1. Pojęcia podstawowe

(1)

1.1. Podstawowe definicje

1.2. Sposoby wyrażanie stężenia i zawartości substancji 1.3. Podstawowe obliczenia chemiczne

1.4. Podstawowe prawa chemiczne 1.5. Klasyfikacja reakcji chemicznych

Wykład z Chemii Ogólnej

i Nieorganicznej

Część 1

Katedra Chemii Fizycznej

Collegium Medicum w Bydgoszczy

Uniwersytet Mikołaja Kopernika w Toruniu

Prof. dr hab. n.chem. Piotr Cysewski piotr.cysewski@cm.umk.pl www.chemfiz.cm.umk.pl/dydaktyka

(2)

Pobranie ciepła

Proces fizyczny

brak zmian ilości i rodzajów wiązań chemicznych

Reakcja chemiczna

NaOH + HCl  NaCl + H₂O

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

(3)

Proces fizyczny czy przemiana chemiczna?

Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 4

1.1. Pojęcia podstawowe

Zgniecenie arkusza folii aluminiowej Topienie kostki lodu

Odlewanie srebra w formie Rozbijanie butelki

Niszczenie papieru, Rozdzieranie kartki Sublimacja suchego lodu

Płonące drewno Kwaśnienie mleka

Zmieszanie kwasu i zasady Trawienie jedzenia Gotowanie jajka Uzyskiwania karmelu Pieczenie ciasta Rdzewienie żelaza Zastanów się!

(4)

Nukleony składniki jądra: protony, neutrony

Nuklid jądro zawierające określoną ilość nukleonów

Liczba atomowa (Z) liczba protonów w jądrze

Liczba masowa sumaryczna liczba

nukleonów w jądrze A=N+Z

Izotopy - to nuklidy tego samego

pierwiastka różniące się liczbą neutronów w jądrze (mają tę samą liczbę atomową, a inną liczbę masową). Izotopy wykazują

podobne właściwości chemiczne, różnią się

natomiast właściwościami fizycznymi.

Izobary - to nuklidy różnych pierwiastków o takiej samej liczbie masowej, czyli

nuklidy o jednakowej liczbie nukleonów, a różnej liczbie protonów, np.:,

Izotony -to nuklidy różnych pierwiastków o takiej samej liczbie neutronów

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

(5)

Izotopy wodoru

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

1

1H 1 Proton 0 Neutronów 99.985 % 1.00782503 jma 2

1H (D) 1 Proton 1 Neutron 0.015 % 2.01410178 jma 3

1H (T) 1 Proton 2 Neutrony ---

---Średnia masa atomowa wodoru wynosi: 1.008 jma

3_{H jest radioaktywny o okresie rozpadu 12 lat}

Izotopy wchodzą w reakcje chemiczne tworząc związki:

H₂O zwykła woda, M=18.0 g/mol, Temp. wrz. = 100.000000_C

D₂O ciężka woda, M = 20.0 g/mol, Temp. wrz. = 101.42 0_C

Izotopy tlenu

16

8O 8 Protonów 8 Neutronów 99.759% M = 15.99491462 jma 17

8O 8 Protonów 9 Neutronów 0.037% M = 16.9997341 jma 18

8O 8 Protonów 10 Neutronów 0.204 % M = 17.999160 jma

(6)

Przykład:

Przykład obliczenia względnej masy atomowej dla atomu magnezu 24_Mg

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

Masa atomowa

 względna masa atomu wyrażona w jednostkach masy atomowej u.

 Określa ona, ile razy masa atomu danego pierwiastka jest większa od masy atomu węgla 12_C.

 Atomy znanych nam pierwiastków mają masy atomowe zawarte

w granicach od 1 do 261 u.

 Masy atomowe większości pierwiastków nie są liczbami

całkowitymi. Zaledwie 20 spośród znanych pierwiastków (np.: F, Be, Al, P, Mn, Co) występuje w jednej formie nuklidu. Pozostałe

spotykane są w kilku odmianach izotopowych.

