Chemia.doc

Wykłady|Chemia

Wykład 1.

Materia dzieli się na gazy, ciecze i ciała stałe. Ciała stałe dzielą się na materię fizyczną (homogeniczną bądź heterogeniczną), jak również na materię chemiczną (w której skład wchodzą związki chemiczne lub pierwiastki chemiczne).

Przemiany fizyczne: zmiany właściwości fizycznych bez zmiany składu chemicznego (np. Zmiana objętości, temperatury, morfologii, stanu skupienia).
Reakcje chemiczne: przemiany zachodzące ze zmianą składu chemicznego substancji; z substratów powstają nowe związki chemiczne.

Obserwacje: wydzielanie gazu (zapach), zmiana barwy, wytrącenie osadu, wydzielanie lub pochłanianie energii.

Pierwiastek: zbiór atomów o tej samej liczbie protonów w każdym z jąder.

Liczba atomowa: liczba porządkowa w układzie okresowym, również liczba protonów w jądrze. Pierwiastki tej samej grupy mają podobne właściwości (co wynika z identycznej konfiguracji elektronowej powłoki walencyjnej).

Okresy: zbiór pierwiastków uporządkowanych zgodnie ze wzrastającą liczbą atomową, mają tyle samo powłok elektronowych.

*nukleony = protony + neutrony
*nuklidy – atomy o tej samej liczbie protonów i neutronów (a zatem nukleonów) w jądrze.
*izotopy – mają tą samą liczbę protonów (zbiór różnych atomów danego pierwiastka) , lecz zmienną liczbę neutronów w jądrze, np. Wodór – tylko jeden proton w jądrze, deuter – jeden nukleon, tryt – jeden proton i dwa neutrony; skład izotopowy pierwiastków w przyrodzie jest stały. Cyna ma rekordową ilość izotopów w przyrodzie – aż 10.

Energia wiązania nukleonu: 7 – 8,7 MeV (dla 56Fe – max. 8,7 MeV)

jądra trwałe, stosunek proton:neutron = 1 -> dla Z=(1,20)
                        stosunek p:n=2,0:1,6 dla Z>20

Kilka trwałych pierwiastków o liczbie A=80,90,128,130,196,208
Pierwiastki nietrwałe: A>209

Wykorzystanie izotopów:
-jako wskaźniki promieniotwórzcze (atomy znaczone) w badaniach fizykochemicznych, takich jak:

*dyfuzja,
*absorpcja,
*rozpuszczalność substancji trudnorozpuszczalnych,
*badania mechanizmów reakcji,
*określenie wieku wykopalisk archeologicznych,
*badanie procesów biologicznych i biochemicznych (metabolizm, oddychanie),
*reakcje jądrowe – źródło energiil

izobary – atomy różnych pierwiasków o tej samej liczbie masowej (A),
izotony – atomy różnych pierwiastków o tych samych liczbach neutronów w jądrzel

Alotropia pierwiastków – występowanie tego samego pierwiastka w różnych typach sieci krystalicznych w zależności od warunków krystalizacji (temperatura, ciśnienie), np.
-tlen/ozon,
-siarka rombowa/jednoskośna,
-diament/grafit/fullereny;
diament – atom węgla tworzy cztery wiązania kowalencyjne niespolaryzowane z innymi atomami węgla.
grafit – atom węgla tworzy trzy wiązania z innymi atomami wegla, ale występują również słabsze wiązania między warstwami grafitu.

Związki chemiczne – zbiór identycznych cząsteczek, gdzie każda cząsteczka zawiera taką samą liczbę, tych samych rodzajów atomów i ma identyczne właściwości fizyczne i chemiczne.

Wykład 2.

Równowagi:
-w roztworach słabych elektrolitów,
-kwasowo-zasadowe,
-między osadem substancji trudnorozpuszczalnej a jej jonami,
-w związkach kompleksowych;

Dysocjacja elektrolityczna – proces rozpadu substancji rozpuszczonej na jony pod wpływem rozpuszczalnika.

elektrolity: woda, sole, kwasy, zasady
nieelektrolity: związki organiczne, np. alkany, benzen

Elektrolity mocne:
HCl + H2O à H3O+ + Cl- [strzałka biegnie w jedną stronę, gdyż jest to reakcja jednokierunkowa]
Elektrolity słabe:
NH3 + H2O ↔ NH+4 + OH-  [reakcja odwracalna, gdyż substraty przechodzą w produkty, a jednocześnie produkty przechodzą w substraty]

Elektrolity mocne:
-prawie wszystkie sole, HNO­3, H3BO3,H2CO3, H2SO4, HF, CH3COOH, NH3(aq) ó NH3∙2H­2O, N2H4 = hydrazyna
Elektrolity pośredniej mocy:
H3PO­­4, H2C2O4
woda krystalizacyjna: H2C­2O4 ∙ 2H2O (dihydrat kwasu szczawiowego)

àStałe ciepło zobojętniania w reakcji mocnych kwasów z mocnymi zasadami:

50 kJ/mol, bo zachodzi zawsze ta sama reakcja: H3O++OH- à 2H2O

àStałe ciepło wytrącania chlorku srebrowego:

AgNO3 + NaCl lub KCl lub NH4Cl lub BaCl2  

à67,7 kJ/mol, bo w każdym przypadku zachodzi reakcja: Ag++Cl- ↔ AgCl↓

Stopień dysocjacji (α) – miara mocy elektrolitów.
To stosunek ilości cząsteczek, które uległy rozpadowi na jony (n) do całkowitej ilości cząsteczek rozpuszczonych w roztworze (n0).

