1. Podstawowe pojęcia i definicje chemiczne.

Materia - wszystko, co posiada masę i zajmuje objętość.

Substancja chemiczna - pojedyncza, czysta forma materii.

Pierwiastek - substancja złożona z atomów jednego rodzaju (każdy pierwiastek posiada swoją nazwę i symbol np. H - wodór).

Atom - najmniejsza cząstka pierwiastka jaka może istnieć zachowując przy tym właściwości danego pierwiastka (Wodór - H, Chlor - Cl).

Jon - dodatnio (kation) lub ujemnie (anion) naładowany atom lub grupa powiązanych ze sobą atomów (H⁺, Cl^-)

Cząsteczka - to określona, odrębna, obojętna elektrycznie grupa powiązanych ze sobą atomów Kwas solny - HCl

Związek chemiczny - substancja składająca się z atomów dwóch lub więcej pierwiastków, jej skład pozostaje niezmienny (proporcje pomiędzy ilością atomów różnych pierwiastków pozostają stałe).

Mol - ilość materii zawierająca tyle cząstek (atomów, cząsteczek, jonów, drobin) ile atomów znajduje się w 12g izotopu węgla 12C. Liczba cząstek w 1 molu materii = 12g/1,99265 x10^-23g = 6,02x10²³ (liczba Avogadro).

Reakcje chemiczne - procesy w których rozrywają się i powstają wiązania chemiczne.

Mieszanina - kombinacja dwóch lub więcej substancji, przy czym zachowują one swoją odrębność chemiczną (możliwe jest rozdzielenie poszczególnych substancji tworzących mieszaninę za pomocą metod fizycznych).

2. Nomenklatura i symbolika zapisu związków i reakcji chemicznych.

Zapis związków chemicznych:

Zapis rozpoczyna się od symbolu atomu od mniejszej elektroujemności. Przy większej liczbie pierwiastków może decydować sposób powiązania atomów w cząsteczce np. HOCN (kwas cyjanowy), HNCO (kwas izocyjanowy). Zalecane jest stosowanie nazewnictwa wg systemu Stocka.

Nazewnictwo tlenków, nadtlenków i ponadtlenków:

Użycie słowa „tlenek”/”nadtlenek”/”ponadtlenek” oraz podanie nazwy pierwiastka tworzącego dany tlenek/nadtlenek/ponadtlenek (jeśli to konieczne wraz z wartościowością w nawiasie okrągłym).

Nazewnictwo wodorków:

Dla wodorków grup 1-15 stosuje się system dwuwyrazowy - słowo „wodorek” + nazwa pierwiastka tworzącego dany wodorek (np. wodorek potasu).

Dodanie do rdzenia nazwy pierwiastka przyrostka -an (np. fosforan).

Dla wodorków grupy 17 stosuje się system dwuwyrazowy, ale na początku pierwiastka (drugi człon - wodór).

Nazewnictwo kwasów:

Nazwy kwasów składają się z wyrazu kwas oraz przymiotnika określającego pierwiastek wchodzący w skład cząsteczki kwasu (np. kwas węglowy). Jeżeli dany pierwiastek tworzy kilka kwasów, to na końcu nazwy w nawiasie okrągłym podaje się stopień utlenienia atomu tego pierwiastka (np. kwas azotowy (V)). Różne kwasy danego pierwiastka, w których jego atomy występują na tym samym stopniu utlenienia rozróżnia się za pomocą przedrostków orto-, meta- (np. kwas ortokrzemowy).

Nazewnictwo wodorotlenków:

Nadając nazwę wodorotlenkowi używa się słowa „wodorotlenek” oraz podaje się nazwę pierwiastka tworzącego dany związek (jeśli to konieczne wraz z wartościowością w nawiasie okrągłym). Szczególny rodzaj wodorotlenków to oksowodorotlenki (hydroksotlenki) - EO_n(OH)_m, np. minerały limonit FeOOH, lanthinit UO₂(OH)₂.

Nazewnictwo soli:

Nazwy soli prostych składają się z dwóch wyrazów. Pierwszy z nich określa resztę kwasową (końcówki: -an w przypadku soli tlenowych i -ek w przypadku soli beztlenowych), a drugi opisuje kation.

Wodorosole:

Przed nazwą reszty kwasowej (anionu) pojawiają się przedrostki wodoro-, diwodoro- itd. (przedrostki di-, tri- oznaczają liczbę atomów wodoru, które pozostały w reszcie kwasowej).

Hyroksosole:

Obok tradycyjnego układu przed nazwą kationu pojawia się wyraz wodorotlenek (z odpowiednim liczebnikiem określającym liczbę grup wodorotlenowych) - np. dibromek wodorotlenek żelaza.

Oksosole:

Np. VOSO₄ - (traktowane często jako połączenie soli i tlenku) - nazwa siarczan (VI) tlenek wanadu (IV)

Sole złożone i uwodnione:

Nazwy soli złożonych (zawierających kilka różnych kationów lub anionów) tworzy się podając nazwy jonów w kolejności alfabetycznej (nazwy kationów rozdziela się łącznikiem „i”, a nazwy anionów podaje się bez łącznika). Np. MgNH₄PO₄ - fosforan (V) amonu i magnezu.

Sole uwodnione (zawierające wodę krystalizacyjną) nazywamy hydratami. Na początku nazwy podaje się nazwę „hydrat” wraz z przedrostkiem określającym liczbę cząsteczek wody.

Zapis reakcji chemicznych:

substraty → produkty

substrat 1 + substrat 2 → produkt 3 substrat 4 + substrat 5 → produkt 6 + produkt 7

Równanie szkieletowe - określa tylko rodzaj produktów i substratów

wodór + tlen → woda

sód + woda → wodorotlenek sodu + wodór

H₂ + O₂ → H₂O

Na + H₂O → NaOH + H₂

Zbilansowane równanie chemiczne - po obu stronach równania występuje jednakowa liczba atomów tego samego pierwiastka

2H₂ + O₂ → 2H₂O

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Współczynniki przed wzorami chemicznymi reagentów noszą nazwę współczynników stechiometrycznych. Równanie chemiczne pokazuje przegrupowania atomów w reakcji chemicznej. Współczynniki stechiometryczne określają względne liczby moli substratów i produktów reakcji.

Do równania chemicznego można również wprowadzić dodatkową informację na temat stanu skupienia reagentów.

2Na(s) + 2H2O(c) → 2NaOH(aq) + H2(g)

gdzie: (s) - stały, (c) - ciekły, (g) - gazowy, (aq) - roztwór ciekły

Równania jonowe

AgNO3 (aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)

Pełne równanie jonowe

Ag+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + Cl-(ag) → AgCl(s) + Na+(aq) + NO3-(aq)

Skrócone równanie jonowe

Ag+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + Cl-(ag) → AgCl(s) + Na+(aq) + NO3-(aq)

Ag+(aq) + + Cl-(ag) → AgCl(s)

Pełne równanie jonowe uwzględnia wszystkie jony obecne w roztworze. Skrócone równanie jonowe powstaje z pełnego równania po wyeliminowaniu jonów nie uczestniczących w reakcji.

3. Bilansowanie równań chemicznych,

Zbilansowane równanie chemiczne - po obu stronach równania występuje jednakowa liczba atomów tego samego pierwiastka

2H₂ + O₂ → 2H₂O

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Współczynniki przed wzorami chemicznymi reagentów noszą nazwę współczynników stechiometrycznych. Równanie chemiczne pokazuje przegrupowania atomów w reakcji chemicznej. Współczynniki stechiometryczne określają względne liczby moli substratów i produktów reakcji. Do równania chemicznego można również wprowadzić dodatkową informację na temat stanu skupienia reagentów.

