REAKCJE REDOKS

Reakcje redoks są to reakcje jednoczesnego utleniania i redukcji , w których pierwiastki występujące w tych przemianach zmieniają swoją wartościowość, a dokładniej mówiąc stopień utlenienia . Przy ustalaniu stopnia utlenienia stosuje się następujące reguły:

1. Stopień utlenienia pierwiastków w stanie wolnym równy jest zeru.

2. Stopień utlenienia wodoru w większości związków wynosi +1.

3. Fluor we wszystkich związkach występuje na

-1 stopniu utlenienia .

4. Stopień utlenienia tlenu , w większości związków wynosi -2.Wyjątkiem są nadtlenki , w których stopień utlenienia tlenu wynosi -1( np. H₂O₂ , Na₂O₂), oraz fluorek tlenu OF₂ , w którym tlen jest na +2 stopniu utlenienia .

5. Sumaryczny ładunek wszystkich atomów w związku chemicznym równy jest zeru , a w przypadku jonów równy jest ładunkowi jonów .

R . EGZO-I ENDOGENICZNE

Pod względem energetycznym reakcje chemiczne dzielimy na egzotermiczne i endogeniczne :

• egzotermiczne -:przebiegające z wydzieleniem ciepła z reagującego układu , np.:

C+O₂=CO₂ ΔH = -393 kJ

Reakcje egzotermiczne (spalania węgla i paliw przemysłowych ) są głównym źródłem napędu maszyn w technice ;

- endotermiczne: przebiegające z pochłonięciem ciepła do reagującego układu , np.

N₂+O₂= 2NO ΔH = - 180,74 kJ

R . HOMO - I HETEROGENICZNE

W zależności od ilości faz , w których występują reagenty reakcje chemiczne dzielimy na:

- homogeniczne czyli jedno fazowe , zachodzące w jednej tylko fazie np. w fazie gazowej H_2(g)+Cl_2(g)=2HCL_(g)

lub w roztworze : H₂SO₄+2NaOH=Na₂SO₄+2H₂O

• heterogeniczne , czyli wielo fazowe zachodzące na granicy kilku faz , np. ciepła stałego i cieczy lub ciała stałego i gazu:

CaCO_3(g)+2HCl_(c)=CaCl_2(g)+CO_2(g)+H₂O_(c)

C_(s)+O_2(g)=CO_2(g)

R. ODWRACALNE I NIEODWRACALNE

Reakcje chemiczne , które dobiegają do końca , tzn.

aż. do całkowitego zużycia się któregoś z substratów , nazywamy reakcjami nie odwracalnymi lub jednokierunkowymi , np. reakcje spalania lub wydzielania się osadu :

2C₄H₁₀+3O₂=8CO₂↑+10H₂O

AgNO₃+HCl=AgCl↓+HNO₃

RÓWNANIE GAZU DOSKONAŁEGO

const.

R . NIEODWRACALNYMI są przeważnie reakcje heterogeniczne . 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 . Między substratami i produktami ustala się stan równo wagi dynamicznej . Zależności między stężeniami reagujących substancji w stanie równowagi jest określona przez prawo działania mas Guldberga i Wagego .

CHEMICZNE JEDNOSTKI MASY

W chemii stosuje się względne wartości mas atomów i cząsteczek odniesione do 1/12 masy atomu izotopu węgla 12, która stanowi umownie przyjętą jednostkę masy atomowej oznaczoną przez u lub j.m.a., zwaną także jednostką węglową.

u=1,66⋅10^-24 g

MASA ATOMOWA (względna masa atomowa) jest wielkością niemianowaną określoną jako stosunek średniej masy atomu danego pierwiastka do 1/12 masy atomu izotopu węgla 12. Masa atomowa określa więc, ile razy masa atomu danego pierwiastka jest większa od jednostki masy atomowej u.

