1.Układ okresowy pierwiastków:
jest to tabela obejmująca wszystkie pierwiastki uporządkowane według wzrastającej liczby atomowej (D.I. Mendelejew, 1869r.; L. Meyer, 1870r.).Pionowe kolumny tablicy (grupy) zawierają pierwiastki o zbliżonych właściwościach fizycznych i chemicznych; a przesuwając się w rzędzie poziomym (okresie) od pierwiastków grupy 1 i 2 oraz od 13 do 17, czyli w obrębie grup głównych, stopniowo zmieniają się właściwości pierwiastków z metalicznych na niemetaliczne. Pierwiastki 18 grupy to gazy szlachetne. W grupach głównych: pierwszej i drugiej (blok s) atomy zawierają jeden lub dwa elektrony walencyjne (s) zgodne z numerem grupy, a w grupach 13 do 18 (blok p) atomy pierwiastków tych grup zawierają na ostatniej powłoce ilość elektronów walencyjnych równą cyfrze jedności w numerze grupy (trzy do ośmiu).

Pierwiastki grup 3 do 12(metale), to pierwiastki przejściowe, inaczej grup pobocznych, których elektrony walencyjne znajdują się na podpowłoce ns i (n-1)d. Pierwiastki te należą do bloku d i są metalami. Z układu okresowego wydzielono dwie grupy pierwiastków: lantanowce i aktynowce. Pierwiastki te tworzą blok f. Ich wyodrębnienie z układu okresowego zmniejsza jego rozmiary. Pierwiastki te to metale, które najczęściej występują na +3 i +4 stopniu utlenienia. Grupy oprócz numerów posiadają nazwy, które tworzy się od pierwiastka o najmniejszej liczbie atomowej (wyłączając wodór) w obrębie danej grupy, np. fluorowce to pierwiastki F, Cl, Br, I, At, a chlorowce to Cl, Br, I, At.

W oparciu o doświadczalne wyznaczanie różnic w elektroujemności L. Paulinga ustalił względną skalą elektroujemności. Metalom, których cechą szczególną jest tendencja do oddawania elektronów i tworzenia dodatnich trwałych jonów, przypisał niskie elektroujemności (od 0,7), a niemetalom, które posiadają tendencję do przyciągania elektronów – wysokie elektroujemności (do 4 dla fluoru). Elektroujemność pierwiastków jest miarą zdolności przyciągania wiążącej pary elektronowej przez atomy w wiązaniu kowalencyjnym. Wartości elektroujemności pozwalają przewidzieć rodzaj wiązania chemicznego łączących się atomów pierwiastków.

Z rysunku wynika, że najniższą elektroujemność mają pierwiastki położone w lewym dolnym rogu układu okresowego, są to aktywne metale. Aktywne metale znajdują się w prawym górnym rogu; najbardziej reaktywnymi niemetalami o najwyższej elektroujemności są: fluor i tlen. Im wyższe różnice w elektroujemności łączących się atomów, tym większy jest udział wiązania jonowego w utworzonej przez te atomy cząsteczce.

W tabeli pogrubiona linią rozdzielono metale od niemetali. Leżące w pobliżu tej linii takie pierwiastki jak Ge, As, Sb, Si, Te wykazują właściwości pośrednie między metalami a niemetalami. Właściwością, która powtarza się okresowo w układzie okresowym jest wartościowość pierwiastka. Mendelejew stworzył prawo okresowości i własności chemicznej: jeżeli pierwiastek ułoży się zgodnie z rosnącą masą atomową to ich właściwości powtarzają się w sposób okresowy. Wodór ma własny okres.

~ metale – pierwiastki elektrododatnie

~niemetale – pierwiastki elektroujemne.

Jeżeli robi się przekątną od Boru do Astatu, to to co jest po lewej stronie to metale, a po prawej niemetale. Amfoteryczne – zachowują się w zależności od warunków jak metale lub niemetale.Im bardziej na lewo metal jest silniejszy. Wartości metaliczne rosną w miarę wzrostu grupy (pionowo).

Kwas tym mocniejszy im bardziej po lewej stronie (z zasadami odwrotnie).

Pierwiastki powyżej liczby atomowej 83 (od bizmutu) są promieniotwórcze. Te za uranem w ogóle nie występują w stanie wolnym w przyrodzie.Wartościowość względem tlenu pierwiastków rodzin głównych rośnie w miarę wzrostu grupy i maksymalnie przyjmuje nr. grupy.Np. Li₂O, BeO, B₂O₃,

♦Prawo proporcji wielokrotnej – jeżeli 2 pierwiastki tworzą dużą liczbę związków chemicznych, to ilości pierwiastka przypadające na stałą ilość pierwiastka drugiego tworzą szereg arytmetyczny, w którym każdy wyraz jest krotnością pierwszego wyrazu w tym szeregu.

♦ Prawo proporcji prostej – pierwiastki w związku łączą się ze sobą w ściśle określonych stosunkach wagowych (każdy związek chemiczny ma stały i niezmienny skład ilościowy).

2. BUDOWA ATOMU

Planetarny moduł atomu został stworzony przez Rutherforda w 1912r jako konsekwencje doświadczeń prowadzących przez Geigera i Morsdena, które wykazały, że prawie cała masa atomu skupiona jest w dodatnio naładowanym jądrze. Przyciąga ujemnie naładowane elektrony za pośrednictwem sił elektrostatycznych. Rutherford uważał, że elektrony w podobny sposób tak jak planety wokół Słońca krążą po orbitach wokół jądra.

Cała masa atomu skupiona jest w dodatnio naładowanym jądrze. Przyciąga ono ujemnie naładowane elektrony za pośrednictwem sił elektrostatycznych. Protony mogą znajdować się w jądrze (są ładunkami jednoimiennymi), bo w jądrze znajdują się siły jądrowe, które równoważą siły 92 ładunków jednoimiennych.

Ważne liczby:
e=1,6*10^-19C

Mp=1,673*10^-27kg

Mn=1,67573*10^-27kg

Me=9,1066*10^-31kg= 1/1840 mp lub me

*średnica jądra atomowego 10^-15-10^-14m

*średnica atomu 10^-11-10^-10m

*średnica jądra 1/10000 średnicy atomu

*gęstość jądra 10¹⁴g/cm³

Każdy pierwiastek składa się z atomów. Atomy zbudowane są z jądra atomowego i elektronów znajdujących się na powłokach elektronowych otaczających dodatnio naładowane jądro. Atomy są elektrycznie obojętnie: tyle ładunków dodatnich (protonów) zawiera jądro, ile ujemnych elektronów znajduje się wokół jądra. Promień atomu jest rzędu 10-¹⁰ m, a promień jądra atomowego – rzędu 10^-15 m. Znaczy to, że w niewielkim objętościowo jądrze atomowym skupiona jest prawie cała masa atomu o olbrzymiej gęstości. Gdybyśmy bilion razy powiększyli atom, to jądro atomowe miałoby promień długości około 1 mm, a wielkość promienia atomu wynosiłaby 100 m.

Elektrony wykazują dwojaki charakter: korpuskularny i falowy. Falowy charakter elektronów można stwierdzić obserwując dyfrakcję (ugięcie) strumienia elektronów przy przejściu przez szczelinę. Elektrony zmieniają energię nie w sposób ciągły, ale porcjami zwanymi kwantami. Energia elektronu jest więc kwantowa. Wielkość energii zależy od odległości elektronu od jądra atomowego, stąd elektrony mogą występować na ściśle określonych poziomach energetycznych.

Do ustalenia budowy atomu posłużyły postulaty Nielsa Bohra (1913 r.) :

-elektron w atomie porusza się po ściśle określonych torach (orbitach) nie emitując energii.

-Elektron przechodząc z orbity o energii wyższej, na tor o energii niższej i mniejszym promieniu wydziela kwant energii w postaci promieniowania elektromagnetycznego.

W przypadku elektronu kwantowaniu podlega pięć parametrów jego ruchu: -energia, -kręt orbitalny (orbitalny moment pędu),-orientacja przestrzenna krętu orbitalnego, -kręt wewnętrzny zwany spinem, -orientacja przestrzenna spinu.

Liczba Avogadra – mówi ile jest atomów i cząsteczek w pierwiastku; jest to liczba stałą.

Reguła wśród jąder atomowych:

*lżejsze jądra są generalnie trwałe, przy prawie różnych liczbach protonów i neutronów

*ze wzrostem liczby atomowej- odpychanie elektrostatyczne staje się siłą dominującą

*jądro z parzystą liczbą protonów lub neutronów (lub obu) są generalnie bardziej stabilne niż te, w których występują nieparzyste liczby nukleonów

Izotopy:

Są to odmiany pierwiastków, których atomy mają taką samą liczbę atomową, lecz różnią się liczbą neutronów w jadrze. Różne izotopy tego samego pierwiastka, podobne, ale się różnią (cyna ma 10 trwałych izotopów). Oprócz trwałych izotopów są też nietrwałe promieniotwórcze. Niektóre w naturze, niektóre w sposób sztuczny w akceleratorach cząstkach lub reaktorach atomowych. Wiele izotopów promieniotwórczych wykorzystuje się w badaniach chemicznych i biochemicznych oraz w diagnostyce medycznej.

