1.WŁAŚCIWOŚCI FIZYCZNE I CHEMICZNE SUBSTANCJI

Właściwość fizyczna to taka cecha substancji, którą można obserwować bez dokonywania przemiany jednej substancji w drugą.

Właściwości to m.in.:

-stan skupienia (stały / ciekły / gazowy)

-barwa (np. czerwona)

-zapach (brak / np. charakterystyczny, ostry, cytrynowy)

-smak (np. gorzki, kwaśny, ostry - nie należy sprawdzać)

-higroskopijność

-kruchość, ciągliwość, plastyczność, sprężystość

-połysk metaliczny

-temperatura wrzenia, parowania, topnienia etc.

-gęstość (stosunek masy do objętości)

-rozpuszczalność w wodzie

-pH (ujemny logarytm stężenia kationów H+ w roztworze wodnym)

-charakter chemiczny (kwasowy / zasadowy / amfoteryczny / obojętny)

-rH (potencjał oksydacyjno-redukcyjny)

-charakter redoks (brak / utleniacz / reduktor / utleniacz-reduktor - dysproporcjonowanie)

-ładunek (cząsteczka obojętna / kation / anion)

-reakcje charakterystyczne

-hydroliza (dot. soli)

-światłoczułość (rozpad pod wpływem światła)

-luminescencja, fluorescencja, fosforescencja

-typ (związek kowalencyjny / jonowy / mieszany / koordynacyjny)

-moment dipolowy i polarność

-rozmiary cząsteczek

-sieć krystaliczna (sposób krystalizacji - dot. kryształów)

2. SUBSTANCJA CHEMICZNA to cząstka materii o określonych właściwościach fizycznych, chemicznych i o określonej masie.

3. PRZEMIANA FIZYCZNA to taka przemiana, podczas której nie ulega zmianie rodzaj substancji. Zmieniają się natomiast tylko jej właściwości fizyczne takie jak gęstość, stan skupienia, stan rozdrobnienia, barwa, twardość, kowalność, ciągliwość, temperatura topnienia, temperatura wrzenia, przewodnictwo cieplne.

Przykładem przemiany fizycznej jest:

-Zamarzanie wody

-Po naciśnięciu przycisku dzwonka elektrycznego możemy usłyszeć dźwięk

-Naciskając włącznik prądu dostrzegamy rozżarzenie się druciku żarówki.

-Przy zmianach temperatury można obserwować zmiany wysokości słupka rtęci w termometrze

-Gdy ogrzewamy wodę w czajniku zdarza się, że pokrywka podnosi się , wypychana ciśnieniem pary.

4. PRZEMIANA CHEMICZNA to taka przemiana, podczas której powstają nowe substancje o odmiennych właściwościach fizycznych i chemicznych.

Przykładem przemiany chemicznej jest:

-Spalanie papieru

-Pieczenie ciasta

-Oddychanie

-Niekonserwowane elementy metalowe karoserii samochodów, narzędzia, konstrukcje

stalowe pokrywają się nalotem i zmieniają się w brunatną łuszczącą się substancję - rdzę.

-Kiszenie ogórków

-Na miedzianych dachach budowli powstaje zielona patyna

-Na srebrnych sztućcach stołowych i biżuterii - czarna trudna do usunięcia powłoka.

-Proces fotosyntezy 6CO2+ 6H2O-C6H12O6 + 6O2

Dzięki odpowiednim przemianom chemicznym z tanich, łatwo dostępnych surowców jak powietrze, woda, węgiel, wapienie otrzymuje się cenne i drogie produkty użytkowe np. leki, włókna, tworzywa, paliwa, nawozy.

5. REAKCJE SYNTEZY

Synteza jest reakcją, w której z dwu lub więcej substancji prostszych powstaje jedna substancja złożona o odmiennych właściwościach chemicznych i fizycznych.

A + B ---> AB

6. REAKCJE ANALIZY

Analiza (rozkład) jest reakcją, w której z jednej substancji złożonej powstają dwie lub kilka substancji prostszych , różniących się od substratu właściwościami fizycznymi i chemicznymi.

AB ---> A + B

7. REAKCJE WYMIANY

- WYMIANA POJEDYŃCZA (reakcja wypierania) jest reakcją, w której z jednego związku chemicznego i jednego pierwiastka powstaje inny związek chemiczny i inny, mniej aktywny pierwiastek

A + BC ---> AC + B

- WYMIANA PODWÓJNA jest reakcją, w której biorą udział dwa związki chemiczne i jako produkty powstają nowe dwa związki

AB + CD ---> AD + BC

8. REAGENT - łączna nazwa dla substratów i produktów reakcji chemicznej.

SUBSTRAT - substancja biorąca udział w reakcji chemicznej, w wyniku której przechodzi w produkt

Zwyczajowo substraty w równaniu reakcji chemicznej umieszcza się po lewej stronie, a produkty po prawej.

PRODUKT REAKCJI to cząsteczka związku chemicznego lub inne indywiduum chemiczne (np. jon), wynik reakcji chemicznej. Często jest to pojęcie umowne - gdy produkty i substraty reakcji są w stanie równowagi chemicznej, w skali mikroskopowej reakcja biegnie w obie strony z jednakową szybkością.

9. PRAWO ZACHOWANIA MASY: w reakcji chemicznej masa substratów jest równa masie produktów, czyli masa substancji biorących udział w reakcji chemicznej nie ulega zmianie.

Wynika z niego również to, że liczba atomów substratów równą jest liczbie atomów produktu.

Prawo zachowania masy w tej postaci sformułowali niezależnie od siebie Rosjanin Michaił Łomonosow i Francuz Antoine Laurent Lavoisier.

10. PRAWO STAŁOŚCI SKŁADU: różne próbki tej samej substancji (np. metan, woda) zawierają składniki pierwiastkowe w jednakowych proporcjach (czyli również substraty łączą się ze sobą w stałym stosunku wagowym - bo każdy pierwiastek ma określoną stałą wagę, więc jeśli reagują ze sobą w ściśle określonym stosunku to i w ściśle określonej wadze)

Inaczej mówi ono, że każdy związek chemiczny niezależnie od jego pochodzenia albo metody otrzymywania ma stały skład jakościowy i ilościowy.

Prawo to sformułował Francuz, Joseph Proust w 1799 roku.

Na przykład ustalono na podstawie analizy, że dwa pierwiastki - wodór i tlen - występują w każdej próbce wody w stosunku wagowym 1 : 8 (patrz tabela) a to oznacza, że 1gram wodoru i 8 gram tlenu łączą się z wytworzeniem 9 gramów wody.

12,13. BUDOWA ATOMU

Atom jest najmniejszą częścią pierwiastka chemicznego. Jako układ elektrycznie obojętny, posiada dodatnio naładowane jądro oraz elektrony niosące ładunek ujemny.

Jądro atomowe składa się z nukleonów, w skład których wchodzą protony i neutrony. Neutrony oraz protony znacznie przewyższają masę od elektronów ok. 2000 razy, dlatego decydują one o masie prawie całego atomu (ok. 99,9%).

Elektron - Charakteryzują się masą spoczynkową równą 0,000548 u (czyli ok. 1/1836 masy protonu) oraz elementarnym ładunkiem ujemnym wynoszącym -1,6x10-19C. Ponieważ, jak już wspomniano atom jest układem elektrycznie obojętnym, liczba protonów jest równa liczbie elektronów.

Dla wygody przyjęto, że elektron ma ładunek -1.

Proton posiada elementarny ładunek dodatni, a jego masa wynosi 1,007 u.

Neutron - ta cząstka elementarna wchodzi w skład jąder atomowych wszystkich pierwiastków, w różnej ilości, poza jednym z izotopów wodoru. Charakteryzuje się ponadto tym, że jest elektrycznie obojętny elektrycznie, a jego masa wynosi 1,009 u.

Skład atomowy charakteryzują dwie liczby: atomowa (Z) i masowa (A):

Liczba atomowa (Z) jest równa ilości protonów znajdujących się w jądrze atomowym. Stanowi ona zarazem liczbę porządkową.

Liczba atomowa jest podstawą uporządkowania pierwiastków w układzie okresowym i z tego powodu nazywana jest także liczbą porządkową.

Liczba masowa (A) - stanowi sumę nukleonów jądra atomowego.