4. Typy reakcji chemicznych,

Reakcja syntezy C + O₂ → CO₂

Reakcja analizy CaCO₃ → CaO + CO₂

Reakcja wymiany

a) pojedynczej 8Al + 3Fe3O4 → 4Al2O3 + 9Fe

b) podwójnej FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S

Reakcja utlenienia - redukcji (redoks) - następuje zmiana stopnia utlenienia pierwiastków podczas reakcji.

2H₂ + O₂ → 2H₂

Podział ze względu na rodzaj efektu reakcji:

- reakcje egzotermiczne

- reakcje endotermiczne

5. W jaki sposób zachodzi reakcja chemiczna? Energia aktywacji, teoria kompleksu aktywnego.

Energia aktywacji - wielkość charakteryzująca barierę energetyczną, którą muszą pokonać reagujące indywidua chemiczne, aby doszło do reakcji chemicznej.

6. Szybkość reakcji chemicznej. Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej.

Szybkość rekacji chemicznej - szybkość przybywania lub ubywania reagenta w wyniku przemiany chemicznej. Szybkość reakcji chemicznej definiuje się jako zmianę liczby moli składnika odniesienia w czasie.

Szybkość reakcji chemicznej jest określana jako zmiana stężenia substratu/produktu w jednostce czasu.

ν = Δc / Δt

szybkość reakcji = (zmiana stężenia substratu/produktu)/przedział czasu

Równanie kinetyczne opisuje zależność szybkości reakcji od stężenia substratów:

ν = k ∙ c

gdzie: ν - szybkość reakcji, k - stała szybkości reakcji, c - stężenie substratów

aA+bB → cC + dD

ν = k ∙ cAa ∙ cBb

gdzie: k - stała szybkości reakcji, cA, cB - stężenia substratów, a, b - współczynniki stechiometryczne, a + b = rząd reakcji

Reakcja I rzędu

A → B + C

ν = k ∙ cA

Reakcja II rzędu

A + B → C

ν = k ∙ cA ∙ cB

2A → B + C

ν = k ∙ cA²

Czynniki wpływające na szybkość reakcji:

• stężenie substratu

• temperatura

• ciśnienie (dla substratów gazowych)

• obecność katalizatora

• stopień rozdrobnienia (w przypadku substratów stałych)

7. Stan równowagi chemicznej, prawo działania mas, stała równowagi.

Wszystkie reakcje chemiczne są reakcjami odwracalnymi. Reakcje chemiczne osiągają stan równowagi dynamicznej, w którym szybkości reakcji w obu kierunkach są jednakowe i nie następuje zauważalna zmiana składu. W stanie równowagi chemicznej obie reakcje (z lewej na prawą i z prawej na lewą) zachodzą w dalszym ciągu. Stan równowagi chemicznej wytwarza się w układach zamkniętych!

Prawo działania mas (Guldberg i Waage 1867r):

Stan równowagi dynamicznej zostanie osiągnięty, gdy stosunek iloczynu stężeń substratów reakcji przyjmuje określoną wartość charakterystyczną dla danej reakcji. Jest to stała równowagi chemicznej.

Stała równowagi reakcji jest równa stosunkowi stałych szybkości reakcji w obu kierunkach

Kc = [C][D]/[A][B] = k1/k2

Kc = ([C]^c[D]^d)/([A]^a[B]^b) - stała równowagi (stężeniowa)

Kp = Kc (p/RT)ⁿ - Stała równowagi (ciśnieniowa)

gdzie p - ciśnienie ogólne, R - stała gazowa, T - temperatura, n - różnica sumarycznej liczby moli gazowych produktów i substratów reakcji w równaniu stechiometrycznym

WYKORZYSTANIE STAŁYCH RÓWNOWAGI

Przewidywanie kierunku zachodzenia reakcji i stopnia przereagowania substratów

A + B = C + D

K = [C] [D]/[A][B]

Duże wartości K (większe niż 10³) - w stanie równowagi dominują produkty. Pośrednie wartości K - w stanie równowagi nie dominują ani produkty, ani substraty. Małe wartości K (mniejsze niż 10^-3) - w stanie równowagi dominują substraty.

8. Wpływ zmiany warunków na stałą równowagi reakcji chemicznej, reguła przekory Le Chatelier'a i Brauna

Reguła przekory (Le Chatelier'a i Brauna)

Jeżeli na układ w stanie równowagi dynamicznej działa jakiś czynnik zewnętrzny to powoduje on taką zmianę stanu równowagi, która minimalizuje działanie tego czynnika.

Zmiana warunków - stężenie, ciśnienie, temperatura

1. Wprowadzanie i usuwanie reagentów

Gdy do mieszaniny reakcyjnej w stanie równowagi zostanie dodany substrat lub usunięty z niej produkt reakcja zachodzi w kierunku tworzenia się produktów, gdy usuwa się substraty lub dodaje produktów powstaje więcej substratów. A + B = C + D

Przykład:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

2. Zmiana ciśnienia

Układ będzie dążył do zminimalizowania zmian ciśnienia, np. 3H2 +N2 = 2NH3

3. Zmiana temperatury

W reakcjach egzotermicznych obniżenie temperatury sprzyja powstawaniu produktów, a w reakcjach endotermicznych obniżenie temperatury sprzyja powstawaniu substratów, np.

C + O2 = CO2 reakcja egzotermiczna

2H2O = 2H2 + O2 reakcja endotermiczna

9. Podstawowe prawa chemiczne.

Prawo zachowania masy - A. Lavoisier 1785r.

We wszystkich reakcjach chemicznych masa produktów równa się masie substratów (całkowita masa układu reagującego jest taka sama przed jak i po reakcji).

Σm = const

A + B = C + D

mA + mB = mC + mD

Prawo zachowania masy i energii

Suma masy i energii w układzie zamkniętym jest stała i nie zależy od zmian zachodzących w układzie.

Σm + ΣE = const

Prawo Einsteina E=mc2

masa 1g materii jest równoważna ok. 9x1013 J

Prawo stosunków stałych - J. Proust 1779r.

Stosunek części wagowych pierwiastków łączących się w dany związek jest stały (skład związku chemicznego jest stały, masy pierwiastków tworzących dany związek są w nim w stałych ściśle określonych stosunkach charakterystycznych dla tego związku).

Prawo stosunków wielokrotnych - J. Dalton 1808r.

Jeżeli dwa pierwiastki tworzą ze sobą dwa lub więcej związków, to masy jednego z nich, łączące się w tych związkach z tą samą masą drugiego mają się do siebie jak proste liczby naturalne.

Prawo objętościowe - J.L. Gay-Lussac 1805r.

Objętości substancji gazowych (mierzone w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem) biorących udział w danej reakcji chemicznej mają się do siebie jak proste liczby naturalne.

Prawo Avogadro - 1811r.

Jednakowe objętości dwóch różnych gazów (znajdujących się w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem) zawierają jednakową liczbę cząsteczek.

warunki normalne

• ciśnienie 1 atm = 1013,25 hPa,

• temperatura - 273,15 K = 0°C

• objętość 22,4 dm³

• 6,02 x 10²³ cząsteczek - 1 mol

10. Budowa atomu, rozwój teorii atomistycznej, jądrowy model atomu.

John Dalton - początek XIX wieku

Założenia:

1. Wszystkie substancje składają się z niezmiernie małych, niepodzielnych cząstek zwanych atomami, zachowujących swoją indywidualność we wszystkich przemianach chemicznych.

2. Atomy danego pierwiastka są identyczne pod każdym względem (np. mają jednakową masę). Atomy różnych pierwiastków różnią się swoimi właściwościami.