MOL jest to ilość (liczność) atomów, cząsteczek , jonów elektronów i innych cząsteczek elementarnych równa ilości atomów zawartych w 12 gramach izotopu węgla 12. Liczba ta wynosi 6,023⋅10²³ i nosi nazwę liczby Awogadra.

Wprowadzenie tak zdefiniowanego mola do jednostek podstawowych do układu SI pozwala zastosować pojęcie masy molowej M [g/mol] tzn.

Masy jednego mola danego rodzaju cząsteczek (atomów, cząsteczek, jonów itp.) np.

masa 1 mola atom. O=16,00g M[O]=16,00g/mol

masa 1 mola cząs.O₂=32,00g M[O₂]=32,00g/mol

masa 1 mola jon.Na⁺=22,99g M[Na⁺]=22,99g/mol

LICZBA ATOMOWA

Liczba protonów i neutronów w jądrze

LICZBA MASOWA

Liczba neutronów w jądrze

BUDOWA JĄDRA

- elektrony,

• protony,

• neutrony.

PIERWIASTEK

Zbiór atomów o identycznej liczbie atomowej

IZOTOPY

Atomy tego samego pierwiastka różniące się liczbą neutronów

IZOBARY

Atomy różnych pierwiastków mających taką samą liczbę masową

DONORY

Atom lub gramoatom, które są dawcami elektronów.

AKCEPTORY

Atomy przyjmujące elektrony

PRZEWODNICTWO

Przepływ ładunków elektrycznych przez materię pod wpływem pola elektrycznego

JONIZACJA

Nadawanie atomowi ładunku

ELEKTRODODATNIOŚĆ

Oddawanie elektronów

ELEKTROUJEMNOŚĆ

Przyjmowanie elektronów

ENERGIA AKTYWACJI

Minimalna wartość energii, która potrzebna jest do zajścia reakcji.

RÓWOWAŻNIK CHMICZNY substancji określa taką liczbę jego jednostek wagowych, która łączy się lub wypiera ze związku 1,008 jednostek masy atomowej u wodoru, lub 8 jednostek masy atomowej u tlenu. Inaczej, jest to części mola, która przypada na jedną wartościowość.

GRAMORÓWNOWAŻNIK G. Jeżeli równoważnik chemiczny wyrazimy w gramach to wówczas mamy gramorównoważnik (zwany także walem).

Gramorównoważnik (wal) dla pierwiastków oblicza się dzieląc masę molową danego pierwiastka przez jego wartościowość, na przykład :

dla Mg G=M[Mg]:2

dla Al G=M[Al.]:3

Gramorównoważnik dla kwasów oblicza się dzieląc masę molową kwasu przez ilość atomów wodoru zawartych w cząsteczce kwasu, na przykład:

dla H₂SO₄ : G=M[H₂SO₄]:2

dla H₃PO₄ : G=M[H₃PO₄]:3

W przypadku wodorotlenków, gramorównoważnik oblicza się dzieląc masę molową wodorotlenku przez ilość grup OH^- zawartych w cząsteczce zasady, na przykład :

dla Na OH : G=M[Na OH]:1

dla Ca(OH)₂ : G=M[Ca(OH)₂]:2

W solach gramorównoważnik oblicza się dzieląc masę molową soli przez iloczyn liczby jonów jednego rodzaju i ładunku elektrycznego tego jonu,

na przykład :

dla CaSO₄: G=M[CaSO₄]:2

dla Al₂(SO₄)₃: G=M[Al₂SO₄]:6

Jeżeli sól uczestniczy w reakcji redoks, to wówczas jej gramorównoważnik oblicza się dzieląc masę molową soli przez ilość elektronów biorących udział w elementarnym procesie utleniania lub redukcji, na przykład :

2KMnO₄ →K₂O+2MnO+5/2O₂

Mn⁺⁷+5e→Mn⁺² G=M[KmnO₄]:5

POLIMERYZACJA

Tworzenie z cząstek łańcuchów cząsteczek

DEPOLIMERYZACJA

Proces odwrotny do polimeryzacji

POTENCJAŁ ROZKŁADOWY

Najmniejsza wartość potrzebna do rozpoczęcia reakcji

PROCENT WAGOWY- podaje liczbę jednostek wagowych substancji zawartej w 100 jednostkach wagowych roztworu.