Jest to wartość opisująca liczbę protonów i neutronów w jądrze danego izotopu atomu danego pierwiastka. Liczby masowej nie należy mylić z masą atomową pierwiastka, która wyznaczana jest metodami chemicznymi.

Zapis pierwiastka

_A

X

^Z

gdzie:

A - liczba masowa,

Z - liczba atomowa,

X - symbol pierwiastka

Jeśli mamy dany pierwiastek:

35

X

17

to:

p (protony) = 17

n (neutrony) = 35-17=18

e (elektrony) = 18

Obliczanie ilości neutronów w jądrze:

Izotop 64Ni mający liczbę atomową 28. Chcąc obliczyć liczbę neutronów, należy odjąć ilość protonów w jądrze (liczbę atomową) od liczby masowej (w tym przypadku 64). Liczba neutronów w izotopie 64Ni wynosi 36.

14. MASA CZĄSTECZKOWA (Mr) - jest sumą mas atomów wchodzących w skład cząsteczki i też jest wyrażona w atomowych jednostkach masy [u].

Obliczanie masy cząsteczkowej.

Aby obliczyć masę cząsteczkową związku chemicznego należy dodać do siebie masy wszystkich atomów wchodzących w skład cząsteczki związku chemicznego. Masy atomowe odczytujemy z układu okresowego. Jednostką masy atomowej i cząsteczkowej jest unit (u).

Przykłady:

Obliczanie masy cząsteczkowej H2SO4

Z wzoru H2SO4 wynika, że cząsteczka składa się z dwóch atomów wodoru (symbol H - masa 1u), jednego atomu siarki (symbol S) i czterech atomów tlenu (symbol O). Odczytujemy z układu okresowego masy poszczególnych atomów: H - 1u, S - 32 u, O - 16u. Stąd masa cząsteczkowa: 2 * 1u + 32u + 4 * 16u = 98 u.

Obliczanie masy cząsteczkowej Mg(OH)2

Z wzoru wynika, że cząsteczka składa się z atomu magnezu (Mg) i dwóch grup OH (czyli dwóch atomów tlenu i dwóch atomów wodoru). Masa cząsteczkowa jest równa zatem: 24.3u+2*(16u+1u) = 24.3u+2*17u=58.3u

15. IZOTOPY

Pierwiastek jest zbiorem atomów o identycznej liczbie atomowej.

Izotopy - odmiany pierwiastka chemicznego posiadające tę samą liczbę atomową, ale różną liczbę neutronów (czyli również różną liczbę masową, która jest sumą protonów (czyli liczby atomowej) i neutronów)

Liczbę masową izotopów (A) pisze się tradycyjnie w górnym, lewym indeksie symbolu pierwiastka.

_A

X

^Z

Przykłady:

wodór ¹H, ²H, ³H

uran ²³²U, ²³³U, ²³⁴U, ²³⁵U, ²³⁶U, ²³⁸U

Izotopy tego samego pierwiastka na ogół mają zbliżone własności fizyczne i chemiczne. Jednak im większa jest różnica mas atomowych izotopów, tym większe mogą być różnice ich własności fizycznych lub chemicznych. Izotopy danego pierwiastka mogą mieć inną gęstość, temperaturę wrzenia, topnienia i sublimacji. Różnice te występują także w związkach chemicznych tworzonych przez te izotopy.

Różnice mas atomowych izotopów powodują występowanie niewielkich różnic w reaktywności izotopów. Nie ma ona wpływu na kierunek reakcji chemicznych, w których one uczestniczą, ale wpływa na szybkość przebiegu tych reakcji. Zjawisko to nazywa się efektem izotopowym i wykorzystuje się w badaniu mechanizmów reakcji chemicznych. Te niewielkie różnice w szybkości reakcji wywołują zmiany w składzie izotopowym związków chemicznych powstających w różnych reakcjach (zjawisko to wykorzystywane jest np. do rozróżniania, czy węgiel zawarty w danym związku chemicznym brał udział w reakcji fotosyntezy).

Izotopy dzielą się na:

-trwałe (nie ulegają samorzutnej przemianie na izotopy tego samego lub innych pierwiastków),

-nietrwałe, zwane izotopami promieniotwórczymi (ulegają samorzutnej przemianie na inne izotopy, zazwyczaj innego pierwiastka).

Pierwiastki występują naturalnie zwykle jako mieszanina izotopów. Jest to główna przyczyna, dla której masy atomowe pierwiastków nie są liczbami całkowitymi

Izotopy nie mają oddzielnych nazw, z wyjątkiem izotopów wodoru. Oznacza się je symbolem pierwiastka chemicznego z liczbą masową u góry po lewej stronie, np. 208Pb.

Pierwiastki mogą mieć po kilka, a nawet kilkanaście izotopów.

Wodór ma trzy izotopy:

prot: ¹H - ma jeden proton i nie ma neutronów; trwały,

deuter: ²H (D) - ma jeden proton i jeden neutron; trwały,

tryt: ³H (T) - ma jeden proton i dwa neutrony; nietrwały.

16. WSPÓŁCZESNY UKŁAD OKRESOWY

Prawo okresowości pierwiastków(1869 r.)

Własności pierwiastków (a także utworzonych przez nie substancji prostych i złożonych), uporządkowanych według wzrastających mas atomowych, zmieniają się w sposób okresowy w zależności od wielkości mas atomowych.

Mendelejew zrobił następujące założenia:

• Nieznane dotąd pierwiastki zostaną odkryte.

• Należy poprawić wartości mas atomowych wielu pierwiastków.

• Przejście od pierwiastka o własnościach wyraźnie niemetalicznych do pierwiastka o własnościach wyraźnie metalicznych nie może być zbyt gwałtowne.

Sformułował wówczas prawo, zwane prawem okresowości, głoszące, że właściwości pierwiastków chemicznych zmieniają się okresowo przy ich uszeregowaniu według ciężaru atomowego. Na tej podstawie uszeregował wszystkie 63 znane w tamtych czasach pierwiastki według ich ciężaru atomowego w taki sposób, że wykazują one periodyczną powtarzalność właściwości chemicznych i fizycznych.

Mendelejew wszystkie 63 znane wówczas pierwiastki uporządkował według wzrastającej masy atomowej tak, by pierwiastki o podobnych właściwościach utworzyły kolumny pionowe.

W układzie stworzonym przez Mendelejewa było zebranych ponad 90 pierwiastków, a ponadto zostawił on wolne miejsca dla pierwiastków które jeszcze nie zostały odkryte, tam gdzie różnice między masami atomowymi znanych przez niego pierwiastków były znaczne. Te puste pola zapełniały się pierwiastkami jeszcze za życia rosyjskiego uczonego, a właściwości i masy atomowe tych pierwiastków były zgodne z przewidywaniami.

Współczesny układ okresowy (tablica Wernera)

Dopiero:

• odkrycie jądra atomu przez Ernesta Rutherforda (1911)

• opublikowanie w 1913 roku przez jego ucznia, Henry'ego Moseleya,

• tabeli liczby protonów, neutronów i elektronów w kolejnych pierwiastkach,

• zaproponowanie koncepcji orbit i sfer elektronowych przez Bohra,

• sformułowanie zakazu Pauliego,
  dało układowi okresowemu logiczne uzasadnienie oraz wyjaśniło pochodzenie własności chemicznych pierwiastków.

Prawo Moseleya

W obrębie okresu liczba ładunków w jądrze atomu wzrasta o jedność przy przejściu od jednego pierwiastka do następnego.

Współczesna interpretacja prawa okresowości

Własności fizyczne i chemiczne pierwiastków są periodyczną funkcją ich liczby atomowej (liczby protonów w jądrze).
Okresowy charakter zmian własności pierwiastków wynika stąd, że liczby elektronów w zewnętrznych powłokach zmieniają się w sposób okresowy.