3. Związki chemiczne powstają wskutek łączenia się atomów różnych pierwiastków w określonych i stałych stosunkach liczbowych. Masy atomów nie ulegają zmianie w czasie reakcji chemicznej.

Doświadczenie J.J. Thomsona - 1897 rok

Pierwszy dowód istnienia wewnętrznej struktury atomu - odkrycie elektronu.

Badania nad promieniami katodowymi emitowanymi w warunkach próżniowych.

Stwierdzenie istnienia ujemnie naładowanych cząstek, które są identyczne niezależnie od materiału, z którego wykonano katodę.

Wyznaczenie stosunku ładunku elektronu do jego masy e/m = 1,7588 x 108 C/g.

Eksperymenty Roberta Millikana (1913 rok)

Wyznaczenie ładunku elektronu - 1.6220 x 10-19 C (najmniejszy ładunek jaki udało się wykryć, wszystkie inne ładunki stanowią wielokrotność tego ładunku - dlatego został nazwany ładunkiem elementarnym)

Na podstawie tych i poprzednich badań wyznaczono masę elektronu, która wynosi - 9.109 x 10-28 g

Badania Ernesta Rutherforda (1908 rok)

Bombardowania cząstkami alfa (α) cienkiej folii platynowej. Wyjaśnienie obserwowanych efektów - atom zawiera gęste, niemal punktowe dodatnio naładowane jądro, otoczone przez wielki niemal pusty obszar, w którym rozmieszczone są elektrony.

Jądrowy model atomu:

1. Atomy są zbudowane z cząstek subatomowych (elektrony, protony, neutrony).

2. Protony i neutrony tworzą zwarte, centralne ciało zwane jądrem atomowym.

3. Elektrony tworzą w przestrzeni chmurę otaczającą jądro.

Cząstkami elementarnymi nazywamy wszystkie cząstki, które są niezbędne do wyjaśnienia własności wszystkich form materii.

Właściwości jądra zależą od ilości protonów i neutronów.

Liczba protonów określa ładunek elektryczny jądra oraz decyduje o tym jakiego rodzaju pierwiastka jest dany atom.

Układ i ilość elektronów wokół jądra decyduje o przebiegu reakcji chemicznych z udziałem danego atomu.

Ilość neutronów może wpływać na trwałość jądra atomowego i mieć znaczenie np. w reakcjach jądrowych.

11. Liczba atomowa, liczba masowa, izotopy, nuklidy.

Liczba atomowa (Z) - liczba dodatnich ładunków elementarnych w atomie

Liczba masowa (A) - liczba nukleonów w jądrze atomowym (czyli suma protonów i neutronów)

Nukleony - cząstki jądra atomowego (protony, neutrony)

Izotopy - atomy o jednakowej liczbie atomowej (należące do tego samego pierwiastka), lecz o różnej liczbie masowej - ta sama liczba protonów, różna liczba neutronów. Właściwości izotopów tego samego pierwiastka są niemal identyczne. Większość pierwiastków posiada izotopy. Mieszanina izotopów danego pierwiastka występującego w przyrodzie zachowuje zazwyczaj stały skład. Istnienie izotopów wykazano doświadczalnie na początku XX wieku za pomocą spektrometru mas

Nuklidy - atomy poszczególnych izotopów

12. Masa atomowa, masa cząsteczkowa, masa molowa (jednostki).

Względna masa atomowa - to liczba określająca ile razy masa atomu danego izotopu jest większa od 1/12 masy atomu węgla 12C.

Średnia względna masa atomowa (masa atomowa) - średnia ważona względnych mas atomowych poszczególnych izotopów tego samego pierwiastka.

Do obliczenia masy atomowej potrzebne są dane dotyczące:

a) względnych mas atomowych poszczególnych izotopów,

b) zawartości tych izotopów.

Masa cząsteczkowa - liczba określająca ile razy masa danej cząsteczki jest większa od 1/12 masy atomu węgla 12C.+

Masa molowa - masa jednego mola materii (jednostka np. - g/mol).

Masa atomowa i masa cząsteczkowa dotyczą pojedynczego indywiduum, natomiast masa molowa określonej ich ilości.

13. Trwałość jąder atomowych, defekt masy.

Siły odpychania elektrostatycznego między protonami, które znajdują się w małych odległościach od siebie. Siły przyciągania, które równoważą, a nawet przewyższają siły odpychania - są to tzw. siły jądrowe - silne oddziaływania pomiędzy nukleonami, którym podlegają niezależnie od ich ładunku elektrycznego. Cecha charakterystyczną sił jądrowych - szybko zanikają w miarę wzrostu odległości (nie przekraczają rozmiarów jądra).

Trwałość jąder atomowych jest w znacznym stopniu określona przez liczbę i stosunek ilości neutronów i protonów. Wartość stosunku liczby neutronów do liczby protonów może się zmieniać w bardzo wąskich granicach. Przekroczenie wąskich granic stosunku neutronów do protonów narusza trwałość jądra i takie jądro ulega przemianie z utworzeniem jąder trwałych.

Defekt (deficyt) masy - różnica pomiędzy teoretyczną i rzeczywistą masą atomu równoważna energii sił spajających jądro atomowe (energii wiązania jądra).

14. Przemiany jąder atomowych, promieniotwórczość, rodzaje promieniowania, szybkość rozpadu promieniotwórczego, reakcje łańcuchowe.

Przemiany jąder atomowych:

Część jąder atomowych jest nietrwałych i może ulegać różnego rodzaju przemianom jądrowym.

Przemiany jądrowe mogą być spowodowane oddziaływaniami wewnątrz jąder atomowych lub oddziaływaniami z cząstkami elementarnymi (np. neutronem).

Przemiany jądrowe można podzielić na:

1) reakcje syntezy - w tym przypadku z jąder lżejszych powstają jądra, które posiadają większą liczbę atomową lub liczbę masową

2) reakcje rozpadu - liczby atomowe lub liczby masowe produktów są mniejsze niż liczby atomowe lub liczby masowe produktów (dochodzi do rozpadu jąder na mniejsze)

Zjawisko promieniotwórczości jest związane ze zdolnością jąder atomowych do rozpadu promieniotwórczego, w wyniku którego obserwuje się emisję promieniowania: 1) cząstek alfa (α)

2) cząstek beta (β) - elektronów lub pozytonów

3) promieniowania gamma (γ) o wysokiej energii

Rozpad typu alfa (α)

Reakcja jądrowa, której wynikiem jest powstanie lżejszego jądra atomowego oraz emisja cząstki alfa - czyli jądra atomu helu.

Rozpad typu (β)

Reakcja jądrowa, której wynikiem jest otrzymanie jądra atomowego o liczbie atomowej o jeden większej lub mniejszej w stosunku do jądra pierwotnego

Rozpad β-

W wyniku tej przemiany neutron zostaje zastąpiony protonem, dodatkowo obserwuje się powstanie elektronu i antyneutrino elektronowego

Rozpad β+

Wynikiem tego rozpadu jest w przeciwieństwie do poprzedniego przypadku przemiana protonu w neutron, obserwuje się również powstanie pozytonu i neutrino

Emisja promieniowania (γ)

Proces, w którym emitowane jest wyłącznie promieniowanie gamma (promieniowanie elektromagnetyczne). Nie obserwuje się emisji innych cząstek. Liczba atomowa i liczba masowa pierwiastka pozostaje bez zmian. Zmienia się jedynie stan energetyczny jądra atomowego.

Może następować po rozpadzie alfa lub beta, po których jądro znajduje się w stanie wzbudzonym i jest związane z powrotem jądra atomowego do stanu podstawowego o niższej energii.