C_p=
%=
%

m _r - masa roztworu [g],[kg],[t]

m _a - masa substancji rozpuszczanej [g],[kg],[t]

m _b - masa rozpuszczalnika [g],[kg],[t]

PROCENT OBJĘTOŚCIOWY - podaje liczbę jednostek objętości substancji rozpuszczonej, zawartej w 100 jednostkach objętości roztworu.

C_p=
%=
%

V_r -objętość roztworu [cm³],[dm³],[m³]

V_a -objęt substancji rozpuszczanej[cm³],[dm³],[m³]

V_b -objętość rozpuszczalnika [cm³],[dm³],[m³]

PODSTAWOWE PRAWA CHEMII -obliczanie stechiometryczne oparte są na niżej wymienionych podstawowych prawach chemii:

PRAWO ZACHOWANIA MASY - w każdej przemianie chemicznej suma mas substancji reagujących nie ulega zmianie. np. dla reakcji

A+B=C+D m_a+m_b=m_c+m_d

gdzie A,B,C,D- substancje biorące udział w reakcji,

m_a,m_b,m_c,m_d,- masy substancji odpowiednio

A,B,C,D

PRAWO STOSUNKÓW WIELOKROTNYCH

Jeżeli pierwiastki tworzą ze sobą kilka związków, to masy jednego pierwiastka przypadające na tę samą masę drugiego pierwiastka tworzą szereg liczb całkowitych. Na przykład w tlenkach azotu:

N₂O 28:16 1

NO 28:32 2

N₂O₃ 28:48 3

NO₂ 28:64 4

N₂O₅ 28:80 5

Ilości wagowe tlenu przypadające na stałą ilość wagową azotu (28 g) tworzą szereg prostych licz całkowitych 1:2:3:4:5.

PRWO STOSUNKÓW OBJĘTOŚCIOWYCH Gaj-Lussaca - Objętość reagujących ze sobą gazów oraz gazowych produktów ich reakcji, w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury, pozostają do siebie w stosunkach niewielkich liczb całkowitych np. dla reakcji

N₂+3H₂=2NH₃

V_N
:V_H
: V_NH
=1:3:2

PRAWO AWOGADRO- równe objętości różnych gazów , w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury, zawierają jednakowe liczby cząsteczek. 1 mol dowolnego gazu w warunkach normalnych zawiera 6,023⋅10²³ cząsteczek.

Objętość 1 mola dowolnego gazu, tzw. Objętość molowa gazu w warunkach normalnych , wynosi 22,4 dm³ . Warunki normalne : p=1Atm=101325 Pa

T=0^oC=273,15 K

KOMPLEKSEM w fazie stałej nazywamy substancję w której sieci krystalicznej możemy wyodrębnić grupy atomów między, którymi występuje zdecydowanie silniejsze wiązanie lub wiązanie innego typu niż pomiędzy tą grupą, a pozostałymi składnikami.

JONEM CENTRALNYM może być pierwiastek di elektronowy, lub f-elektronowy (lantanowce i aktynowce) np.: miedź.

LIGANDY

Cząsteczki (jony cząstki) przekoordynowane przez atom centralny. Ligandami mogą być jony nieorganiczne np.:H₂O, NH₃

LICZBA KOORDYNACYJNA (LK)

Liczba ligantów jonopozycyjnych, które może

przekoordynować jon centralny.