Masa atomu

bezwzględna lub rzeczywista masa atomu, to masa tego atomu

wyrażona w jednostkach masy (kg lub g).

Jednostka masy atomowej

(jma = u), zwaną też jednostką

węglową, daltonem lub unitem jest to stosunek masy atomu do masy wzorca: izotop węgla 12C.

1u = 1,66057 * 10-27 _kg

A(24Mg) = 4 · 10-26 kg / 1.66057 · 10-27 _{kg = 24}

Rozwiązanie:

(7)

Średnia ważona

Masa molowa pierwiastka

%

100 %

%

2 2 1 1













w

A

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

to średnia ważona mas atomowych, uwzględniająca procentowe

występowanie

M = N_A · m

M - oznacza masę molową, m - bezwzględną masę atomu, cząsteczki, jonu bądź innej cząstki materialnej.

N_A = 6,023 · 1023

Masa atomowa pierwiastka

to średnia ważona mas atomowych, uwzględniającą procentowe

występowanie wszystkich izotopów danego pierwiastka w przyrodzie.

(8)

Obliczyć zawartość procentową izotopów bromu znając masy atomowe jego dwóch głównych izotopów (78.918336, 80.91629) oraz średnią masę atomową (79.904)

Rozwiązanie:

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

X(78.918336) + Y(80.91629) = 79.904 X + Y = 1.00 stąd X = 1.00 – Y (1.00 - Y)(78.918336) + Y(80.91629) = 79.904 78.918336 - 78.918336 Y + 80.91629 Y = 79.904 1.997954 Y = 0.985664 Y = 0.4933 X = 1.00 - Y = 1.00 - 0.4933 = 0.5067 %X = % 79_{Br = 0.5067 x 100% = 50.67% =}79_Br %Y = % 81_{Br = 0.4933 x 100% = 49.33% =}81_Br Przykład:

(9)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

Przykład:

Atom 1_{H waży 1.6735 x 10}-24 _g

Atom 16_{O waży 2.6560 x 10}-23 _g

Z definicji masa atomu 12_{C = 12 u}

Stąd: 1 u = 1.66054 x 10-24 _g

1 g = 6.02214 x 1023 _u

Masa cząsteczki

tzw. bezwzględna, rzeczywista masa cząsteczki

Masa cząsteczkowa

to masa cząsteczki wyrażona w jednostkach masy atomowej u (daltonach). Jest to suma mas atomowych wszystkich atomów tworzących cząsteczkę.

Uśredniona masa atomowa

Skład izotopowy naturalnego węgla:

C: 98.892 % 12_{C + 1.108 %}13_C

Średnia masa atomowa węgla C:

(0.98892)(12u) + (0.0108)(13.00335) = 12.011 u

Masy atomowe podane są w układzie okresowym

(10)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

CaCO

₃ 100.09 g

Tlen

32.00 g

Miedź

63.55 g

Woda

18.02 g

Jeden mol typowych substancji

Mol

• Jednostką określającą ilość

substancji (liczność materii) jest mol, dla którego wzorcem jest liczba atomów węgla zawarta w 12 g nuklidu 12_C.

• Równa liczbie jednostek masy atomowej mieszczących się

w jednym gramie.

 W 12 g węgla znajduje się 6,022  1023 atomów = N

A (liczba

Avogadro).

(11)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

1.2.

Sposoby wyrażanie stężenia i zawartości

substancji

(12)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

Stężenie w procentowe masowe - podaje liczbę jednostek masowych substancji zawartych w 100 jednostkach masowych roztworu

Stężenie procentowe objętościowe - podaje liczbę jednostek objętości

substancji rozpuszczonej, zawartej w 100 jednostkach objętości roztworu.

1.2. Sposoby wyrażanie stężenia i zawartości substancji

Stężenie procentowe

m_s - masa substancji rozpuszczonej, [g], [kg], m_r - masa roztworu, [g], [kg],

m_rozp - masa rozpuszczalnika, [g], [kg].