Szybkość rozpadu promieniotwórczego:

Szybkość rozpadu nietrwałych jąder atomowych danego pierwiastka jest proporcjonalna do ilości jeszcze nie rozłożonych atomów.

Szybkość rozpadu promieniotwórczego można przedstawić za pomocą następującego równania:

λN = - (ΔN / Δt)

gdzie: N - liczba nierozłożonych atomów pierwiastka, ΔN - liczba przedstawiająca ubytek atomów (ze względu na ich rozpad) w przedziale czasu Δt, λ - stała rozpadu promieniotwórczego.

Przekształcając powyższe równanie, możemy obliczyć liczbę atomów N pozostającą po określonym czasie t:

N = N0 ∙ e-λt

gdzie: N0 - początkowa liczba atomów pierwiastka radioaktywnego

Korzystając z przedstawionych wcześniej zależności można obliczyć tzw. okres półtrwania izotopu promieniotwórczego - T1/2. Jest to czas, w którym ulega rozpadowi połowa ilości danego izotopu

Zakładając, że t = T1/2 oraz N = N0/2, otrzymujemy:

T1/2 = ln 2 / λ

Okres półtrwania nie zależy od ilości początkowej izotopu.

Jest to wielkość używana do charakteryzowania szybkości rozkładu promieniotwórczego.

Reakcje łańcuchowe

Następuje rozszczepienie jąder atomowych w wyniku których następuje emisja cząstek elementarnych biorących udział w rozpadzie kolejnych jąder. Liczby masowe produktów rozpadu przyjmują wartości od 72 do 161 (w produktach rozszczepienia uranu wykryto około 300 izotopów 37 różnych pierwiastków).

15. Elektronowa struktura atomu, hipoteza de'Broglie'a, zasada nieoznaczoności Heisenberga, funkcje falowe.

Hipoteza Louis'a de Broglie'a

Wszelka materia wykazuje właściwości falowe

λ = h/mv = h/p

gdzie: λ - długość f0ali, h - stała Plancka, m - masa, v - prędkość, p - pęd

Zgodnie ze wzorem pęd fotonów (duża prędkość, mała masa) jest z reguły mniejszy niż pęd elektronów (mniejsza prędkość, ale większa masa) - dlatego fotonom odpowiadają większe długości fali niż elektronom - w przypadku fotonów dostrzega się bardziej ich właściwości falowe, a elektronów właściwości korpuskularne.

Davisson i Germer - eksperyment potwierdzający hipotezę de Broglie'a

Elektrony ugięte na krysztale dają obraz dyfrakcyjny na płycie fotograficznej. Obraz ten odpowiada wynikowi obliczeń wykonanych na podstawie równania de Broglie'a.

Zasada nieoznaczoności Heisenberga

Nie można określić jednocześnie położenia (x) i pędu cząstki (p).

Δx ∙ Δp ≥ h

Im dokładniejszy pomiar pędu, tym mniej dokładny pomiar położenia cząstki i odwrotnie.

W rezultacie zamiast określać dokładne położenie cząstki zakłada się istnienie określonego prawdopodobieństwa napotkania cząstki w danym miejscu przestrzeni.

Gęstość prawdopodobieństwa napotkania elektronu (ϱ)

ϱ = W/dv

gdzie: W - prawdopodobieństwo, v - objętość

W = ϱ ∙ dv ϱ = ϱ (x, y, z) - gęstość jest zależna od miejsca ∫ ϱ ∙ dv = 1 całka prawdopodobieństwa napotkania cząstki w całej przestrzeni wynosi 1

Funkcje falowe:

Funkcja falowa to podstawowa wielkość opisująca stan układu kwantowego (położenie cząstki w przestrzeni w danej chwili czasu). Funkcje falowe opisują zachowanie elektronów w atomie i cząsteczce.

Rozwiązaniem równania Schrödingera są funkcje, które umożliwiają obliczenie kształtu fali związanej z dowolną cząstką. Równanie falowe Schrödingera pozawala określić prawdopodobieństwa znalezienia elektronu w danym miejscu wokół jądra. Rozwiązaniem są kształty orbitali elektronowych.

Fale mogą występować tylko dla pewnych wartości energii - poziomy energetyczne elektronów.

Kwadrat amplitudy fali elektronowej jest proporcjonalny do gęstości prawdopodobieństwa znalezienia elektronu w danej objętości.

W = ϱ (x, y, z) ∙ dv = [Ψ(x, y, z)]2

Orbital - funkcja falowa będąca rozwiązaniem równania Schrödingera dla elektronu znajdującego się na jednej z powłok elektronowych.

O orbitalu mówimy, kiedy mamy na myśli obszar tzw. „chmury elektronowej”, w którym prawdopodobieństwo napotkania elektronu jest bardzo duże (0,9).

Energia i kształt orbitalu zależą od energii oddziaływania elektromagnetycznego z jądrem atomowym i pozostałymi elektronami oraz energii danego elektronu.

Dostarczenie dodatkowej energii z zewnątrz będzie skutkowało wzbudzeniem elektronów (przeniesieniem ich na wyższy stan energetyczny) lub jonizacją atomu (emisja elektronu).

16. Energia elektronu - liczby kwantowe, kształt orbitali atomowych.

Główna liczba kwantowa - n

Określa energię elektronu - średnią odległość od jądra atomowego - tym samym informuje o rozmiarze orbitalu.

Im wyższa wartość n, tym większa energia orbitalu i tym słabiej związany elektron w atomie.

n = 1, 2, 3, 4… (oznaczenie - K, L, N, M…)

Orbitalna (poboczna) liczba kwantowa - l

Określa kształt orbitalu.

l - przyjmuje wartości od 0 do 1-n (oznaczenie - s, p, d, f…)

Magnetyczna liczba kwantowa - m

Informuje o orientacji przestrzennej orbitalu (określa kierunek).

Przyjmuje wartości od -l do l

Spinowa liczba kwantowa

Określa stan spinowy elektronowy (związana z ruchem wirowym)

Przyjmuje wartości -1/2 lub +1/2

17. Konfiguracja elektronowa, zasady rozbudowy powłok elektronowych, zakaz Pauliego i reguła Hunda.

Konfiguracja elektronowa - uproszczony opis atomu polegający na rozmieszczeniu elektronów należących do atomów danego pierwiastka na poszczególnych powłokach, podpowłokach i orbitalach. Każdy elektron znajdujący się w atomie opisywany jest przy pomocy zbioru liczb kwantowych.

Różnice w wartościach energii poszczególnych orbitali decydują o kolejności obsadzania orbitali atomowych. Kolejność tę określa zasada rozbudowy powłok. Zasada ta mówi, że kolejne orbitale są zajmowane w porządku wzrastającej energii. A to oznacza, że obsadzanie orbitali elektronami odbywa się od orbitalu o najmniejszej energii, którym jest orbital 1s, następnie 2s i 2p. Od orbitali trzeciej powłoki, daje zauważyć się większy wpływ przenikania i ekranowania elektronów. I tak elektrony orbitalu 4s przenikają przez powłoki zewnętrzne tak skutecznie, że jego energia jest znacznie mniejsza od energii elektronu 4p i 4d, a nawet od energii elektronów rozmieszczonych na orbitalu 3d.

Zakaz Pauliego

W atomie nie mogą występować elektrony, które nie różnią się przynajmniej jedną liczbą kwantową. Dowolny orbital może być obsadzony przez najwyżej 2 elektrony. Gdy elektrony zajmują ten sam orbital, ich spiny muszą być sparowane.