Promieniotwórczość

Rozpad promieniotwórczy-zjawisko spontanicznej przemiany jądra atomowego danego izotopu w inne jądro. Podstawową własnością rozpadu jest brak wpływu fizykochemicznych czynników zewnętrznych na proces

Typy rozpadu

* Rozpad α – przemiana jądrowa, w której emitowana jest cząstka α . W wyniku tej reakcji liczba atomowa pierwiastka maleje o 2, a masowa o 4; jest charakterystyczny dla jąder ciężkich. W rozpadzie α , cząstka α formuje się już w jądrze, ulegają mu atomy o liczbie masowej > niż 82

* β

-β minus – z jądra emitowany jest elektron (negaton)i antyneutrino elektronowe, liczba atomowa nowo powstałego jądra jest o jeden większa od Z jądra macierzystego. Liczba masowa jądra A nie ulega zmianie. Wyrzucenie z jądra lekkiej cząsteczki β prowadzi do przekształcenia protonu w neutron.

-β plus – z jądra emitowany jest pozyton i neutrino elektronowe, liczba atomowa nowego jądra jest o jeden mniejsza niż Z jądra macierzystego, liczba masowa A nie ulega zmianie.

* γ- przemiana jądrowa podczas której emitowane jest tylko promieniowanie γ , a nie są emitowane inne. Do emisji gamma dochodzi, jeśli energia wzbudzenia jądra atomowego jest mniejsza od energii wiązania ostatniego nukleonu. Jest wysokoenergetyczną formą promieniowania elektromagnetycznego; emitowane jest podczas przejścia jądra ze stanu wzbudzonego do stanu podstawowego, albo stanu o niższej energii, więc pojawia się gdy jądro pochodne otrzymane w wyniku przemiany α lub β znajduje się w stanie wzbudzonym. Polega na emisji kwantu energii hν, przy czym jądro ze stanu wzbudzonego przechodzi w stan o energii niższej

ROZPAD PROMIENIOTWÓRCZY- rozpad statyczny- nie ma niczego w jądrze, co przewidziałoby,kiedy ulegnie rozpadowi
CZAS POŁOWICZNEGO ROZPADU (okres połowicznego zaniku)- prawdopodobieństwo rozpadu w określonym przedziale czasowym.

Pierwiastki powyżej bizmutu ta promieniotwórcze.

PARAMAGNETYKI

-W materiałach paramagnetycznych gdy nie ma zewnętrznego pola magnetycznego,atomy mają różny od zera moment magnetyczny. Na skutek ruchów termicznych cząstek ich momenty magnetyczne są zorientowane w sposób nieuporządkowany

-Atomy cząstki i ciała stałe w których występują niesparowane elektrony,są wciągane w pole magnetyczne, właściwość tę nazywamy paramagnetyzmem

-Do paramagnetyków należą m.in.: tlen,tlenek azotu, glin, platyna, potas, sód , magnez, wapń

DIAMAGNETYKI

-są to gazy , ciecze oraz ciała stałe złożone z atomów nie mających stałego momentu magnetycznego(spin całkowity=0)

-Idealny diamagnetyzm wykazują nadprzewodniki, których wnętrze jest całkowicie izolowane od zewnętrznego pola magnetycznego

REGUŁY

-Zakaz kwantowy – elektron w atomie w stanie niepobudzonym może mieć tylko taką energię, która określona jest kombinacją 4 liczb kwantowych.

-Zakaz Pauliego – nie może być w atomie 2 elektronów o takich samych wartościach 4 liczb kwantowych.

*Reguła Hunda – tzw. Reguła maksymalnej różnorodności, w ramach każdej podpowłoki kolejne elektrony zapełniają najpierw pojedyncze orbitale a dopiero później dopełniają je kolejno elektrony o przeciwnej orientacji spinu.

Rozpad promieniotwórczy

-główna liczba kwantowa n- 1,2,3… określa odległość od jądra, w jakiej najbardziej prawdopodobne jest znalezienie e-
-poboczna liczba kwantowa l- może przyjmować wartości od 0 do 1. Określa całkowity moment pędu elektronu i jego ruchu wokół jądra

-magnetyczna liczba kwantowa m- może przyjmować wartości ujemne od –l do l. określa kierunek obrotu elektronu wokół jądra

-e- -poza liczbami kwantowymi opisywany jest przez liczbę kwantową, zwiany z pewną właściwością wewnętrzną o nazwie spinu. Spin związany jest z momentem kątowym ruchu e- wokół jego osi i z momentem magnetycznym kierunku spinu e-.

Funkcje materialne odpowiadające orbitom atomowym można zapisać jako iloczyn dwóch czynników radialnej funkcji falowej opisującej z ? e- w zależności od jadra i kątowej funkcji falowej i w ?

*atomy, cząstki i ciała stałe, w których występują niesparowane elektrony, są wciągane w pole magnetyczne, są to paramagnetyki

*efekty magnetyczne pochodzące od elektronów sparowanych wzajemnie się wznoszą. Substancje wypychane z pola magnetycznego są to diamagnetyki

HYBRYDYZAJCJA ORBITALI ATOMOWYCH

Wszystkie orbitale muszą być jednocenne, aby atom wiązał się z innym. Każdy atom przyjmuje od innego atomu elektrony o przeciwnym spinie- tylko pod warunkiem mogą się połączyć. energia swobodna musi być mniejsza niż energia sumaryczna substratów. Oznacza to, że powstaje stała postać (powłoki walencyjne muszą być pełne)

3.WIĄZANIA WEWNĄTRZCZĄSTECZKOWE
*wiązanie jonowe (elektrowalnencyjne/ heteropolarne) pomiędzy pierwiastkiem metalicznym (elektrododatni) i niemetalicznym (elektroujemny)

Na- 3 powłoki, 1e- na powłoce walencyjnej, oddaje swój elektron

Cl- 7e- na powłoce walencyjnej

Następuje przeskok z e- z powłok z jednego atomu na drugi atom. Staje się układ jonowy

Na- kation (1 proton więcej niż elektron)
Cl- anion (1 proton mniej niż elektron)

Przyciąganie się dwóch ładunków elektrostatycznych różnoimiennych, opisana jest przez siłę F=ek*eA/r²

Kryształy jonowe:

-w stanie ciekłym i stopionym przewodzą prąd, a w stanie stałym nie

-wykazują bardzo wysokie temperatury wrzenia i topnienie np. sól dodaje się do wody, żeby była wyższa od temp wrzenia

*wiązanie atomowe (kowalencyjne) tworzą dwa atomy jednakowe- niespolaryzowane (nie ma różnicy elektroujemności). Jest to uwspólnienie pary elektronowej, który każdy z nich daje jeden elektron. Bardzo mocne wiązanie między dwoma niemetalami.

Tlen O- potrzebuje dwóch elektronów (w cząsteczce dwie pary elektronowe)

Azot N- potrójne wiazanie (5e- na ostatniej powłoce)

Węgiel C- cztery pary elektronowe- uwspólnienie występuje w postaci diamenty- najtwardszy materiał- wynika z tego, że każdy węgiel w strukturze związany 4e-. budowa bardzo symetryczna

-spolaryzowane- niemetale o różniej elektroujemności. Cechą charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego. Cząsteczki z wiązaniami kowalencyjnymi spolaryzowanymi wykazuje biegunowość. W cząsteczkach tych można wyróżnić biegun dodatni i ujemny. Przykładem może być kw. chlorowodorowy. Wspólna para elektronowa w cząsteczce HCl jest silniej przyciągana przez atom chloru niż przez atom wodoru, jest wiec przesunięta w kierunku atomu chloru HCl

Inaczej deformacja atomów- polaryzacja:

Czynna β- zdolność do deformowania innych jonów. Wodór. Zależy wprost proporcjonalnie od potencjału jonizującego (im większy potencjał jonizujący tym większa polaryzacja czynna, a polaryzacja bierna- mniejsza)

Bierna α- zdolność do deformowania się powłok pod wpływem innych jonów. Im większy potencjał bierny tym polaryzacja mniejsza.

Polaryzacja jonowa- stopniową zmianę wiązania od jonowego lub atomowego można tłumaczyć opierając się na polaryzacji. Polega na działaniu pola elektrycznego jednych jonów na powłokę elektronów jonów sąsiednich

Β̴ φ φ- potencjał jonizacyjny

α ̴ 1/φ φ- ładunek kationu/ promień kationu

wiązanie kierunkowe- rozwija się w tym samym kierunku, w którym rozwija się elektron.

Kierunkowość wiązania atomowego zależy jaki elektron bierze udział w wiązaniu atomowym

-niespolaryzowane- występują między dwoma atomami tego samego pierwiastka w cząsteczkach, które nie zawierają oprócz tego innych atomów. Tego rodzaju wiązania nie są spolaryzowane. Wspólna para elektronów nie jest przesunięta w stronę żadnego z atomów. Wiązania takie nazywa się czasami "atomowymi".

