wyklad1.pps

CHEMIA OGÓLNA

CHEMIA OGÓLNA

Wydziału Odlewnictwa

Wydziału Odlewnictwa

ul. Reymonta 23

ul. Reymonta 23

budynek D8

budynek D8



wykładowca - prof. dr hab. Jacek Banaś,

ćwiczenia laboratoryjne:

dr E. Wisła (IMiR), dr hab. H. Krawiec, dr J. Zawada, dr inż. K. Moskwa, dr inż. M. Starowicz, dr U. Lelek-Borkowska, mgr inż. A. Łukaszczyk

Zaliczenie przedmiotu

Zaliczenie przedmiotu

Wykłady

Ćwiczenia

laboratoryjne

Test

Ocena

Ocena

Ocena końcowa

Wpis do indeksu

NIEORGANICZNYCH

NIEORGANICZNYCH

• tlenki, • kwasy, • wodorotlenki, • sole, • wodorki, • związki kompleksowe, • inne.

TLENKI

TLENKI

n – wartościowość pierwiastka

O – stopień utlenienia: –2 (–1 w nadtlenkach).

n

(n)

2

O

E

Wszystkie pierwiastki tworzą tlenki, zarówno metale, metaloidy (pierwiastki amfoteryczne) jak i niemetale.

Przykład:

Przykład:

Na

stopień utlenienia sodu - +1,

1



O

stopień utlenienia tlenu - -2,

2



1

2

ostatecznie:

Na

O

2

tlenek sodu

jego wartościowość w nawiasie (jeśli więcej niż jedna możliwa).

O

H

₂

nazwa systematyczna: tlenek dwuwodoru nazwa zwyczajowa: woda

2

CO

C

stopień utlenienia węgla - +4,

4



O



2

2

4

nazwa systematyczna: dwutlenek węgla (IV), tlenek węgla (IV)

K₂O – tlenek potasu, CaO – tlenek wapnia, Al₂O₃ – tlenek glinu,

N₂O – tlenek dwuazotu (I), tlenek azotu (I), podtlenek azotu, NO - tlenek azotu (II),

N₂O₃ - trójtlenek dwuazotu (III), tlenek azotu (III), NO₂ – dwutlenek azotu (IV), tlenek azotu (IV),

N₂O₅ - pięciotlenek dwuazotu (V), tlenek azotu (V),

KWASY

KWASY

Rodzaje kwasów: • beztlenowe, • tlenowe.

n – wartościowość reszty kwasowej

H– stopień utlenienia: +1 (–1 w wodorkach).

(n)

n

R

H

KWASY BEZTLENOWE

KWASY BEZTLENOWE

Wzór Nazwa Nazwa

tradycyjna

Reszta

kwasowa Nazwa soli

HF fluorowodór _{flourowodorowy}kwas F– fluorek

HCl chlorowodór kwas solny Cl– chlorek

HBr bromowodór _{bromowodorowy}kwas Br– bromek

HI jodowodór _jodowodorowykwas I– jodek

HCN cyjanowodór – CN– cyjanek

H₂S siarkowodór – S2– HS–

siarczek wodorsiarczek

KWASY TLENOWE

KWASY TLENOWE

Wzór Nazwa _tradycyjnaNazwa Jon Nazwa soli

H₂CO₃ węglowy – CO3

2–

HCO₃–

węglan wodorowęglan HNO₂ azotowy(III) azotawy NO₂– _{azotan (III)}

HNO₃ azotowy (V) azotowy NO₃– _{azotan (V)}

H₃PO₃ fosforowy (III) metafosforowy

PO₃3– HPO₃2– H₂PO₃– fosforan (III) wodorofosforan (III) dwuwodorofosforan (III) H₃PO₄ fosforowy (V) ortofosforowy PO₄3– HPO₄2– H₂PO₄– fosforan (V) wodorofosforan (V) dwuwodorofosforan (V) H₂SO₃ siarkowy (IV) siarkawy SO3

