Podstawy Chemii

Podstawy Chemii

Dr inż. Marcin Libera

Podstawowe pojęcia chemiczne

Budowa atomu

Terminy zajęć Wykłady (min) Laboratoria

Zaliczenie

gr 1 gr 2 gr 3

02.Paź 100 P. Poż., BHP, szkło laboratoryjne

09.paź 100 14:45-16:15 16:30-18:00 18:15-19:45 kolokwium

16.paź 100 14:45-16:15 16:30-18:00 18:15-19:45

23.paź 100 14:45-16:15 16:30-18:00 18:15-19:45

30.paź 100 14:45-16:15 16:30-18:00 18:15-19:45

06.lis 100 14:45-16:15 16:30-18:00 18:15-19:45

13.lis 100 14:45-16:15 16:30-18:00 18:15-19:45

20.lis 100 14:45-16:15 16:30-18:00 18:15-19:45

27.lis 120 Kolokwium z wykładów

04.gru

Przerwa KK 11.gru

18.gru 100

25.gru

Przerwa świąteczna 01.sty

08.sty 120

15.sty 120

22.sty 120

29.sty 120 Egzamin

05.lut

Sesja (Egzamin) 12.lut

Harmonogram zajęć

Zakres merytoryczny

1. Podstawowe pojęcia i prawa chemii.

2. Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków.

3. Budowa cząsteczek (organicznych i nieorganicznych).

4. Typy wiązań chemicznych.

5. Polarność cząsteczek.

6. Siły międzycząsteczkowe.

7. Wybrane klasy związków nieorganicznych i metody ich otrzymywania.

8. Kwasy, zasady, sole, związki amfoteryczne.

9. Dysocjacja elektrolityczna. Elektrolity silne i słabe. Dysocjacja wody i pH.

10. Hydroliza soli. Roztwory buforowe.

11. Iloczyn rozpuszczalności.

12. Typy reakcji chemicznych.

13. Elementy energetyki, kinetyki i statyki chemicznej.

14. Nazewnictwo związków chemicznych.

15. Zarys chemii organicznej: wybrane klasy związków organicznych, związki o znaczeniu biologicznym, podstawowe przemiany związków organicznych, metody otrzymywania wybranych klas związków organicznych.

16. Zasady pracy ze związkami chemicznymi.

17. Podstawowe operacje w laboratorium chemicznym.

18. Zasady postępowania z odpadami chemicznymi.

Zaliczenie, literatura

Wykład – Kolokwium, Egzamin Skala ocen:

51 - 60% prawidłowych odpowiedzi – 3,0 61 - 70% prawidłowych odpowiedzi – 3,5 71 - 80% prawidłowych odpowiedzi – 4,0 81 - 90% prawidłowych odpowiedzi – 4,5 91 - 100% prawidłowych odpowiedzi – 5,0

Laboratorium

Obecność, Sprawozdania (wszystkie muszą być zaliczone - skala ocen tak samo jak egzamin z wykładu)- wkład 70%, ocena ciągła – wkład 30%.

Lech Pajdowski – „Chemia ogólna”,

Adam Bielański – „Podstawy chemii nieorganicznej”, Atkins Peter William, Jones Loretta – „Chemia ogólna”

Chemia

Nauka o właściwościach, budowie i przemianach substancji oraz o prawach, które rządzą tymi przemianami

1. Pierwsza książka – Aleksandria (Egipt), czasy helleńskie 2. Chemeia – sztuka egipska wytapiania metali

3. Alchemia – z ogólnych rozważań filozoficznych, przemiana metali w złoto, eliksir życia

4. Magnus (1250) odkrycie Arsenu

5. Flogiston – Johann Joachim Becher, Georg E. Stahl – substancje palne są bogate we flogiston, który tracą w procesie spalania

6. Fluid ciepła (cieplik) – Jędrzej Śniadecki – ciepło jest fluidem, który bez żadnych strat przechodzi od ciał gorących do zimnych

Chemia

Nauka o właściwościach, budowie i przemianach substancji oraz o prawach, które rządzą tymi przemianami