Ładunek sfery koordyn. Obliczamy jako sumę algebraiczną ładunku jonu centralnego i ligandów

[ Fe³(CN)^-1₆]^-3 3+(6· (-1) = -3

NAZEWNICTWO

1. Ligandy anionowe - końcówka "O"

Cl^- - chloro

Br^- - bromo

NO^- - azotano

SO^- - siarczano

CN^- - ciano

HO^- - hydrokso

2. Ligandy obojętne (podawane w mianowniku)

H₂O⁰ -akwa

NH₃⁰ -amina

CO⁰ - karbonyl

NO^{0 -} nitrozyn

NAZWA JONU CENTRALNEGO

Kompleks kationowy

nazwę jonu centr., podajemy w dopełniaczu z podaniem wartościowości w nawiasie (atomu centr.,) np.: miedzi ( I ), żelaza (III)

Kompleks anionowy

Jon centralny ma końcówkę - "an" np.: żelazian, chromian, srebrzan

Kompleks obojętny

Nazwę jego piszemy w mianowniku np:[Fe(CN)₆]^-4

TLENKI METALI ZASADOWYCH

I, II grupy reagują z kwasami, dają sole tlenki metali kwasowych. Reagują z zasadami, dając sole ( od III - VII ) gr. ukł. okr.

TLENKI AMFOTERYCZNE

Reagują z kwasami i zasadami dla grup głównych ukł. okr. Są to tlenki położone na przekątnej od Berylu do Polonu. W grupie pobocznych są to tlenki o pośredniej wartościowości.

HYDROLIZA

Reakcja rozpuszczania soli z wodą prowadząca do powstania związku słabo zdysocjowanego

( odpowiednio słabego kwasu lub słabej zasady).

Hydrolizie ulegają:

1. Sole słabych kwasów i mocnych zasad

Jest to hydroliza anionowa pH zasadowe

2. Mocny kwas i słaba zasada.

Jest to hydroliza kationowa pH kwaśne

3. Słaby kwas słaba zasada

Jest to hydroliza kationowo - anionowa.

Hydrolizie nie ulegają:

1. Sole mocnych kwasów i mocnych zasad.

pH obojętne.

ELEKTROLIZA - całokształt zjawisk towarzyszących przepływowi prądu elektrycznego przez roztwór elektrolitów.

ELEKTROLITY - roztwory, które posiadają zdolność do przewodzenia prądu elektr., są to tzw. przewodniki II-go rodzaju. Rozpuszczone w wodzie tworzą jony, kationy i aniony.

Elektrolity mocne - są to substancje, które w środowisku wodnym są całkowicie zdysocjowane na jony np.:

H₂SO₄ → 2H⁺¹ + SO₄^-2

1. - mocne kwasy: H₂SO₄, H₂NO_3, HClO₄

• kwasy beztlenowe: HCl, HBr, HJ

2. - mocne zasady: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, MgOH, CaOH, SrOH, BaOH, RaOH.

Elektrolity słabe - są to subst., które w roztworze wodnym oprócz jonów zawierają nie zdysocjowane cząsteczki.

1. - słabe kwasy: H₂SO₃, HNO₃, HNO₂, H₂S, H₂CO₃,

2. - słaba zasada: NH₄OH - zasada amonowa.

POTENCJAŁ ELEKTROCHEMICZNY

Jeżeli dowolny metal (każdy ) zanurzymy w elektrolicie, to dzięki reakcjom utleniania lub redukcji, bądź orientacji cząstek pochodzących z roztworu wytworzy się różnica potencjału na granicy faz metal - roztwór.

Potencjał ten definiujemy jako potencjał elektrochemiczny ponieważ ma naturę chemiczną i elektryczną.

SZEREG NAPIĘCIOWY METALI

Metale uszeregowane według rosnących wartości potencjału normalnego tworzą szereg napięciowy metali.

Potencjał normalny metalu jest to potencjał równowagowy jaki wykazuje metal zanurzony w roztworze jonów własnych, gdy aktywność tych jonów wyn., 1 i mierzony jest względem normalnej elektrody wodorowej.