2–

HSO₃–

siarczan (IV)

wodorosiarczan (IV) H₂SO₄ siarkowy (VI) siarkowy SO4

2–

HSO₄–

siarczan (VI)

KWASY TLENOWE

KWASY TLENOWE

Wzór Nazwa _tradycyjnaNazwa Jon Nazwa soli

HClO chlorowy (I) podchlorawy ClO– _{chloran (I)}

HClO₂ chlorowy (III) chlorawy ClO₂– _{chloran (III)}

HClO₃ chlorowy (V) chlorowy ClO₃– _{chloran (V)}

HClO₄ chlorowy (VII) nadchlorowy ClO₄– _{chloran (VII)}

HBrO₃ bromowy (V) – BrO₃– _{bromian (V)}

WODOROTLENKI

WODOROTLENKI

n – wartościowość metalu.

n

(n)

_(OH)

M

Przykład:

Przykład:

LiOH – wodorotlenek litu,

Ca(OH)₂ – wodorotlenek wapnia, Al(OH)₃ – wodorotlenek glinu,

Fe(OH)₂ – wodorotlenek żelaza (II), Fe(OH)₃ - wodorotlenek żelaza (III), Sn(OH)₂ - wodorotlenek cyny (II), Sn(OH)₄ - wodorotlenek cyna (IV).

SOLE

SOLE

n – wartościowość metalu,

m – wartościowość reszty kwasowej.

(m)

n

(n)

m

(R)

M

WODOROSOLE

n

m

R)

M(H

HYDROKSYSOLE



M(OH)

_m



R

_n

Przykład:

Przykład:

NaCl – chlorek sodu (sól kuchenna), Ca(HCO₃)₂ – wodorowęglan wapnia, Mg₃(PO₃)₂ – fosforan (V) magnezu, Fe₂S₃ – siarczek żelaza (III),

KNO₃ – azotan (V) potasu (saletra potasowa), (NH₄)(H₂PO₄)- dwuwodorofosforan (V) amonu, Al(OH)₂Cl - dwuhydroksochlorek glinu.

WODORKI

WODORKI

n

(n)

_H

E

n – wartościowość pierwiastka (grupy 1-15),

)

n

(

n

E

H

Przykład:

Przykład:

LiH – wodorek litu, BH₃ – wodorek boru, CH₄ - metan,

PH₃ – wodorek fosforu, SiH₄ – wodorek krzemu, H₂S - siarkowodór,

H₂Se - selenowodór, HF - fluorowodór,

ZWIĄZKI AMFOTERYCZNE

ZWIĄZKI AMFOTERYCZNE

Am

Amffoteroteryzm – zdolność pierwiastka do zachowania yzm

się jak metal, bądź niemetal w zależności od środowiska.

Pierwiastki o charakterze amfoterycznym: Zn, Pb, Sn, Al, Be, As, Sb, Cr, Mn.

1) W kwasach: ZnO + 2HCl  ZnCl₂ + H₂O

w zasadach: ZnO + 2NaOH + H₂O  Na₂[Zn(OH)₄] 2) W kwasach: Al(OH)₃ + 3HCl  AlCl₃ + 3H₂O

w zasadach: Al(OH)₃ + NaOH  Na[Al(OH)₄] Przykład:

Dla pierwiastków amfoterycznych istnieje równowaga pomiędzy formą zasadową, a kwasową:

A(OH)_m H_mAO_m A – pierwiastek amfoteryczny.

Przykład:

Przykład:

Sn(OH)₄  H₄SnO₄  4H+ + SnO 4

4-Al(OH)₃  H₃AlO₃  3H+ + AlO 3

3-ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE

ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE

KOMPLEKSY METALICZNE KOMPLEKSY METALICZNE (związki koordynacyjne) (związki koordynacyjne) –

atom lub jon metalu z wolnymi orbitalami d, zdolnymi do przyjęcia pary elektronów, otoczony ligandami – jonami lub cząsteczkami z wolną parą elektronów.

Związki koordynacyjne mogą być tworzone przez pierwiastki bloków d i f.