Reguła Hunda

Orbitale o tej samej energii przyporządkowywane są kolejnym elektronom, tak aby liczba niesparowanych elektronów była jak największa.

18. Układ okresowy pierwiastków, prawo okresowości, promień atomowy, energia jonizacji, elektroujemność.

Pierwiastki w układzie okresowym są uszeregowane zgodnie ze wzrostem ich liczby atomowej.

Prawo okresowości

Właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków zmieniają się okresowo, w miarę jak od pierwiastków o mniejszej liczbie atomowej przechodzimy do pierwiastków o coraz większej liczbie atomowej (cyklicznie powtarzające się podobieństwa).

Poziome wiersze w układzie okresowym nazywane okresami zawierają pierwiastki, których atomy posiadają taką samą liczbę powłok elektronowych. Pionowe kolumny układu okresowego nazywane grupami zawierają pierwiastki, których atomy posiadają taką samą konfigurację zewnętrznych powłok elektronowych.

Promień atomowy pierwiastka - definiuje się go jako połowę odległości między środkami sąsiednich atomów (w sieci krystalicznej metalu lub związku chemicznym).

Promień jonowy - udział pierwiastka w odległości między sąsiednimi jonami w jonowej substancji stałej.

Energia jonizacji

Jest to energia potrzebna do oderwania elektronu od atomu pierwiastka znajdującego się w fazie gazowej.

Pierwsza energia jonizacji (oderwanie elektronu od obojętnego atomu).

Cu(g) → Cu+(g) + e-(g)

Druga energia jonizacji (energia potrzebna do oderwania elektronu od pojedynczo naładowanego kationu.

Cu+(g) → Cu2+(g) + e-(g)

Powinowactwo elektronowe pierwiastka - jest to energia wydzielona podczas przyłączenia elektronu do atomu pierwiastka znajdującego się w stanie gazowym.

Elektroujemność

Jest to wielkość charakteryzująca tendencję atomu znajdującego się w cząsteczce do przyciągania ku sobie elektronów.

Wyznaczanie elektroujemności Skala Paulinga, Mullikana oraz Allreda i Rochowa

Najczęściej używana Skala Paulinga - dobrana tak, aby różnica elektroujemności atomów tworzących wiązanie była równa jego momentowi dipolowemu.

19. Wiązania chemiczne, reguła oktetu, typy i właściwości wiązań chemicznych.

Wiązania chemiczne wytwarzają się wskutek oddziaływań pomiędzy elektronami i jądrami łączących się atomów. Oddziaływania te powodują, że atomy te pozostają względem siebie w stałej odległości, którą nazywamy długością wiązania.

Charakter wiązania chemicznego i jego właściwości zależą od różnych czynników, tj.:

• konfiguracja elektronowa atomów,

• ładunek jąder atomowych,

• rozmiar oddziaływujących atomów.

Wiązanie chemiczne powstaje, jeżeli energia utworzonego związku jest mniejsza od sumy energii oddzielnych atomów.

Symbole Lewisa i Reguła Oktetu

Wzór Lewisa obejmuje symbol pierwiastka i kropkę dla każdego elektronu walencyjnego. Wzór Lewisa otrzymuje się przez umiejscowienie elektronów walencyjnych (reprezentowanych przez kropki) z prawej, lewej, górnej i dolnej strony symbolu pierwiastka. Zaczynając z dowolnej strony umieszczamy kropki do momentu uzyskania czterech niesparowanych elektronów wokół symbolu. Jeśli atom posiada więcej niż cztery elektrony walencyjne pozostałe elektrony dodajemy kolejno do niesparowanych elektronów tworząc cztery pary. Kolejność umieszczania pojedynczych lub sparowanych elektronów wokół symbolu pierwiastka jest dowolna. Należy pamiętać, że formalny sposób rozmieszczania elektronów walencyjnych wg Lewisa nie uwzględnia zasad rozbudowy powłok elektronowych.

Reguła oktetu

Atomy pierwiastków tworzących wiązanie chemiczne dążą do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliżej położonego w układzie okresowym gazu szlachetnego - czyli całkowitego zapełnienia powłoki walencyjnej przez elektrony.

Wiąże się to z uzyskaniem układu 8 elektronów walencyjnych z wyjątkiem dążenia do uzyskania konfiguracji helu. Taki układ może być osiągnięty przez przyjęcie, oddanie lub uwspólnienie elektronów.

Okazuje się, że można napotkać odstępstwa od tej reguły:

- istnieją związki hipowalencyjne - posiadające atomy z niepełnym oktetem elektronów na powłoce walencyjnej, np. BF3 (tylko 6 elektronów walencyjnych),

- istnieją związki hiperwalencyjne - posiadające atomy z liczbą elektronów walencyjnych większą niż oktet, np. SF6,

- rodniki, które posiadają nieparzysta liczbę elektronów walencyjnych,

- wiązania z udziałem metali przejściowych (w których uwzględnia się regułę związaną z obecnością orbitali d - 18 elektronów)

Wiązanie jonowe

Atom pierwiastka o małej elektroujemności traci swoje elektrony walencyjne na rzecz atomu drugiego pierwiastka o wysokiej elektroujemności (całkowite przeniesienie elektronu/elektronów z jednego atomu do drugiego).

Oba atomy osiągają w ten sposób konfigurację elektronową gazu szlachetnego.

Wytworzone jony (dodatni i ujemny) przyciągają się w wyniku działania sił elektrostatycznych.

W przypadku ciał stałych tworzy się uporządkowana struktura np. NaCl

Każdy jon Na+ jest otoczony sześcioma jonami Cl- i odwrotnie. W krysztale jonowym nie udaje się wyróżnić pojedynczych cząsteczek.

Właściwości wiązania jonowego:

- w stanie stałym tworzą sieci jonowe (wiązanie nie ma charakteru kierunkowego) - substancje krystaliczne

- duża energia oddziaływania = wysokie temperatury topnienia

- dobra rozpuszczalność w rozpuszczalnikach jonowych (np. woda)

- w fazie krystalicznej nie przewodzą prądu, ale stopione lub rozpuszczone są dobrymi rozpuszczalnikami

Atomy metali mogą „oddawać” elektrony, ale wymaga to dostarczenia energii jonizacji.

Uzyskanie konfiguracji elektronowej gazu szlachetnego też może wymagać dostarczenia energii, np. O →O2- 703 kJ/mol.

Siła napędowa powstawania wiązań - obniżenie energii związane ze skupieniem jonów w fazę stałą i silnym wzajemnym przyciąganiem (entalpia sieciowa).

Efekt biernej pary elektronowej

Niektóre pierwiastki mogą tworzyć więcej niż jeden typ kationu, np. Sn2+ i Sn4+.

Efekt ten jest uwarunkowany różnicą energii elektronów walencyjnych orbitali s i p.

Taką tendencje obserwuje się dla najcięższych pierwiastków w danej grupie układu okresowego - atomy tracą tylko elektrony z orbitali p podczas, gdy elektrony z orbitalu s pozostają w atomie - duża różnica energii podpowłoki s i p.

Wiązanie kowalencyjne

Atomy pierwiastków o wysokiej elektroujemności wiążą się ze sobą przez uwspólnienie par elektronów (dążenie do uzyskania oktetu). Powstaje wspólna para elektronowa - ładunek rozmieszczony symetrycznie w przestrzeni między jądrami atomów tworzących wiązanie.

Tworzenie wiązań kowalencyjnych - nakładanie się orbitali atomowych

Wiązania kowalencyjne - mają charakter kierunkowy, istnieją w różnych stanach skupienia, tworzone są wyraźnie wyodrębnione cząsteczki, oddziaływania między cząsteczkami są stosunkowo słabe - przyczyna niskich temperatur wrzenia i topnienia.

