Chemia-podstawy

1. Budowa atomu a układ okresowy pierwiastków Liczba atomowa mówi o ilości elektronów znajdujących się w atomie, o budowie powłok elektronowych i poziomów energetycznych. Z tego wynika , że o własnościach pierwiastka decydują głównie powłoki zewnętrzne a w szczególności ich kształt i ilość znajdujących się elektronów. W 1870 Mendelejew opracował prawo okresowości, którego zapisem graficznym jest układ okresowy pierwiastków, oparł swoje założenie na następującej klasyfikacji pierwiastków: •

pierwiastki uszeregowane zgodnie ze wzrastającą masą atomową wykazują powtarzalność (periodyczność) swoich właściwości (tzw. prawo okresowości).

Współczesny układ okresowy (tablica Wernera) polega na uszeregowaniu pierwiastków według wzrostu liczby atomowej. Atom każdego pierwiastka składa się z dwóch części: rdzenia atomowego i elektronów walencyjnych. Rdzeń atomowy składa się z jądra (protonów, neutronów) i elektronów niewalencyjnych. Elektrony walencyjne bloku s zajmują orbitale ns (n - numer okresu, w którym znajduje się dany pierwiastek). Elektrony walencyjne bloku p obsadzają orbitale ns i np. Do elektronów walencyjnych bloku d zalicza się elektrony znajdujące się na orbitalach ns i (n-1)d, a bloku f elektrony orbitali ns, (n-1)d i (n-2)f. liczba powłok elektronowych jest równa numerowi okresu /poziomo/, do którego należy dany pierwiastek • liczba elektronów w zewnętrznej powłoce atomów pierwiastków grup głównych jest równa numerowi grupy /pionowo/( wyjątek stanowi hel, który ma 2 elektrony) • okres jest zbiorem pierwiastków uporządkowanych według wzrastających liczb atomowych, które zawierają identyczną liczbę powłok elektronowych • grupa jest szeregiem pierwiastków uporządkowanych według wzrastających liczb atomowych o tej samej konfiguracji elektronowej zewnętrznych powłok, mających zbliżone właściwości chemiczne. •

•

podstawą współczesnego układu okresowego pierwiastków stanowi ich konfiguracja elektronowa wyznaczająca podział na bloki; s, p, d, f

Okresów mamy siedem a każdy okres zawiera ściśle określoną liczbę pierwiastków: • okres 1 (H, He) • okres 2 (Li, Be, B, C, N, O, F, Ne) • okres 3 (Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar) • okres 4 - 18 • okres 5 - 18 • okres 6 -32 • i ostatni, okres 7, niepełny. Właściwości pierwiastków zmieniają się w okresie stopniowo i powtarzają w okresie następnym. Było to podstawą do podziału tablicy na osiemnaście grup pionowych.Wszystkie grupy mają swoją nazwę. Pierwiastki grupy bloku s i p nazywamy; • • • • • • • •

1 - litowcami 2 - berylowcami 13 - borowcami 14 - węglowcami 15 - azotowcami 16 - tlenowcami 17 - fluorowcami 18 - helowcami (gazami szlachetnymi)

Podobnie nazywa się pierwiastki bloku d. Są to: skandowce (3), tytanowce (4), wanadowce (5), chromowce (6), manganowce (7). W grupach 8, 9 i 10 są umieszczone tzw. triady, tj. żelazowce, platynowce lekkie, platynowce ciężkie. W grupie 11 znajdują się miedziowce i w 12 cynkowce. Pierwiastki bloku f liczące po czternaście pierwiastków, leżące w grupie trzeciej, są to lantanowce (okres szósty) i aktynowce (okres siódmy). Charakter elektrododatni (metaliczny) pierwiastków dotyczy zdolości atomów do oddawania elektronów. Rośnie w obrębie danej grupy, a maleje w obrębie danego okresu, w miarę wzrostu liczby atomowej. Najbardziej elektrododatnim pierwiastkiem, wskazującym największy charakter metaliczny jest cez. Atom pierwiastka w

wyniku oderwania jednego lub kilku elekronów tworzy jon dodatni - kation. Powstały promień jonowy jest mniejszy od promienia atomowego. Elektroujemność- zdolność atomu do przyłącznia elektronów. Charakter elektroujemny (niemetaliczny) pierwiastków zmienia się wraz ze wzrostem liczb atomowych. Maleje w grupie, a rośnie w okresie. Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor. Atom pierwiastka w wyniku przyłącznia jednego lub kilku elektronów przechodzi w stan jonowy tworząc anion. Powstały promień anionowy jest większy od promienia macierzystego atomu. Dla ilościowego ujęcia elektroujemności stosuje się skalę Paulinga. Na podstawie wartości eletroujeności można przewidzieć charakter wiązań poszczególnymi atomami. Powinowactwo elektronowe - efekt energetyczny towarzyszący przyłączeniu przez atom dodatkowego elektronu do swej powłoki walencyjnej. Im mniejszy jest promień atomu, tym silniej oddziałuje dodatnie jądro na elektron i tym większe jest powinowactwo elektronowe atomu. Ponieważ ze wzrostem liczby atomowej pierwiastków w okresie maleje promień atomowy, musi następować wzrost powinowactwa elektronowego atomów. W obrębie grupy, ze wzrostem promieni atomowych powinowactwo elektronowe będzie malało. Przyłączenie dodatkowego elektronu do atomów fluorowców związane jest z wydzieleniem energii z reagującego układu. Pozostałe pierwiastki do przyłączenia elektronu wymagają dostarczania energii. Największe powinowactwo elektronowe odpowiada największej elektroujemności. 2. Podstawowe jednostki i pojęcia chemiczne Masa atomowa – liczba określająca ile razy masa przeciętnego atomu danego pierwiastka jest większa od jednostki masy atomowej "u", stanowiącej 1/12 części masy atomu izotopu 12C jednostka względnej masy atomowej 1u = 1,66057 * 10-27 kg Dla związku chemicznego i wieloatomowych cząsteczek pierwiastków masa cząsteczkowa stanowi sumę mas atomowych pierwiastków wchodzących w skład jednej cząsteczki. Mol - Miara liczebności materii, ilość substancji, która zawiera taką liczbę atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząsteczek materialnych, ile atomów znajduje się w 12 g węgla 12C. Ilość ta wynosi:1 mol = 6,023 * 1023 jednostek. Nosi ona nazwę liczby Avogadra i jest oznaczana literą Na. Masa molowa – masa jednego mola atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząstek materialnych wyrażona w gramach, jednostka : kg * mol-1 lub g * mol-1 M = Na * m Gdzie: M - oznacza masę molową, a m bezwzględną masę atomu, cząsteczki, jonu bądź innej cząstki materialnej. Wartość liczbowa masy molowej w g x mol-1 równa się wartości liczbowej względnej masy atomowej pierwiastka lub względnej masy cząsteczkowej związku. Prawo Avogadra - jednakowe objętości gazów zawierają w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem jednakową liczbę cząsteczek. W warunkach normalnych 22,4 dm3 gazu będzie zawierało 6,02 * 1023 cząsteczek lub atomów. Prawo stałości składu -Stosunek masowy pierwistków w każdym związku chemicznym jest zawsze stały, charakterystyczny dla danego związku i nie zależy od sposobu powstawania tego związku. Prawo stałości spotyka się też w innym sformułowaniu jako tzw. prawo stosunków stałych. W procesie tworzenia się związków chemicznych pierwiastki łączą się między sobą zawsze w ściśle określonych stosunkach masowych. np. H2O H:O=1:8 Prawo zachowania masy - W układzie zamkniętym ogólna masa produktów powstających w dowolnej reakcji chemicznej jest równa masie substratów wziętych do reakcji. Prawo wielokrotnych stosunków wagowych - Jeżeli dwa pierwiastki są zdolne tworzyć ze sobą więcej niż jeden związek chemiczny, to na stałą ilość jednego pierwiastka przypada różna ilość drugiego pierwiastka. Ilości te pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych. np. H2O i H2O2. Z taką samą ilością wagową wodoru, wynoszącą 2,016 g w jednym z tych związków związane jest 16 g tlenu, a w drugim 32 g tlenu.