NAZWY LIGANDÓW

NAZWY LIGANDÓW

Wzór Nazwa NH₃ ammino H₂O akwa CO karbonylo NO nitrozylo SO₄2- siarczano CN- cyjano OH- hydroxo F- fluoro Cl- chloro Br- bromo

Przykład:

Przykład:

K₄[Fe(CN)₆] – sześciocyjanożelazian (II) potasu, K₃[Fe(CN)₆]– sześciocyjanożelazian (III) potasu, Fe(CO)₅ – pięciokarbonylek żelaza(0),

[Cr(NH₃)₃(H₂O)₃]Cl – chlorek

trójamminotrójakwachromu(III),

[NiCl₄]2- - jon czterochloroniklanowy (II),

[Co(SO₄)(NH₃)₅]+–jon pięcioamminosiarczanocobaltu(III),

REAKCJE CHEMICZNE

REAKCJE CHEMICZNE

Równanie reakcji jest symbolicznym zapisem rzeczywistej reakcji chemicznej

dD

cC

bB

aA







a, b, c, d – współczynniki stechiometryczne. substraty produkty

Powyższe równanie można odczytać na dwa sposoby:

1) dwie cząsteczki wodoru reagują z jedną cząsteczką tlenu dając dwie cząsteczki wody,

lub

2) dwa mole wodoru reagując z jednym molem tlenu dają 2 mole wody.

O

H

2

O

H

2

₂



₂



₂

Odczytywanie równania reakcji

Odczytywanie równania reakcji

Przykład: Przykład:

O

H

SO

Na

SO

H

NaOH



_{2 4}



_{2 4}



₂

atomów każdego pierwiastka musi być taka sama po obydwu stronach równania.

Ponieważ po stronie produktów są dwa atomy sodu, NaOH musi zostać przemnożone przez 2.

2

Teraz, aby zgadzała się ilośc wodoru należy wziąć dwie cząsteczki wody po stronie produktów.

TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH

TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH

SYNTEZA – dwa lub więcej substratów tworzy jeden produkt. Przykład: Przykład:

O

H

2

O

H

2

₂



₂



₂ 2 2

SO

O

S





3 2

CaCO

CO

CaO





ANALIZA – jeden substrat rozkłada się na produkty. 2 3

CaO

CO

CaCO





2 2 4 2 4

K

MnO

MnO

O

KMnO

2







2

O

Hg

2

HgO

2





Przykład: Przykład:

REAKCJA WYMIANY POJEDYNCZEJ – tylko jeden pierwiastek ulega wymianie w związku podczas reakcji.









2

HCl

ZnCl

₂

H

₂

Zn

Cu

FeSO

CuSO

Fe



₄



₄















6

HNO

₃

2

Al

NO

_{3 3}

3

H

₂

Al

2

Przykład: Przykład:

REAKCJA WYMIANY PODWÓJNEJ – dwa pierwiastki ulegają wymianie. 4 2 3 3 2 4

Na

CO

ZnCO

Na

SO

ZnSO







O

H

3

FePO

PO

H

)

OH

(

Fe

₃



_{3 4}



₄



₂



NO



2

H

O

Mg

HNO

2

)

OH

(

Mg

₂



₃



_{3 2}



₂ Przykład: Przykład:

REACJE REDOX – nazwa pochodzi od procesów redukcji i utleniania:

Utlenianie jest związane z utratą elektronu przez atom lub cząsteczkę, czyli podwyższeniem stopnia utlenienia.

Redukcja związana jest z przyjęciem elektronu i obniżeniem (redukcją) stopnia utlenienia.