%

100 %

100 









r o z p s s r s p

m

C

%

100 %

100 









r o z p s s r s p

V

C

V_s - objętość substancji rozpuszczonej, [cm3_{], [dm}3_]

V_r - objętość roztworu, [cm3_{], [dm}3_]

V_rozp- objętość rozpuszczalnika, [cm3_{], [dm}3_]

(13)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

Stężenie molowe Stężenie molarne



m ol

k g



m

M

m

n

C

r s s r s M





,



3



,

m ol

dm

V

M

m

V

n

C

r s s r s M





- określa liczbę moli substancji rozpuszczonej, zawartej w 1 dm3 _roztworu.

n_s - liczba moli substancji rozpuszczonej, [mol], m_s- masa substancji rozpuszczonej, [g],

M_s- masa molowa substancji rozpuszczonej, [g/mol]. Na przykład 0,5 molowy roztwór

zawiera 0,5 mola substancji

rozpuszczonej w 1 dm3 _roztworu.

- wyraża liczbę moli substancji rozpuszczonej w 1 kg rozpuszczalnika.

n_s - liczba moli substancji rozpuszczonej, [mol], m_r- masa rozpuszczalnika, [kg],

m_s- masa substancji rozpuszczonej, [g],

(14)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

Ułamek molowy/masowy





i i i i

n

x

Ułamek molowy (atomowy) x_i – oznacza stosunek ilości moli (atomów) substancji „i” do całkowitej ilości moli (atomów) tworzących roztwór:

1 



i i

x

Suma ułamków molowych (atomowych) w roztworze jest zawsze równa jedności:

Mnożąc ułamek molowy (atomowy) przez 100% uzyskuje się procentową zawartość moli

(atomów) w roztworze – „procent molowy (atomowy)”:

%

100 %











i i i i

n

x

m olow y

Gęstość

r

V

m

d



(15)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

W jakim stosunku wagowym zmieszasz 42 % roztwór kwasu z wodą, aby otrzymać 25 % roztwór tego kwasu.

Przeliczanie stężeń Rozwiązanie:

Przykład:

Obliczyć stężenie procentowe roztworu otrzymanego ze zmieszania 30 g soli kuchennej i 170g wody.

Masa roztworu jest sumą masy substancji rozpuszczonej i masy rozpuszczalnika :

30g + 170 g = 200g

zatem jeśli w 200g roztworu znajduje się 30g soli to w 100g roztworu znajduje się x g soli

Przykład: Rozwiązanie:

g

x

15

200

100

30 





(16)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

Ile gramów substancji znajduje się w 420g 20%-owego roztworu? Rozwiązanie

Przykład:

Ile gramów H₂SO₄ znajduje się w 200 cm3 _{0,1 molowego roztworu ?}

Przykład:

g

x

84

100

20

420 





Z definicji roztworu procentowego wynika, że 20% roztwór zawiera 20g

substancji w 100g roztworu. Jeśli więc w 100g roztworu jest 20g substancji, to

0,1 mola H₂SO₄ (M=98) ma masę 9,8g.

Z definicji stężenia molowego: w 1000cm3 _{0,1M roztworu znajduje się}

9,8g H₂SO₄

g

cm

g

cm

x

1 ,

96 1000

8 ,

9

200

3 3







Wniosek:w 200cm3 _{0,1M roztworu} znajduje się 1,96g g H₂SO₄ Rozwiązanie

(17)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

250 ml roztworu zawiera 3,659g chlorku sodowego. Oblicz stężenie molowe NaCl w tym roztworze.