-koordynacyjne (semipolarne)- wiązania koordynacyjne tym różnią się od wiązania atomowego lub atomowego spolaryzowanego, że para elektronowa tworząca wiązanie oddawana jest przez jeden atom z dwóch łączących się atomów. Przykładem jest tworzenie się jonu amonowego Azot w cząsteczce amoniaku mający wolną parę elektronową przyłącza (dokoordynowuje) do niej jon wodorowy. Sposób powst. tego wiązania jest inny niż trzech pozostałych wiązań między atomami wodoru z azotem, w który każdy atom wodoru oddaje do wiązania jeden własny elektron. Po utworzeniu jednak wiązania koordynacyjnego wszystkie cztery atomy wodoru w jonie amonowym stają się równocenne.

Związki koordynacyjne (zw. kompleksowe, kompleksy) – połączenia w których występują wiązania koordynacyjne

Ligandy – cząsteczki koordynowane np. NH₃,H₂O,CO,jony CL^-,OH^-

Akceptor – przyjmuje pary elektronowe np. BF₃, jony metali Ag⁺,Cu²⁺

Liczba koordynacyjna akceptora – liczba par elektronowych przyjętych przez akceptor podczas tworzenia kompleksu, zwykle wynosi 2,4,6,8

*wiązanie metaliczne- dwa metale. W krystalicznej powłoce kationy metali, pomiędzy nimi- gaz elektronowy.

Nie jest zachowane prawo proporcji prostych( jedyne wiązanie). Metale odbijają światło- wolne elektrony maja na to wpływ. O ilości połączonych metali decyduje czynnik geometryczny struktury metalicznej. Duże różnice energii wiązań metalicznych. Np. temperatura topnienie Hg 39, W 3370

pojęcie stosowane jest dla scharakteryzowania wiązania chemicznego istniejącego pomiędzy atomami metalu w stanie stałym kiedy mamy do czynienia z tzw. Siecią metaliczną. Tworzy s i to wiązanie pod wpływem elektrycznego przyciągania między jądrami atomowymi i swobodnie poruszającymi się elektronami pochodzącymi z zewnętrznych powłok elektronowych atomów. Wytwarza się układ, w którym dodatnio naładowane jony metali zwane zrębami atomowymi otoczone są swobodnie przesuwającymi się elektronami, nazwanych gazem elektronowym. Przykładem jest sieć krystaliczna metalicznego litu w której każdy atom litu otoczony jest przez osiem innych atomów tego samego pierwiastka co oznacza, że na jeden elektron walencyjny atomu litu przypada osiem atomów sąsiednich.

4.WIĄZANIA MIĘDZYCZĄSTECZKOWE

*Van der Vaalsa- są wynikiem wzajemnego oddziaływania elektronów i jąder w cząsteczkach, polegają one na przyciąganiu się szybkozmiennych albo inaczej falujących dipoli. W wyniku ruchu elektronów walencyjnych gęstość ładunku ujemnego na zewnętrznej powłoce atomów ulega szybkim fluktuacjom wzbudzając podobną fluktuację w powłoce walencyjnej sąsiednich atomów. Powstają szybko zmienne dipole, które wzajemnie przyciągają się zwiększając, w miarę zbliżania się, wzajemną polaryzację elektronową. Siły van der Waalsa są stosunkowo małe w przypadku małych cząsteczek, ale przypadku dużych cząsteczek mogą nawet przewyższać siły wiązania chemicznego np., w smarach

-siły orientacji- działają między dwoma dipolami trwałymi lub między jonem i dipolem trwałym. Orientuje się w przestrzeni w taki sposób, aby ładunki różnoimienne znalazły się blisko siebie

Dipol a dipol f=u₁*u₂/r²

Dipol a jon f=u*E/r³

-siły indukcji- dipol trwały a dipol indukowany oraz jonem i dipolem indukowanym

Dipol trwały i dipol indukowany f=α*u²/r⁷

Jon i dipol indukowany f=α*e²/r⁵

-siły dyspersji- charakter elektrodynamiczny, wynikają z ruchu wirowego według własnej osi. Jeden w kierunku zegara, drugi w przeciwnym. Powodują chwilowe inne rozłożenie w atomie f=α²/r²

*wiązanie wodorowe (protonowe/ mostek wodorowy) nie jest wiązaniem wewnątrzcząsteczkowym. Ma charakter elektrostatyczny i kierunkowy.

Ładunek dodatni skupiony przy wodorze, a ładunek ujemny skupiony przy ?

Długość wiązanie jest jest 2 razy dłuższy od wiązania między wodorem w cząsteczce. Powoduje to, że w cząsteczce wody powiązane w grupy cząstek od 2- 40 sztuk. Te grupy ciągle się zmieniają. Zmiana ciągle zachodzi

5. REAKCJE CHEMICZNE

Reakcja chemiczna to proces, w których następuje zerwanie wiązań w substratach, przegrupowanie atomów, utworzeniu nowych wiązań czego efektem jest powstanie produktów, które mają zupełne inne właściwości niż substraty, z których powstały. Bardzo często towarzyszą temu zmiany powłoki walencyjnej.

Prawo zachowania materii, prawo zachowania masy i prawo zachowania energii. Reakcja musi być zbilansowana.

Prawo proporcji wielokrotnych i stałości składu

Prawo Avogadra (stosunków objętościowych)

Prawo proporcji stałych.

1)ze względu na schemat reakcji

Jest to podział, który za podstawę klasyfikacji bierze wielkość i rodzaj reakcji cząsteczek produktów i suibstratów. Wegług tego schematu reakcje dzieli my na reakcje: syntezy, analizy i wymiany.

Reakcja syntezy- substaty łączą się ze sobą dając produkt o innych właściwościach, który zawiera wszystkie atomy zawarte w substratach. S+O₂>SO₂. Bardzo dobrym przykładem syntezy jest reakcja polimeryzacji

Reakcja rozkładu-zwane reakcjami analizy- substrat rozkłada się na składniki prostsze, atomy lub cząsteczki o innych właściwościach, pod wpływem różnych czynników, np. dysocjaja termiczna (rozkład pod wpływem ogrzewania) CaCO₃+Q>CaO+CO₂, fotolizy (światło) 2AgCl→2Ag+Cl₂, promieniowanie jonizujące (reakcje radiolizy) O₂+γ→O+O⁺+e- O₂+O→O₃

Reakcja wymiany- substraty wymieniają między sobą poszczególne atomy lub grupy atomów,

Pojedynczej- tylko jeden rodzaj składników ulega wymianie np. SiO₂+2Mg>Si+2MgO

Podwójnej- wymieniają się kationy i aniony (miareczkowanie)

2)ze wzg na efekt energetyczny zaliczamy reakcje egzo- i endotermiczne.

R. egzotermiczne- to reakcje, podczas, których powstają produkty o mniejszej energii wewnętrznej niż suma energii wewnętrznej substratów. Część energii wydziela się w postaci ciepła: C+O₂>CO₂+394[kJ/mol]

R. endotermiczna- to reakcje, podczas których ciepło jest pobierane z otoczenia (dostarczanie energii) CaCO₃+Q→CaO+CO₂

3)ze wzg na wymiane elektronów między atomami

Reakcje, w których występuje wymiana elektronów między reagującymi substancjami, czyli zmiana stopni utlenienia atomów, są reakcjami oksydacyjno-redukującymi, tzn. że w reakcjach utlenienia nie musi uczestniczyć tlen. Stopień utlenienia atomu w związku chem. obliczamy przyjmując zgodnie z rzeczyw. że stopień utlenienia tlenu wynosi wodoru +1. Atomy lub cząsteczki pierwiastka w stanie wolnym(N₂,O₂,H₂,S) mają zerowy stopień utlenienia. Suma stopni utlenienia wszystkich atomów tworzących cząsteczkę związku chemicznego musi być równa zero. Suma stopni utlenienia atomów tworzących jon jest równy jego aktualnemu ładunkowi. Liczba elektronów oddawanych przez jeden z substratów zwany reduktorem(utlenia się) jest równy liczbie e pobieranych przez drugi substrat zwany utleniaczem(redukuje się). FeSO₄+KMnO₄+H₂SO₄>K₂SO₄+MnSO₄+Fe₂(SO₄)₃+H₂O

2Fe⁺²-2e>2Fe⁺³/x5 ; Mn⁺⁷+5e>Mn⁺²/x2

10FeSO₄+2KMnO₄+8H₂SO₄>K₂SO₄+

2MnSO₄+5Fe₂(SO₄)₃+8H₂O

4)ze wzg na strukturę fazową substr. i produktów

R. homogeniczne- reakcje, których wszystkie substraty i produkty znajdują się w tej samej fazie, np. reackje w roztworach całkowicie ze sobą mieszających się NaOH+HCl>NaCl+H₂O

R. heterogeniczne- przebiegaja na granicy dwu faz, gdy: *reagujące substraty znajdują się w różnych fazach C_(s)+C_2(g)>CO_2(g)

*powstający produkt jest w innej fazie niż substraty Ag⁺_(c)+Cl^-_(c)>AgCl_(s) *wszystkie reagenty znajdują się w fazie stałej Fe₂O₃+ZnO>ZnFe₂O₄ *wszystkie składniki znajdują się w tej samej fazie, ale reakcje między gazowymi cząst. Przebiegają nie w całej objętości lecz jedynie na powierzchni granicznej innej fazy. Np. N_2(g)+3H_2(g)>2NH_3(g)

5)ze wzg na rodzaj reagentów

R. jonowe- przebiegają przeważnie w roztworach wodnych i innych rozpuszczalnikach polarnych. BaCl₂+H₂SO₄>BaSO₄+2HCl

Ba²⁺+2Cl^-+2H⁺+SO₄^2- >2H⁺+2Cl^-+BaSO₄

Ba²⁺+SO₄^2->BaSO₄

Reakcje jonowe przebiegają bardzo szybko , zwłaszcza wtedy gdy nie następuje wymiana elektronów między reagującymi atomami.

