjątkiem niektórych
bardzo mocnych zasad i kwasów) mogą w
zależności od warunków pełnić rolę kwasu lub
zasady - związki takie nazywa się związkami
amfoterycznymi.
Teoria Lewisa
Zasada to związek, który jest donorem
(dostarczycielem) w warunkach danej reakcji
pary elektronowej, więc kwas jest
akceptorem pary elektronowej).
Definicja Lewisa obejmuje też związki, które
zachowują się jak kwasy, bo mają silny
deficyt elektronów, mimo są w ogóle nie
posiadają w swojej strukturze atomu wodoru
Cr+3 + 6F- → CrF6
-3
kwas Lewisa zasada Lewisa
AlCl3 + Cl- → AlCl4
-
Elektrolity mocne to te, których wszystkie cząsteczki
przy rozpuszczaniu rozpadają się na jony.
Elektrolity słabe ulegają dysocjacji w mniejszym
stopniu, to znaczy, są tylko niewielki ułamek
cząsteczek ulega rozpadowi na jony, reszta pozostaje
w roztworze pod postacią cząsteczek
niezdysocjowanych.
Stopień dysocjacji a określa stosunek liczby
cząsteczek dysocjowanych do pierwotnej liczby
cząsteczek niezdysocjowanych, które istniały przed
procesem rozpuszczenia:
Stopień dysocjacji zależy od: rodzaju elektrolitu,
rodzaju rozpuszczalnika, temperatury stężenia (im
mniejsze stężenie tym większy stopień dysocjacji).
Sole
Sole są to związki chemiczne o ogólnym
wzorze:
MnRm
gdzie: M – metal
R – reszta kwasowa
Sole są związkami stałymi, maja budowę
krystaliczną. W węzłach ich sieci znajdują się
kationy metali i aniony reszt kwasowych. Jak
wszystkie związki jonowe w stanie stopionym
przewodzą prąd elektryczny. Sole są
mocnymi elektrolitami.