Współczesny wygląd układu okresowego zawdzięczamy Nielsowi Bohrowi, który podzielił go na grupy i okresy. Grupy zazwyczaj wypisuje się w kolumnach, a okresy w rzędach. Grupy dzieli się na grupy główne i grupy poboczne. W grupach głównych okresy występują co osiem kolejnych atomów, co wynika z faktu, że na powłokach elektronowych od drugiej do czwartej mieści się dokładnie 8 elektronów. W grupach pobocznych sprawy mocno się komplikują, gdyż kolejne powłoki elektronowe mają coraz więcej miejsca dla elektronów. W grupach głównych wszystkie elektrony z powłoki walencyjnej zajmują orbitale typu: s i p, w grupach pobocznych orbitale: s i d, a w grupie lantanowców i aktynowców orbitale: s, d i f. Jest to podstawą do podzielenia układu okresowego na bloki: s i p (grupy główne), d (grupy poboczne) oraz f (lantanowce i aktynowce)

Układ okresowy w naturalny sposób dzieli się na bloki s, p, d i f, odpowiadające różnej konfiguracji elektronów na zewnętrznej powłoce atomów poszczególnych pierwiastków.

Do bloków s i p należą pierwiastki grup głównych, do bloku d pierwiastki przejściowe, zaś do bloku f lantanowce i aktynowce.

• Pionowe kolumny w układzie okresowym nazywamy grupami.

• W najnowszej, obowiązującej obecnie wersji układu wyróżniamy 18 grup

pierwiastków.

• Pierwiastki w każdej grupie mają podobne konfiguracje zewnętrznych powłok

elektronowych i dlatego mają podobne własności.

• Budowa elektronowa jest podstawą podziału pierwiastków na bloki:

Blok s obejmuje pierwiastki grup 1 i 2.

W grupach tych zewnętrzne elektrony są na orbitalach s

Blok p obejmuje pierwiastki grup 13 - 18.

W grupach tych rozbudowa zewnętrznych powłok następuje przez umieszczanie nowych elektronów na orbitalach p.

Dlatego do bloku p należy sześć grup pierwiastków.

Blok d obejmuje pierwiastki grup 3 - 12.

Leżą one między pierwiastkami bloków s i p.

Cechą charakterystyczną pierwiastków z bloków d jest rozbudowa podpowłok d do 10 elektronów.

Dlatego blok d obejmuje 10 grup pierwiastków.

Pierwiastki bloku d są czasem nazywane pierwiastkami przejściowymi, bo w układzie okresowym są jakby pomostem między blokami s i p.

W atomach pierwiastków bloku f następuje rozbudowa podpowłok f do 14 elektronów.

Pierwiastki te występują w okresach 6 i 7.

Ze względów praktycznych na rysunkach układu okresowego pierwiastki bloku f umieszcza się osobno a nie w okresach, do których należą.

Blok f umieszcza się w grupie 3.

17. POSTULATY BOHRA

Pierwszy z tych postulatów dotyczył wzajemnego położenia elektronu i jądra atomu wodoru:

Elektron w atomie wodoru znajduje się w ciągłym ruchu, może poruszać się tylko po ściśle określonych orbitach kołowych, na których nie może promieniować energii. Tylko takie orbity są dozwolone, dla których iloczyn długości orbity i pędu elektronu jest równy całkowitej wielokrotności stałej Plancka.

2 rmv=nh ; n=1,2,3.......

(Inaczej: Elektron w atomie może przebywać tylko w ściśle ustalonych stanach zwanych stacjonarnymi o określonej energii)

Drugi postulat dotyczy natomiast sposobu promieniowania i pochłaniania energii przez atom:

Przejściu elektronu z jednej orbity stacjonarnej na drugą towarzyszy emisja lub pochłoniecie kwantu energii równej różnicy energii elektronu na tych orbitach stacjonarnych.

E - E = hf, E=hf

(Inaczej: Elektron w stanie stacjonarnym nie promieniuje, czyli nie traci energii i dlatego nie wpada na jądro, ale znajduje się w stałej odległości od niego. Podczas przejścia ze stanu o wyższej energii do stanu o niższej energii, atom emituje kwant (porcje)energii o wielkości równej różnicy między obydwoma stanami. Przejście z niższego do wyższego stanu energetycznego wymaga natomiast pochłonięcia kwantu energii)

18. DUALIZM KORPUSKULARNO - FALOWY

Cecha wielu obiektów fizycznych (np: światła czy elektronów) polegająca na tym, że w pewnych sytuacjach, zachowują się one jakby były cząstkami (korpuskułami), a w innych sytuacjach jakby były falami.

Wg mechaniki kwantowej właściwie całą materię charakteryzuje ten dualizm. Każdej cząstce, a nawet każdemu obiektowi makroskopowemu można przypisać charakterystyczną dla niego funkcję falową, wynikającą z probabilistycznej natury materii. Z drugiej strony każde oddziaływanie falowe można opisać w kategoriach cząstek.

Każda cząstka materialna poruszająca się z określoną prędkością jest jednocześnie falą, której długość zależy odwrotnie proporcjonalnie od jej pędu zgodnie ze wzorem de Broglie'a:

Fale związane z cząstkami materii nazywamy falami de Broglie'a. Mikrocząstki naszego świata raz zachowują się jak cząstki, a innym razem ujawniają swoje właściwości falowe. Nie są więc ani cząstkami, ani falami. Są jednym i drugim równocześnie.

19. STAN PODSTAWOWY I STAN WZBUDZONY

Stan podstawowy to stan układu kwantowego charakteryzujący się najniższą energią.

Stan wzbudzony to każdy stan układu kwantowego charakteryzujący się energią większą niż energia stanu podstawowego tego układu.

(Bohr zdefiniował również stan podstawowy i wzbudzony atomu.

Stan podstawowy to stan, w którym elektrony w atomie mają najniższą, możliwą energię, a stan wzbudzony to stan o wyższej energii elektronów.

Bohr przetworzył model atomu Rutherforda na następujący: wokół jądra utworzonego z odpowiedniej ilości protonów, krąży, po orbitach stacjonarnych, taka sama ilość elektronów nie spadających na jądro z powodu stałego stanu energetycznego.

Model atomu Bohra pozwalał na wyjaśnienie faktu dlaczego atom emituje tylko niektóre długości fali i pozwolił na uzasadnienie wzoru Balmera w stosunku do atomu wodoru i jonów jednoelektronowych.

Teorię Bohra uzupełnił Arnold Sommerfeld, dopuszczając poruszanie się elektronów po torach eliptycznych)

20. LICZBY KWANTOWE

Główna liczba kwantowa oznaczana literą n. Może ona przyjmować wartości całkowitych liczb dodatnich 1, 2, 3, 4 itd.

Określa ona więc powłokę elektronową do której należy elektron.

Główna liczba kwantowa określa również energię powłoki elektronowej.

Poboczna liczba kwantowa oznaczana literą l. Może przyjmować ona wartości 0, 1, 2, …, n-1.

Charakteryzuje ona podpowłokę elektronową, do której należy elektron.

Magnetyczna liczba kwantowa oznaczana literą m.

Spinowa liczba kwantowa oznaczana literą s.

21. POWŁOKI ELEKTRONOWE to zbiór orbitali atomowych o tej samej wartości głównej liczby kwantowej (n). Dana powłoka może zawierać maksymalnie 2n² elektronów.

Kolejne powłoki elektronowe o wartościach n = 1 ,2, 3 itd. określa się literami K ,L, M, itd

W wyniku wzajemnych oddziaływań momentów magnetycznych orbitalnych i spinowych powłoki elektronowe rozwarstwiają się na PODPOWŁOKI ELEKTRONOWE.

22. KSZTAŁTY ORBITALI

• s - orbital - kulisty, może mieć po 2 elektrony.

• p - orbital - kontury są powłokami o symetrii osiowej względem odpowiednich osi układu współrzędnych (px, py, pz) - więc na orbitalach typu p maksymalnie może znajdować się 6 elektronów.

• d - orbital - ma skomplikowaną budowę- mamy 5 orbitali typu d - więc na orbitalach typu d maksymalnie może znajdować się 10 elektronów.

• f - orbital - ma jeszcze bardziej skomplikowaną budowę. Mamy 7 orbitali typu f - wiec na orbitalach typu f może znajdować się maksymalnie 14 elektronów.

23. KONFIGURACJA ELEKTRONOWA PIERWIASTKA to sposób rozmieszczenia elektronów należących do atomów danego pierwiastka na poszczególnych jego orbitalach. Każdy elektron znajdujący się w atomie opisywany jest przy pomocy zbioru liczb kwantowych.

Przyjmuje się, że w podstawowym stanie energetycznym wszystkie atomy danego pierwiastka posiadają jednakową konfigurację elektronową, o ile nie są związane z innymi atomami.