R. cząsteczkowe- przebiegają przeważnie w fazie gazowej, rzadziej w roztworach rozpuszczalników niepolarnych. Są one dość powolne. Np. 2SO₂+O₂>2SO₃

R. rodnikowe- zachodzą wtedy gdy proces wstępny jest wywoływany rozbieciem trwałej cząsteczki na nietrwałe rodniki. Np. reakcja fotosyntezy chlorowodoru. Cl₂+H₂→2HCl Reakcja przebiega etapowo ale błyskawicznieCl₂→2Cl, H₂→2H- reakcje tworzenia rodników. Wchodzą one w obojętne reakcje Cl+H₂→HCl+H, H+Cl₂→HCl+H- są to reakcje rodnikowe. Jak to wszytsko przereaguje to zachodzi proces rekombinacji rodników H+Cl→HCl

6)ze wzg na odwracalność r.

Reakcja nieodwracalna- kiedy to powstałe produkty nie reagują z sobą, w praktyce chemicznej nie występują reakcje całkowicie nieodwracalne. W zapisie równania reakcji nieodwracalnej zamiast znaku równości stosuje się strzałki. To, że reakcja jest nieodwracalna można przewidzieć za pomocą jej objawów, mianowicie:*powstaje nierozpuszczalny produkt (wytrącenie osadu)*wydziela się gaz*powstaje słabo zdysocjowany produkt np. woda w reakcja zobojętniania. Np.

4Al+3O₂>2Al₂O₃ ; Si+O₂>SiO₂

Reakcje odwracalne- kiedy powstałe w reakcji (reakcji prostej) produkty reagują z sobą odtwarzając substraty (reakcja odwrotna), w tego typu równaniach reakcji stosuje się strzałki dwustronne lub dwie strzałki o przeciwnych kierunkach. Każda reakcja chemiczna w większym lub mniejszym stopniu jest odwracalna. Np. H₂+J₂>2HJ

6.ROZTWÓR WŁAŚCIWY

Mieszanina jednorodna dwóch substancji, z których jedna jest rozpuszczalnikiem, a druga substancją rozpuszczoną
*mieszanina jednorodna- gołym okiem lub przy pomocy prostych przyrządów nie da się rozróżnić składników ( roztwory z kationami 2M)
*mieszanina niejednorodna- widzimy składniki gołym okiem (woda i olej).
roztwór koloidalny- mają ściśle określoną wielkość cząstki koloidalnej
Roztwór właściwy dzielimy na:
*elektrolity- substancje po rozpuszczeniu w rozpuszczalniku polarnym wody rozpadają się samorzutnie na jony (dysocjują)
*nieelektrolity- substancje po rozpuszczeniu w wodzie nie dysocjują.

Warunkiem przewodzenia prądu- jony przewodzą ładunki elektryczne.
Elektrolity można rozróżnić mierząc temperaturę wrzenia (wysokie) i temperatury krzepnięcia (niskie) niż w roztworze nieelektrolitów. Nie da się w roztworach nieelektrolitu określić temperatury wrzenia i krzepnięcia

ELEKTROLIZA- proces płynięcia prądu w elektrolitach
anoda- elektroda- zachodzi proces utleniania

Katoda- proces redukcji, rozładowywują się kationy. Zachodzi proces redox

*elektrolity mocne- bardzo dobrze przewodzą prąd (sole rozpuszczalne, mocne kwasy, zasada potasowa i sodowa)
*elektrolity słabe- kwas glinowy H₂S, słabe kwasy (H₂CO₃), słabe zasady (HNO₃)

Przykłady elektrolitu: substancja rozpuszczona, roztwór zasady sodowej

HYDRATACJA (uwodnienie) – reakcja chemiczna polegająca na przyłączaniu cząsteczki (lub cząsteczek) wody do cząsteczki związku chemicznego. Jest to szczególny proces solwatacji, w którym jony otaczane są przez cząsteczki wody, przy czym jest ona przyłączana w całości (nie powstają dodatkowo produkty uboczne). Następuje on w wyniku oddziaływania jonów z dipolami wody. Zazwyczaj jest to proces egzoenergetyczny.

DYSOCJACJA

Do wody wrzucamy sól, która się rozpuszcza (dysocjacja). Rozpuszczanie- rozpad substancji, oderwanie jonów z sieci krystalicznej. Hydratacja tych jonów (tworzenie wiązań jonowo- dipolowych, jony otaczają się cząsteczkami wody).

Względna przenikalność elektryczna jest bardzo ważna, gdyż wpływa na zmniejszenie oddziaływań miedzy jonami reagującymi z wodą, dlatego łatwo je oderwać od kryształu.

Względna przenikalność elektryczna wody= 81
F=ek*ea/r²*wzg.przen.

NaCl→Na++Cl- Na+*6H₂O Cl-*4H₂O

Rozerwaniu ulega wiązanie najbardziej biegunowe
kwas H-O-N-O₂ miedzy H a O najbardziej biegunowe, ponieważ jest duża różnica elektroujemności
zasada Na-O-H między Na a O
sole Na-O-NO₂ między Na a O

Al(OH)₃ wszystkie równania są równocenne
H₃AlO₃- w środowisku metalu zachowuje się jak niemetal, w środowisku niemetalu jak metal

CuSO₄↔Cu²⁺+SO₄^2- zachodzi dysocjacja i molaryzacja w tych samych warunkach.
Im większe stężenie tym dysocjacja słabsza.

Stała dysocjacji K=[Cu²⁺][SO₄^2-]/CuSO₄

Stopień dysocjacji α=Cd/Co Cd-zdysocjowane Co- początkowe
*jeżeli mocny elektrolit α>30%
*jeżeli średni elektrolit 2%<α<=30%
*jeżeli słaby elektrolit α<= 2%

Stopień i stała dysocjacji zależą od:
*natury substancji rozpuszczonej (jakie wiązania jakim elektrolitem jest)
*natura rozpuszczalnika (jaką wielkość względnej przenikalności elektrycznej posiada rozpuszczalnik)
*temperatura (wzrost temperatury przyspiesza szybkość reakcji; podniesienie temperatury reakcji o 10 stopni powoduje dwukrotne przyspieszenie reakcji).

Hydratacja jonów- egzotermiczny
Oderwanie jonów- endotermiczny.

Dysocjacja jest procesem samonapędzającym się

-stężenie elektrolitu (zależność odwrotnie proporcjonalna)- im wyższe stężenie elektrolitu tym dysocjacja przebiega gorzej

H₃PO₄↔H++H₂PO₄- k₁=7*10^-3

H₂PO₄^-↔H++HPO₄^2- k₂=7*10^-8
HPO₄^2-↔H++PO₄^3- k₃=4*10^-13

Największe stężenie po dysocjacji H₃PO₄ jest H₂PO₄ ^– dlatego w środowisku występują najczęściej

PRAWO ROZCIEŃCZEŃ OSTWALDA

Jest spełnione dla niezbyt mocnych i niezbyt stężonych elektrolitów

K=α²*c/1-α

AB↔A++B-

K=[A+][B-]/[AB]= α*c*α*c/(1-α)*c

Iloczyn jonowy wodny jest wielkością stałą

H₂O↔H++OH-

2H₂O↔H₃O++OH-

K=[H+][OH-]/[H₂O]= 1,8*10^-16

[H+][OH-]=K*[H₂O]= 1,8*10^-16*55,56= 1*10^-14

Hydroliza - reakcja chemiczna polegająca na rozpadzie cząsteczek związku chemicznego na dwa lub więcej mniejszych fragmentów pod wpływem kontaktu z wodą lub parą wodną. W przypadku soli jonowych przez hydrolizę rozumie się zbiór wtórnych reakcji jonów powstałych w wyniku solwolizy tej soli, które niekiedy prowadzą do zmiany pH środowiska. ESTER + WODA → KWAS + ALKOHOL