M_NaCl = 58,45 g/mol

m oli

m ol

g

M

m

n

N a C l N a C l

0626

,

0

45 ,

58

659 ,

3 _



m o li

m l

m o li

m l

x

0 ,

2 5

2 5 0

0 6 2 6

,

0 1 0 0 0



_



Liczba moli NaCl zawarta w podanej objętości wynosi :

Rozwiązanie:

Przykład:

(18)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

Rozwiązanie:

Przykład:

50g wodorotlenku potasu rozpuszczono w 160g wody. Wyrazić

w ułamkach molowych stężenie KOH i H2O w otrzymanym roztworze.

m o l

g

M

_{K O H}



5 6

,

1 1

M

H ₂O



1 8

,

0 2

g

m o l

m ola

m ol

g

n

_{KO H}

0 ,

89

11 ,

56

50 



m ola

m ol

g

n

_H _O

8 ,

88

02 ,

18

0 ,

160

2



Znając liczby moli obliczmy ułamki molowe

To liczba moli każdego z tych składników w roztworze wynosi

0 9 1

,

0 8 8

,

8 8 9

,

0 8 9

,

0 _





m o la

x

_{K O H}

9 0 9

,

0 8 8

,

8 8 9

,

0 8 8

,

8

2







m o la

x

_H _O

(19)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

Stężony kwas solny o gęstości 1,2g/cm3 _{zawiera 39,11% wag.}

HCl. Obliczyć ułamki molowe HCl i H₂O w tym roztworze.

Rozwiązanie

Przykład:

Z definicji procentowości wynika, że w 100 g kwasu znajduje się 39,11g HCl . Reszta czyli 60,89g to woda.

m o l

g

M

_{H C l}



3 6

,

4 6

M

_H _O

1 8

,

0 2

g

m o l

2



Liczba moli każdego z tych

składników w roztworze wynosi:

m ola

m ol

g

n

_{H Cl}

1 ,

07

46 ,

36

11 ,

39 



m ola

m ol

g

n

_H _O

3 ,

38

02 ,

18

89 ,

60

2



Znając liczby moli obliczmy ułamki molowe

2 4

,

0 3 8

,

3 0 7

,

1 0 7

,

1 _





m o la

x

_{H C l}

7 6

,

0 3 8

,

3 0 7

,

1 3 8

,

3

2







m ola

x

_H _O

(20)

M(H₂SO₄)=21+32+416=98,

1 cm3 _{roztworu posiada masę 1,14g lub 1 dm}3 _{roztworu posiada masę 1140 g,}

masa czystego H₂SO₄ znajduje się w 1dm3 _{2 molowego roztworu:}

1 dm3 _{zawiera 2 mole H}

2SO4, = 196 g

objętość 100 g roztworu o podanej gęstości:

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

Jakie jest stężenie procentowe 2 molowego

roztworu kwasu siarkowego (VI) o gęstości:

d



1 ,

1 4

g

d m

3

14 ,

1 g

dm

V

m

d



3 3

7 ,

87

14 ,

1

100 cm

cm

g

x



stężenie % można obliczyć z proporcji

g

cm

g

cm

x

17 ,

19 1000

196

7 ,

87

3 3







lub korzystając ze wzoru :

%

19 ,

17 %

100 1140

196 %

100 









g

m

C

r s p Rozwiązanie:

Przykład:

(21)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

1.3.

Podstawowe prawa chemiczne

(22)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

łączna suma mas substratów równa się łącznej masie produktów reakcji chemicznej

Prawo zachowania masy (Lavoisier-Łomonosowa)

Prawo zachowania materii (Einstein)

E = mc

2

Uogólnione prawo zachowania materii (E_j + m_jc2 _{)= const}

E_j - energia zawarta wewnątrz układu w różnych postaciach, m_j - masy składające się na układ substancji.

1.3. Podstawowe prawa chemiczne

(23)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

W przeciwieństwie do mieszanin fizycznych, które można sporządzić z danych składników w dowolnych stosunkach wagowych, reakcje chemiczne przebiegają jedynie przy zachowaniu ściśle określonej proporcji substratów.