Konfigurację zapisuje się wg pewnej konwencji. Zapis ten może wyglądać na przykład tak:

neon:1s2 2s2 2p6

Liczby występujące przed literami oznaczają numery kolejnych powłok elektronowych.

Małe litery ("s", "p", "d" i "f") oznaczają rodzaje typów orbitali

Górne indeksy liczbowe oznaczają liczbę elektronów znajdujących się na danym poziomie orbitalnym, w danym typie orbitalu.

lub w zapisie "klatkowym"

24. ZAKAZ PAULLIEGO

Dwa elektrony mogą zajmować ten sam orbital tylko wówczas gdy ich spiny są przeciwne tj. zorientowane w przeciwnych kierunkach.

Oznacza to, że nie mogą istnieć dwa elektrony w identycznym stanie kwantowym, tzn mające identyczne wartości czterech liczb kwantowych (n,l,m,m_s ).

25. REGUŁA HUNDA - stanie stacjonarnym rozmieszczane są w podpowłokach i powłokach, zaczynając od najniżej energetycznych.

Elektrony obsadzają orbitale w taki sposób, aby liczba niesparowanych elektronów w danej podpowłoce była możliwie największa.

Oznacza to, że przy zapełnianiu kolejnych orbitali elektronami wszystkie orbitale odpowiadające (orbitale o tych samych liczbach kwantowych n i l) zostaną zapełnione najpierw po jednym elektronie o spinie równoległym, a dopiero potem drugim elektronem o spinie przeciwstawnym.

26. TEORIA WIĄZAŃ G. LEWISA I W. KOSSELA

Zgodnie z tą teorią atomy tworząc wiązanie chemiczne mogą uzyskać stabilną konfigurację elektronową (dubletową lub oktetową) na drodze przekazania elektronów jednego atomu drugiemu lub przez uwspólnienie (współużytkowanie) elektronów walencyjnych. Pierwszy sposób prowadzi do powstania wiązania heteropolarnego (jonowego), a drugi do kowalentnego (atomowego) lub donorowo-akceptorowego (koordynacyjnego). To, jakiego rodzaju wiązanie dochodzi do skutku, zależy od właściwości pierwiastków tworzących związek chemiczny. Można je scharakteryzować za pomocą elektroujemności, które jest umowną miarą skłonności atomu do przyciągania elektronów podczas tworzenia wiązania. Pojęcie to zostało wprowadzone przez L. Paulinga po utworzeniu teorii wiązań Lewisa - Kossela, ale jest przydatne do zrozumienia teorii wiązań. Wprowadzona skala elektroujemności opiera się na energii jonizacji, a także w późniejszych modyfikacjach na powinowactwie elektronowym pierwiastków. Energia jonizacji pierwiastków to energia jaka trzeba doprowadzić do atomu, aby usunąć elektron z atomu i utworzyć jon dodatni.

Atomy gazów szlachetnych, różnią się od atomów pozostałych pierwiastków całkowicie zapełnionymi powłokami elektronowymi. Taka konfiguracja powoduje, że helowce są najbardziej biernymi chemicznie pierwiastkami.

Do pierwiastków elektroujemnych zalicza się te, których atomy wykazują wyższą tendencję do przyłączania elektronów niż do jonizacji. Należą do nich niemetale (najbardziej elektroujemne są fluorowce).

Do pierwiastków elektrododatnich zalicza się te, których atomy wykazują wyższą tendencję do jonizacji (oddawania elektronów) niż do przyłączania elektronów. Należą do nich metale.

27. REGUŁA OKTETU I DUBLETU ELEKTRONOWEGO

Atomy wchodzące w skład związku chemicznego w celu osiągnięcia jak największej stabilności (trwałości) dążą do osiągnięcia konfiguracji najbliższego gazu szlachetnego.

Najbardziej stabilne są konfiguracje elektronowe składające się z

- dwóch elektronów - jest to dublet elektronowy - na ostatniej powłoce może znajdować się 2 elektrony walencyjne - (konfiguracja helu (He)) czyli K2 - dwójka oznacza że na ostatniej powłoce znajduje się dwa elektrony (dwa = dublet,)

- ośmiu elektronów - oktet elektronowy (konfiguracja neonu (Ne), argonu (Ar), Kryptonu (Kr), Ksenonu (Xe), radonu (Rn)) - na ostatniej powłoce ma się znajdować osiem (oktet) elektronów.

Osiągnięcie stabilnej konfiguracji atomu może zachodzić poprzez pobieranie lub oddawanie elektronów dzięki czemu powstają jony.

np.: atom Magnezu:

Mg: K2L8M2 - 2e --> Mg2+: K2L8 atom magnezu (metal) oddaje 2 elektrony (które mają ładunek ujemny) i przyjmuje postać dodatniego jonu magnezu. Magnez oddał dwa elektrony z niepełnej powłoki M. Jako ostatnia powłoka pozostała więc powłoka L z ośmioma elektronami (właśnie to oznacza mała ósemka). Osiem = oktet

atom Tlenu:

O: K2L6 + 2e --> O2-: K2L8 atom tlenu (niemetal) przyjmuje 2 elektrony i dlatego sam zamienia się jon naładowany ujemnie. Tutaj też mamy oktet, gdyż na ostatniej powłoce też jest 8 elektronów.

Z tych dwóch przykładów wynika że:

Atomy metali w celu osiągnięcia trwałości oddają elektrony zaś niemetale przyjmują elektrony. To jest taka niepisana reguła.

28.PODZIAŁ WIAZAŃ ZE WZGLĘDU NA RÓŻNICĘ ELEKTROUJEMNOŚCI

Pomiędzy pierwiastkami, w których różnica elektroujemności jest równa 0 występują wiązania kowalencyjne niespolaryzowane (atomowe).

Kiedy atomy pierwiastków różnią się elektroujemnością, ale różnica nie przekracza 1,7 w skali Paulinga powstaje wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.

Polarność wiązania rośnie w miarę jak zwiększa się różnica miedzy elektroujemnościami pierwiastków. Jeśli przekroczy wartość 1, 7 wiązanie przyjmuje charakter jonowy.

WIĄZANIE JONOWE powstaje między dwoma atomami, których wzajemna różnica elektroujemności jest bardzo duża (> 1,7).

29. WIĄZANIE JONOWE powstaje między dwoma atomami, których wzajemna różnica elektroujemności jest bardzo duża (> 1,7). Elektrony zamiast się uwspólnić "przeskakują" na stałe do jednego z atomów. W wyniku tego jeden z atomów ma nadmiar ładunku ujemnego i staje się ujemnie naładowanym jonem (anionem) a drugi ma nadmiar ładunku dodatniego i staje się kationem. Oba atomy tworzą parę jonową (+)(-), która trzyma się razem na zasadzie przyciągania ładunków elektrostatycznych i może w sprzyjających warunkach ulegać dysocjacji elektrolitycznej.

Na ogół, aby wiązanie się wytworzyło, różnica elektroujemności musi być większa lub równa 1,7 w skali Paulinga, jednak granica, przy której tworzy się wiązanie jonowe jest bardzo płynna, gdyż zależy ona od wielu różnych czynników. Na przykład we fluorowodorze różnica elektroujemności między fluorem a wodorem wynosi aż 1,9 a mimo to wiązanie F-H ma charakter kowalencyjny spolaryzowany.

Wiązania jonowe są wiązaniami mocnymi, np.: chlorek sodu - Na Cl

Związki połączone wiązaniem jonowym charakteryzuje:

-krystaliczna budowa

-dobra rozpuszczalność w wodzie

-wysoka temperatura topnienia

-przewodnictwo elektryczne - zarówno w roztworze jak i w stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny.

Wiązanie jonowe tworzy się w litowcach (wykluczając wodór) oraz berylowcach w związkach z tlenowcami i fluorowcami.

30. WIĄZANIE KOWALENCYJNE NIESPOLARYZOWANE (atomowe) - polega na utworzeniu wspólnej pary elektronów (wiązanie pojedyncze), dwóch wspólnych par elektronów (wiązanie podwójne) lub trzech wspólnych par elektronów (wiązanie potrójne), przez dwa atomy, z których każdy dostarcza do wytworzenia wspólnego dubletu (lub dubletów) taką samą liczbę niesparowanych elektronów.

Wiązania kowalencyjne występują pomiędzy pierwiastkami, w których różnica elektroujemności jest równa 0. Przykładami takiego wiązania są cząsteczki dwuatomowe: H2, O2, N2, Cl2, Br2, I2.