Najniższe wartości potencjału normalnego (największą aktywność) mają metale alkaliczne. Metale szlachetne (mało aktywne) mają najwyższe wartości potencjału normalnego. Normalna elektroda wodorowa ma potencjał = 0 i rozdziela metale aktywne od szlachetnych.

Szer. nap. met. informuje o wielu ważnych własnościach chemicznych metali:

1. Metale o niskim potencjale normalnym, są aktywne chemicznie, chętnie pozbywają się swoich elektr., przechodząc w postaci jonów do roztworu (łatwo utleniają się, natomiast trudno się redukują).

2. Metale o dodatnich potencjałach normalnych, są bierne chemicznie, tym bardziej im wyższy jest potencjał normalny metalu. Zatem trudno je otrzymać w formie jonowe, łatwo się redukują, a trudno je utlenić.

3. Metal o niższym potencjale normalnym wypiera z roztworu pierwiastki o wyższym potencjale, sam natomiast przechodzi do roztworu. Zatem metale o bardziej ujemnych potencjałach mają zdolności redukujące względem innych metali mniej aktywnych np.: Zn + Cu⁺² = Zn⁺² + Cu

4. Metale aktywne (o ujemnym potencjale norm.) roztwarzając się w kwasach wypierają z nich wodór np.: Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

5. Metale o dodatnim potencjale normalnym roztwarzają się tylko w kwasach utlenijących (np.: stężony H₂SO₄, HNO₃) nie wypierając przy tym wodoru z tych kwasów np.:

3Cu + 8KNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

TYPY WIĄZAŃ CHEMICZNYCH

1. Jonowe - powstaje pomiędzy pierwiastkami, które różnią się elektroujemnością. Wiązanie to występuje pomiędzy pierwiastkami I-szej grupy głównej ( z wyłączeniem wodoru ) i II -giej grupy " zawsze kationy", a pierwiastkami z grupy 16 i 17 " zawsze aniony". To wiązanie polega na elektrostatycznym oddziaływaniu jonów.

K F K⁺ + [ F ]^-

Elektron, który oddaje ładunek jest zawsze ładunkiem dodatnim (+).

Elektron, który przyjmuje ładunek jest zawsze ładunkiem ujemnym (-).

2. Atomowe (kowalencyjne) - istotą jest uwspólnianie masy atomowej, tzn. para elektronów należy do jednego i drugiego atomu.

Jeżeli pierwiastki znajdują się w bloku S, czyli I i II grupie głównej, to elektrony walencyjne znajdują się na ostatniej powłoce. Pierwiastki znajdujące się w bloku P, są to elektrony walencyjne równe sumie elektr., wal., z podpowłoki "s" i "p", która jest równa numerowi okresu w którym leży pierwiastek.

O O O
= O

3. Atomowe spolaryzowane - w tym wiązaniu łączą się atomy różnych pierwiastków i następuje przesunięcie pary elektronowej w kierunku jednego z atomów (inaczej: różne pierwiastki nieznacznie różniące się elektroujemnością ).

4. Metaliczne - oddziaływanie jąder atomów metali z chmurą elektronową.

Długość wiązań chemicznych - odległość, w której siły odpychania równoważą siły przyciągania.

STĘŻENIE MOLOWE roztworu określa liczbę moli danej substancji zawartej w 1 dm³ roztworu i wyraża sę w [ mol ∙ dm³ ].

STĘŻENIE PROCENTOWE określa liczbę gramów substancji rozpuszczonej zawartej w 100 gr. roztworu.

K L M
N

1 2 3 4

2e 8e 18e 32e

1s

1s 2s²p⁶ 3s²2p⁶d¹⁰ 4s²p⁶d¹⁰f¹⁴

O P Q

5 6 7

50e 72e 98e

5s²p⁶d¹⁰f¹⁴g¹⁸ 6s²p⁶d¹⁰f¹⁴g¹⁸h²² 7s²p⁶d¹⁰f¹⁴g¹⁸h²²i²⁶

---