Przykład: Przykład:









(1) (1) (2) (₂1) ₂(0) ) 0 (

_H

_Cl

_Zn

_Cl

_H

Zn

utlenianie

e

2

Zn

Zn

(0)



(2)



redukcja

H

e

2

H

2

(1)





₂(0)

Teraz można uzgodnić równanie reakcji:









2

HCl

ZnCl

₂

H

₂

Zn









HCl

ZnCl

₂

H

₂

Zn





( 1) ( 2) 2 ) 2 ( ) 2 ( 2 ) 2 ( 3 ) 5 ( ) 2 ( ) 2 ( 3 ) 5 ( ) 1 ( ) 0 ( _{H N O Cu N O N O H O} Cu               utlenienie e 2 Cu Cu(0)  (2)  redukcja N e 3 N(5)   (2)

/

2

3

/

e

6

Cu

3

Cu

3

(0)



(2)



) 2 ( ) 5 (

₆

_e

₂

_N

N

2









 

NO

2

NO

4

H

O

Cu

3

HNO

8

Cu

3



₃



_{3 2}





₂



NO



NO

H

O

Cu

HNO

Cu



₃



₃

₂





₂

EFFEKT CIEPLNY REAKCJI

EFFEKT CIEPLNY REAKCJI

Układ – reagenty, to co poddajemy obserwacji, Otoczenie- wszystko poza układem,

I ZASADA TERMODYNAMIKI

I ZASADA TERMODYNAMIKI

W

Q

U







U – zmiana energi wewnętrznej układu, Q - ciepło,

V

p

W









Jedynym znaczącym rodzajem pracy wykonywanej przez układ, bądź na układzie jest praca objętościowa:

p – ciśnienie zewnętrzne,

V = V₂ - V₁ – zmiana objętości.

Znak ujemny znaczy, że praca została wykonana przez układ, znak dodatni – praca została wykonana na układzie.

V

p

Q

U



_p







V

p

U

Q

_p









definiując entalpię jako:

H

pV

U





otrzymujemy:

H

Q

_p





Entalpia jest funkcją stanu, tzn. że zmiana entalpii zależy wyłącznie od stanu początkowego i końcowego układy, a nie zależy od drogi przemiany.

Entalpia – ciepło procesu chemicznego w warunkach izobarycznych.

n – współczynniki stechiometryczne,

H0 - standardowa entalpia tworzenia,

warunki standardowe: T=298 K (25oC) ,

p=101325 Pa(1 atm.).

PRAWO

PRAWO

HESS

HESS

’A

’A













H0 <0 – reakcja egzotermiczna – ciepło oddawane jest

z układu do otoczenia,

H0>0 – reakcja endotermiczna – ciepło pobierane jest

przez układ z otoczenia.

H tworzenia pierwiastka zawsze 0.

Przykład: Przykład:

0

H

H

MgCl

HCl

2

Mg





₂



₂







0

H

O

N

2

O

3

N

2

₂



₂



₂

₃





) l ( 2 ) g ( 2 2 ) g ( 2 2

O

2

CO

H

O

2

5

H

C







Krok 1: zapisujemy i uzgadniamy równanie reakcji:

      _{  }        _{  }   _{2(g) 2 2(g)} ) g ( 2 0 ) g ( 2 C H 0 O 0 O H CO 0 0

r 2mol H 1mol H ₂5mol H 1mol H

H kJ 2601 mol kJ 7 . 226 mol 1 mol kJ 0 mol 2 5 mol kJ 8 . 285 mol 1 mol kJ 394 mol 2 H_r0       _{  }                        

Krok 3: Wstawiamy do wyrażenia wartości standardowych entalpii tworzenia produktów i substratów:

Krok 2: Zapisujemy wyrażenie na standardową entalpię reakcji zgodnie z prawem Hessa:

Podczas spalania 1 mola acetylenu wydziela się 2601kJ ciepła.

)

m

1

(

dm

1000

mol

x

dm

4

.

22

gazu

mol

1

3

3

3





mol

64

.

44

dm

4

.

22

dm

1000

mol

1

x





₃ 3



Krok 5: Mnożymy ilość cipeła wyliczoną dla 1 mola przez ilość moli znajdującą się w 1m3:

x

mol

64

.

44

kJ

2601

mol

1





MJ

1

.

116

kJ

108

116

x





Odpowiedź: Podczas spalania 1m3 acetylenu wydziela