o

Początek chemii 1774r.-wszystko przed to alchemia

I ) PRAWA CHEMICZNE

ZACHOWANIA MASY(Lavosier)- łączna masy substancji pozostaje niezmieniona po jakiejkolwiek przemianie zachodzącej w układzie zamkniętym.

L=P

CaCO₃ → CaO + CO₂

Prawo zachowania masy nie jest do końca prawdziwe ( E=mc² gdzie masa zamieniana jest w energie ale nie jesteśmy w stanie tego sprawdzić bo mamy za mało precyzyjne mierniki )

PRAWO STOSUNKÓW STAŁYCH- wzajemny stosunek wagowy pierwiastków w określonym związku chemicznym jest stały. Nie ma 2 związków chemicznych składających się z tych samych pierwiastków i posiadających taki sam stosunek wagowy.

CaCO₃ Ca : C : O = 40 : 12 : 48

10 : 3 : 12

PRAWO STOSUNKÓW OBJĘTOŚCIOWYCH (gazy) - objętości równoważnych chemicznie ilości gazów mają się do siebie jak liczby całkowite (przeważnie najmniejsze; skutkiem tego prawa jest korzystanie ze współczynników reakcji)

N₂ + 3H₂ -^kat > NH₃

1 : 3 : 2

PRAWO AVOGADRO - w jednakowych objętościach ( w jednakowej temp. i pod jednakowym ciśnieniem) mieści się jednakowa liczba niezależnie bytujących cząsteczek.

6,023 x 10²³ liczba Avogadro, ilość atomów, jonów, cząsteczek w jednym MOLU substancji.

1 mol różnych gazów będzie zajmować taką samą objętość 22,4 dm³

ZASADA PRZEKORY -> układ znajdujący się w stanie równowagi trwałej poddany jakiemukolwiek działaniu z zewnątrz ulega takiej przemianie, z którą związane jest przeciwdziałanie narzuconej zmianie, czyli chemiczna zasada akcji i reakcji.

Reakcje odwracalne oznaczamy

->

<-

( CaCO₃ jeśli podgrzewamy ( -> ) to wzrasta ciśnienie na skutek zwiększonego rozpadu na CO₂ i CaO układ aby zmniejszyć ciśnienie działa w lewo (<-)

II ) TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH

1. Reakcje syntezy
   
   dwie substancje proste -> substancja złożona
   
   A + B ---> AB

CuO + H₂O -> Cu(OH)₂

2. Reakcje analizy

substancja złożona -> dwie lub więcej substancji prostych

AB ---> A + B
CaCO₃ -> Ca) + CO₂

3. Reakcje wymiany

Jeden związek i jeden pierwiastek -> inny związek i inny mniej aktywny pierwiastek

A + BC ---> AC + B
Zn + H₂SO₄ -> ZnSO₄ + H₂

dwa związki -> dwa inne związki

AB + CD ---> AD + BC

2NaCl + H₂SO₄-> NaSO₄ + 2HCl

4.REAKCJA EGZOTERMICZNA ( wydziela energię do zewnątrz, wydziela ciepło )

C + O₂ -> CO₂ + Q

5. RKACJA ENDOTERMICZNA ( pobiera energie z zewnątrz )

H₂O + ½ O₂ -> H₂O₂ - Q

6. REKCJE ODWRACALNE (zdecydowana większość reakcji )

CO₂ + H₂ -> CO + H₂O

7. REAKCJE NIEODWRACALNE

CaCO₃ -> CaO + CO₂ ( w normalnych warunkach typowa reakcja nieodwracalna ale w zamkniętym układzie odwracalna )

C + O₂ -> CO₂

8. REAKCJA REDOKS (utleniania i redukcji )

-ważny dobór współczynników

- następuje zmiana stopnia utlenienia

Zn + 2HCl -> ZnCl₂ + H₂

Cynk jako reduktor utlenił się z 0-wego stopnia utlenienia na 2⁺ i zredukował wodór z 1⁺ na stopień 0 - wodór odgrywa role utleniacza a sam się redukuje.