7. Robert Boyle (1661) – koncepcja pierwiastka chemicznego

8. Antoin Lavoisier (1787) – prawo zachowania masy, nomenklatura chemiczna

9. John Dalton (1808) – prawo ciśnień cząstkowych, prawo stosunków wielokrotnych, Daltonizm

10. Dmitrij Mendelejew (1869) – prawa okresowości i skonstruowanie układu okresowego pierwiastków

11. Friedrich Wöhler (1828 r.) – mocznik otrzymany syntetycznie 12. Ernest Rutherford (1911–1920) - subtelna budowa atomu

13. Heisenberg, Schrödinger, Pauli (lata 20. XX w.) – chemia kwantowa

Rozwój nowych gałęzi chemii

Astrochemia - nauka o związkach chemicznych i reakcjach chemicznych zachodzących w przestrzeni kosmicznej

Biochemia - nauka zajmująca się chemią w organizmach żywych, a w szczególności biosyntezą, strukturą, stężeniem, funkcjami i przemianami substancji chemicznych w organizmach

Geochemia – badanie historii naturalnej Ziemi z chemicznego punktu widzenia

Chemia teoretyczna - wiedza chemiczna od strony teoretycznej, czyli bez wykonywania eksperymentów w laboratorium

Chemia środowiska - dziedzina chemii zajmująca się opisem zjawisk chemicznych zachodzących w środowisku przyrodniczym

(atmosfera, woda, gleba)

Materia

Ogół istniejących przedmiotów fizycznych, poznawalnych zmysłami; w ujęciu filozoficznym wszystko co istnieje w czasie i przestrzeni, obiektywna

rzeczywistość niezależna od świadomości Einstein 1905

𝐄

= 𝐦

𝐜

suma masy i energii jest stała (układ zamknięty)

1. materia to wszystkie obiekty, o różnej od zera masie spoczynkowej (tzw.

materia masywna)

2. materia to wszystkie obiekty złożone z elementarnych fermionów (tzw.

materia fermionowa)

3. materia to wszystkie obiekty złożone z dwu odmian cząstek elementarnych (o identycznej masie i czasie życia, ale o przeciwnym znaku ładunku

elektrycznego oraz wszystkich addytywnych liczb kwantowych)

4. materia to wszystkie obiekty wytwarzające grawitację i jej podlegające, czyli o niezerowej energii

Substancja chemiczna

Substancja jednorodna, o stałym, określonym składzie chemicznym, jakościowym (co do rodzaju atomów pod względem liczby atomowej i ewentualnie, co do poszczególnych rodzajów atomów w cząsteczce) i najczęściej ilościowym (liczby atomów różnych rodzajów w cząsteczce)

Proste – formy występowania w stanie wolnym pierwiastków chemicznych Złożone – związki chemiczne

Bertolidy – niespełniające kryterium stałości składu

Mieszaniny (jednorodne i niejednorodne) – preparaty chemiczne lub substancje złożone

Substancja

Substancja – podstawowe pojęcie używane w aktach prawnych Unii Europejskiej dotyczących bezpieczeństwa używania, oznakowania i klasyfikacji chemikaliów.

Rozporządzenie CLP (klasyfikacja oznakowania i pakowania chemikaliów) Rozporządzenie REACH (rejestracja chemikaliów)

„Pierwiastek chemiczny lub jego związki w stanie, w jakim występują w przyrodzie lub zostają uzyskane za pomocą procesu produkcyjnego, z wszelkimi dodatkami wymaganymi do zachowania ich trwałości oraz wszelkimi zanieczyszczeniami powstałymi w wyniku zastosowanego

procesu, wyłączając rozpuszczalniki, które można oddzielić bez wpływu na stabilność i skład substancji”

Mieszaniny nie są substancjami chemicznymi !

Pierwiastek

Poszukiwanie podstaw całej rzeczywistości Tales z Miletu – woda

Anaksymander – bezkres (apeiron), Anaksymenes – powietrze

Heraklit – ogień

Empedokles – woda, ogień, powietrze i ziemia (4 żywioły) Leucyp i Demokryt – małe niepodzielne cząstki (atomy) Platon – (Empedokles + atomizm)

Arystoteles – (Empedokles + Anaksymander) + eter (quinta essentia – piąta esencja (kwintesencja)

Dżabir Ibn Hajjan – 4 żywioły + siarka i rtęć jako składnik wszystkich metali Paracelsus – 4 żywioły + siarka, rtęć i sól (jatrochemia)