Wzajemny stosunek wagowy ilości tlenu związanego w związkach z taką samą ilością wagową wodoru wyraża się liczbami 1 : 2. Prawo stosunków objętościowych - Jeżeli reagujące ze sobą substancje znajdują się w stanie gazowym, to objętości poszczególnych gazów zarówno substratów jak i gazowych produktów reakcji, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych. np. 1 objętość wodoru H2 + 1 objętość chloru Cl2 ----> 2 objętości chlorowodoru 2HCl Wartościowość pierwiastka - określa liczbę atomów wodoru przypadających w cząsteczce na jeden atom danego pierwiastka. Wartościowość - liczba niemianowana - może przyjmować wartości całkowite od 1 do 8. Pojęcie wartościowości odnosi się tylko do pierwiastka w związkach chemicznych. Pierwiastki w stanie wolnym wykazują wartościowość zerową. Wartościowość zależy głównie od konfiguracji elektronowej atomów pierwiastka a szczególnie ilości elektronów walencyjnych. Ilość elektronów walencyjnych określa maksymalną wartościowość pierwiastka w związkach chemicznych. Pojęcie stopienia utlenienia zastępuje stare i mało precyzyjne pojęcie wartościowości. Stopień utlenienia - jest definiowany jako liczba elektronów, które dany atom przekazał lub przyjął od innego atomu w ramach tworzenia z nim wiązań chemicznych. Stopień utlenienia oblicza się jako bilans wszystkich przekazanych i przyjętych elektronów przez dany atom, w ramach danej cząsteczki. Jeśli dany atom przekazuje o jeden elektron więcej niż otrzymuje, to uzyskuje stopień utleniania I, jeśli natomiast przyjmuje o jeden elektron więcej niż sam przekazał uzyskuje stopień utlenienia -I. Stopień utlenienia pierwiastków w stanie wolnym równa się zero. np. HICl-I, Al2IIIS3-II, CIVO2-II 3. Nazewnictwo i klasyfikacja związków nieorganicznych Wiele związków nieorganicznych z którymi spotykamy się codziennie ma nazwy zwyczajowe i nazwy systematyczne. Ogólne zasady nazewnictwa systematycznego Związki jonowe •

nazwa związków jonowych składa się z nazwy anionu (pierwiastek o wyższej elektroujemności) i nazwy kationu (pierwiastek o niższej elektroujemności), przy czym obie nazwy pisane są w dopełniaczu. np. chlorek sodu NaCl

•

kationy pierwiastka mogą posiadać różne stopnie utlenienia. Przykładem jest żelazo które może występować jako Fe(II), Fe(III). Należy wtedy dopisać do symbolu pierwiastka cyfrę rzymską odpowiadającą wartości stopnia utlenienia np. CuCl - chlorek miedzi(I), CuCl2 - chlorek miedzi(II).

• •

przy anionie jednoatomowym w nazwie do nazwy pierwiastka dodajemy końcówkę -ek; np. Cl-, chlorek (KCl - chlorek potasu). dla anionów zawierających więcej jak jeden atom, którymi są reszty kwasowe i grupy wodorotlenowe, nazwę wyprowadzamy od nazwy anionu. Jeżeli jest to reszta kwasowa, w nazwie należy uwzględnić stopeń utlenienia atomu centralnego reszty kwasowej, np. FeSO4 - siarczan(VI) żelaza(II). Przy wodorotlenkach piszemy słowo wodorotlenek i dopisujemy nazwę kationu, np. NaOH - wodorotlenek sodu

metal – niemetal (Najczęściej tlenki, siarczki, chlorki.) nazwy związków tworzy się z nazw obu pierwiastków w nazwie jako pierwszy wymienia się nazwę anionu (pierwiastek o wyższej elektroujemności) dodając końcówkę -ek albo -ik • w drugiej kolejności podaje się nazwę kationu (pierwiastek o niższej elektroujemności) • w trzeciej kolejności - podanie stopnia utlenienia kationu. Jeżeli jest to nazwa pisana, wartościowość metalu piszemy za symbolem metalu w nawiasie. • •

Nazwy związków utworzonych z dwóch niemetali Nazwy tej grupy związków chemicznych tworzy się z:

z nazwy greckiego liczebnika (mono, di, tri, tetra, penta, keksa, hepta) określającego liczbę atomów pierwiastka o wyższej elektroujemności, • nazwy pierwiastka o wyższej elektroujemności z koncówką -ek lub -ik • nazwy greckiego liczebnika określającego liczbę atomów pierwiastka o niższej elektroujemności, • nazwy pierwiastka o niższej elektroujemności. •