III) REGUŁY BUDOWY MATERII

A + B -> C

Substraty -> produkt

Składniki chemiczne -> związek chemiczny

C-> A + B

Substrat -> produkty

Związek chemiczny -> substancje chemiczne

TEORIA DALTONA (1803- Dalton opublikował teorie atomistyczno- drobinową materii)

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

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

3. Przy tworzeniu się związków chemicznych atomy łączą się w drobiny i wszystkie drobiny jednej substancji są jednakowe pod względem

- rodzaju tworzących je atomów

- ilości atomów każdego rodzaju

-sposobu powiązania tych atomów

ATOM -> najmniejsza niepodzielna fizycznie chemicznie cząstka pierwiastka

DROBINA -> niepodzielna fizycznie ale podzielna chemicznie cząstka substancji, związku chemicznego

PRZEMIANA -> zmiana rodzaju, ilości lub sposobu wiązania atomów w cząsteczkach reagujących substancji

MASA ATOMOWA ->stosunek masy atomu danego pierwiastka do masy jednego atomu wodoru czyli 1g

Potem -> Stosunek masy atomu danego pierwiastka do 1/12 masy izotopu węla C¹²

Atom tlenu O¹⁶ jest 16 razy cieższy od 1/12 masy izotopu węgla.

MASA CZĄSTECZKOWĄ -> stosunek masy danej cząsteczki do masy jednostkowej ( w praktyce sumujemy masy atomowe)

CaCO₃ = 40 + 12 + 3x16= 100g -> 1 mol , czyli 6,024 x10²³

GRAMOCZĄSTECZKA - tyle gramów danej cząsteczki ile wynosi jej masa cząsteczkowa

GRAMOATOM- tyle gramów danej cząsteczki ile wynosi jej masa atomowa

MOL- liczność materii występująca gdy liczba cząstek jest równa liczbie atomów zawartych w masie 12 g izotopu C¹²

• gdy liczba cząstek równa się 6,023 x 10 ²³

IV ) BUDOWA ATOMU

1. RUTHERFORDA ( atom planetarny )

-atom zbudowany z jądra ( protony i neutrony ) + elektrony ( wokół jądra, poruszają się po zamkniętej orbicie )

- równoważą się siły : elektrostatycznego przyciągania i dośrodkowa

2. BOHR

- teoria budowy atomu wodoru

-pojęcie orbit dozwolonych

Założenia:

1. elektrony mogą krążyć wyłącznie po orbitach dozwolonych posiadających orbitalny moment pędu elektronu

MVr= n ( h/2II )

h- stała Plancka 6,62 x 10 ^-34 J x s

n- numer kolejnych orbit

2. elektron może krążyć po orbitach dozwolonych nie emitując ani nie absorbując energii.

3. emisja lub absorpcja energii przez atom występuje tylko w przypadku gdy elektron gdy elektron przeskakuje z jednej orbity na drugą

3. SOMMERFELD (przyjął eliptyczny kształt torów)

Teoria powłok elektronowych ( wyrzucił pojęcie orbita)

• tor po którym krążą elektrony ma kształt eliptyczny

• każda powłoka składa się z kilku torów ( tory zróżnicowane pod względem kształtu, spłaszczenie toru jest różne ale wszystkie tory eliptyczne )

• tor najbliżej jądra jest najbardziej kulisty

IV) LICZBY KWANTOWE (określają położenie elektronu)

n- główna liczba kwantowa -> określa powłokę i jej numer 1,2,3

l- poboczna liczba kwantowa -> kształt toru ( kolejny tor na danej powłoce 0,1,2,3 s,p,d,f

m- magnetyczna liczba kantowa (orientacja kierunkowa elektronu w polu magnetycznym)

s - spinowa liczba kwantowa ( +1/2 -1/2) -symetria elektronu

• nie jesteśmy w stanie stwierdzić spinu elektronu niesmarowanego

ZAKAZ PAULIEGO-> atom nie może posiadać dwóch elektronów posiadających wszystkie liczby kwantowe takie same. Elektrony muszą się różnić chociaż jedną liczbą kwantową.

ORBITAL-> miejsce w przestrzeni, w którym jest największe prawdopodobieństwo znajdowania się 2 elektronów o równych 3 pierwszych liczbach kwantowych

OKTET-> (8 elektronów na ostatniej powłoce ( elektrony na ostatniej powłoce decydują o właściwościach chemicznych pierwiastka)- posiadają go gazy szlachetne - zupełnie nieaktywne chemicznie. Jest to najniższy poziom energetyczny.