Warunkiem utworzenia wiązania kowalencyjnego przez dany atom, jest obecność przynajmniej jednego niesparowanego elektronu. Uwspólnianie elektronów powoduje, że atomy uzyskują oktet elektronów, czyli konfigurację najbliższego gazu szlachetnego.

Związki kowalencyjne (tworzące wiązania kowalencyjne), tworzą w stanie stałym sieć krystaliczną zbudowaną z odrębnych cząsteczek.

Mają niskie temperatury topnienia i wrzenia, rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych lub słabo polarnych (np: chloroform, aceton, benzen), natomiast słabo w rozpuszczalnikach polarnych (np: woda).

Skroplone związki kowalencyjne i ich roztwory, nie przewodzą prądu elektrycznego, ponieważ nie ulegają dysocjacji.

Reakcje między związkami kowalencyjnymi polegają na rozerwaniu istniejących wiązań i tworzeniu nowych.

WIĄZANIA KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE - polega na uwspólnieniu pary elektronów, ale wspólna para nie należy w jednakowym stopniu do obu atomów, lecz jest przesunięta w kierunku atomu bardziej elektroujemnego.

Zjawisko przesunięcia uwspólnionej pary elektronów w kierunku jednego z atomów, nosi nazwę polaryzacji wiązania. Ma to miejsce w przypadku, kiedy atomy pierwiastków różnią się elektroujemnością, ale różnica nie przekracza 1,7 w skali Paulinga.

Polarność wiązania rośnie w miarę jak zwiększa się różnica miedzy elektroujemnościami pierwiastków. Jeśli przekroczy wartość 1, 7 wiązanie przyjmuje charakter jonowy.

Wiązanie spolaryzowane jest najbardziej pospolite dla związków nieorganicznych i organicznych w skład których wchodzą atomy niemetali różniących się dość znacznie wartością elektroujemności.

Przykład wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego:

-połączenie chloru i wodoru w cząsteczce chlorowodoru.

31. WIĄZANIE KOORDNACYJNE

Wiązania kowalencyjne można jeszcze podzielić na zwykłe, w których uwspólniane elektrony pochodzą w równej liczbie od obu atomów (jeśli jeden "daje" trzy elektrony, to drugi też "daje" trzy) oraz na wiązania koordynacyjne (semipolarne) , w których tylko jeden atom jest donorem elektronów lub liczba elektronów, które "daje" jeden atom nie jest równa liczbie, którą daje drugi.

Wiązania koordynacyjne mają często dokładnie taki sam charakter jak wiązania kowalencyjne. W wielu związkach, w których z rachunku elektronów wynika, że część wiązań jest formalnie kowalencyjnych a inna część koordynacyjnych są one w rzeczywistości całkowicie nieodróżnialne, posiadają taką samą geometrię i energię i nie da się praktycznie ustalić, które są które. W wielu związkach chemicznych wiązania koordynacyjne daje się jednak wyraźnie wskazać i mają one pewne szczególne własności, których zwykłe wiązania kowalencyjne nie mogą mieć. Przykładem tego rodzaju wiązań są np. te występujące w Pi kompleksach, wiązania w tlenku siarki (IV)

32. 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, jednak ten rodzaj oddziaływania również łączy ze sobą atomy. Wiązanie wodorowe polega na "dzieleniu" między dwoma atomami (np. tlenu) jednego atomu wodoru, tak, że atom wodoru jest częściowo połączony z nimi oboma. Można to też ująć w ten sposób, że atom wodoru jest powiązany z oboma atomami wiązaniami "połówkowymi", gdyż jedno normalne pojedyncze (czyli dwuelektronowe) wiązanie wodór-inny atom jest dzielone na dwa słabsze "półwiązania" inny atom-wodór i wodór-inny atom.

Wiązanie wodorowe występuje najczęściej w związkach wodoru z fluorem, chlorem, tlenem, azotem.

Substancje, w których występuje wiązanie wodorowe charakteryzują się wysokimi temperaturami wrzenia i topnienia.

ODDZIAŁYWANIA MIĘDZYCZĄSTECZKOWE to inne niż wiązania chemiczne siły wiążące atomy i cząsteczki. Podstawowa różnica między oddziaływaniami międzycząsteczkowymi a wiązaniami chemicznymi, polega na tym, że nie wiążą one atomów na tyle trwale, aby umożliwiało to uznanie powstałych w ten sposób struktur za związki chemiczne w pełnym znaczeniu tego terminu. Granica między oddziaływaniami międzycząsteczkowymi i wiązaniami jest jednak płynna. Na przykład wiązanie wodorowe - jeśli występuje w obrębie jednej cząsteczki jest często traktowane jak słabe wiązanie chemiczne, jeśli jednak wiąże ono dwie lub więcej cząsteczek w duże konglomeraty o zmiennym składzie, można je traktować jako oddziaływanie międzycząsteczkowe.

33. WIĄZANIE METALICZNE - powstanie wiązania metalicznego polega na przekształceniu atomów tego samego metalu lub atomów różnych metali w zbiór kationów i swobodnie poruszających się między nimi elektronów.

Wiązanie metaliczne może istnieć w stanie stałym lub ciekłym.

W stanie stałym węzły sieci krystalicznej metalu lub stopu są obsadzone przez kationy wykonujące wyłącznie ruchy oscylacyjne wokół węzła, natomiast zdelokalizowane elektrony poruszają się swobodnie w obrębie całego kryształu, podobnie jak drobiny substancji w stanie gazowym. Z tego względu mówi się o gazie elektronowym (chmurze elektronowej) wiązania metalicznego.

Kationy stanowiące rdzenie atomowe utrzymują się w swoich położeniach dzięki przyciądaniu elektrostatycznemu elektronów.

Właściwości metali wiążą się z istniejącym wiązaniem metalicznym:

-dobre przewodnictwo cieplne i elektryczne można uzasadnić ruchliwością elektronów należących do dazu elektronowego

-połysk metaliczny wynika stąd, że pod wpływem światła widzialnego, elektrony znajdujące się na powierzchni kryształu wykonują drgania o częstotliwości promieniowania padającego. Promienie odbite mają taką samą częstotliwość jak promienie padające, co postrzegamy jako charakterystyczny połysk metalu

-plastyczność - ciągliwość, kowalność metali, tłumaczy się brakiem w krysztale kierunków uprzywilejowanych, a więc można przesuwać płaszczyzny sieciowe i powodować pęknięcia metali.

34. NAZEWNICTWO TLENKÓW I WODORKÓW

Nazwy tlenków tworzy się, dodając do słowa tlenek nazwę pierwiastka, np. tlenek sodu. Jeżeli dany pierwiastek tworzy kilka tlenków, w których przyjmuje różne stopnie utlenienia, to obok nazwy pierwiastka w nawiasie okrągłym zapisujemy jego stopień utlenienia

Wodorki to związki wodoru z innymi pierwiastkami - z metalami (np. NaH - wodorek sodu, CaH2, AlH3) i niektórymi niemetalami (np. HCl - chlorowodór, H2S - siarkowodór. Zauważ różnicę w nazewnictwie i wzorze sumarycznym!).

35. BADANIE ZACHOWANIA SIĘ TLENKÓW WOBEC WODY, NaOH i HCl.

Na podstawie barwy uniwersalnego papierka wskaźnikowego można wnioskować, że tlenek wapnia w reakcji z wodą tworzy zasadę, tlenek fosforu(V) - kwas, a tlenek krzemu(IV) nie reaguje z wodą:

CaO + H2O › Ca(OH)2

P4O10 + 6 H2O › 4 H3PO4

Ze względu na zachowanie się tlenków wobec wody możemy je podzielić na:

a) tlenki reagujące z wodą (CaO, CO2, SO2, P4O10)

b) tlenki niereagujące z wodą (SiO2, A12O3, Fe2O3, CO)

Zachowanie tlenków względem innych związków (względem wodnych roztworów kwasów i zasad) przedstawiono w tabeli poniżej:

TLENEK	Tlenek Efekty świadczące o zachodzącej reakcji Z KWASEM	Tlenek Efekty świadczące o zachodzącej reakcji Z ZASADĄ	WNIOSKI	RÓWNANIE REAKCJI
MgO	zmiana barwy oranżu metylowego z czerwonej na żółto-pomarańczową	brak zmiany barwy wskaźnika	reaguje z KWASEM	MgO + 2 HCI › MgCl2 + H2O
Al203	rozpuszczanie tlenku	rozpuszczanie tlenku	reaguje z kwasem i zasadą	A12O3 + 6 HCI › 2 A1C13 + 3 H2O A12O3 + 2 NaOH + 3 H2O › 2Na[Al(OH)4]
P4010	brak zmiany barwy wskaźnika	Odbarwienie fenoloftaleiny	reaguje z zasadą	P4O10 + 12 NaOH › 4 Na3PO4 + 6 H2O

Można więc wyróżnić trzy grupy tlenków:

tlenki zasadowe, czyli te, które reagują z kwasami;

tlenki kwasowe, czyli te, które reagują z zasadami;

tlenki amfoteryczne (z języka greckiego amphoteros - dwustronny), czyli te, które reagują z kwasami i z zasadami.