Wysoka energia jonizacji niemetali uniemożliwia utworzenie wiązań jonowych.

Związki chemiczne posiadające wiązania kowalencyjne:

• mogą tworzyć kryształy cząsteczkowe,

• nie dysocjują na jony,

• dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych.

Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

Utworzone pomiędzy atomami pierwiastków, różniących się elektroujemnością (Δx nie większa niż 1,7) - uwspólniona para elektronowa przesunięta w stronę pierwiastka o większej elektroujemności.

Przesunięcie się wspólnej pary elektronowej powoduje powstanie momentu dipolowego - tego typu cząsteczki maja budowę polarną.

Moment dipolowy

Elektryczny moment dipolowy p dwóch punktowych ładunków o jednakowych wartościach q i przeciwnych znakach jest równy iloczynowi odległości d między nimi i wartości ładunku dodatniego (wektor d ma kierunek prostej łączącej ładunki i zwrot od ładunku ujemnego do dodatniego).

Wiązanie koordynacyjne

Utworzone przez parę elektronową, która w całości pochodzi od jednego z atomów tworzących wiązanie.

Atom dostarczający elektrony to donor, natomiast atom przyjmujący parę elektronową, to akceptor elektronów.

Wiązanie koordynacyjne występuje w grupie związków nazywanych związkami koordynacyjnymi (kompleksowymi).

Wiązanie metaliczne

Powstaje pomiędzy atomami metali - mała elektroujemność, niewielka liczba elektronów walencyjnych.

Cechy metali powodują, że w kryształach metali powstają pasma zdelokalizowanych elektronów, które mogą swobodnie przemieszczać się pod wpływem przyłożonego napięcia elektrycznego - przewodnictwo elektryczne.

Wiązania metaliczne nie mają charakteru kierunkowego.

Metale nie tworzą układu o stałej stechiometrii (cząsteczka).

Istnienie zdelokalizowanych elektronów jest również przyczyną dużej wytrzymałości mechanicznej i wysokich temperatur topnienia metali.

W przyrodzie w większość wiązań chemicznych występujących w różnych związkach ma charakter pośredni pomiędzy wymienionymi wcześniej typami wiązań.

Wiązanie wodorowe

Tworzone w wyniku przyciągania elektrostatycznego między atomem H i atomem zawierającym wolne pary elektronowe.

Może występować, gdy w cząsteczce atom H jest połączony wiązaniem kowalencyjnym z innym atomem o dużej elektroujemności, tym samym uzyskując ładunek dodatni.

Wtedy pierwotne wiązanie wodór - elektroujemny atom zostaje osłabione, ale może powstać nowe słabsze wiązanie między atomem wodoru i innym atomem elektroujemnym (posiadającym wolną parę elektronową).

Konsekwencje występowania wiązań wodorowych

Stosunkowo wysoka temperatura wrzenia i krzepnięcia wody, istnienie trzeciorzędowej struktury białek.

20. Ładunek formalny, stopień utlenienia, wartościowość.

Ładunek formalny - ładunek, który miałby atom przy założeniu czysto kowalencyjnego charakteru wiązania i wynikającego z tego idealnego sparowania elektronów.

Odróżnia to pojęcie ładunku formalnego od definicji stopnia utlenienia, gdzie zakładamy czysto jonowy charakter wiązania.

FC = V - (L + 1/2 S)

FC - ładunek formalny V - liczba elektronów walencyjnych w wolnym atomie L - liczba elektronów tworzących wolne pary S - liczba elektronów uwspólnionych

Wartość ładunku formalnego wskazuje na prawdopodobieństwo utworzenia się danej struktury.

Najtrwalsze są z reguły takie struktury, w których ładunki formalne indywidualnych atomów są najbardziej zbliżone do 0. Takie struktury mają najprawdopodobniej najniższą energię.

Stopień utlenienia

Definiowany jako liczba ładunków elementarnych jaką by przypisano atomowi, gdyby cząsteczka w której skład wchodzi miała budowę jonową.

Zakładamy, że:

-suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce wynosi 0,

-pierwiastkom w stanie wolnym przypisujemy stopień utlenienia 0,

-fluor zawsze występuje na -1 stopniu utlenienia,

-tlen najczęściej przyjmuje stopień utlenienia -2 (wyjątki nadtlenki, ponadtlenki.

Wartościowość pierwiastka - liczba wiązań kowalencyjnych jaką może utworzyć atom danego pierwiastka.

21. Rodzaje oddziaływań międzycząsteczkowych.

Siły van der Waalsa

Obserwujemy nie tylko oddziaływania pomiędzy atomami tworzącymi cząsteczki, ale również pomiędzy poszczególnymi cząsteczkami.

Oddziaływania dipol-dipol

Tworzone przez polarne cząsteczki (trwałe dipole) są indukowane poprzez przyciąganie między cząstkowymi ładunkami oddziaływujących cząsteczek.

Oddziaływania pomiędzy dipolem trwałym i indukowanym

W cząsteczkach, które nie posiadają trwałego momentu dipolowego, może on być wzbudzany przez cząsteczki z trwałym momentem dipolowym.

Taki wzbudzony dipol i trwały dipol oddziałują na siebie podobnie jak dwa trwałe dipole, tyle że znacznie słabiej.

Oddziaływania między dipolami indukowanymi (siły Londona)

Elektrony przemieszczające się w cząsteczce mogą gromadzić się w pewnym obszarze powodując powstanie chwilowego ładunku ujemnego. W innym obszarze powstaje chwilowy ładunek dodatni.

Nierównomierny rozkład ładunku wytwarza chwilowy moment dipolowy i powoduje oddziaływania miedzy sąsiednimi cząsteczkami.

Siła tych oddziaływań zwiększa się ze wzrostem liczby elektronów, a w przypadku cząsteczek o identycznym składzie oddziaływania te są silniejsze w przypadku cząsteczek o bardziej liniowym kształcie.

22. Budowa cząsteczki - metody określania przestrzennego ułożenia atomu w cząsteczce.

Jednym ze sposobów jest wykorzystanie metody VSERP (Valence Shell Electron Pair Repulsion) - model odpychania się par elektronowych powłoki walencyjnej

Założenia:

- atomy w cząsteczkach łączą się z wykorzystaniem par elektronowych

- w atomach mogą występować wolne pary elektronowe nie biorące udziału w tworzeniu wiązań chemicznych

- pary elektronów oddziaływają na siebie

- cząsteczki przyjmują takie kształty, żeby zminimalizować te oddziaływania - następuje to poprzez zajmowanie przez pary elektronowe położenia jak najbardziej oddalonego od siebie

Procedura określania kształtu cząsteczki metodą VSERP

1. Ustalić ile par elektronowych występuje na atomie centralnym (wiązanie wielokrotne jest równoważne pojedynczej parze elektronowej)

2. Zlokalizować obszary dużej gęstości elektronowej jak najdalej od siebie, aby zminimalizować ich odpychanie się

3. Ustalić, które położenia są zajęte przez pary elektronowe, a które przez wiązania (wybrać położenia, które maksymalnie zmniejszają odpychanie wolnych par elektronowych)

4. Określić kształt cząsteczki na podstawie położenia par elektronowych tworzących wiązania

5. Założyć odkształcenie cząsteczki powodujące, że wolne pary elektronowe znajdują się najdalej od siebie i od par wiążących

Odpychanie maleje w szeregu: wolna para - wolna para, para wolna - para wiążąca, para wiążąca - para wiążąca

23. Metoda VSERP - model odpychania się par elektronowych powłoki walencyjnej.

24. Teoria orbitali molekularnych, kształt wiązania orbitali molekularnych, wiązania σ i π.

Teoria orbitali molekularnych

Mechanika kwantowa mówi, że cząsteczka jest układem składającym się z pewnej liczby elektronów i jąder.