Przyroda dąży do stabilności i równowagi czyli jak najmniej energii. Wszystkie atomy dążą do uzyskania oktetu.

JON -> atom obdarzony ładunkiem po dodaniu lub odebraniu elektronu.

Kation- jon dodatni

Anion- jon ujemny

I, II grupa chętnie oddają elektrony

VI, VII chętnie przyjmują elektrony.

VI ) WIĄZANIA CHEMICZNE- skutek wymiany elektronów

1) JONOWE- między atomami pierwiastków znacznie różniących się elektroujemnością różnicaE>1,7

Polega na tym, że jeden atom oddaje drugiemu 1, 2 elektrony ( przyciąganie elektrostatyczne, atomy te cały czas są w ruchu, wiązanie nie jest mocne ,łatwo można rozerwać, zazwyczaj pomiędzy metalem i nie metalem.

DYSOCJACJA-> rozpad elektrolitu na jony elektrolit( sub. w stanie wodnym lub stopionym, przewodzi prąd i ulega dysocjacji)

NaF -> Na⁺ + F^-

WARTOŚCIOWOŚĆ ELEKTROCHEMICZNA -stopień utlenienia pierwiastka

Liczba elektronów którą atom danego pierwiastka oddaje albo przyjmuje przechodząc w jon.

2) KOWALENCYJNE -ATOMOWE zazwyczaj 2 atomy tego samego pierwiastka

Najsilniejsze wiązanie, połączenie pierwiastków faktem wspólnej pary elektronowej.

różnica E< 0,4

3) KOWALENCYJNE - SPOLARYZOWANE -pierwiastki pomiędzy którymi występuje to wiązanie tworzą dipol- gdzie ładunek jest rozłożony nierównomiernie

( woda)

Roztwory polarne- rozpuszczalnik składa się z cząsteczek polarnych - dipoli

SOLWATACJA- otaczanie jonów cząsteczkami rozpuszczalnika

HYDRATACJA - otaczanie jonów dipolami wodnymi

ASCOCJACJA- łączenie się dipoli wody

4) KOORDYNACYJNE - za stabilność odpowiadają wspólne pary elektronowe, para elektronowa pochodzi z jednego atomu ( jon hydronowy)

5)METALICZNE - występuje w strukturze krystalicznej metalu. Metale krystalizują tworząc sieć przestrzenną ( bardzo wiele struktur/7 podstawowych). Można oszacować wytrzymałość danej struktury.Za wytrzymałość odpowiada nie tylko struktura ale i powiązanie chemiczne - wiązanie metaliczne. W sieci znajduje się ogromna ilość swobodnych elektronów „wiatr elektronowy” dlatego metale dobrze przewodzą prąd elektryczny. sytuacja dynamiczna i zmienna.

6) WODOROWE- występuje między atomem wodoru a atomem silnie elektroujemnego pierwiastka ( alkohole, woda- silne wiązania)

( O, Cl, F )X ------ H

VI) PIERWIASTEK

1871- MENDELEJEW

Zaczął tworzyć wykresy, przyjmował pewne cechy pierwiastka, gęstość, promienie jądrowe ( itp.,. na osi rzędnych- y) a na osi docelowej x przyjął wzrastającą masę atomową. Sformułował on pewne prawa.

• pierwiastki wykazują okresową zmianę właściwości fizycznych i chemicznych

• istnieją pewne powiązania między pierwiastkami

• jeszcze nie wszystkie pierwiastki zostały odkryte

• krok milowy w dziedzinie chemii- powstał układ okresowy

VII) KINEMATYKA CHEMICZNA

1. szybkość reakcji chemicznej - szybkość zmiany stężenia w czasie

V= dC/dt zależy od ( C, T i katalizatorów) V wprost proporcjonalna do C

2. Prawo działania mas

A + B -> C w tej reakcji stężenia [A] i [B] maleją więc stężenie [C] też

Czyli V zależy od [A] i [B]