Oprócz grup tlenków wyróżnionych istnieje jeszcze nieliczna grupa tlenków, które nie reagują z wodą ani kwasami i zasadami. Są to tlenki obojętne. Do tej grupy należą: CO, N2O, NO

36. PODZIAŁ TLENKÓW

Z uwagi na skład chemiczny tlenki dzielimy na tlenki metali i niemetali.

Ze względu na charakter chemiczny tlenki dzielimy na :

1)Tlenki zasadowe, są to tlenki metali które reagują z kwasami dając sole, ale nie reagują z zasadami, np : CaO, MgO, K2O, Na2O

2)Tlenki kwasowe, są to tlenki niemetali, lub metali bloku d , które reagują z zasadami dając sole, lecz nie reagują z kwasami., np.: SO3, SO2, CO2, CrO3

3)Tlenki amfoteryczne, są to tlenki metali które reagują z kwasami i zasadami dając sole, np.: Al2O3, ZnO, MnO2.

4)Tlenki obojętne, tlenki niemetali, które nie reagują ani z kwasami , ani z zasadami.

Właściwości tlenków wynikają z charakteru pierwiastków jakie je tworzą, można przewidzieć na podstawie położenia tych pierwiastków w układzie okresowym. Zasadowy charakter tlenków wykazują tlenki pierwiastków grupy I i II, z wyjątkiem BeO - ma charakter amfoteryczny. Tlenki, pierwiastków grupy 17 są typowo kwasowe. Grupa 13 ( Al) amfoteryczne.

37. WŁASCIWOŚCI CHEMICZNE WODORKÓW.

Reakcje wodorków z wodą

Wodorki metali grupy 1 i 2, czyli wodorki litowców i berylowców, będące białymi proszkami, reagują z wodą dając zasadę i wodór:

CaH2 + 2H2O Ca(OH)2 + 2H2

Wodorki pozostałych metali nie reagują z wodą, część z nich rozpuszcza się w niej fizycznie, choć zwykle w niewielkich ilościach i bez dysocjacji jonowej.

Wodorki niemetali, rozpuszczają się w wodzie z dysocjacją, np.:

HCl Cl- + H+,

a otrzymane tym sposobem roztwory, na skutek obecności jonów H+, mają odczyn kwaśny (roztwór otrzymany przez rozpuszczenie w wodzie amoniaku jest zasadowy!).

Związek o wzorze CH4 zwany metanem zaliczamy nie do wodorków, a do związków organicznych zwanych węglowodorami. Metan, będący w warunkach normalnych

gazem nie reaguje z ciekłą wodą, ale z parą wodną:

CH4 + H2O -T CO + 3H2

Inne właściwości chemiczne i fizyczne

Idąc w układzie okresowym od wodorków litowców (metali grupy 1), na prawo, jonowy charakter wiązania w wodorkach maleje, w wodorkach niemetali występują już wiązania o charakterze kowalencyjnych spolaryzowanych. Wodorki metali to ciała stałe (większość), budujące jonowe sieci krystaliczne zawierające jony H- oraz kationy metalu. Po stopieniu przewodzą prąd elektryczny. Kowalencyjne wodorki niemetali są gazami bądź cieczami o dużej lotności

38. DEFINICJE KWASU I ZASADY.

KWASY

Istnieją dwa typy kwasów w chemii nieorganicznej: kwasy beztlenowe i kwasy tlenowe.

Kwasy beztlenowe to wodne roztwory wodorków niemetali 16 i 17 grupy (np. HCl, H2S, HBr),

natomiast w przypadku kwasów tlenowych w skład cząsteczki, obok wodoru i niemetalu takiego jak siarka, azot, węgiel, czy chlor, wchodzą dodatkowo atomy tlenu.

Istnieje niewielka grupa kwasów tlenowych, które zamiast niemetalu (E) zawierają metal (np. kwasy chromowe).

Wzór ogólny kwasów tlenowych przedstawia się następująco:

HxEyOz

WODOROTLENKAMI nazywamy wszystkie związki nieorganiczne, których cząsteczki zawierają kationy metali (M+) i aniony wodorotlenkowe (OH-).

Liczba jonów OH w cząsteczce wodorotlenku zależy od stopnia utlenienia wchodzącego w jej skład metalu, np. NaOH (I), Ca(OH)2 (II), Fe(OH)2 (II), Fe(OH)3 (III).

Wzór ogólny zasad:

Mn(OH)n

39. WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE PIERWIASTKOW BLOKU S I P

Właściwości chemiczne metali bloku s

Właściwości chemiczne pierwiastków są funkcją ich konfiguracji elektronowej.

Metale bloku s mają konfigurację elektronów walencyjnych ns1 i ns2. Przejście w stan jonowy atomu mającego jeden lub dwa elektrony walencyjne jest możliwe już przy niewielkim nakładzie energii.

Metale bloku s są aktywne chemicznie.

Tlenki tychmetali w reakcji z wodą tworzą wodorotlenki o charakterze typowo zasadowym:

K2O + H2O = 2KOH KOH = K+ + OHCaO

+ H2O = Ca(OH)2 Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH

Metale bloku s są dobrymi reduktorami, właściwości redukujące zaś zwiększają się ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka w grupie.

Właściwości redukujące metali bloku s przejawiają się w ich reakcjach z wodą, tlenem, chlorem, wodorem a w reakcji z kwasami nieutleniajacymi wydzielają gazowy wodór, np.

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2

Z kwasami utleniającymi metale te reagują, w zależności od stężenia kwasu, oprócz soli metalu, tlenki azotu na niższym stopniu utlenienia np.

Ca + 4HNO3 = Ca(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O stężenie kwasu maleje

3Ca + 8HNO3 = 3Ca(NO3)2 + 2NO + 4H2O ß

5Ca + 12 HNO3 = 5Ca(NO3)2 + N2 + 6H2O ß

Ca + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2

Metale bloku s i ich związki wprowadzone do płomienia nadają mu charakterystyczne zabarwienie:

lit - karminowe wapń - ceglastoczerwone

sód - żółte stront - karminowe

potas - różowofioletowe bar - żółtozielone

rubid - jasnofioletowe rad - karminowoczerwone

cez - niebieskofioletowe

Ogrzewane substancje absorbują energię z płomienia. W wyższym stanie energetycznym atomy lub jony przebywają przez bardzo krótki czas (rzędu 10-8 s), a następnie powracają do stanu podstawowego emitując kwanty energii, odpowiadające rożnym długościom fali. Promieniowanie o różnych długościach fal obserwujemy

jako różne barwy płomienia.

Właściwości chemiczne metali bloku p

Pierwiastki występujące w bloku p mają elektrony walencyjne rozmieszczone na ostatniej zewnętrznej powłoce.

Nie wszystkie z nich są pierwiastkami metalicznymi.

Metale bloku p to Al (glin), Sn (cyna), Pb (ołów), Bi (bizmut).

Wszystkie z nich mają właściwości amfoteryczne.

Z wymienionych metali największe znaczenie ma glin.

Czysty glin jest mało wytrzymały pod względem mechanicznym, ale jego stopy z innymi metalami (np. duraluminium) oznaczają się dużą wytrzymałością.

Mimo aktywności chemicznej aluminium jego stopy są odporne na korozję, ponieważ na jego powierzchni powstaje ochronna warstewka tlenkowa (warstewka pasywna).