Stan układu opisują funkcje falowe będące rozwiązaniem równania Shrödingera.

Zakłada się tworzenie orbitali molekularnych (cząsteczkowych), które zachodzi wskutek nakładania się orbitali atomowych.

Orbital - funkcja falowa będąca rozwiązaniem równania Schrödingera dla elektronu znajdującego się na jednej z powłok elektronowych.

O orbitalu mówimy, kiedy mamy na myśli obszar tzw. „chmury elektronowej”, w którym prawdopodobieństwo napotkania elektronu jest bardzo duże (0,9).

Energia i kształt orbitalu zależą od energii oddziaływania elektromagnetycznego z jądrem atomowym i pozostałymi elektronami oraz energii danego elektronu.

Powstający orbital molekularny nazywa się liniową kombinacją orbitali atomowych (LCAO - ang. linear combination of atomic orbitals).

Podsumowując - zachowanie elektronów w atomie i cząsteczce opisują funkcje falowe - w pierwszym przypadku ich rozwiązaniem są orbitale atomowe, a w drugim orbitale cząsteczkowe.

wiązania σ - wiązania trwałe, (powstają w wyniku łączenia się orbitali w układzie osiowym?)

wiązania π - wiązania nietrwałe, (powstają w wyniku łączenia się orbitali w układzie liniowym?)

30. Charakterystyka stanów skupienia.

Gaz - ciało, które nie ma określonego kształtu i objętości, słabe oddziaływania międzycząsteczkowe. Gaz składa się z oddalonych od siebie cząstek (atomów, cząsteczek) poruszających się szybko i chaotycznie.

Jedną z wielkości charakteryzujących stan gazu jest ciśnienie (p):

p = F/A

F - siła wywierana przez gaz A - pole powierzchni na która działa gaz

Ciecz - ciało posiadające zdefiniowaną objętość, ale nie ma określonego kształtu (przyjmuje kształt zbiornika). Charakteryzuje się niewielką ściśliwością, mniejszą ruchliwością cząstek niż w przypadku gazu - silniejsze oddziaływania międzycząsteczkowe. Cząsteczki w cieczy mogą się przemieszczać w różnych kierunkach i zderzać ze sobą.

Właściwości cieczy

Lepkość cieczy - opór (tarcie pomiędzy warstwami cieczy) przeciwdziałający jej płynięciu.

Napięcie powierzchniowe - siła wypadkowa działająca na cząsteczkę znajdującą się na powierzchni cieczy i zwrócona do wnętrza cieczy.

Ciało stałe - posiada zdefiniowaną objętość i określony kształt, silne oddziaływania pomiędzy atomami lub cząsteczkami. Atomy nie przemieszczają się względem siebie.

31. Prawa gazowe, równanie gazu doskonałego.

Prawo Boyle'a

Dla stałej ilości gazu w stałej temperaturze ciśnienie gazu jest odwrotnie proporcjonalne do jego objętości.

Prawo Charlesa i Gay-Lussaca

Objętość stałej ilości gazu pod stałym ciśnieniem jest proporcjonalna do temperatury bezwzględnej oraz ciśnienie stałej ilości gazu w stałej objętości jest proporcjonalne do temperatury bezwzględnej

Prawo Avogadra

Objętość próbki gazu w stałej temperaturze i pod stałym ciśnieniem jest proporcjonalna do liczby moli cząsteczek tego gazu

Prawo Daltona

Ciśnienie mieszaniny gazów jest równe sumie ciśnień cząstkowych składników mieszaniny. Cząstkowe ciśnienie gazu, to ciśnienie, które wywierałby ten gaz, gdyby sam wypełniał całe naczynie.

Gaz doskonały

Założenia:

• cząstki (atomy, cząsteczki) znajdują się w nieustannym i bezładnym ruchu,

• cząstki nie oddziaływają ze sobą w inny sposób niż poprzez zderzenia sprężyste,

• objętość cząstek gazu jest zaniedbywalnie mała.

Gazy rzeczywiste wykazują oddziaływania siłami van der Waalsa i posiadają określoną objętość, dlatego gaz może być traktowany jako gaz doskonały tylko w wysokiej temperaturze (energia kinetyczna większa od energii oddziaływań elektromagnetycznych) i pod niskim ciśnieniem (rozmiary cząstek o wiele mniejsze niż odległości pomiędzy nimi).

Równanie stanu gazu doskonałego

Z prawa Avogadro wynika, że v jest proporcjonalna do n

Z prawa Charlesa i Gay Lussaca wynika, że v jest proporcjonalna do T

Z prawa Boyle'a wynika, że v jest odwrotnie proporcjonalna do p stąd:

pv = nRT

gdzie: R - stała proporcjonalności, p -ciśnienie, v - objętość, T - temperatura n - liczba moli

R = 0,0820578 atm/(K ∙ mol) R = 8,31451 kPa/(K ∙ mol) R = 8,31451 J/(K ∙ mol)

32. Klasyfikacja ciał stałych, polimorfizm, izomorfizm, alotropia.

Klasyfikacja ciał stałych

Ciała krystaliczne - atomy, jony lub cząsteczki tworzą uporządkowaną sieć

Ciała bezpostaciowe (amorficzne) - atomy, jony lub cząsteczki są rozmieszczone w bezładny sposób

Polimorfizm - zjawisko występowania tej samej substancji w różnych strukturach przestrzennych (odmianach krystalograficznych).

Izomorfizm - zjawisko występowania różnych substancji w tym samym typie sieci krystalograficznej

Alotropia - zjawisko występowania tej samej substancji prostej (pierwiastka chemicznego) w tym samym stanie skupienia w dwóch lub więcej postaciach (tzw. odmianach alotropowych) charakteryzujących się odmiennym składem cząsteczek lub postacią krystaliczną

33. Przemiany fazowe, równowagi ciecz - para, ciało stałe - para, prężność pary nasyconej, reguła faz Gibbsa, prawo Raoulta.

Faza oznacza fizyczną postać materii (odnosi się nie tylko do trzech stanów skupienia, ale również do różnych odmian tych stanów)

Przemiany fazowe - zmiana fizycznej postaci materii (parowanie, skraplanie, topnienie, krzepnięcie, krystalizacja, sublimacja).

Równowagi ciecz - para i ciało stałe - para

Prężność pary

Energia niektórych cząsteczek znajdujących się w fazie ciekłej wystarcza do oderwania się od cząsteczek sąsiednich i przejścia w stan pary. Tendencja do parowania zależy od temperatury układu i siły oddziaływań międzycząsteczkowych.

Proces parowania

W zamkniętym zbiorniku ustala się stan równowagi dynamicznej.

szybkość parowania = szybkość kondensacji

H2O(c)= H2O(g)

Prężność pary nasyconej

Jest to ciśnienie, jakie wywiera para, gdy para i ciecz (lub substancja stała) znajdują się w równowadze dynamicznej.

Reguła faz Gibbsa

Reguła ta formułuje ogólne warunki równowag fazowych w układach jedno- i wieloskładnikowych.

s = n + 2 - f

s - liczba stopni swobody - czyli liczba czynników wyznaczających równowagę (temperatura, ciśnienie, stężenia), które można zmieniać zachowując niezmienioną liczbę faz, f - liczba faz obecnych w układzie, n - liczba niezależnych składników - najmniejsza liczba substancji z których można zbudować układ, np. C + CO2 ↔ 2CO, dwa niezależne składniki

Prawo Raoulta

Stosunek prężności pary nasyconej nad roztworem do prężności pary nad czystym rozpuszczalnikiem jest równy ułamkowi molowemu rozpuszczalnika w roztworze.

pr / pc = xc

pr - prężność pary nad roztworem pc - prężność pary nad rozpuszczalnikiem xc - ułamek molowy rozpuszczalnika w roztworze

34. Rodzaje roztworów i rozpuszczalników.

Roztwór jest to homogeniczna mieszanina co najmniej dwóch związków chemicznych.