V= k x [A] x [B] k-stała szybkości reakcji

• reakcja się zatrzyma

np. m A+ n B= C

V= k x [A]^m x [B] ⁿ

3. Prawo VAIN'T HOFFA

V _t = V_o x 2 ^t/10

4) odwracalność reakcji

CO₂ + H₂ -> (V₁)

(V₂) <- CO +H₂O
V_{1 =} k₁ * (CO₂) * (H₂)

V₂= V₂* (CO) * (H2O)

V₁ = V₂

Jest pewien stan równowagi, szybkości procesów przeciwnych sobie są sobie równe

5) Stała równowagi reakcji - im stała będzie większa tym równowaga stanu reakcu będzie przesunięta na prawo;

k₁ * ( CO₂) * (H₂ )=k₂ (CO)* (H₂O)

mA + nB ⇌ pC + qD

6) Dysocjacja

-KWASY jony H⁺ (oranż metylowy) w wyniku dysocjacji odczepiają jon wodorowy
-ZASADY jony OH^- (fenoloftaleina) w wyniku sysocjaji odczepiają jon wodorotlenowy
-SOLE inne jony
np. Na jest niżej niż K więc ma większy promień, mniejsze siły spójności, łatwiej dysocjuje;
HNO₃ dysocjuje łatwiej niż H₂ SO₄ bo ma mniejszy ładunek elektryczny

stopień dysocjacji

alfa = C' / C

stężenie części dysocjowanej / stężenie wyjściowe

alfa=0 nic nie dysocjuje
alfa=1 dysocjuje całość
alfa zależy od C, T, natury elektrolitu i rozpuszczalnika


elektrolity
-mocne -> alfa > 0,8
-słabe -> alfa< 0,05


7) Stała dysocjacji(stężenie nie gra roli)

AB -> A⁺ + B^-

K= [A⁺] * [B^-] / [AB]

elektrolity
-mocne -> K> 10^-4
-słabe -> K< 10^-4

8) Prawo rozcieńczeń Ostwalda



K= [A⁺] * [B^-] / [AB]

[A⁺] = [B^-]= alfa/V
[AB]= 1- alfa /V
po podstawieniu wychodzi

K= alfa ²*C/ 1- alfa

VIII)WODA

(słaby elektrolit)

H2O -> 2H+ + OH-
ALFA=10 ^-7
[H+] + {OH-]
K= -------------------
[H2O]

Stężenie wody nie ulega zmianie w samej wodzie

[H2O]cal=55,5 mol/dm3 - iloczyn jonowy wody
[OH-]*[H+]=10^-14
[OH-]=[H+]=10^-7 obojętny roztwór Ph=7
pH= -log [H+]

- [H+]>10^-7

np. pH=4
pH<7
roztwór kwaśny

- [H+]<10^-7
roztwór zasadowy

pH 0-14


elektrolit mocny może mieć ph=15
jeśli wychodzi większa wartość to przyjmujemy wartość graniczną
rotw HCL (0,1)
PH=1


ILOCZYN ROZPUSZCZALNOŚCI

AgCl -> Ag⁺ + Cl^-

[Ag+] + [Cl-]
K=-----------------
[AgCl]

K [AgCl] = [Ag+][Cl-]

L=[Ag+]*[Cl-]

L- jest to wartość stała, miernik rozpuszczalności danego związku - zwiększenie któregokolwiek z czynników spowoduje zmniejszenie drugiego czynnika (reguła przekory)

AgCl ma jedną z najniższych wartości L

REAKCJE Z WODĄ

hydratacja- fizyczne przyłączenie wody

hydroliza - reakcja z wodą prowadząca do rozpadu związku chemicznego pod wpływem wody;