α=n/n­­­­0=C/C0
C0 – całkowite stężenie molowe cząsteczek rozpuszczonych

Elektrolity mocne: α > 30%
Elektrolity śr. mocy: 5%< α < 30%
Elektrolity słabe: α < 5%
Nieelektrolity: α = 0

Stężenie jonów w roztworze (Cj): Cj=Cm∙α∙n, gdzie:
Cm – stęzenie molowe roztworu,
n – liczba jonów powstających z jednej cząsteczki elektrolitu.

α maleje ze wzrostem stężenia roztworu.

Stała dysocjacji (nie dotyczy mocnych kwasów i zasad!):
àsłabe elektrolity: KA↔K­­++A-
   pK=-logK, gdzie:
K – klasyczna (stężeniowa) stała dysocjacji słabego elektrolitu – stosunek iloczynu stężeń jonów do stężenia cząsteczek niezdysocjonowanych. W danej temperaturze jest wielkością stałą, niezależną od początkowego stężenia elektrolitu.

Termodynamiczna stała dysocjacji: , gdzie:
f – współczynnik aktywności

T.s.d. jest wielkością stałą w danej temperaturze, niezależnie od stężenia roztworu.

Aktywność chemiczna – efektywne stężenie (a) substancji rozpuszczonej:

a=f∙C­m              0<f<1

Pozorne zmniejszenie stężenia jonów w mocnych elektrolitach jest spowodowane oddziaływaniami jonów o przeciwnym znaku.

W roztworach rozcieńczonych f=1 à a = Cm
W roztworach stężonych f<<1, więc aktywność zmienia się w zależności od Cm
f à zależy od zaburzenia dysocjacji atomów rozpuszczonych przez nie same.

Dysocjacja wody

2H­2O ↔ H3O+ + OH-

­-16   - w stałych nie ma jednostek

Słabe elektrolity:
CH3COOH + H2O ↔ H3O+ + CH3COO-
K=1,8 ∙ 10-5
HCN + H2O ↔ H3O+ + CN-
K=7,2 ∙ 10-10­
NH3+H2O ↔ NH+4 + OH-
K=1,8 ∙ 10-5

Dysocjacja kwasów wieloprotonowych:
K1>K2>K­3 ,gdzie 1,2,3 – etapy dysocjacji

H2SO4 + H2O à H3O+ + HSO-4
HSO-4 + H­2O à H­3O+ + SO2-4    K2=1,3 ∙10­-2 (uśredniona moc)

H­3­PO­4 + H­­2O ↔ H­3O++ H­2PO2-4  K=7,5 ∙ 10-3
H2PO2-4 + H2O ↔ H3O+ + HPO2-4 K=6,3 ∙ 10-8
HPO2-4 + H2O ↔ H3O+ + PO3-4     K=4,8 ∙ 10-13

dla nieelektrolitów α=0

Teorie kwasów i zasad:

*Teoria Arrheniusa:
-kwas odczepia jon wodorowy H+
-zasada odczepia jon wodorotlenowy OH-

*Teoria Brønsteda-Lowry’ego
kwas – donor H+
zasada – akceptor H+

kwas –H+à zasada   //reakcja protolityczna

Zgodnie z teorią B-L z kwasu powstaje sprzężona z nim zasada i vv.

Kwasy obojętne: HCl, HBr, H­2SO4, CH­3COOH, H2O
Zasady obojętne: NH3, H2O, CH3NH2, NH2OJ, C6H5NH2

Reakcje protolityczne:
-dysocjacja,
-zobojętnienie,
-hydroliza;

Woda jest donorem lub akceptorem protonów – jest amfoterem/związkiem amfiprotycznym/amfolitem).

mocny kwas = całkowite przeniesienie protonów do cząsteczek rozpuszczalnika.
słaby kwas = niecałkowite przeniesienie protonów

Miarą mocy kwasu Bronsteda jest jego zdolność do oddawania protonów, a miarą mocy zasady jest ich przyjmowanie.

Kk=-logK

Najsilniejszym kwasem, trwałym w roztworze wodnym to H3O+.

W szeregu sprzężonych par kwas-zasada im kwas jest silniejszy tym słabsza zasada i vv.

*Elektronowa Teoria Lewisa

kwas – to akceptor elektronów – odczynnik elektronowy
zasada – to donor elektronów – odczynnik nukleofilowy

dlatego HCl lub CH3COOH nie są tu kwasami

Efektem reakcji akceptora i donora elektronów (kwasu i zasady Lewisa) jest powstanie wiązania koordynacyjnego, np.

BCl3 + NH3 = Cl3B-NH3

Wykład II

pH = -log[H+] = -lg[H3O+]

Niniejszy wzór określa odczyn środowiska (roztworu).

à Miarą kwasowości roztworu jest stężenie uwodnionych jonów wodorowych.

pOH=-log[OH-‑]

àMiarą zasadowości roztwory jest stężenie jonów wodorotlenowych.

Zadanie 1. Jak powinno zmienić się stężenie jonów wodorowych w roztworze, aby pH:

a)wzrosło o 4 jednostki?
b)zmniejszyło się o 5 jednostek?

ad. a) ∆pH=4, -∆[H+]=104, czyli [H+] zmniejszy się o 104 razy
ad. b) ∆pH=5, ∆[H+]=105, czyli [H+] wzrośnie 105 razy

...