Glin jest dobrym reduktorem ze względu na jego niski potencjał normalny (-1,66 V). Łatwo roztwarza się w kwasie solnym i rozcieńczonym kwasie siarkowym z wydzieleniem wodoru:

2Al + 3HCl = 2AlCl3 + 3H2 2 Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2

W reakcji ze stężonym kwasem siarkowym(VI) i azotowym(V) czyli w reakcji z kwasami utleniającymi powstaje pasywna warstewka tlenku glinu z równoczesną redukcją siarki lub azotu na niższe stopnie utlenienia.

2Al + 2 HNO3 = Al2O3 + 2NO + H2O

Glin jest pierwiastkiem amfoterycznym, co oznacza, że reaguje nie tylko z kwasami, ale też roztwarza się w mocnych zasadach:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[ Al(OH)4] + 3H2

40. NAZEWNICTWO WODOROTLENKÓW I KWASÓW

Nazwy wodorotlenków tworzy się, dodając do słowa wodorotlenek nazwę metalu i w nawiasie jego stopień utlenienia. Zgodnie z umową, jeżeli dany pierwiastek w związkach chemicznych występuje tylko na jednym stopniu utlenienia, to nie jest konieczne podawanie go w nawiasie.

Nazwy kwasów tlenowych pochodzą od nazwy pierwiastka E. Podaje się jego wartościowość (chyba że pierwiastek ten wchodzi w skład tylko jednego kwasu tlenowego). H3PO4 to kwas fosforowy (V), a H2CO3 kwas węglowy (nie podajemy wartościowości węgla, bo istnieje tylko jeden kwas węglowy). Wartościowość metalu wchodzącego w skład kwasu jest identyczna z wartościowością tego pierwiastka w bezwodniku kwasowym.

Nazwy kwasów beztlenowych, tj. wodnych roztworów wodorków niemetali grup 16 i 17, pochodzą od nazwy wodorku, np. wodny roztwór HCl to kwas chlorowodorowy (nazwa zwyczajowa: solny), a H2Saq kwas siarkowodorowy

41. DEFINICJA SOLI

Sole są to związki chemiczne, których cząsteczki zawierają atom (grupę atomów) metalu lub grupę amonową NH4 oraz resztę kwasową.

Wzór ogólny soli:

MaRb

M - metal,

R - reszta kwasowa,

a - liczba atomów metalu w cząsteczce soli (wartościowość reszty kwasowej),

b - liczba reszty kwasowej w cząsteczce soli ( wartościowość metalu)]

42. PODZIAŁ SOLI

Sole można podzielić na:

- tlenowe - nazwy tych soli mają końcówkę -an

- beztlenowe - nazwy tych soli mają końcówkę -ek

Sole tlenowe- pochodne od kwasów tlenowych, na przykład:

-siarczany (VI) Na2SO4, MgSO4

-azotany (V) AgNO3, KNO3

Sole beztlenowe- pochodne od kwasów beztlenowych, na przykład:

-chlorki AgCl, NaCl

-jodki KI, MgI2

-siarczki Na2S, CaS

Sole proste to sole zawierające jeden rodzaj kationów i jeden rodzaj anionów, np. MgCO3, Na2S, Na2SiO4.

Sole podwójne mogą zawierać dwa rodzaje kationów, np. MgAl2(SO4)4, lub dwa rodzaje anionów, np. Pb2Cl2CO3.

Sole wielokrotne zawierają trzy i więcej kationów lub anionów.

Są to na ogół minerały, np. CaNaCu5Cl(AsO4)4.

Rozróżnia się:

1. Sole obojętne o ogólnym wzorze

MnRm np Al2(SO4)3

H2SO4+ 2NaOH » Na2SO4 + 2H2O sól obojetna

Wszystkie sole, które składają się z kationów metali i anionów reszt kwasowych noszą nazwę soli obojętnych,

np. NaCl, CuSO4, AgNO3.

2. Wodorosole ( „sole kwaśne”) o wzorze ogólnym

Mn( Hk R)m ,

składające się z metalu oraz reszty kwasowej , w skład której wchodzi „ zwykła ” reszta kwasowa oraz atom (atomy) wodoru .

H2SO4 + Na OH » NaHSO4 + H2O wodorosól

3. Hydrosole ( „ sole zasadowe ” , sole wodorotlenkowe ) o wzorze ogólnym

M ( OH )k nRm .

Składają się one z reszty kwasowej R oraz z tzw : reszty zasadowej , w skład której wchodzi metal i jedna lub kilka grup OH .

Mg ( OH )2 + HCl aq » Mg ( OH ) Cl + H2O hydrosól

Istnieją także sole uwodnione (hydraty). Sole te w stanie stałym mają wbudowane w sieć krystaliczną cząsteczki wody (woda hydratacyjna), np. CuSO4 5H2O, CaSO4 2H2O (gips).

43. NAZEWNICTWO SOLI

Nazwa soli składa się z dwóch wyrazów . Pierwszy wyraz określa resztę kwasową . Jeżeli reszta kwasowa pochodzi z kwasu tlenowego , to nazwa reszty kwasowej ma zakończenie - an (np : kwas siarkowy - sól »siarczan ) . Dawniej nazwy niektórych kwasów miały zakończenie - awy a ich sole zakończone na -yn ( np : kwas azotowy - sól »azotyn ) . Obecnie nazwy te nie są zalecane . Sole kwasów beztlenowych mają w nazwie zakończenie - ek np : kwas chlorowodorowy , siarkowodorowy, sole » chlorek i siarczek .

Sole , których resztę kwasową stanowi atom fluorowca ( halogenu ) , czyli fluorki , chlorki , bromki i jodki mają wspólną nazwę halogenki .

44. REAKCJE SZYBKIE I POWOLNE

Przykłady reakcji:

-szybkich (np. wybuch bomby, spalanie wodoru)

-wolnych (np. powstawanie węgla kamiennego, rdzewienie żelaza).

45. KINETYKA CHEMICZNA

Kinetyka chemiczna to dział chemii fizycznej zajmujący się badaniem przebiegu reakcji w czasie.

Kinetyka zajmuje się przewidywaniem zmian stężeń substratów i produktów reakcji chemicznych w czasie, badaniem szybkości reakcji i wpływu rozmaitych czynników na tę szybkość i ogólnie przebieg całej reakcji. Zbadanie danej reakcji od strony kinetycznej polega zazwyczaj na ustaleniu zależności tempa powstawania produktów (i ubytku substratów) od temperatury, ciśnienia, rodzaju rozpuszczalnika, rodzaju i stężenia katalizatora oraz wyjściowych proporcji substratów. Następnie próbuje się uzyskane dane zracjonalizować poprzez napisanie matematycznego równania kinetycznego reakcji oraz ustaleniu mechanizmu reakcji.

Zazwyczaj badanie kinetyki reakcji nie jest potrzebne, gdy prowadzi się ją w małej skali, w laboratorium, jest jednak konieczne gdy chce się daną reakcję zastosować w przemyśle.

Równanie kinetyczne reakcji chemicznej

Równanie kinetyczne to zazwyczaj równanie różniczkowe opisujące dokładnie zmiany stężenia molowego substratów w czasie zachodzenia reakcji chemicznej.

Najczęściej przyjmuje ono postać:

frac{-d[1]}{dt}=k[2]^{n}[3]^{m}[4]^{p}[5]^{q}...

gdzie

k - stała szybkości reakcji

[6], [7], [8], [9]... - stężenia lub aktywności molowe (w przypadku roztworów) lub ciśnienia cząstkowe (w przypadku gazów) substratów uczestniczących w reakcji

n,m,p,q - wykładniki potęgowe dobierane zwykle empirycznie, choć czasami też na podstawie znajomości mechanizmu, zwane często rzędem reakcji.

46. STĘŻENIE MOLOWE to liczna moli substancji (n) w 1dm³ roztworu. Wyznacza się go jako stosunek liczby moli substancji rozpuszczonej do objętości całego roztworu (V).

Stężenie molowe jest zależne od temperatury, ponieważ objętość roztworu jest funkcją temperatury. Praktycznie stosowana jednostka stężenia molowego jest mol/dm³

Wzór na stężenie molowe:

C_m = n_s / V_r

47. SZYBKOŚĆ REAKCJI CHEMICZNEJ - jest to ubytek stężenia substratu lub przyrost stężenia produktu w jednostce czasu.

Szybkość reakcji chemicznej możemy określić wzorem:

v=k∙c

gdzie:

k jest współczynnikiem proporcjonalności między szybkością reakcji v, a stężeniem molowym c.