AB + H2O -> AOH+ HB

reakcją przeciwną jest zobojętnianie

AOH+ HB-> AB+ H2O

dysocjacja AB + H2O-> A⁺ +OH^- + H⁺ +OH^-

HYDROLIZA

sól słabego kwasu i mocnej zasady- odczyn zasadowy

Na2CO3 +H2O-> 2NaOH + H2CO3

2Na+ +CO3- +H2O-> 2Na+ +OH- + H2CO3

CO3 + H2O -> OH- + H2CO3

K hydrolizy = K wody/K kwasu

sól mocnego kwasu i słabej zasady - odczyn kaśny

FeCl2 + H2O -> Fe(OH)2 + 2HCl

Fe2+ + 2 Cl- + H2O -> Fe(OH)2 + 2H+ + 2Cl-

Fe2+ + H20-> Fe(OH)2 + 2H+

K hydrolizy = K wody / K zasady

sól słabej zasady i słabego kwasu - odczyn obojętny

CuCO3 + H2O-> C(OH)2 + H2CO3

K hydrolizy = K wody / K kwasu x K zasady

IX) KWASY ZASADY

teoria Bronsteda

kwasy - substancje oddające  protony -> donory protonów

zasady- substancje łączące się z protonami -> akceptory protonów

kwas -> H+ + zasada

         <-

  H2O  +    H2O ->   H3O+ + OH-

(kwas)   (zasada)    (kwas)    (zasada)

Amfoteryczne związki - związki mogące występować jako kwasy oraz jako zasady

Al.(OH)3 + 3HCL-> AlCl3  +  3 H2O

Al.(OH)3 + NaOH -> Na[Al.(OH)4]

teoria Lewisa

kwas-> substancja która pobiera parę elektronową i tworzy wiązania wlwktronowe bądź koordynacyjne

AlCl3 + Cl-  -> [AlCl4]

X) GRANICA FAZ

Pomiędzy dwoma fazami ( np. ciałem stałym i gazem) zachodzą oddziaływania. Cząsteczki uporządkowanej struktury ciała stałego na brzegach są słabiej związane z konstrukcją i właśnie te cząsteczki będą przechodziły do fazy gazowej.

Gaz w ciele stałym- wodór w platynie

Ciecz w ciele stałym- plomba- stop rtęci ze srebrem -> wystąpi zagęszczenie w fazie przypowierzchniowej

absorpcja - rozpuszczanie, przechodzenie z jednej fazy do drugiej (objętościowej)

[proces objętościowy] ilościowa ocena -> iloczyn rozpuszczalności

adsorpcja - zagęszczenie jednej fazy przy powierzchni drugiej

[proces powierzchniowy]

*Od czego zależą procesy: T (wpływ energii na siłę powiązań ), C, charakter ciał

* oczyszczanie cieczy i gazów za pomocą węgla aktywnego z sub. organicznych rozpuszczonych - związki wyłapywane z wody, oczyszczane na drodze adsorpcji.

* żeł krzemionkowy - zdolności higroskopijne, absorbuje wode

izoterma adsorpcji

X/M = f (T, c) jednostka masy substancji adsorbetu /jednostkę masy substancji adsorbatu

X - ilość substancji zaadsorbowanej

 

izoterma Freundlicha

X/M= k*c1/n

XI ) ELEKTORCHEMIA

ogniwo galwaniczne - układ wytwarzający  energię elektryczną w wyniku przebiegającej w nim reakcji chemicznej( odnawianie przedmiotów ) układ składa się z półogniw

półogniwa- płytka metalu zanurzona w roztworze, na granicy faz płytki i roztworu wytwarza się napięcie - standardowy potencjał elektordy

metale znajdujące się poniżej wodoru mają wysoki potencjał standardowy, są nieaktywne chemicznie i wydzielają się w postaci atomów, pełnią rolę katody w ogniwie,

metale znajdujące się powyżej wodoru maja ujemny potencjał i są aktywne chemicznie tworzą anodę.

Siła elektromotoryczna ogniwa- różnica potencjału 2 elektord -> E Katody - E Anody

Elektorda wodorowa - półogniwo wodorowe -płytka platynowa zanurzona w roztworze H+ . Płytka jest tylko nośnikiem .Tak przygotowane ogniwo ma potencjał = 0

Warunki : p=1 atm, T= 25^oC [H+]= 1n

SZEREG ELEKTORCHEMICZNY -

Ca, Mg, Zn, Fe, Pb, - metale nad wodorem aktywne tworzą anodę

Cu, Ag, Hg, Au - metale pod wodorem nieaktywne tworzą katodę

Rury ocynkowane- warstwa cynku chroni stal przed korozją ( ale nie do sieci grzewczej)

XII) UKŁADY MIĘDZYFAZOWE

UKŁAD-rodzaj substancji + roztwór = stała wartość ładunku, stała składa

Koloidy- układy wielofunkcyjne, faza rozdrobniona, występuje przy niewielkiej zawiesinie. Posiadają energię ruchów termicznych która odpowiada za trwałość tych układów.