Nazwy kwasów - nazwę kwasu tworzy się ze słowa kwas i z nazwy pierwiastka albo substancji wyjściowej z której utworzony jest kwas. Takimi substancjami wyjściowymi najczęściej spotykanymi są chlorowcowodory, siarkowodór, cyjanowodór, itd, które rozpuszczone w wodzie tworzą kwasy beztlenowe. Przykład nazwy kwasu tlenowego (atom centralny ma tylko jeden stopień utlenienia) H2CO3 - kwas węglowy Nazwy wodorotlenków - tworzy się z: • • •

słowa wodorotlenek nazwy kationu (metalu lub amonu) wartościowości (stopnia utlenienia) kationu metalu, podanej cyframi rzymskimi, umieszczonej w nawiasie. Jeżeli kation metalu ma tylko jedną wartościowość, to nie podaje się jego wartościowości.

Nazwy soli - tworzy się z: • • •

nazwy anionu nazwy kationu (metalu lub amonu) wartościowości (stopnia utlenienia) kationu metalu, podanej cyframi rzymskimi, umieszczonej w nawiasie. Jeżeli kation metalu ma tylko jedną wartościowość, to nie podaje się jego wartościowości.

Jeżeli mamy do czynienia z solami kwasów beztlenowych to nazwie anionu występuje końcówka -ek. 4. Reakcje chemiczne, bilnasowanie Typy •

reakcja syntezy (łączenia) A + B --> AB

•

reakcja analizy (rozkładu) AB --> A + B

•

reakcje wymiany: reakcje wymiany pojedyńczej A + BC --> AC + B reakcje wymiany podwójnej AB + CD --> AC + B

Rodzaje •

Reakcje przebiegające bez wymiany elektronów, polegają głównie na wymianie protonów między cząsteczkami: a) reakcje zobojętnienia b) reakcje kwasów i zasad z amfoterami c) reakcje kwasów i zasad z solami d) reakcje soli z solami e) reakcje jonów z wodą

•

Reakcje oksydacyjno-redukcyjne (redoks), związane z przeniesieniem elektronów od jednego reagenta do drugiego, powodujące zmianę stopni utlenienia reagujących atomów lub jonów.

Utlenianie (dezelektronacja) jest procesem polegającym na utracie elektronów przez obojętne atomy, cząsteczki lub jony, w którym następuje podwyższenie stopnia utlenienia reduktora. Redukcja (elektronacja) jest procesem polegającym na pobieraniu elektronów przez atomy lub jony, w którym następuje obniżenie stopnia utlenienia utleniacza. Utleniacz (dezelektronator) jest substancją ulegającą redukcji, pobierającą elektrony od substancji utlenionej i obniżającą swój stopień utlenienia. Reduktor (elektronator) jest substancją ulegającą utlenieniu, oddającą elektrony substancji redukowanej i podwyższającą swój stopień utlenienia. W dowolenej reakcji redoks liczba elektronów przyłączonych przez utleniacz równa jest liczbie elektronów oddanych przez reduktor. Stopnie utlenienia pierwiastka wchodzącego w skład określonego związku to liczba dodatnich lub ujemnych

ładunków elementarnych, jakie zyskałby atom, gdyby wszystkie wiązania w cząsteczce były jonowe. Zasady oznaczenia stopnia utlenienia: • Stopień utlenienia pierwiastka w stanie wolnym równy jest zero. • Stopień utlenienia pierwiastka w postaci jonu prostego równa się jego elektrowartościowości (wartościowości jonu). • Suma stopnia utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład jonu złożonego równa jest ładunkowi jonu. • Suma stopnia utleniania wszystkich atomów wchodzących w skład cząsteczki obojetnej wynosi zero. • Fluor we wszystkich swych połączeniach występuje na -1 stopniu utlenienia. • Tlen w połączeniach ma stopień utlenienia -2. Wyjątki stanowią: fluorek tlenu OF2, w którym tlen ma stopień utlenienia +2, ponadtlenki np. KO2, w których stopień utlenienia tlenu wynosi -1/2 i nadtlenki np. H2O2, Na2O2, BaO2, w których wynosi -1. • Nadtlenek wodoru (H2O2) w reakcjach chemicznych może pełnić rolę utleniacza lub reduktora. Jako utleniacz pobiera 2 e i tworzy H2O. H2O2 - 2e + 2H+ ---> 2 H2O Jako reduktor traci 2e i powstaje O2. H2O2 + 2e ---> 2 H+ + O2 • Wodór przyjmuje w swych związkach stopień utlenianie równy +1, z wyjątkiem wodorków litowców i berylowców, gdzie stopień utlenienia wynosi -1. • Stopień utlenienia litowców równy jest +1, a berylowców +2, (metale przyjmują dodatnie stopnie utlenienia). Do substancji ulegających redukcji czyli utleniaczy należą: • pierwiastki najbardziej elektroujemne (np. F2, Cl2, Br2, J2, O2). • jony metali na wyższym stopniu utlenienia, jony metali szlachetnych i jon wodorowy (np. Fe3+, Cu2+, Ag+, H+) • związki chemiczne, w których pewne pierwiastki występują na najwyższych stopniach utlenienia Do substancji ulegających utlenieniu, czyli reduktorów należą: • pierwiastki najbardziej elektrododatnie (np. Na, K, Mg, Ca, Al) • niemetale (np. C, N, S, H) • jony metali i niemetali na niższym stopniu utlenienia (np. Fe2+, Sn2+, S2-) • •

związki chemiczne, które posiadają atomy metali i niemetali na niższym stopniu utlenienia (np. SbCl2, FeCl2, CO, NaNO2, aldehydy) jony ujemne fluorowców, dla których rosną zdolności redukcyjne wraz ze wzrostem mas atomowych (np. Cl-, Br-, J-)

Szczególnym przykładem reakcji redoks są reakcje dysproporcjonowania (dysmutacji, autoredoksydacji), w których część atomów tego samego pierwiastka, z określonego związku ulega utlenieniu, a część redukcji

5. Obliczenia chemiczne na podstawie wzorów i równań chemicznych, wyznaczanie wzorów substancji chemicznych na podstawie analizy albo nie rozumiem tego punktu albo rozwinęłam go w 4. 6. Wiązania chemiczne -wewnątrzcząsteczkowe i międzycząsteczkowe Tworzenie się związków chemicznych i powstawanie odpowiednich wiązań chemicznych tłumaczy się charakterystycznym kwantowo-mechanicznym oddziaływaniem pomiędzy elektronami i jądrami łączących się atomów. Aby utworzona cząstka była trwała, musi być uboższa energetycznie niż wchodzące w jej skład oddzielne atomy. Oznacza to, że proces tworzenia się cząsteczki powinien być energetycznie korzystny, a więc powinien prowadzić do osiągnięcia przez układ minimum energii.