Prawo stałości składu (Proust) - Prawo stosunków stałych

Przykład: Stałe stosunki wagowe pierwiastków w związkach

Lp. Związek

chemiczny cząsteczkowyWzór Stosunek wagowy pierwiastków

1. Woda H₂O H : O = 1 : 8

2. Amoniak NH₃ H : N = 1 : 4,66

3. Metan CH₄ H : C = 0,333 : 1

4. Acetylen C₂H₂ H : C = 0,084 : 1

(24)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

Ilości molowe jakichkolwiek substancji w stanie gazowym zajmują w tych samych warunkach fizycznych jednakowe objętości. Obliczono, że jeden mol jakiegokolwiek gazu zajmuje w warunkach normalnych / temp. 0o_{C, ciśnienie 1013 hPa / objętość 22,4 dm}3_{. Objętość tę nazywa}

się objętością molową.

Prawo Avogadro

Prawo stosunków wielokrotnych (Dalton-1804)

Jeżeli dwa pierwiastki zdolne są tworzyć z sobą więcej niż jeden związek chemiczny, to w związkach tych ilości wagowe jednego pierwiastka,

przypadające na stałą ilość wagową drugiego pierwiastka, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

Wodór i tlen tworzą dwa związki: 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.

Azot i tlen tworzą ze sobą pięć różnych tlenków N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅

W poszczególnych tlenkach azotu na 14 g azotu przypada odpowiednio: 8, 16, 24, 32, 40 g tlenu. Wzajemny stosunek ilości wagowych tlenu związanego

z jednakową ilością wagową azotu wyraża się prostymi liczbami

całkowitymi 1 : 2 : 3 : 4 : 5

(25)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

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.

Prawo to jest prostą konsekwencją prawa Avogadra, według którego jednakowe objętości wszystkich gazów, mierzone w tych samych

warunkach fizycznych, zawierają jednakową liczbę cząsteczek.

Prawo stosunków objętościowych (Gay-Lussac 1808)

Przykład:

Jeżeli w dwóch jednakowych objętościach znajduje się po 6,023 x 1023

cząsteczek wodoru H₂ i chloru Cl₂, to w reakcji między nimi 1 objętość wodoru H₂ + 1 objętość chloru Cl₂ 

 2 objętości chlorowodoru 2HCl tworzy się chlorowodór w ilości 2 x 6,023 x1023 _{cząsteczek, gdyż}

z każdej cząsteczki H₂ oraz Cl₂ powstają dwie cząsteczki chlorowodoru.

(26)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

Prawa gazowe (

treści fakultatywne

)

Izoterma (Boyl’a-Mariotte’a)

Izobara (Charlesa – Gay-Lussaca Izochory (Gay-Lussaca)

Równanie Clapeyrona

Równanie Van der Waalsa

Prawo Daltona (ciśnień parcjalnych)

Ciśnienie:

N·m

-2

_{= Pa}

1 atm = 101.3 kPa

Temperatura

T [K] = t [

o

_{C] + 273.15}

(27)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

AVOGADRO P



n

CHARLES P



T

Objętość molowa gazów

22.418 dm

3

T=273.15 K oraz P=1 atm

(28)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

BOYLE P



1 V

czyli P·V = const

ciśnienie

1/V

(29)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

P

nRT

V



Równanie Clapeyrona

= AVAGADRO + BOYLE + CHARLES

1

314 .

8

1

3

314 .

8

15 .

273

1

3

2

10 2418

.

2

3

10

3 .

101 





















K

mol

J

R

K

mol

m

Pa

R

K

mol

m

x

Pa

x

R

1 1 3

0 8 2 0 7

.

0 1 5

.

2 7 3

1 4 1 8

.

2 2

1 _

_



_







d m

a tm

m o l

K

R

(30)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

RT

P

M

RT

PV

M

m

RT

PV

n











CH

₄

SF

6

Równanie Clapeyrona Gęstość gazów

(31)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

P



p

_O



p

_H 2 2

p

n

R T

V

H H 2 2



p

n R T

V

N N 2 2



P

n

RT

V

P

nRT

V

H O







(

)

2 2

Prawo Daltona

Ciśnień parcjalnych

Całkowite ciśnienie mieszaniny gazów jest suma ciśnień

parcjalnych wszystkich składników

(32)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

1.4.