Ścieki -> większość zanieczyszczeń w formie koloidalnej (oczyszczanie- sedymentacja) należy zdestabilizować układ ( Głowna przyczyna stabilności ścieków-siły elektromagnetyczne, warstwy hydratacyjne )

Micele- cząstki koloidalne

Podział koloidów ze względu na stabilność:

LIOFOBOWE -przewaga potencjału elektromagnetycznego - aby zmniejszyć ładunek należy działać elektrodami

LIOFILOWE- przewaga warstwy hydratacyjnej - stosowanie związków dehydratacyjnych- higroskopijnych aby zmniejszyć stabilność.

Roztwór koloidalny-> zol

Roztwór zdestabilizowany -> żeł

XIII) PROCESY MIĘDZYFAZOWE

Ruch cząsteczek jednej fazy w cząsteczkach innej ( rozpuszczanie cukru lub soli w wodzie)

Jeżeli mamy 2 roztwory o różnej gęstości to po jakimś czasie w wyniku bezładnego ruchu cząsteczek nastąpi wymieszanie.

Cząsteczki fazy rozproszonej w wyniku energii termicznej są w ciągłym ruchu.Gdyby z sumować ruchy wszystkich cząsteczek i obliczyć średnią to wypadkowa=0 . ruchy te nie wywołują zmian stężenia.

Ale gdy występuje różnica stężeń układ jest nieuporządkowany więc ma większą entropię. Występuje tendencja do wyrównania stężeń czyli zmniejszenia entropii.

Układ uporządkowany- mała entropia (miara bezładności)

Układ nieuporządkowany - duża entropia

DYFUZJA- wyrównanie stężeń , zjawisko rozprzestrzeniania się cząstek substancji rozproszonej pod wpływem tendencji wyrównania stężeń w obrębie roztworu . W momencie wyrównania dyfuzja ustaje.

OSMOZA- dyfuzja cząstek rozpuszczalnika przez błonę półprzepuszczalną z roztworuy o mniejszym stężeniu do roztworu o stężeniu większym.

Powinna występować tendencja do wyrównania stężeń, woda z C1 będzie przechodzić do C2 aby zmniejszyć stężenie w 2 roztworze. Zawsze występuje pewne ciśnienie na błonie jeśli przekroczy wartość graniczną proces przestanie zachodzić.

Pi- ciśnienie osmotyczne

p> Pi to proces nie zachodzi

ODWRÓCONA OSMOZA- mikrocedzenie, dyfuzja małych cząsteczek lub jonów przez błonę z roztworów zawierających duże i małe cząsteczki.

DIALIZA- rozdział cząsteczek różniących się wielkością (proces przyspieszony jeśli w polu magnetycznym ( 1 błona - celofag)

-dysocjacja, stopień dysocjacji
-iloczyn rozpuszczalności - praktyczne zastosowanie
-liczba Avogadro
-dyfuzja
-zasada przekory
-wymień wiązania i opisz atomowe / jonowe
-prawo okresowości Mendelejewa
-prawo zach. masy,
-prawo Avogadro,
-zasada przekory chyba tez
-bud. atomu wg Bohra
-bud. atomu wg Sommerfelda
-adsorpcja
-absorpcja
-osmoza
-izoterma adsorpcji
-prawo stalosci skladu
- założenia teorii cząsteczkowo coś tam ?
- definicja elektrolitu
- powłoka zewnętrzna i jej funkcja w tworzeniu wiązań
- podział reakcji chemicznych z przykładami
- opisz i narysuj cząsteczkę koloidu

1. prawo zachowania masy
2. wymień rodzaje wiązań i opisz wiązanie jonowe
3. klasy przewodników ( I metale, II elektrolity, III półprzewodniki)

1. Reguła przekory
2. Odczyn pH - czym jest, do czego on w praktyce jest nam potrzebny
3. Czym jest jon

---