HYDROLIZA SOLI

Każda sól jest mocnym elektrolitem. Jest to reakcja zachodząca po dysocjacji. Reakcja jonów soli z wodą
*sól słabej zasady mocnego kwasu

pH<7 Kn=KH₂O/Kα kationowa

*mocna zasada slaby kwas

pH>7 Kn= KH₂O/Kk anionowa

*słaby kwas słaba zasada

pH ~7 Kn=Kw/Kα*Kk kationowo- anionowa
*mocny kwas i mocna zasada- nie ulegają hydrolizie

BUFORY- z dwoch substancji. Mieszaniny utrzymujące stałe pH

*jeśli o odczynie zasadowym: slaba zasada i jej sól z mocnym kwasem

*jeśli o odczynie kwasowym: słaby kwas (najczęściej octowy) z mocną zasada (octan sodu)

NH₄OH↔NH₄+ +OH-
NH₄Cl↔NH₄+ +Cl-

Kd=[NH₄+][OH-]/[NH₄OH]=C[OH-]/C₂

[OH]=Kd*C₂/C_s [H+]=10^-14/[OH-]= 10^-14*C_s/Kd*C₂

7.ROZTWÓR KOLOIDALNY

Nie można mówić o rozpuszczeniu, bo wielkość cząstki koloidalnej nie pozwala na rozpuszczenie

10^-9m 10^-7m

Rozpuszczenie ←| koloidy| →

^{roztwór wł. rozproszenie zawiesina}

rozproszenie= faza rozpraszana, faza rozpraszająca

Koloidem nazywamy układ dyspersyjny z fazy rozproszonej i ośrodka dyspersyjnego

*wedlug kryterium stanu rozproszenia (zarówno fazy rozproszonej, jak i ośrodka dyspersyjnego)

Faza rozproszona- gaz, ciecz, ciało stałe

Ośrodek	Faza
Gaz	Gaz	Brak kolidu, gazy mieszają się czasteczkowo
Ciecz	Gaz	Piany (mydlana)
Stałe	Gaz	Piana stała (styropian)
Gaz	Ciecz	Aerozol (mgła, dezodoranty)
Ciecz	Ciecz	Emulsja (farby)
Stałe	Ciecz	Piany stałe, minerały, gips
Gaz	Stałe	Aerozol (kurz, dym z komina
Ciecz	Stałe	Zole (roztwór żelatyny, wodorotlenki)
Stałe	Stałe	Zole stałe (szkło barwione)

*według kryterium stopnia rozdrobnienia fazy rozproszonej
-koloidy monodyspersyjne- cząsteczki fazy rozproszonej mają jedną wielkość cząsteczki

-koloidy polidyspersyjne- cząsteczki fazy rozproszonej mają różne wielkości cząstek w przedziale 10^-9-10^-7

*według kryterium wzajemne powinowactwo między cząsteczkami ośrodka a cząstkami fazy rozproszonej

-koloidy liofilowe- gdy coś innego niż woda jest ośrodkiem; skrobia, białko (hydrofilowe- gdy ośrodkiem dyspersyjnym jest woda)

-koloidy liofobowe- bardzo trwałe, trudno jest zniszczyć warstwę solwatacyjną nie ma powinowactwa (roztwory koloidalne złota, srebra, jodek srebra). Otaczają się cząstkami wody.

OTRZYMYWANIE KOLOIDÓW

*metodą kondensacyjną (otrzymywanie z roztworów właściwych)- metody chemiczne
*metoda dyspersyjną (rozdrabnianie cząstek zawiesin)

Łączenie pojedynczych cząstek lub jonów w cząstki koloidalne

Metody chemiczne, mechaniczne (stosuje się młyny koloidlane, w których umieszcza się zawiesinę i rozdrabnia ją), elektryczne.

Peptyzacja- do cząstek zawiesiny dodaje się elektrolitu. Cząstki elektrolitu przyłączają się do cząstek osadu i rozrywają wiązania wewnątrz cząsteczek.

WŁAŚCIWOŚCI UKŁADÓW KOLOIDALNYCH

*zjawisko Tyndalla- światło na układzie koloidowym ulega rozproszeniu

*poruszają się chaotycznie (ruchy Browna)

*poruszające się cząsteczki nigdy nie opadają bo nie poddają się sile grawitacji
*elektroforeza

BUDOWA CZĄSTKI KOLOIDU LIOFILOWEGO

Liofobowego AgNO₃+KJ→AgJ+KNO₃

*żeby miała ładunek dodatni: stosujemy nadmiar AgNO₃

Granula+ warstwa ruchoma= micella

*żeby miała ładunek ujemny: stosujemy nadmiar KJ

FIZYKOCHEMIA CIAŁA STAŁEGO

1.Większość ciał stałych ma budowę krystaliczną.

Monokryształ- sieć krystaliczna rozciągnięta na całą bryłę

Polikryształ- zbudowany z wielu kryształów

Kryształy izotopowe- wykazują zależność właściwości od kierunku

2.KRYSTALOGRAFIA

*geometryczna- budowa sieci przestrzennych w cząstkach

*strukturalna- prawidłowości w budowie wewnętrznej

*chemiczna- powiązanie właściwości fizycznych i budowy wewnętrznej w zależności od składu chemicznego

3.KONSTRUKCJE SIECI PRZESTRZENNYCH (UKŁADY)
*regularny- wszystkie kąty są identyczne i maja po 90 stopni, sześcian a=b=c α=β=γ=90

*tetragonalny- czworościan a=b+c α=β=γ=90

*romboedryczny, trygonalny a=b=c α=β=γróżne90 (kopnięty sześcian) kalcyt

*jednoskośne a różne od b i różne od c β=γ=90 α=różne90 gips

*rombowy- wszystkie stałe sieciowe różnej długości, Katy proste

α=β=γ=90

*heksagonalny- dwie stałe sieciowe takie same (jedna z odmian kwarcu- beta kwarc, alit- składnik cementu, grafit, cynk, lód)

a=b różne od c α różne od β=90 γ=120

*trójskośny- najmniej symetryczny, stałe sieciowe rózne, nie posiada osi i przestrzeni symetrii

a różne od b i różne od c α różne od β różne od γ

4.TYPY SIECI PRZESTRZENNYCH

14 możliwych typów układów przestrzennych

P- sieci prymitywne

F- komórki centrowane w sieciach

C- komórki centrowane na podstawie

J- komórka przestrzennie centrowana

1-PFJ

2-PJ

3-P

4-P

5-PCFJ

6-PC

7-P

5.KRYSTAROGRAFIA CHEMICZNA- omawia właściwości kryształów w zależności od budowy wewnętrznej, symetrii i wiązań między symetriami.

Największy wpływ na kryształ mają wiązania, które w nim występują

6.PODZIAŁ KRYSZTAŁÓW:

*homodesmiczne- jeden zidentyfikowany rodzaj wiązania ( w sposób sztuczny)

*heterodesmiczny- więcej niż jeden typ wiązania ( w sposób naturalny)

7.GRUPY KRYSZTAŁÓW:

*cząsteczkowe (molekularne)- występują siłami Wan der Walsa., które są słabe. Kryształy molekularne mają niską temperaturę topnienia. Reprezentowane przez związki organiczne i łatwo lotne związki nieorganiczne (amoniak, woda, gazy szlachetne). Najsłabszy kryształ pod względem termicznym i mechanicznym

*atomowe (kowalencyjne)- osadzone przez atomy miedzy nimi silne wiązania atomowe. Wiązanie atomowe jest mocne. Kryształy są bardzo twarde, mają wysoką odporność termiczną (diament- najtwardszy z kryształów). Najmocniejsze kryształy

*jonowe- występują wiązania siłami Kulomba. Wiązania sieci to na przemian jony dodatnie i ujemne. Moc jest porównywalna z atomową. Stosunkowa duża odporność termiczna i mechaniczna. Charakterystyczna cecha: upakowanie, które zapewnia minimalna energię w przestrzeni, najliczniejsza grupa. Wynika z liczby Magnusa ( dopuszczalna liczba koordynacyjna- 12)

*metaliczne- elementy symetrii to metale, znajdują się w węzłach. Porusza się gaz elektronowy, który powoduje określone właściwości kryształów. Gaz elektronowy przyczynia się, że kryształy mają bardzo dobrą przewodność cieplną, elektryczną. Metaliczny połysk. Ogromna zdolność do tworzenia rodzaju układów dwuskładnikowych, które nazywamy roztworami stałymi:

-substytucyjne (ciągłe)- powstają gdy pewna część metalu zostaje zastąpiona innym metalem o podobnych właściwościach. Zastąpienia są przypadkowe, które w pewnych warunkach temperaturowych następuje uporządkowanie tej fazy. Powstaje nadstruktura. Skald ilościowy może być identyczny w obu fazach.