Te trwałości energetycznie osiągają cząsteczki przez utworzenie odpowiednich wiązań między łączącymi się atomami. Wiązania w cząsteczce powstają w wyniku "uwspólnienia" elektronów walencyjnych reagujących z sobą atomów. Podstawowymi wielkościami charakteryzującymi wiązanie, jest energia dysocjacji (energia wiązania), odległość pomiędzy atomami (długość wiązania) oraz kąt pomiędzy kierunkami wiązań (kąt walencyjny). Wiązania jonowe występują w układach złożonych z atomów skrajnie różniących się elektroujemnością. W czasie powstawania wiązania jonowego atom pierwiastka elektrododatniego oddaje, a atom pierwiastka elektroujemnego przyłącza elektrony. Tworzą się dwa jony o różnoimiennych ładunkach, przyciągające się dzięki działaniu sił elektrostatycznych. W wiązaniu tym konfigurację oktetową osiąga się przez przesunięcie elektronu(ów) od mniej do bardziej elektroujemnego atomu. Wiązania atomowe powstają również, gdy łączą się z sobą atomy pierwiastków elektroujemnych o takich samych wartościach elektroujemności. Wiązanie atomowe spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między jonowym a atomowym; powstaje wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków różniących się elektroujemnością, lecz nie tak znacznie jak w przypadku tworzenia wiązania jonowego. Cecha charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego. Cząsteczki z wiązaniami kowalencyjnymi spolaryzowanymi z powodu nierównomiernego, niesymetrycznego w stosunku do środka cząsteczki, rozmieszczenie ładunków wykazują biegunowość. W cząsteczkach tych wyróżnić można biegun dodatni i ujemny. Cząsteczki o budowie polarnej nazywamy dipolami, tzn. cząsteczkami dwubiegunowymi. Tworzenie wiązania koordynacyjnego Wiązanie koordynacyjne tym różni się od wiązania atomowego lub atomowego spolaryzowanego, że para elektronowa tworzących wiązanie oddawana jest przez jeden z dwóch łączących się atomów. Teoria orbitali molekularnych zakłada, że podczas powstawania wiązania chemicznego chmury elektronowe orbitali (zawierających niesparowany elektron) każdego z wiążących się atomów przenikają się lub nakładają nawzajem i powstają w ten sposób tzw. orbitale molekularne. Teoria wiązań walencyjnych L.Pauling, który wykazał, że nie można traktować orbitali atomowych w cząsteczce w izolacji od siebie bez uwzględnienia ich wzajemnego oddziaływania, jeżeli takie oddziaływanie może doprowadzić do zmniejszenia energii wewnętrznej układu. Paulingowi udało się wykazać, że przez wzajemne "wymieszanie" orbitalu s i orbitalu powstają korzystniejsze dla tworzenia wiązań chemicznych, dwa równorzędne orbitale sp. proces tworzenia takich orbitali nazywamy hybrydyzacją, a powstałe w ten sposób orbitale - orbitalami zhybrydyzowanymi. Hybrydyzacja i geometria cząsteczek Hybrydyzacja może obejmować dwa albo wiekszą liczbę orbitali s, p lub d z tym jednak zastrzeżeniem, że poziomy energetyczne orbitali wyjściowych nie mogą znacznie różnić się pomiędzy sobą. Zmieszane ze sobą orbitale s i p kształtem przypominają orbitale p lecz z jednej strony orbital jest "tęższy", a z drugiej "szczuplejszy" Wiązania pojedyńcze nazywane są wiazaniami sigma i oznacza się je grecką literą (sigma), skierowane są wzdłuż prostej łączącej jadra dwóch atomów i tworzą się w wyniku osiowego przenikania (nakładania się) chmur elektronowych dwóch orbitali: typu s (wiązanie s-s) w cząsteczce H2; typy p (wiazanie p-p) w czasteczce F2, Cl2, itp, wiązanie s-p. Poza wiązaniem pojedyńczym istnieją także wiązania podwójne i potrójne, okreslane ogólnie jako wiazanie wielokrotne. Wiazanie podwójne złozone jest z wiazania (sigma) i wiazania (pi). Te ostatnie tworzą sie dopiero po utworzeniu wiązania (sigma). Wiązanie (pi) charakteryzuje się występowaniem maksymalnego zagęszczenia uwspólnionych par elektronów ponad linią łączącą jądra na płaszczyźnie przechodzącej przez linię łączącą oba jądra. Pojęcie wiązania metalicznego stosowane jest dla scharakteryzowania wiązania chemicznego istniejącego pomiędzy atomami metalu w stanie stałym kiedy mamy do czynienia z tzw. siecią metaliczną. Tworzy się ono pod wpływem elektrycznego przyciągania między jądrami atomowymi i swobodnie poruszającymi się

elektronami pochodzącymi z zewnętrznych powłok elektronowych atomów. Łączenie się między sobą obojętnych cząsteczek i helowców tłumaczy sie występowaniem sił van der Waalsa. Siły van der Waalsa są stosunkowo słabe w przypadku małych cząsteczek (kilkanaście razy słabsze od sił wiazania atomów w cząsteczce), ale w przypadku dużych cząsteczek mogą nawet przewyższać siły wiązania chemicznego np. w smarach albo w tworzywach sztucznych. Prawidłowość ta również jest zauważalna dla temperatur wrzenia, gdzie zwykle substancje o dużej masie cząsteczkowej mają wysokie temperatury wrzenia a substancje o małej masie cząsteczkowej - niskie temperatury wrzenia Siły van der Waalsa są siłami typu uniwersalnego. Odnoszą się do wszystkich cząsteczek niezależnie od ich kształtu i wielkości. Wiązanie wodorowe tworzy się pomiędzy atomem wodoru zwiazanym z atomem o dużej elektroujemności, a atomem z wolnymi parami elektronowymi. Energia wiązania wodorowego jest rzedu 1,3 - 10 kcal/mol. Uwaga! Brak rysunków 7. Kinetyka reakcji chemicznej: szybkość, stałe równowagi, energia aktywności, rzędowość reakcji Szybkość reakcji chemicznej wyraża szybkość przybywania lub ubywania składnika w wyniku przebiegu reakcji chemicznej. Jednostka to np. mol/(m3s). Szybkość reakcji definiuje się pochodną stężenia po czasie. Dla reakcji szybkość jest wyrażona tak:

Zależność szybkości reakcji od stężenia ujmuje prawo działania mas Guldberga i Waagego. Prawo to mówi: Szybkość reakcji jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń substratów. Jeżeli mamy równanie reakcji chemicznej aA + bB + cC ---> dD, to szybkość reakcji opisuje równanie: v = k[A]a * [B]b * [C]c k - stała szybkości reakcji, (a, b, c) - wykładnik potęgi, do której należy podnieść stężenie, odpowiednio [A], [B], [C]. Rząd reakcji to nazwa wartości wykładników występujących przy stężeniach związków chemicznych, w równaniach kinetycznych danej reakcji chemicznej. Współczynniki potęgowe (a, b, c) przy stężeniach poszczególnych substratów określają ten rząd, który może być cząstkowy lub sumaryczny. Cząstkowy rząd reakcji -jeżeli a = 1, to reakcja jest pierwszego rzędu względem A; jeżeli a = 2, to reakcja jest drugiego rzędu względem A itp. Cząstkowe rzędy reakcji, tylko wyjątkowo - np. dla reakcji elementarnych - przyjmują wartości równe współczynnikom stechiometrycznym tych reagentów. Sumaryczny rząd reakcji chemicznej - jest to suma wykładników potęgowych w równaniu szybkości reakcji chemicznej ( rząd reakcji = a + b + c + .....). Stała równowagi chemicznej Na ogół wszystkie reakcje chemiczne są odwracalne, tzn. z danych substratów tworzą się produkty, a jednocześnie produkty reakcji ulegają rozkładowi na substraty. Reakcje nieodwracalne należą do wyjątków i biegną z reguły wtedy, gdy jeden z produktów opuszcza środowisko reakcji. Reakcja:

aA + bB = eE + dD

Szybkość v1 przemiany substratów w produkty będzie opisana równaniem v1 = k1 • [A]a • [B]b gdzie: [A], [B] - stężenia substratów Szybkość v1 maleje w czasie trwania reakcji w miarę zmniejszania się stężenia substratów A i B. Z chwilą

pojawienia się pierwszych ilości produktów E i D może wystąpić proces odwrotny, tj. produkty mogą ulegać przemianie odwrotnej z utworzeniem substratów A i B z szybkością v2. v2 = k2 • [E]e • [D]d Gdy temperatura T reagującego układu jest stała w czasie procesu, wtedy zmiany szybkości reakcji wprost i reakcji odwrotnej spowodowane są jedynie zmianami stężeń reagujących substancji. Po pewnym czasie trwania reakcji ustali się stan równowagi chemicznej, w którym szybkości reakcji w obu kierunkach będą równe. v = k1 • [A]a • [B]b = k2 • [E]e • [D]d

Iloraz dwóch stałych szybkości reakcji k1 i k2 jest w danej temperaturze stały. Kc nazywa się stałą równowagi i wyraża prawo działania mas i nazywane też prawem Guldberga-Waagego.

8. Elementy termodynamiki chemicznej; zasady term., entropia, potencjał termodynamiczny •

pierwsza zasada termodynamiki - określa, że zmiana energii wewnętrznej układu równa jest różnicy ciepła dostarczonego do układu i pracy wykonanej przez ten układ. DU = Q + W

druga zasada termodynamiki - mówi nam, że istnieje entropia będąca funkcją stanu układu, stałą w odwracalnych procesach adiabatycznych i rosnącą we wszystkich innych. • trzecia zasada termodynamiki - mówi nam, że entropia układu o ustalonych parametrach (np. o stałym ciśnieniu lub objętości) i temperaturze zmierzającej do zera bezwzględnego zmierza również do zera. •

Entropia, podobnie jak energia wewnętrzna U , jest funkcją stanu, tzn, jej zmiany wyznacza jedynie stan początkowy i końcowy układu, a nie zależą one od drogi przemiany. Entropia substancji może wzrosnąć w dwojaki sposób; • •

w wyniku ogrzewania w wyniku zwiększenia się liczby miejsc.

Ogrzewając zwiększamy nieporządek termiczny, czyli nieład wynikający z cieplnych ruchów cząsteczek. Zwiększenie liczby miejsc możemy uzyskać w wyniku zwiększenia objętości lub zmieszania substancji z inną substancją. Takie zwiększenie objętości lub zmieszanie z inną substancją rozprzestrzenia cząsteczki substancji na dodatkowych miejscach, co nazywamy nieporządkiem pozycyjnym. Zmianę entropii S zdefiniowana jet następującym równaniem:

w którym Qodwr. oznacza ilość ciepła wymienioną w procesie odwracalnym zachodzącym w temperaturze T. Wartość entropii oraz wartość jej zmian wyraża się w J/mol*K. 10. Reakcje substytucji, addycji, eliminacji, polimeryzacji W chemii związków organicznych wyróżnia się trzy zasadnicze typy reakcji chemicznych •

reakcje podstawienia, substytucji

R-X + Y ---> R-Y + X

•

reakcje przyłączenia, addycji

A + B ---> C

•

reakcje eliminacji

A ---> B + C

•

reakcje przegrupowania

A ---> B

Mając na uwadze rodzaj i sposób zachodzenia zmian w budowie cząsteczek substratów, reakcje związków organicznych można sklasyfikować jako reakcję: SR - substytucji rodnikowej • AR - addycji rodnikowej • ER - raczej nie ma eliminacji rodnikowej •

względnie jako SJ - substytucji jonowej • AJ - addycji jonowej • EJ - eliminacji jonowej •