Pierwiastek

Zbiór wszystkich atomów posiadających jednakową liczbę protonów w jądrze

Substancja chemiczna, która składa się wyłącznie z atomów posiadających jednakową liczbę protonów w jądrze

Pierwsza litera jest zawsze wielka, a pozostałe małe Co – kobalt, CO – tlenek węgla

118 uznawanych pierwiastków 94 występuje naturalnie na ziemi

Do liczby atomowej 82 stabilne (astat przejściowy, Technet i promet – niestabilne)

Od 93 (bizmut) promieniotwórcze

Prawo zachowania masy

Empedokles

"W przyrodzie nie powstaje nic, co może umrzeć; nie ma całkowitego unicestwienia; nie dzieje się nic oprócz zmian i rozpadu tego co połączone”

Michaił Łomonosow (1756), Antoine Lavoisier (1785)

"Łączna masa wszystkich substancji przed reakcją (tzw. substratów) jest równa łącznej masie wszystkich substancji powstałych w reakcji (tzw.

produktów)"

"Całkowita masa substancji uczestniczących w reakcji chemicznej pozostaje niezmienna„

"W reakcji chemicznej sumy mas produktów i substratów są sobie równe"

Prawo stałości składu (stosunków stałych)

Joseph Louis Proust (1799) Daltonidy

Stosunek ilościowy pierwiastków w każdym odrębnym związku

chemicznym jest zawsze stały, charakterystyczny dla danego związku i nie zależy od sposobu powstawania tego związku

Każdy związek chemiczny niezależnie od jego pochodzenia albo metody otrzymywania ma stały skład jakościowy i ilościowy

Np.: wodór do tlenu w wodzie zawsze w stosunku wagowym 1:8

Bertolidy, związki niestechiometryczne

Prawo stałości składu (stosunków wielokrotnych)

Dalton (1802)

„Jeżeli dwa pierwiastki A i B tworzą ze sobą więcej niż jeden związek, to masy pierwiastka A przypadające na taką samą masę pierwiastka B mają się do siebie jak niewielkie liczby całkowite”

Np.: woda składa się z wodoru i tlenu w stosunku wagowym 1:8,

nadtlenek wodoru z wodoru i tlenu w stosunku wagowym 1:16. Masa tlenu łączącego się z taką samą masą wodoru – 1g, w wodzie i nadtlenku wodoru wynosi odpowiednio 8 g i 16 g; ilości te pozostają w stosunku prostych liczb całkowitych 1:2.

Prawa gazów doskonałych

Gaz doskonały - hipotetyczny gaz, w którym nie uwzględnia się objętości własnej cząsteczek (cząsteczki traktuje się jako punkty materialne) oraz oddziaływania pomiędzy nimi

1. Brak oddziaływań międzycząsteczkowych z wyjątkiem odpychania w momencie zderzeń cząsteczek

2. Objętość cząsteczek jest znikoma w stosunku do objętości gazu 3. Zderzenia cząsteczek są doskonale sprężyste

4. Cząsteczki znajdują się w ciągłym chaotycznym ruchu Klasyczny gaz doskonały

Gaz Fermiego, będący zastosowaniem modelu do fermionów, np.

elektronów w metalu

Gaz bozonów, będący zastosowaniem modelu do bozonów, np.

fotonów

Prawa gazów doskonałych

P – ciśnienie [Pa]

V – objętość [m³] N – ilość moli n=m/M

R – stała gazowa, R = 8,314 [J*mol^-1*K^-1] T – temperatura [K]

pV = nRT

Benoît Clapeyron (1834)

Równanie stanu gazu doskonałego

n moli (taka sama liczba cząstek) gazu, przy danej temperaturze i ciśnieniu

panującym w naczyniu zajmuje zawsze taką samą objętość, niezależnie od budowy chemicznej tego gazu (V = nRT/p)

w danej objętości, przy danym ciśnieniu i temperaturze, znajduje się zawsze taka sama liczba moli cząsteczek gazu, niezależnie od jego budowy chemicznej (n = pV/RT)

n moli gazu zamkniętych w naczyniu o określonej objętości, przy określonej

temperaturze, będzie wywierało na jego ścianki takie samo ciśnienie, niezależnie od tego, jaki to jest gaz (p = nRT/V).