-substrakcyjne- pustowęzłowe. Roztwory, w których jeden z metali nie obsadza wszystkich przynależnych węzłów sieciowych. Prawie każdy metal po stopieniu zwiększa swoją objętość ok. 15%

-śródwęzłowe- najliczniejsza grupa, otrzymujemy dzięki hutnictwie, gaz spalinowy, wchodzą w przestrzenie między węzłami. Powstają węgliki metali, borki metali.

Cechą charakterystyczną struktur metalicznych: łączą się jak chcą, niezgodne ze stechiometrią. Mniej plastyczny. Mają wyższe temperatury topnienia. Połączenie między metalami- inna struktura metaliczna. Prawo własności składu nie działa. Jest najciekawszą grupą.

8.DEFEKT SIECI KRYSTALICZNYCH

Mają ogromy wpływ i znaczenie. Jest bardzo ważne w materiałach.

W każdej sieci krystalicznej są zakłócenia:

*termiczne (energetyczne)- każda sieć pod wpływem podnoszenia temperatury cała sieć zaczyna drgać

*elektronowe- nie w każdej części, z niedoboru lub nadmiaru elektronów w sieci. W półprzewodnikach

*atomowe- wynikają z nieprawidłowości obsadzania węzłów sieci przestrzennych

DEFEKTY:

*punktowe- inne w sieciach jonowych, inne w pozostałych. W jonowych musi być elektroobojętność sieci, zachowany skład stechiometryczny, w pozostałych: brak atomów w węźle sieci

-dodatkowy atom w międzywęźle

-obcy atom w węźle sieciowym( im mniejszy to się przybliżają, im większy to się oddalają

-obcy atom w międzywęźlu

Mamy sieć jonową

Frenkla-podczas krystalizacji powstaje luka, pociąga za sobą kation w międzywęźlu

Schottkiego- kation się nie wbudował, siec usuwa anion

*liniowe- dwa rodzaje dyslokacji

-krawędziowa- buduje się nowa krawędź w krysztale (nowa płaszczyzna sieciowa) ma długość średnicy 10^-4cm

-śrubowa- skręcanie jednej płaszczyzny w śrubę. Mniej próżny niż krawędziowy

*powierzchniowe- 2 przyczyny
-warunki krystalizacji są różne (temperatury są różne)

-ciąg powtarzających się dyslokacji punktowych i liniowych.

Efekt mozaikowy

Im bardziej idealny tym lepsze ma możliwości

KRYSTALOCHEMIA KRZEMIANÓW

Dwa rodzaje minerałów, których jest najwięcej. Podstawą jest czworościan krzemo tlenowy [SiO₄]^-4.

O upakowaniu przestrzeni decyduje:

*r_s=0,39*10^-10

*r_p=1,31*10^-10

*LM= 0,3

*Lk= 4

KRZEMIANY:

*wyspowe- są luzem, nie połączone, wysycają ujemny ładunek krzemo tlenowy. oliwin

*grupowe- czworościany połączone grupami (identyczne jeżeli chodzi o wielkość

[Si₂O₇]^-6

[Si₃O₉]^-6

[Si₄O₁₂]^-8

[Si₅O₁₅]^-10

[Si₆O₁₈]^-12

*łańcuchowe [Si₂O₆]^-4 [Ca₁Mg]Si₂O₆

Diopsydy- minerały pirokseny

*pasmowe- dwa łańcuchy (amfibole) lub stęga

[Si₄O₁₁]^-6

*warstwowe- tleny niewysycone układają się z jednej strony.

Z jednej- łańcuch obojętny

Z drugiej- metale

Nie ma przestrzennych krzemianów

GLNOKRZEMIANY

*diadochia- zastępowanie atomów krzemu atomami glinu
-izowalentna- zastępujące się pierwiastki mają taką samą wartościowość

-heterowalentna- zastępujące się pierwiastki mają różną wartościowość

KAlSi₃O₃- skaleń potasowy. Jest to glinokrzemian. Mają budowę przestrzenną

Glinokrzemiany są to materiały ilaste.

Rodzaje minerałów ilastych

*Kaolnit Al₄[(OH)₈Si₄O₁₀]- składa się z członów dwupakietowych

*Montmorylonit Al₂[(OH)₂Si₄O₁₀] n H₂O

RODZAJE WODY W MINERAŁAH
*międzypakietowe
*

*

ELEKTROCHEMIA

1800 rok- powstanie elektryki (Galbani i Molto) czały wiek IX przyspieszył rozwój wszystkich nauk.

TRZY DZIAŁY ELEKTROCHEMII:
*elektrodyka- zajemuje się procesami chemicznymi. Zajmuje się dwoma zjawiskami. zajmujący się badaniem reakcji związków i jonów, przebiegających na elektrodach oraz kinetyką procesów elektrodowych. Została zapoczątkowana przez Juliusa Tafela w roku 1905.

*jonika- zajmuje się reakcjami, które zachodzą w roztworach elektrolitu jak również zajmuje się reakcji które zachodzą w wyniku korozji. (korozja- zjawisko które naraża wszystkie gospodarki świata na straty)

*elektrochemia przemysłowa- dział służący otrzymywaniu bardzo czystych metali różnych wodorotlenków metali (metali lekkich), Otrzymuje się bardzo czyste gazy (chlor, wodór)

SZEREG NAPIĘCIOWY METALI:

Potencjały standardowe, które występują w szergu napięciowym metali są to tak naprawdę pewne wielkości umowne (nie da się zbadać potencjału pewnego metalu)

Potencjały standardowe półogniw uporządkowane według rosnących wartości.

Połączenie dwóch dowolnych półogniw powoduje proces redukcji w półogniwie o wyższym potencjal i proces utleniania w półogniwie o niższym potencjale

SEM= E₂-E₁ E₂>E₁

E₀- potencjały standardowe półogniw o temperaturze 289K (25 st. C)

Fe⁺²/Fe=0,04

H⁺/H₂

ZASADA DZIAŁANIA OGNIWA GALBANICZNEGO
*(półogniwo gdzie metal cynk zanurzony jest w elektrolicie w którym znajduje się inny metal w postaci jonowej. Cynk jak anoda, bo niższy potencjał, miedź jak katoda. Następuje przepływ elektronów od cynku do miedzi, miedź będzie się osadzała na cynku. Jeden metal w roztworze, miedz powstająca w wyniku reakcji Zn+CuSO₄→ZnSO₄+Cu. Proces zostaje szybko zahamowany, gdyż powstająca warstewka miedzi oddziela cynk od siarczanu miedzi, między miedzą w roztworze a miedzią metalu nie ma różnicy potencjału. a tym samym umożliwia dalsze roztwarzanie cynku.

*w roztworze dwie stykające się ze sobą płyty: miedziana cynkowa połączone ze sobą i umieszczone w takim samym elektrolicie jak wyżej (siarczanie VI). Miedzy nimi wystąpi przepływ elektronów. Cynk jako metal o niższym potencjale się utlenia. Elektrony, które oddaje przepływają na blaszkę miedzianą. Jony miedzi z roztworu na tej blaszce miedzianej będą się redukować. Będzie zachodziło zjawisko wizualne- cynk coraz mniejszy, a miedź coraz większa. Ta reakcja będzie już zachodziła do końca, dlatego że cynk nie będzie oddzielany od roztworu. Będzie zachodziła tak długo dopóty będzie cynk albo elektrolit.

*blaszki nie są ze sobą połączone bezpośrednio, tylko zewnętrznym przewodnikiem, który umożliwia przepływ elektronów. W związku z tym przebieg reakcji będzie taki sam jak wyżej. Blaszka cynkowa będzie się rozpuszczać, a blaszka miedziana będzie coraz grubsza.

W każdym przypadku zapis reakcji jest taki sam.

SCHEMAT KONSTRUKCJI OGNIWA

Ogniwo galwaniczne jest układem złożonym z dwóch różnych kontaktujących się półogniw, spełniającym warunek: połączenie półogniw zewnętrznym przewodnikiem następuje w nich przepływ elektronów..

*jeżeli nie łączymy zewnętrznym przewodnikiem tylko kluczem elektrolitycznym, który łączy ze sobą dwa elektrolity. Klucz elektrolityczny jest to rurka szklana wypełniona specjalną substancją na podłożu agarowym, która umożliwia przepływ jonów z jednego do drugiego elektrolitu, a tym samym przekazanie elektronów. Jest to ogniwo Daniella

Zn-2e- →Zn²⁺

Utlenianie (dezelektronacja)- oddawanie elektronów

Anoda (-ogniwo), katoda (+elektrolizer)

Cu²⁺+2Ze- →Cu

Redukcja (elektonacja)

Anoda(+ogniwo), katoda (-elektrolizer)

Anoda |elektrolit anodowy|| elektrolit katodowy| katoda

Zn|ZnSO_4(aq)||CuSO_4(aq)| Cu

Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu

Dwie kreski oznaczają że sa elektrolityczne. (klucz elektrolityczny)

Jedna kreska- zewnętrzny przewodnik, nie ma klucza

Zn|H₂SO₄|Cu jest to ogniwo Wolty. Nie zawiera klucza elektrolitycznego. Cynk i miedzi połączone zewnętrznym przewodnikiem i oba Zanurzone w jednym elektrolicie. Elektrolit nie zawiera kationów żadnego z tych metali.