-Reakcje substytucji Substytucja rodnikowa SR, to reakcja przebiegająca z udziałem wolnych rodników, które powstają stale w wyniku reakcji łańcuchowej. Substytucja jonowa, może przebiegać jako reakcja elektrofilowa SE lub jako reakcja nukleofilowa SN. Substytucja elektrofilowa SE: jest to substytucja, w której cząsteczka elektrofilowa atakuje związek nukleofilowy. Takimi substancjami elektrofilowymi są cząsteczki albo jony odznaczające się niedoborem elektronów (H+, AlCl3, biegun dodatni wiązań atomowych spolaryzowanych). Substytucja nukleofilowa SN, jest to reakcja substytucji, która zachodzi w wyniku ataku czynnika nukleofilowego na elektronowe centrum związku chemicznego. Czynnikami nukleofilowymi są cząsteczki lub jony odznaczające się nadmiarem elektronów (OH-, Cl-, cząsteczki z wolnymi parami elektronów (NH3), cząsteczki z niepolarnym wiązaniem p (eten, benzen)). Sama reakcja może przebiegać według kinetyki pierwszego lub drugiego rzędu. Odpowiednio wtedy dla reakcji pierwszego rzędu (szybkość reakcji zależy tylko od stężenia jednego substratu), mechanizm reakcji określa się symbolem SN1 i odpowiednio dla reakcji drugiego rzędu (szybkość reakcji zależy od stężenia dwóch substratów) mechanizm reakcji określa się symbolem SN2.

-Reakcje addycji Addycja rodnikowa AR; jest to reakcja przyłączenia przebiegająca w postaci łańcuchowej z udziałem wolnych rodników. Addycja jonowa, podobnie jak substytucja jonowa może przebiegać jako reakcja elektrofilowa AE lub jako reakcja nukleofilowa AN Addycja elektrofilowa AE; jest to reakcja przyłączenia, która przebiega w wyniku ataku czynnika elektrofilowego na cząsteczkę nukleofilową. Addycja nukleofilowa AN; jest to reakcja przyłączania, która przebiega w wyniku ataku czynnika nuklefilowego na elektronowe centrum związku chemicznego.

-Reakcja eliminacji Jest to reakcja chemiczna, w której od jednej cząsteczki substratu oddzielają się dwa atomy albo grupy atomów i nie są zastępowane innymi. Otrzymane produkty zwierają wiązania wielokrotne. Przykładami reakcji eliminacji są reakcje odwodornienia i odwodnienia. Reakcje eliminacji mogą przebiegać zgodnie z kinetyką pierwszego rzędu E1 lub z kinetyką drugiego rzędu E2 Reakcjom wolnorodnikowym sprzyjają następujące warunki: • • •

środowisko niepolarne wysoka temperatura obecność substancji łatwo ulegajacych rozpadowi na wolne rodniki, np. nadtlenki R-O-OR-, 2R-O.

•

światło

Natomiast reakcje jonowe mają przede wszystkim miejsce w następujących warunkach: • • •

środowisko polarne niska temperatura obecność substancji (katalizatorów) ułatwiających rozpad jonowy, powiększających polarność środowiska. najczęściej stosuje się kwasy Lewisa, np. AlCl3, BF3, FeCl3

przebieg reakcji rodnikowej - Polimeryzacja Alkeny i alkiny oraz ich pochodne polimeryzują, dają ważne związki użytkowe mające zastosowanie np. w budownictwie, w produkcji naczyń kuchennych itp. Polimeryzacja polega na łączeniu się małych cząsteczek w bardzo duże. Związek składający się z tych bardzo dużych cząsteczek nazywa się polimerem. Proste związki, z których tworzą się polimery, nazywane są monomerami.

Polimeryzacja etylenu 11.Ogólna charakterystyka związków chemii organicznej, 9. Klasyfikacja i nazewnictwo związków organicznych aromatyczne Weglowodorami aromatycznymi są związki, posiadające wspólną cechę nazywaną aromatycznością. Aby związki wykazywały charakter aromatyczny jego cząsteczka musi; • • • •

musi mieć budowę cykliczną (atomy C oraz ewentualnie O, N, S muszą tworzyć zamknięty pierścień) być płaska każdy z atomów tworzących pierścień musi mieć niezhybrydyzowany orbital typu p sumaryczna liczba elektronów obsadzających orbitale typu p (elektronów typu p) musi być równa 4n + 2, gdzie n = 1, 2, 3,...., N ( jest to tzw. reguła Huckela). Oznacza to, że charakter aromatyczny mają płaskie pierścienie zawierające: 2, 6, 10, 14, 18... elektronów. Najbardziej znanym węglowodorem aromatycznym jest benzen.

Nazewnictwo Szczególnym przykładem połączeń cyklicznych są węglowodory aromatyczne. Nazwy tych węglowodorów są tradycyjne i kończą się na -en. Ogólnie nazywane są arenami nienasycone Alkeny są grupą węglowodorów noszących nazwę węglowdorów nasyconych lub olefin. Wzór ogólny - CnH2n. Alkiny Alkiny są grupą węglowodorów noszących nazwę węglowdorów nasyconych lub olefin. Wzór ogólny - CnH2n-2. Nazewnictwo Ogólną nazwę dla węglowodorów nienasyconych tworzy się przez zmianę końcówki; -an na końcówkę -en dla węglowodorów o wiązaniu podwójnym (alkeny, weglowodory nienasycone, olefiny) • -an na końcówkę -in (yn) dla węglowodorów o wiązaniu potrójnym (alkiny, węglowodory nienasycone, acetyleny). •

Tworzenie nazw węglowodorów jest następujące: jako strukturę podstawową wybiera się najdłuższy ciągły łańcuch, który zawiera wiązanie nienasycone położenie wiazania nienasyconego w podstawowym łańcuchu oznacza się odpowiednią cyfrą umieszczoną na początku nazwy wyjściowej struktury. Numerację łańcucha rozpoczyna się od tego końca, bliżej którego znajduje się wiązanie nienasycone. • położenie grup alkilowych przyłączonych do łańcucha podstawowego oznacza się odpowiednimi cyframi • •