Prawa gazów doskonałych

Benoît Clapeyron (1834)

Równanie stanu gazu doskonałego

Równanie Clapeyrona dla jednego mola gazu ma postać pV = RT , gdzie R to stała gazowa postaci P0V0/T0, P0 – ciśnienie gazu w temp = 00C, V0 – objętość gazu w temp = 00C, T0 – 00C = 273,16 K,

R = 8,314 J*mol-1*K-1 ,

- równanie stanu gazowego: pV – nRT, gdzie n to ilość moli = m/M - prawo Avogadry : objętości gazowych substratów i produktów (w

jednakowych warunkach ciśnienia i temperatury) pozostają do siebie w stosunku małych liczb całkowitych,

- objętość molowa gazu: Vm to stosunek masy molowej substancji do jej gęstości, w warunkach normalnych objętość molowa gazu doskonałego wynosi 22,4 dm³ * mol^-1,

Prawa gazów doskonałych

W tych samych warunkach fizycznych tj. w takiej samej temperaturze i pod takim samym ciśnieniem, w równych objętościach różnych gazów

znajduje się taka sama liczba cząsteczek.

Prawo Avogadra

W warunkach normalnych jeden mol gazu doskonałego zajmuje objętość Objętość molowa gazu

22,415 dm³

Warunki normalne T = 273 K, P = 1013 hPa

Liczba cząsteczek (atomów) w jednym molu nosi nazwę liczby Avogadra 6,022140857(74) x 10²³

Masa atomowa

Masa atomu wyrażona w atomowych jednostkach masy u. Określa ona, ile razy masa atomu danego pierwiastka jest większa od 1/12 masy atomu

węgla 12C.

Masa atomowa pierwiastka stanowi średnią ważoną mas atomowych, uwzględniającą procentowe występowanie wszystkich izotopów danego

pierwiastka w przyrodzie.

Liczbowo równa się iloczynowi masy pojedynczego atomu i liczby Avogadra:

M^A = m^A*N^A

Masa cząsteczkowa

Masa jednej cząsteczki związku lub indywiduum chemicznego wyrażona w atomowych jednostkach masy u. Określa ona, ile razy masa cząsteczki jest

większa od 1/12 masy atomu węgla 12C.

Masa atomowa pierwiastka stanowi średnią ważoną wszystkich mas atomowych wchodzących w skład związku, uwzględniającą procentowe

występowanie wszystkich izotopów danego pierwiastka w przyrodzie.

John Dalton

Atomistyczna teoria budowy materii Jednostka masy atomowej

m = 1 u = 1,660538921(73)*10^-24 g 1 g = 6,02214129(27)*10²³ u

Do roku 1961 atomowa jednostka masy wyrażana była jako 1/16 masy atomu tlenu 16O (fizycy) lub

średniej masy atomu tlenu 160 (chemicy).

Symbol = amu (atomic mass unit)

Atomistyczna teoria budowy materii

Rok 1808 - John Dalton przyjął, że materia jest zbudowana z atomów, będących niepodzielnymi, sprężystymi kulami (tzw. „model kuli bilardowej”).

Teoria Daltona składa się z następujących postulatów^:

• Atom jest najmniejszym „budulcem” materii. Jest jednolity i niepodzielny.

• Wszystkie atomy danego pierwiastka chemicznego są identyczne (posiadają ten sam zespół właściwości).

• Atomy danego pierwiastka A różnią się od atomów pierwiastka B.

• Atomy są niezmienne i niepodzielne. Atomy danego pierwiastka A nie mogą przemienić się w atomy pierwiastka B. Atomy nie zmieniają się w

trakcie reakcji chemicznych.

• Związki chemiczne powstają przez łączenie się pierwiastków w stałych stosunkach.

Nazwy pierwiastków wg Daltona

Mol

Mol : ilość substancji chemicznej, zawierającej tyle samo cząstek

(atomów, cząsteczek, rodników, jonów, elektronów…), ile atomów węgla znajduje się w 12 g nuklidu 12C.

W 12 g węgla znajduje się 6,022 * 10²³ atomów = N (liczba Avogadro) Jednostką w układzie SI jest kg/mol.

Stężenia roztworów

Sposób wyrażenia zawartości składników w roztworach.

- procentowe (C_p): określa masę substancji rozpuszczonej w 100 g roztworu.