PODZIAŁ PÓŁOGNIW

Ze względu na typ reakcji elektronowej

*metalowa- faza metaliczna bierze udział w reakcji elektronowej.

W zależności jaki mamy metal w elektrolicie i jaki mamy metal anody. Anoda ulega utlenianiu. Na katodzie redukuje się jakiś jon metalu, który jest w roztworze. Metal katody nie może się zredukować. Metal jest zerowy, nie może przyjąć ładunku. Metale są elektrododatnie. Katoda metaliczna nigdy nie bierze udziału w reakcji, na niej zachodzi reakcja redukcji

Utlenianie M⁰→Mⁿ⁺+ne-

Redukcja Mⁿ⁺+ne-→M⁰

Przykład: materiał elektrody bierze udział w reakcji elektronowej

Redukcja Cu²⁺+2e-→Cu

Utlenianie Cu-2e→Cu+

*redox- faza metaliczna nie bierze udziału w reakcji elektronowej

Utlenianie E_­­­­ⁱ→Eⁱ⁺ⁿ+ne-

Redukcja Eⁱ+n-→Eⁱ⁼ⁿ

Przykład: materiał elektrody nie bierze udziału w reakcji elektrodowej.

Pt zanurzona w roztworze zawierającym dwa rodzaje drobin tego samego pierwiastka (np. Fe²⁺ Fe³⁺)

Redukcja Fe³⁺+e-↔Fe²⁺

Utlenianie Fe²⁺-e-↔Fe³⁺

Ze względu na budowę

M- metal, A- anion, E- pierwiastki

*pierwszego rodzaju
utleniania M⁰→Mⁿ⁺+ne-

Redukcja Mⁿ⁺+ne-→M⁰

Przykąłd: są to metale zanurzone do roztworu elektrolitu zawierającego kationy tego metalu. Na granicy faz ustala się równowagę pomiędzy jonami metalu w roztworze a jonami metalu w sieci krystalicznej fazy metalicznej

*drugiego rodzaju

Utlenianie M⁰_(s)+A^n-_(r)→MA_(s)+ne-

redukcja MA_(s)+ne-→ M⁰_(s)+A^n-_(r)

przykład: tworzą metale np. Ag pokryte trudno rozpuszczalną solą tego metalu np. AgCl zanurzone w roztworze elektrolitu o anionie identycznym (Cl-) z anionem soli trudno rozpuszczalnej. Dwie granice faz:

-roztwór- sól trudno rozpuszczalna- ustala się stan równowagi

-sól trudno rozpuszczalna- metal- ustala się równowaga

*trzeciego rodzaju- gazowe

Utlenienie E⁰→Eⁿ⁺+ne- lub E^n-→Eⁿ+ne-

Redukcja Eⁿ⁺+ne-→E⁰ lub E^n­_(s)+ne-→En-

Przykład: składa się z metalu i roztworu nasyconego gazem. Metal musi być na tyle szlachetny by nie dawał własnej reakcji elektrodowej

Półogniwo wodorowe Pt|H₂|H⁺ utlenienie

Półogniwo chlorowe Pt|Cl₂|Cl- redukcja

Ogniwo gazowe Pt;H₂|H⁺,Cl-|Cl₂;Pt

Półogniwo wodorowe (anoda) utlenianie H₂-2e-→2H⁺

Półogniwo chlorowe (katoda) redukcja Cl₂+2e-→2Cl-

Wtedy gdy blaszki platynowe połączone sa zewnętrznymi przewodnikami sumarycznymi H₂+Cl₂→2HCl

SIŁA ELEKTROMOTORYCZNA

Siła elektromotoryczna ogniwa jest równa napięciu elektrycznemu miedzy dwoma przewodami z tego samego materiału, wyprowadzonymi z faz metalicznych półogniw ogniwa otwartego.

Zestaw połączonych ogniw to bateria

Ogniwo Volty Zn|H₂SO₄|Cu

Zn: Zn-2e-→Zn²⁺

Cu: 2H⁺+2e-→H₂↑

PODZIAŁ OGNIW:
*regenerowalne (akumulatory)

*nieregenerowane (baterie)

OGNIWO „SUCHE”- paluszki. Pręt węglanowy pokryty pastą. Kubek cynkowy- anoda. Miedzy pastą a kubkiem- elektrolit. Smołowe zamkniecie. Różne typy: R6, R14, R20

OGNIWA NIKLOWO-WODOROWE Ni-H

Stropy niklu, kobaltu, manganu, baru lub glinu, absorbują ok. 1000 razy większą objętość wodoru od objętości metalowej części elektrody: Ni(OH)

2Ni(OH)+H₂→2Ni(OH)₂

SEM ok. 1,3V

Dopuszczalna liczba cykli: rozkład ładunek, kilka tysięcy do zasilania przenośnych urządzeń elektronicznych

OGNIWO LITOWO-JONOWE Li-JON
E(-) specjalnie preparowany granit z wbudowanymi w sieci atomami litu, stopy Li-Al., Li-Si. Złożone struktury oparte na tkankach tytanu lub cyny z wbudowanymi atomami litu

E(+) Li_xMn₂O₄, Li_xNiO₂, mieszanina MnO₂ i LiMnO₃

OGNIWO LITOWE

SEM 3V

(-)Li|LiClO4|TiS₂(+)

Li: Li-e-→Li+ utlenianie

Jony Li+ wędrują do drugiej elektrody, redukują się Li+e-→Li a wytworzony Li wbudowuje się w strukturę

OGNIWO PALIWOWE

W których następuje przetworzenie energii uwalnianej w procesie utleniania paliwa konwencjonalnego (wodorotlenku węgla) bezpośrednio w energię elektryczną

OGNIWO WODOROWO- TLENOWE

(-) H_2(q) Ni |przewodnik jonowy| Ni, O₂(+)

(-)2H₂+$OH-→4H₂O+4e-

(+)O₂+2H₂O+4e-→4OH-

Reakcje sumaryczne 2H₂+O₂→2H₂O

Aby umożliwić dostarczenie przez ogniwo prądu o dużym natężeniu (aby była wystarczająca duża szybkość procesów elektrodowych) ogniwo to musi pracować w temperaturze ok. 200 stopni C.

AKUMULATORY

Z punktu widzenia właściwości użytkowych można podzielić ogniwa na nieregenerowalne (pierwotne) i regenerowalne (wtórne). W ogniwie nieregenerowalnym procesy elektrodowe zachodzące podczas czerpania prądu prowadzą do trwałych zmian chemicznych. Próba ładowania takiego ogniwa poprzez elektrolizę spowodowałaby przebieg innej reakcji, a nie tej samej reakcji elektrodowej w przeciwnym kierunku.

*ogniwa nieregenerowalnego jest ogniwo LECLANCHÉGO o sile elektromotorycznej ok. 1,5 V, znane z życia codziennego w postaci tzw. baterii (zestawów szeregowych dwóch lub trzech ogniw) stosowanych do zasilania latarek i przenośnych radiobudzików. W ogniwie Leclanchègo o schemacie:

(-) Zn NH₄Cl (aq) MnO₂, C (+)
przebiega reakcja sumaryczna:

4MnO₂ + 4NH₄Cl + 2Zn → 4MnO(OH) + ZnCl₂ +[Zn(NH₃)₄]Cl₂

po wyczerpaniu substratów ogniwo nie nadaje się do eksploatacji, ani do regeneracji.

*Ogniwa regenerowalne, czyli akumulatory, są tak skonstruowane, że reakcje elektrodowe przebiegające w nich podczas czerpania prądu będą zachodziły w odwrotnym kierunku podczas elektrolizy. Z akumulatora można pobierać prąd przez pewien czas (w tzw. procesie rozładowania), a następnie należy przeprowadzić elektrolizę (proces ładowania). Procesy wyładowania i ładowania można powtarzać wielokrotnie. Najpospolitszym przykładem ogniwa regenerowalnego jest stosowany w pojazdach mechanicznych akumulator ołowiowy, zwany też kwasowym, o schemacie:

(-) Pb H₂SO₄ (aq) PbO₂, Pb (+)

podczas wyładowania zachodzą w nim reakcje

elektroda ujemna Pb + SO₄^2- - 2e- → PbSO₄

elektroda dodatnia PbO₂ +4H⁺ + SO₄^2- + 2e- → PbSO₄ +2H₂O

podczas ładowania zachodzą te same reakcje, lecz w przeciwnym kierunku.