Właściwości fizyczne alkanów zależne są od liczby atomów węgla w cząsteczce; Pierwsze człony szeregu homologicznego C2 - C4 są gazami, C5 - C10 cieczami a wyższe ciałami stałymi. Nie rozpuszczaja się w wodzie, rozpuszczają się w eterze, benzenie i innych rozpuszczalnikach organicznych. Temperatura wrzenia i topnienia zależy od budowy łańcucha. Węglowodory o łańcuchu rozgałęzionym mają niższe temperatury wrzenia a wyższe temperatury topnienia od izomerycznych węglowodorów normalnych.

nasycone Alkany są grupą węglowodorów noszących nazwę węglowdorów nasyconych lub węglowdorów parafinowych (parafin). Symbol alkanów - RH (R - grupa alkilowa). Wzór ogólny - CnH2n+2. Nazewnictwo alkanów Nazwy pierwszych czterech węglowodorów są tradycyjne: CH4 - metan C2H6 (CH3-CH3) - etan C3H8 (CH3-CH2-CH3) - propan C4H10 (CH2-CH2-CH2-CH3)- butan Pozostałe nazwy tworzą się od liczebników greckich (wyjatek: nonan i indekan - utworzone od liczebników łacińskich), dodając końcówkę - an W przypadku węglowodorów o budowie rozgałęzionej przyjmuje się następujące reguły nazewnictwa systematycznego: • •

• • • •

jako strukturę podstawową wybiera się najdłuższy łańcuch atomy węgla w łąńcuchu podstawowym numeruje się tak, aby atom węgla, przy którym znajduje się podstawnik, oznaczony był możliwie najmniejszą liczbą. jeżeli kilka łańcuchów ma jednakową długość, to za podstawę przyjmuje się łańcuch o największej liczbie podstawników jeżeli takie same grupy alkilowe występują w cząsteczce kilka razy jako łańcuchy boczne, to liczbę tych grup określa się przedrostkiem >di-, tri-, tetra-, pozycje każdego podstawnika wskazuje się za pomocą odpowiednich liczb jeżeli do łańcucha podstawowego dołączonych jest kilka różnych grup alkilowych to wymienia się je kolejno w porządku alfabetycznym nazwy podstawników (rodniki jednowartościowe powstałe w wyniku odszczepienia jednego atomu wodoru z cząsteczki węglowodoru) tworzy się z nazwy węglowodoru przez zamianę końcóki -an na -yl patrz tablica 12.1. Po spółgłoskach g, k, l piszemy -il). Podstawniki oznacza się dużą literą R i noszą ogólną nazwę alkilów. Wzór ogólny -CnH2n+1.. Wyjątkiem jest nazwa alkilu pochodnego od pentanu C5H11. Nazwa tego alkila to - amyl.

alkohole Grupa funkcyjna Z = -OH grupa hydroksylowa w połączeniach tworzy związki typu: alkanole o wzorze ogólnym CnH2n+1OH (alkohole) • alkandiole o wzorze ogólnym CnH2n(OH)2 • alkantriole o wzorze ogólnym CnH2n-1(OH)3 •

Nazewnictwo W użyciu mają zastosowanie nazwy zwyczajowe i systematyczne. nazewnictwo zwyczajowe (dotyczy prostszych alkoholi). Składają się one z nazwy grupy alkilowej, poprzedzonej słowem alkohol. • nazewnictwo systemowe w którym: - jako strukturę podstawową wybiera sie najdłuższy łańcuch węglowy. Struktura podstawowa ma nazwę w zależności od ilości atomów węgla, etanol, propanol,.... Nazwę tworzy się przez dodanie końcówki -ol - określamy cyfrą położenie grupy -OH - położenie każdej z pozostałych grup przyłączonych do łańcucha podstawowego określa się również odpowiednią cyfrą, np. 2-metylobutan-1-ol •

alkohole zawierające w cząsteczce dwie grupy wodorotlenowe nazywane są ogólnie diolami (dawniej glikolami) • alkohole zawierające w cząsteczce trzy grupy wodorotlenowe nazywane są glicerynami •

fenole Fenole są związkami o ogólnym wzorze Ar-OH, w którym Ar oznacza fenyl, naftyl..... Fenole różnią się od alkoholi tym, że grupa -OH związana jest bezpośrednio z pierścieniem aromatycznym. Nazwy fenoli tworzy się na ogół od nazwy najprostszego przedstawiciela, a mianowicie fenolu. Metylofenole mają specyficzną nazwę krezole. aldehydy, ketony Aldehydami nazywami pochodne węglowodorów zawierające w cząsteczce grupę aldehydową -CHO, natomiast ketonami nazywami nazywamy pochodne węglowodorów zawierające w cząsteczce grupę ketonową =C=O. Symbol aldehydów - RCHO, ketonów - RCOR1 Nazewnictwo: Nazwy zwyczajowe aldehydów pochodzą od nazw zwyczajowych odpowiednich kwasów karboksylowych, w których słowo "kwas" zastąpiono słowem"aldehyd", np. aldehyd mrówkowy. W nazwach systematycznych nazwy wyprowadzamy od nazwy weglowodoru dodając końcówkę -al Ketony mogą być; alifatyczne, alifatyczno-aromatyczne i aromatyczne. Zasady nazewnictwa są podobne do tych które były opisywane przy aldehydach. Nazwę ketonu tworzy się przez dodanie końcówki -on do nazwy węglowodoru. kwasy karboksylowe Kwasami karboksylowymi nazwami pochodne węglowodorów zawierające w cząsteczce grupę karboksylową -COOH. Symbol kwasów karboksylowych - RCOOH, ArCOOH Nazewnictwo: Kwasy karboksylowe były znane od dawna, stąd często spotykamy ich nazwy zwyczajowe , np. kwas octowy, kwas mrówkowy, kwas masłowy,.... Nazwy systematyczne tworzy się od nazwy węglowodoru o tej samej liczbie atomów węgla przez dodanie końcówki -owy aminy Grupa funkcyjna Z = -NH2 tworzy aminy I-rzędowe, -NH- tworzy aminy II-rzędowe, =N- tworzy aminy IIIrzędowe Nazwy amin alifatycznych tworzy się przez dodoanie przyrostka -amina do nazwy grupy lub grup alkilowych związanych z atomem azotu. np. Metyloamina CH3-NH2 Aminy aromatyczne nazywa się na ogół jako pochodne najprostszej aminy aromatycznej - aniliny aminokwasy, białka Białka są z chemicznego punktu widzenia polimerami wielkocząsteczkowymi, nazywane poliamidami. Monomerami są aminokwasy. Aminokwas to związek chemiczny zawierający w cząsteczce grupę aminową i grupe karboksylową. Białko jest wynikiem syntezy cząsteczek aminokwasów. W czasie reakcji grupa karboksylowa jednego aminokwasu reaguje z grupą aminową drugiego. Między dwoma resztami aminokwasów tworzą się wiązania, zwane wiązaniami peptydowymi a powstały związek nosi nazwę dipeptydu. węglowodory alifatyczne Węglowodory alifatyczne, mogą łączyć sie ze sobą tworząc; • •