Podstawowe obliczenia chemiczne

Obliczenia w oparciu o wzór chemiczny Obliczenia w oparciu o prawa chemiczne Obliczenia stechiometryczne

(w oparciu o reakcje chemiczne)

Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 /

OBLICZENIA CHEMICZNE

ZBIÓR ZADAŃ Z CHEMII OGÓLNEJ I ANALITYCZNEJ NIEORGANICZNEJ praca zbiorowa pod redakcją Alfreda Śliwy

Obliczenia w chemii analitycznej

(33)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

1.5.

Klasyfikacja reakcji chemicznych

(typy mechanizmów)

(34)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

Zapis reakcji chemicznej w postaci równania

chemicznego podaje bilans mas substratów i produktów (prawo zachowania masy) oraz określa typ reakcji.

1.5. KLASYFIKACJA REAKCJI CHEMICZNYCH

Bilansowanie równań chemicznych – dokonaj bilansu!

Reakcje uzgodnione Reakcje do uzgodnienia

H

_2(g)

+ O

_{2 (g)}



H

₂

O

_(l)

AgNO

₃

+ Cu



CuNO

₃

+ Ag

Fe

_(s)

+ O

_2(g)



Fe

₂

O

_{3 (s)}

AgNO

_3(aq)

+MgCl

_2(aq)



Mg(NO

₃

)

_{2 (aq)}

+ AgCl

_(s)

C

₄

H

_10(g)

+O

_2(g)



CO

_2(g)

+ H

₂

O

_(g)

2H

₂

+ O

₂



2H

₂

O

AgNO

₃

+ Cu



Cu NO

₃

+ Ag

4 Fe

_(s)

+ 3 O

_2(g)



2 Fe

₂

O

_{3 (s)}

2AgNO

_3(aq)

+MgCl

_2(aq)



Mg(NO

₃

)

_{2 (aq)}

+ 2AgCl

_(s)

(35)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

KRYTERIA PODZIAŁU REAKCJI CHEMICZNYCH - SCHEMAT REAKCJI

Reakcje syntezy

procesy polegające na łączeniu się atomów lub cząsteczek, czyli produkt zawiera wszystkie

atomy zawarte w substratach, np.:

C

O

2

C O

2

A B

B

A









Reakcje analizy (rozkładu)

procesy polegające na rozdzieleniu się atomów, czyli z jednego substratu

powstają co najmniej dwa produkty, np.:

2 HgO

2 Hg

O

2

B

A

A B









2 3

C a O

C O

C a C O



 

T



- reakcje dysocjacji termicznej reakcje

rozkładu w podwyższonej temperaturze

- reakcje fotochemiczne (fotoliza)

są przyspieszane lub zapoczątkowane pod wpływem światła, np.:

2

1 _{C l}

A g

A g C l



 

h v



- reakcje fonochemiczne lub sonochemiczne (fonoliza) zachodzą pod wpływem

ultradźwięków, np.: reakcje depolimeryzacji

(36)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

Reakcje wymiany

procesy polegające na przegrupowaniu atomów; substraty wymieniają między sobą poszczególne atomy lub grupy atomów, np.:

A D

C B

C D

A B







3 3

A g C l

N a N O

A g N O

N a C l







- reakcje radiacyjno-chemiczne

(radioliza) zachodzą pod wpływem

promieniowania jonizującego, np.:

O



 

O



O



e

  2 2

2

2 N a C l



e l e k t r o l i z



a



N a



C l

- reakcje elektrochemiczne

(elektroliza) zachodzące pod wpływem energii elektrycznej (reakcje redoks na elektrodach),

np.: elektroliza stopionego NaCI

Reakcje analizy (rozkładu) cd

(37)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

KRYTERIUM KLASYFIKACJI:

KIERUNEK WYMIANY ENERGII MIĘDZY UKŁADEM A OTOCZENIEM

Reakcje egzoenergetyczne

reakcje, podczas których powstają produkty

o mniejszej energii wewnętrznej niż suma energii wewnętrznej substratów; część energii zostanie przekazana otoczeniu. Jeżeli przepływ energii z układu do otoczenia zachodzi na sposób ciepła, to mówimy o reakcjach egzotermicznych. Do reakcji egzotermicznych zaliczamy większość reakcji

polegających na łączeniu się z tlenem (utlenianie, spalanie), np.:

Q

C O

O

C

Q

A B

B

A











2 2 Reakcje endoenergetyczne

reakcje, podczas których energia jest pobierana z otoczenia, a energia wewnętrzna produktu reakcji staje się większa od sumy energii

wewnętrznych substratów. Jeżeli przepływ energii z otoczenia do układu zachodzi na sposób ciepła, to mówimy o reakcjach endotermicznych

( np. prażenie węglanów, tlenków):

2 3

Q

C aO

C O

C aC O

B

A

Q

A B











(38)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

KRYTERIUM KLASYFIKACJI: STAN SKUPIENIA REAGENTÓW

Reakcje homogeniczne

reakcje, w których wszystkie substraty i produkty znajdują się w tej samej fazie, np.:

 

g

F

 

g

H F

 

g

H

₂



₂



2

Reakcje heterogeniczne

reakcje przebiegające na granicy dwóch faz. Symbole: s, g, aq - oznaczają, że dana substancja znajduje się w fazie stałej, gazowej lub w roztworze; -reagujące substraty znajdują się w dwóch różnych fazach, np.:

 

s

O

 

g

C O

 

g

C



₂



₂

 

a q

C l

 

a q

A g C l

 

s

A g







(39)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

KRYTERIUM KLASYFIKACJI: RODZAJE REAGENTÓW

Reakcje jonowe

przebiegają pomiędzy jonami lub z udziałem jonów w roztworach wodnych lub innych rozpuszczalnikach polarnych, np.:

4 2 4 2

B a S O

S O

B a







Reakcje cząsteczkowe

zachodzą pomiędzy cząsteczkami lub z udziałem cząsteczek, przeważnie w fazie gazowej, rzadziej w roztworach rozpuszczalników niepolarnych, np.:

3 2 2 1 2

O

S O





Reakcje rodnikowe

zachodzą wtedy, kiedy na skutek - np.: absorpcji kwantu promieniowania elektromagnetycznego - następuje rozbicie trwałej cząsteczki na nietrwałe wolne rodniki, które mogą reagować z innymi cząsteczkami i tworzyć dalsze rodniki, np.:   











H

C l

C H

C l

C H

C l

hv

C l

3 4 2

2

(40)

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

STOPIEŃ PRZEREAGOWANIA SUBSTANCJI

Reakcje odwracalne

nie przebiegają do końca, a prowadzą jedynie do stanów równowagi między produktami i substratami. Odwracalność reakcji polega na możliwości

zachodzenia jej w obu kierunkach.

Reakcje nieodwracalne

gdy zachodzą tylko w jednym kierunku (między innymi: reakcje spalania,

reakcje metali alkalicznych z wodą i reakcje niektórych tlenków metali z wodą). Substraty ulegają całkowitemu przereagowaniu, gdy przynajmniej jeden

z produktów opuszcza środowisko czy to jako substancja w stanie gazowym, czy jako produkt nierozpuszczalny w danym roztworze.

PRZENIESIENIE ELEKTRONÓW MIĘDZY ATOMAMI

Reakcje redoks

reakcje przebiegające ze zmianą stopni utlenienia atomów.

Reakcje przebiegające bez zmiany stopni utlenienia.

Należy dodać, że każdej reakcji towarzyszą zmiany gęstości elektronowej.

(41)

Klasyfikacja reakcji chemicznych

1.1. Pojęcia podstawowe

(42)

Umiejętności podstawowe

• Wartościowość

• Pisanie wzorów chemicznych: sumarycznie, pół-strukturalnie, strukturalnie, elektronowo

• Pisanie i uzgadnianie reakcji chemicznych – odczytywanie informacji z równania chemicznego

• Nomenklatura chemiczna: związki nieorganiczne, związki organiczne