Pb + PbO₂ + 2H₂SO₄ 2PbSO₄ + 2H₂O

Siarczan ołowiu (II), powstający w obu reakcjach elektrodowych podczas rozładowania, osadza się na płytkach ołowiowych I równocześnie maleje stężenie H₂SO₄ w roztworze. W całkowicie rozładowanym akumulatorze obie płyty stanowią ołów pokryty PbSO₄. gęstość H₂SO₄ , która jest funkcją stężenia, stanowi miarę stopnia naładowania akumulatora. Podczas eksploatacji akumulatora objętość roztworu H₂SO₄ maleje na skutek parowania wody i jej rozkładu na tlen i wodór w czasie ładowania (konkurencyjna reakcja elektrodowa), stąd konieczność okresowego uzupełnienia ubytku wodą destylowaną. Głównymi zaletami akumulatorów ołowiowych są: prosta konstrukcja, niski koszt i wysoka sprawność energetyczna, rzędu 75%. Wadą jest znaczna masa i wrażliwość na nadmierne rozładowanie. Z uwagi na wady akumulatora kwasowego do pewnych celów stosuje się rozmaite akumulatory zasadowe. Przewodnikiem jonowym jest roztwór NaOH lub KOH, a przewodnikami metalicznymi metale, tlenki metali lub wodorotlenki. Jednym z takich ogniw jest akumulator żelazowo-niklowy (akumulator Edisona) o SEM ok. 1,4 V i schemacie:

(-) Fe KOH (aq) NiO(OH) (+)

wyładowanie

2NiO(OH) + Fe + 2H₂O 2Ni(OH)₂ + Fe(OH)₂

ładowanie

akumulatory zasadowe są droższe, ale lżejsze od ołowiowego, ich sprawność nie przekracza 50%.

Napięcie świeżo naładowanego ogniwa ołowiowego wynosi ok.2,2 V. Podczas rozładowania szybko maleje do 2 V i wartość tą utrzymuje prawie do pełnego rozładowania. Nie należy dopuszczać do obniżenia napięcia ogniwa poniżej 1,8 V, ponieważ grozi to jego nieodwracalnym uszkodzeniem. Napięcie 2 v jest niskie do większości zastosowań, dlatego też w praktyce łączy się kilka ogniw ołowiowych szeregowo. Najczęściej spotykane akumulatory samochodowe składają się z sześciu ogniw i mają napięcie robocze 12V.

Korozja metali najczęściej objawia się poprzez powierzchniowe ubytki metalu (plamy i wżery), bądź przez obniżenie wytrzymałości metali. Najczęściej szybkość korozji określa się przez ubytek masy próbki metalu pod wpływem działania czynnika korodującego na jednostkę powierzchni i czasu.

*Korozja elektrochemiczna następuje w środowisku elektrolitu,jest to proces związany z przepływem elektronów prze granicę faz metal – środowisko.W wyniku zetknięcia dwóch metali lub stopów o różnych potencjałach w środowisku elektrolitu powstaje ogniwo galwaniczne, zwane stykowym. Dla korozji elektro-chemicznej wskaźnikami zagrożenia korozyjnego jest powstawanie potencjałów elektrochemicznych. Metal o niższym potencjale, stojący niżej w szeregu napięcio-wym oddaje elektrony – jest anodą, i ulega zniszczeniu korozyjnemu, metal o wyższym potencjale przyjmuje elektrony – jest katodą. W przypadku gdy ogniwo tworzą żelazo o wyższym potencjale, np. miedź, w układzie zachodzą następujące reakcje:

na anodzie: Fe -> Fe²⁺ + 2e^-

na katodzie: 2H⁺ + 2e^- -> 2H; 2H -> H₂ ↑

Wskutek ubytku elektronów równowaga reakcji anodowej przesuwa się w stronę produktów, powoduje to przechodzenie do roztworu nowych jonów żelaza;anoda ulega zniszczeniu.Przykładem może być także blacha żelazna ocynkowana z uszkodzoną mechanicznie powłoką, znajdująca się w wodnym roztworze elektrolitu. Żelazo zostaje odsłoniete-powstaje lokalne ogniwo galwaniczne. Korozji ulega cynk, jako iż ma niższy potencjał niż żelazo.Utlenieniu ulega cynk chroniąc przy tym żelazo przed korozją, zaś żelazo ulega redukcji.

Zn – 2e^- -> Zn²⁺; Fe²⁺ + 2e^- -> Fe

*Korozja chemiczna metali następuje w wyniku działania suchych gazów lub cieczy nie przewodzących prądu elektrycznego.Przykładem korozji chemicznej może być działanie tlenu na metale w podwyższonej temperaturze w rezultacie którego na powierzchni metalu powstaje warstwa tlenku. Utlenianie metalu do jego tlenków nie zawsze jest procesem szkodliwym. Jeżeli warstwa tlenku jest dostatecznie zwarta i mocno związana z powierzchnią metalu, chroni ona (pasywuje) metal przed dalszym utlenianiem.Glin jak wynika z jego położenia w szeregu napięciowym metali jest metalem nieszlachetnym. Jednak ten metal i jego stopy odznaczają się w środowisku obojętnym dużą odpornością na korozję, wynikającą z utworzenia się pasywnej, trudnorozpuszczalnej warstwy tlenku AlOOH Podobne tlenkowe warstewki ochronne tworzy cynk, chrom i nikiel

Podział ze względu na skutki zniszczenia:

1.Równomierna - korozja rozprzestrzenia się na całej powierzchni przedmiotu równomiernie. Najmniej niebezpieczna

2.Miejscowa - zniszczenie obejmuje tylko pewne miejsce powierzchni przedmiotu zaznaczone w postaci plam, punktów i wżerów. Wpływa silnie na zmniejszenie wytrzymałości materiału

3.Międzykrystaliczna - zniszczenie występuje na granicach ziaren postępując w głąb materiału. Jest to najgroźniejszy rodzaj zniszczenia, powoduje silny spadek wytrzymałości i jest trudna do wykrycia na powierzchni.

OCHRONA PRZED KOROZJĄ

*niemetaliczne powłoki ochronne. Zadaniem powłok niemetalicznych jest izolowanie powierzchni metali od dostępu tlenu i wilgoci. Konstrukcje stalowe maluje się farbami olejnymi i lakierami, a niekiedy nakłada minię, smołę lub asfalt. Naczynia z blachy stalowej i żeliwa pokrywa się emaliami. Narzędzia i trące o siebie części maszyn można chronić jedynie przez nałożenie warstwy smaru. Skuteczną, lecz drogą metoda jest pokrywanie wyrobów metalowych cienką warstwą tlenku. Niektóre metale, wśród nich glin, samorzutnie pokrywają się cienką warstewką tlenku, który chroni metal przed dalszą korozją.

*metaliczne powłoki ochronne z metali o niższym od żelaza potencjale standardowym. Przez zanurzenie w ciekłym metalu, natryskiwanie lub osadzanie elektrolityczne uzyskuje się powierzchnie ochronną, izolującą metal od wpływu wilgoci i powietrza. Powłoki wykonane z metali stojących w szeregu napięciowym przed żelazem (cynk, chrom) spełniają również rolę anody w ogniwie. Nawet jeśli powłoka ulegnie uszkodzeniu mechanicznemu, do roztworu nie będzie przechodziło żelazo, lecz metal tworzący powłokę. Korozja cynku przebiega bardzo powoli dzięki tworzeniu się powierzchniowej warstwy trudno rozpuszczalnych związków. Z tego względu stosuje się blachy ocynkowane do pokrywania dachów, wyrobu rynien, wiader.

*metaliczne powłoki ochronne z metali o wyższym od żelaza potencjale standardowym. Działanie powłoki wykonanej z miedzi, cyny lub niklu jest czysto mechaniczne i powłoka spełnia swoje zadanie tylko wtedy, gdy jest zupełnie szczelna. Z chwila jej uszkodzenia proces korozji staje się intensywniejszy niż bez powłoki, która stanowi katodę, a żelazo ulega anodowemu rozpuszczeniu: Fe – 2e- → Fe2+, podobnie jak w mikrogoniwach na powierzchni stali. Dlatego też puszki po konserwach, wykonane z blachy cynkowej, rdzewieją wydatkowo szybko.

*ochrona katodowa. Elementy konstrukcji narażone na korozję łączy się z ujemnymi biegunami źródła prądu stałego o napięciu rzędu 1 – 2 V. Dodatni biegun łączy się z grafitową płytą przylegającą do konstrukcji. Ponieważ elektrony doprowadzane ze źródła prądu zobojętniałyby powstające jony, proces Fe – 2e- → Fe2+ nie zachodzi.

*ochrona protektorowa. Do chronionego rurociągu lub kadłuba okrętu przytwierdza się tzw. protektory – bloki z metalu o niższym od żelaza potencjale standardowym (np. z magnezu, cynku). Protektor stanowi anodę zwartego ogniwa i sam zużywa się, przechodząc do roztworu (wody gruntowej lub morskiej). Elementy ochronne muszą być co pewien czas wymieniane.

*dodawanie inhibitorów. W kotłach parowych i instalacjach chłodniczych ciecz znajdująca się w zamkniętym obiegu stanowi środowisko sprzyjające korozji. Dodanie niewielkich ilości substancji silnie absorbujących się na powierzchni metalu i blokujących dostęp jonów wodorowych opóźnia procesy korozyjne.