struktury łańcuchowe struktury cykliczne

Węglowodory posiadające struktury łańcuchowe mogą mieć łańcuchy proste lub rozgałęzione a te z kolei mogą być: •

nasycone tzn. atomy węgla połączone są tylko za pomocą wiązań pojedyńczych (-C-C-).

•

nienasycone tzn. atomy węgla połączone są za pomocą wiązań podwójnych (-C=C-) lub potrójnych. Wiązania wielokrotne (podwójne i potrójne) moga występować w różnych ilościach.

Estry Estry to produkty reakcji kwasów karboksylowych z alkoholami. Tego typu reakcja chemiczna nosi nazwę estryfikacji Podstawową reakcją estrów jest hydroliza a w tym; • •

reakcja hydrolizy z udziałem wody reakcja z wodorotlenkami

tłuszcze Tłuszcze to estry glicerolu (gliceryny) i kwasów tłuszczowych. W skład tłuszczów wchodzą kwasy tłuszczowe zawierające w swojej cząsteczce zwykłe parzystą liczbę atomów węgla. Łańcuch węglowy tych kwasów może być nasycony lub posiadający jedno lub więcej wiązań podwójnych. 12. Roztwory koloidalne Koloidy (zole) są to układy o dużym stopniu rozdrobnienia. Są stanem pośrednim pomiędzy roztworami rzeczywistymi, które są układami fizycznie jednorodnymi o rozdrobnieniu cząsteczkowym a zawiesinami i mieszaninami niejednorodnymi. Część układu tworzącą fazę ciągłą stanowi ośrodek dyspersyjny (rozpraszający), a drugą stanowi fazę zdyspergowaną (rozproszoną). Cząstki fazy rozproszonej dla kolidów mają rozmiary od 1nm do 100nm, czyli od 10-7 do 10-5 cm. Cząstki fazy rozproszonej mogą mieć kształty blaszkowate, nitkowate oraz kuliste. Wyróżnia się układy monodyspersyjne - koloidy w których cząstki fazy rozproszonej mają jednakową wielkość oraz - polidyspersyjne, w których cząstki mają różne wymiary. W zależności od wartości dyspergowania koloidy dzieli się na: koloidy asocjacyjne - układy w których substancja rozproszona samorzutnie przechodzi w stan koloidalny. • koloidy dyspersyjne - układy, w których substancję rozproszoną otrzymuje się przez wymuszone rozdrobnienie. •

W zależności od powinowactwa do rozpuszczalnika, koloidy dzieli się na: koloidy liofilowe (hydrofilowy dla układów, gdzie ośrodkiem rozpraszającym jest woda) mające duże powinowactwo do rozpuszczalnika, dzięki czemu cząstki koloidalne otaczają się cząsteczkami rozpuszczalnika, co nadaje im trwałość. • koloidy liofobowe (hydrofobowe) posiadające małe powinowactwo do rozpuszczalnika i na swojej powierzchni gromadzące ładunek elektryczny •

13. Elektrolity i nieelektrolity Elektrolity są to kwasy, zasady i sole, których roztwory wodne przewodzą prąd elektryczny. Analiza elektrochemiczna, zespół metod analizy chemicznej, w których wyzyskuje się reakcje elektrodowe lub przepływ prądu elektrycznego przez elektrolity. Nieelektrolity są to substancje, których roztwory wodne nie przewodzą prądu elektrycznego. Są to np. tlenki, alkohole, węglowodany. elektrolity podczas rozpuszczania w wodzie rozpadają się na elementy naładowane elektrycznie, czyli ulegają tzw. dysocjacji elektrolitycznej. Elementy te nazwano jonami. Jony naładowane dodatnio nazywa się kationami, a ujemne anionami. suma ładunków elektrycznych kationów i anionów, powstających na skutek dysocjacji elektrolitycznej elektrolitów jest zawsze równa zeru. • nieelektrolity tzn. substancje, które w roztworach i w stanie stopionym nie przewodzą prądu elektrycznego, nie ulegają dysocjacji elektrolitycznej. • właściwości chemiczne jonów różnią się zupełnie od własności obojętnych atomów i cząsteczek •

14. Podstawy elektrochemii, szereg e., ogniwa, półogniwa,

Właściwości redukujące pierwiastków pozostają w ścisłym związku z wartością potencjału standardowego elektrody co wykorzystano w opracowaniu tabeli, którą nazwano szeregiem napięciowym metali Znając położenie pierwiastka w szeregu napięciowym można przewidzieć, który z nich jest bardziej aktywny chemicznie, a tym samym przewidywac kierunek reakcji samorzutnych, tzn. które; • • •

mogą wypierać wodór z rozcieńczonych roztworów kwasów, są odporne na działanie rozcieńczonych roztworów kwasów, mogą wypierać srebro z rozcieńczonego AgNO3

Półogniwa składają się z dwóch układów połączonych ze sobą, (np.Zn2+ Cu2+ ) Często też,półogniwo nazywa się elektrodą. W każdym ogniwie mamy dwa półogniwa. W półogniwie powstaje warstwa elektrochemiczna zbudowana z ładunku metalu i ładunku jonów w roztworze oraz odpowiednio zorientowanych cząsteczek wody na powierzchni granicznej. Między metalem a roztworem występuje różnica potencjałów elektrycznych, którą nazywa się potencjałem elektrodowym (p ). albo potencjałem półogniwa. W ogniwie Daniella zachodzi reakcja redukcji, a w półogniwie cynkowym proces utlenienia Nie mam siły pisać a widać na rysunku co to jest i jak działa ogniwo