Stała szybkości reakcji nie zależy od stężenia składników reagujących, a zależy jedynie od rodzaju reakcji i temperatury.

W przypadku gdy substrat A przekształca się bezpośrednio w produkt, szybkość reakcji v można wyrazić równaniem:

v=k∙cA

Jeżeli w reakcji biorą udział 2 składniki reagujące A i B, równanie na szybkość reakcji w prostszych przypadkach przyjmuje postać:

v= k∙cA∙cB

Tę zależność wykazali w roku 1867 chemicy norwescy Guldberg i Waage.

Sformułowali oni prawo działania mas, zgodnie z którym:

Szybkość reakcji prostej jest w każdej chwili proporcjonalna do iloczynu stężeń substratów w danej chwili.

W czasie przebiegu reakcji substraty przekształcają się w produkty, ich stężenia maleją, zmniejsza się więc również szybkość reakcji.

W definicjach szybkości innych zjawisk ważna jest wielkość określająca kinetykę w danej chwili, tzn. wielkość rzeczywista a nie średnia.

v= - dc/ dt = + dx/dt

Rzeczywista szybkość jest pochodną stężenia substratu względem czasu (ze znakiem minus, ponieważ szybkość ma sens fizyczny jako wielkość dodatnia) lub pochodną stężenia produktu względem czasu.

Szybkość reakcji jest funkcja stężenia reagentów.

Funkcję tę zapisujemy w formie ogólnie stosowanego równania kinetycznego.

Jeżeli w reakcji biorą udział substraty A,B,C i reakcja jest prosta, tzn. przebiega tylko w jednym kierunku, wówczas:

v = k•[A]a •[B]b •[C]c

Gdzie:

k jest tzw. stałą szybkości reakcji,

Współczynnik k ma określoną wartość dla danej reakcji, jest niezależny od stężenia substancji, natomiast jego wartość ulega zmianie wraz ze zmianą temperatury oraz przy użyciu katalizatorów.

Symbole w nawiasach kwadratowych oznaczają stężenia poszczególnych substratów.

Współczynniki potęgowe przy stężeniach poszczególnych substratów określają rząd reakcji.

48. WPŁYW NA SZYBKOŚĆ REAKCJI:

• Rodzaju reagujących substancji - energia aktywacji jest różna dla różnych substancji,

• Temperatury - ze wzrostem temperatury rośnie prędkość poruszających się cząstek, a co za tym idzie, liczba i gwałtowność zderzeń, co zwiększa prawdopodobieństwo zajścia reakcji,

Z codziennych doświadczeń wiadomo jest, że szybkość reakcji chemicznych wzrasta ze wzrostem temperatury. Przykładem może być utlenianie węgla. W warunkach normalnych jest to proces, który przebiega bardzo wolno, prawie niezauważalnie. Z chwilą, kiedy zaczniemy podwyższać temperaturę reakcja przebiega coraz to szybciej a w końcu dochodzi do zapalenia się węgla a uwalniane ciepło (proces egzoenergetyczny) podtrzymuje proces palenia się węgla.

Doświadczalnie wykazano, że szybkość wielu reakcji w temperaturze pokojowej mniej więcej podwaja się przy wzroście temperatury o 10oC.

- Rozdrobnienia substratów - Im wyższy stopień rozdrobnienia, tym większa szybkość reakcji chemicznej. O szybkości reakcji chemicznej decyduje tutaj powierzchnia kontaktu substratów. Im większe rozdrobnienie tym większa powierzchnia kontaktu substratów i dlatego więcej może przereagować drobin. Przykładem może być reakcja cynku (Zn) z kwasem solnym (HCl).

Zn + 2HCl ----> H2 + ZnCl2

Rozpuszczanie cynku w kwasie odbywa się znacznie szybciej jeżeli cynk występuje w postaci opiłek. Obserwujemy wtedy gwałtowne wydzielanie wodoru. Jeżeli cynk będzie w postaci jednego kawałka rozpuszczanie będzie wolne a wodór wolno opuszcza powierzchnię bryły cynku.

• Stężenia reagujących substancji - Im większe stężenie, tym szybciej przebiega reakcja chemiczna. Przykładem może być reakcja wcześniej opisana jako reakcja chemiczna kwasu solnego (HCl) z cynkiem (Zn). Porównując szybkość wydzielania wodoru dla dwóch próbek, tj. z kwasem rozcieńczonym i kwasem stężonym, szybciej wodór będzie wydzielał się w reakcji cynku ze stężonym kwasem solnym.

• Obecności katalizatora - KATALIZATOR - to substancja zwiększająca szybkość reakcji chemicznej. Bierze udział w etapach elementarnych reakcji ale nie wchodzi w skład produktów reakcji, a po jej zakończeniu masa jego pozostaje niezmieniona.

49. REAKCJE ODWRACALNE I NIEODWRACALNE

Reakcje chemiczne, które dobiegają do końca, tzn. aż do całkowitego zużycia się któregoś z substratów, nazywamy reakcjami nieodwracalnymi lub jednokierunkowymi,

np. reakcje spalania lub wydzielania się osadu:

2C4H10 + 3O2 = 8CO2↑+ 10H2O

AgNO3 + NaCl = AgCl↓+ NaNO3

Reakcjami 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 równowagi dynamicznej.

Zależność między stężeniami reagujących substancji w stanie równowagi jest określona przez prawo działania mas Guldberga i Waagego.

Przykłady reakcji odwracalnych:

3H2 + N2 ⇔ 2NH3

H2S + 2KOH ⇔ K2S + 2H2O

Przeważająca większość reakcji chemicznych to procesy odwracalne.

Reakcje chemiczne mogą zachodzić aż do całkowitego zużycia substratów, albo dochodzić do pewnego stanu, w którym substraty współistnieją z produktami. Stan taki wynika z ustalenia się stanu równowagi. Jeśli szybkość reakcji „w prawo” zdecydowanie dominuje nad szybkością reakcji „w lewo”, to substraty niemal całkowicie przereagowują w produkty, a proces uważa się za praktycznie nieodwracalny, czyli biegnący do końca. Gdy szybkości reakcji w obu kierunkach są takie same, wówczas mamy do czynienia ze stanem równowagi chemicznej. W stanie równowagi chemicznej ilość substratów i produktów nie ulega zmianie, choć obie reakcje zachodzą w dalszym ciągu.

50. REAKCJE KATALITYCZNE

• Kataliza - zmiana szybkości reakcji chemicznej spowodowana obecnością specyficznego, nie występującego w równaniu stechiometrycznym, składnika reagującego układu - katalizatora

• Katalizatorem danej reakcji nazywamy substancję, która wprowadzona do układu reagującego zwiększa szybkość tej reakcji a sama nie ulega przemianom chemicznym w ostatecznym wyniku reakcji

Kataliza homogeniczna - katalizator występuje w tej samej fazie co substraty (ma przyspieszać proces).

Kataliza heterogeniczna - katalizator występuje w innej fazie niż substraty.

• Najczęściej katalizator jest wtedy ciałem stałym, reakcja zaś przebiega pomiędzy substancjami gazowymi. np. katalityczne syntezy prowadzone są przeważnie z udziałem katalizatora stałego (metalu lub tlenku metalu)

Autokataliza - szczególny przypadek katalizy, gdzie produkty reakcji katalizują proces.

KATALIZATORY przykłady:

• Metale: Fe, Ni, Co, Pt, Ag, Cu, Cu, Zn: katalizują reakcje uwodornienia i odwodornienia

• Katalizatory tlenkowe (o charakterze półprzewodników) katalizują reakcje uwodornienia i odwodornienia, dehydratacji i utleniania

• Siarczki metali: odwodornienie organicznych związków siarki, przyłączanie H S (siarczki niklu, molibdenu, kobaltu)

• Katalizatory jonowe: chlorowce stosowane w procesach chlorowania związków organicznych i fosforany stanowiące składnik kontaktów dla reakcji hydratacji i dehydratacji

• Katalizatory jonitowe: stanowią grupę pośrednią pomiędzy katalizatorami homogenicznymi a heterogenicznymi

• Katalizatory enzymatyczne - katalizują reakcje biochemiczne, ich właściwości związane ze strukturą białkowego nośnika

---