- molowe (C_m): liczba moli rozpuszczonej substancji zawartej w 1 litrze roztworu.

- molarne : liczba moli substancji rozpuszczona w 1 kg roztworu.

- molalne (m_i): liczba moli substancji rozpuszczona w 1 kg rozpuszczalnika.

- ułamek molowy (N_i)(składnika i) to stosunek liczby moli tego składnika ni do ogólnej liczby moli n w roztworze.

Układ SI

Międzynarodowy Układ Jednostek Miar – znormalizowany układ jednostek miar, stworzony w oparciu o system metryczny miar. Jednostki w układzie SI

dzielimy na podstawowe i pochodne.

Układ SI Polska przyjęła w 1966 roku, obowiązuje we wszystkich krajach świata oprócz Stanów Zjednoczonych Ameryki Północnej, Liberii i Mjanmy.

Nazwa Symbol Mierzona wielkość

Obecna definicja (2005)

Historyczna definicja Metr M Długość Jeden metr to

odległość, jaką

pokonuje światło w próżni w czasie

1/299 792 458 s.”

1⁄_{10 000 000} długości mierzonej wzdłuż południka paryskiego od równika do

bieguna.

Kilogram kg Masa Jeden kilogram to masa równa masie międzynarodowego wzorca kilograma.

Masa jednego litra wody. Litr to ¹⁄₁₀₀₀ metra sześciennego.

Jednostki podstawowe układu SI

Nazwa Symbol Mierzona wielkość

Obecna definicja (2005)

Historyczna definicja Sekunda s Czas Jedna sekunda to

czas równy 9 192 631 770 okresom

promieniowania odpowiadającego przejściu między dwoma poziomami F = 3 i F = 4 struktury nadsubtelnej stanu podstawowego 2S1/2 atomu cezu 133Cs.

Powyższa definicja odnosi się do atomu cezu w spoczynku w temperaturze 0 K

Doba dzieli się na 24 godziny, każda godzina na 60 minut, a każda minuta na 60 sekund.

Sekunda to

1⁄(24 × 60 × 60) doby.

Jednostki podstawowe układu SI

Nazwa Sym bol

Mierz ona wielko ść

Obecna definicja (2005) Historyczna definicja

Amper A Prąd elektr yczny

Jeden amper to takie natężenie stałego prądu elektrycznego, który płynąc w dwóch

równoległych, prostoliniowych, nieskończenie długich

przewodach o znikomo małym przekroju kołowym,

umieszczonych w próżni w odległości 1 m od siebie, spowodowałby wzajemne oddziaływanie przewodów na siebie z siłą równą 2·10-7 N na każdy metr długości przewodu.

Oryginalny

„Międzynarodowy Amper” był

zdefiniowany

elektrochemicznie jako prąd potrzebny do

wytrącenia 1.118 miligrama srebra na sekundę z roztworu azotanu srebra. W porównaniu do obecnej definicji,

różnica wynosi 0,015%.

Jednostki podstawowe układu SI

Nazwa Sym bol

Mierzo na

wielkoś ć

Obecna definicja (2005) Historyczna definicja

Kelwin K Temper atura

Definicja ta odnosi się do

wody o następującym składzie izotopowym: 0,00015576

mola 2H na jeden mol 1H, 0,0003799 mola 17O na jeden mol 16O i 0,0020052 mola 18O na jeden mol 16O

Skala Celsjusza: skala Kelvina opiera się na skali Celsjusza, lecz jest skalą

termodynamiczną (0 K to zero bezwzględne).

mol mol Licznoś ć

materii

Jeden mol to liczność materii układu, zawierającego liczbę cząstek równą liczbie atomów zawartych w dokładnie 0,012 kilograma izotopu węgla 12C;

jej symbol to 'mol.

Masa cząsteczkowa podzielona przez 1 g/mol.

Jednostki podstawowe układu SI

Nazwa Sym bol

Mierzo na

wielkoś ć

Obecna definicja (2005) Historyczna definicja

Kandel cd Światło ść

Jedna kandela to światłość z jaką świeci w określonym kierunku źródło emitujące promieniowanie

monochromatyczne o

częstotliwości 5,4·1014 Hz i wydajności energetycznej w tym kierunku równej 1/683 wata na steradian.

Wcześniejszą

jednostką światłości była świeca.

Jednostki podstawowe układu SI