Jeden ze związków nazywany jest rozpuszczalnikiem, a drugi substancją rozpuszczoną.

Podział roztworów ze względu na skład

Roztwory właściwe - całkowicie jednorodne, każda nawet mała porcja roztworu zawiera taki sam skład ilościowy cząsteczek.

Roztwory niewłaściwe - nie są całkowicie jednorodne w skali mikroskopowej, np. emulsje, zawiesiny, zole i żele.

Podział roztworów ze względu na rodzaj oddziaływań między cząsteczkami rozpuszczalnika i roztworu rozpuszczonego

Roztwory homodynamiczne - między cząsteczkami występują tylko oddziaływania jednego rodzaju, np. mieszanina węglowodorów.

Roztwory heterodynamiczne - między cząsteczkami występują oddziaływania różnego rodzaju, np. oddziaływania między jonami pochodzącymi od rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonej oraz parami jonów pochodzących tylko od jednej substancji.

Roztwory koloidowe

Układ koloidowy to niejednorodna mieszanina, tworząca układ dwóch substancji, w którym jedna z substancji jest rozproszona w drugiej.

Rozdrobnienie substancji rozproszonej jest bardzo duże - mieszanina może sprawiać wrażenie mieszaniny jednorodnej -wymiary cząstek w zakresie 1 nm - 1 μm.

Układ koloidowy składa się z fazy ciągłej (substancja rozpraszająca) oraz fazy rozproszonej (substancja zawieszona).

Przykłady układów koloidowych: gaz - ciecz → mgła, gaz - ciało stałe → dym, ciecz - ciecz → mleko

Rozpuszczalnik - ciecz zdolna do tworzenia roztworu po zmieszaniu z ciałem stałym, inną cieczą lub gazem.

Podział rozpuszczalników

1. Rozpuszczalniki protolityczne (zdolne do przyłączania lub oddawania protonu i do reakcji autoprotolizy)

- protonodonorowe (protonogenne)

CH3COOH = CH3COO- + H+

- protonoakceptorowe (protonofilowe)

C5H5N + H+ = C5H5NH+

- amfiprotyczne (amfoteryczne) np. woda - mogą oddawać lub przyjmować protony

2. Rozpuszczalniki aprotyczne - rozpuszczalniki niezdolne do przyłączania lub oddawania jonu wodorowego, np. węglowodory i chlorowcowe pochodne węglowodorów

35. Rozpuszczalność, roztwór nasycony, nienasycony i przesycony

Rozpuszczalność

Rozpuszczalność jest to zdolność substancji do rozpuszczania się w danym rozpuszczalniku w wyniku czego powstaje mieszanina homogeniczna.

Rozpuszczalność można określić jako maksymalną ilość substancji, która może się rozpuścić w danej objętości w ściśle określonych warunkach.

Jednakże rozpuszczalność określa się najczęściej przez podanie ilości substancji w gramach, która może się rozpuścić w 100g rozpuszczalnika.

Rozpuszczanie substancji chemicznej następuje gdy przyciąganie pomiędzy cząsteczkami rozpuszczalnika a jonami lub cząsteczkami substancji rozpuszczonej jest większe niż przyciąganie między jonami lub cząsteczkami w sieci danego związku chemicznego.

Roztwór nasycony, to roztwór, który w określonych warunkach (temperatura, ciśnienie) nie zmienia swojego stężenia w kontakcie z substancją rozpuszczoną.

Roztwór nienasycony, to roztwór, w którym można jeszcze rozpuścić pewną ilość danej substancji.

Roztwór przesycony, to roztwór o stężeniu większym od stężenia roztworu nasyconego w danych warunkach. Roztwory takie znajdują się w stanie termodynamicznie niestabilnym. Zazwyczaj są nietrwałe (zaburzenie układu - wprowadzenie zarodków krystalizacji, wstrząs może spowodować krystalizację substancji rozpuszczonej).

36. Dysocjacja elektrolityczna, elektrolity słabe, mocne.

Dysocjacja elektrolityczna - proces rozpadu cząsteczek związków chemicznych na jony pod wpływem rozpuszczalnika.

Do dysocjacji zdolne są związki chemiczne, w których występują wiązania jonowe lub kowalencyjne silnie spolaryzowane.

Dysocjacja jest zawsze procesem odwracalnym. W zależności od rodzaju związku chemicznego, obecności innych substancji w roztworze, temperatury równowaga może być przesunięta w stronę formy niezdysocjowanej lub zdysocjowanej związku.

Dysocjacji elektrolitycznej ulegają rozpuszczalne sole, a także kwasy i wodorotlenki.

Wiele związków może ulegać samorzutnej dysocjacji (choć jej stopień jest zazwyczaj niski)

Substancje, które ulegają dysocjacji nazywamy elektrolitami.

Elektrolity mocne - w roztworze występują całkowicie zdysocjowane na jony (np. HCl, H2SO4, HNO3, NaOH, KOH, NaCl, KNO3).

Elektrolity słabe - zdysocjowane w roztworze tylko w niewielkim stopniu (np. H2S, CH3COOH).

Substancje, które nie są elektrolitami - CH4, CO, O2, itp.

37. Stopień i stała dysocjacji, aktywność elektrolitów, zależność stopnia dysocjacji od stężenia elektrolitu (prawo rozcieńczeń Ostwalda)

Stopień dysocjacji

Stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych do całkowitej liczby elektrolitu.

Określa jaka ilość elektrolitu ulega dysocjacji. α = nzdys/nc

gdzie: nzdys - liczba moli cząsteczek danego związku chemicznego, która uległa dysocjacji, nc - całkowita liczba cząsteczek tego związku.

Stopień dysocjacji zależy od stężenia elektrolitu i rośnie wraz ze stopniem jego rozcieńczenia.

α ~ 1 -mocne elektrolity α << 1 - słabe elektrolity

Stała dysocjacji

Jest to stała równowagi reakcji rozpadu cząsteczek związku chemicznego na jony pod wpływem działania rozpuszczalnika lub silnego pola elektrycznego.

AnBm = nAm+ + mBn-

Aktywność elektrolitów

Wielkość, która uwzględnia ograniczenie ruchliwości jonów obecnych w danym roztworze na skutek oddziaływań elektrostatycznych między nimi.

Aktywność elektrolitów jest jako iloczyn stężenia roztworu i współczynnika aktywności:

a = f ∙ c

gdzie: a - aktywność stężeniowa (efektywne stężenie substancji), f - współczynnik aktywności, c - stężenie danej substancji.

Współczynnik aktywności (f) jest wielkością zależną od temperatury oraz od siły jonowej (μ) roztworu.

Zależność stopnia dysocjacji od stężenia elektrolitu

Wraz z rozcieńczaniem roztworu maleje jego siła jonowa i rośnie współczynnik aktywności.

Gdy stężenie roztworu jest małe - współczynnik aktywności przyjmuje wartości bliskie 1 (stężenie = aktywności).

Prawo rozcieńczeń Ostwalda to przybliżona zależność stopnia dysocjacji słabego elektrolitu od jego stężenia

38. Dysocjacja wody, iloczyn jonowy wody, pojęcie pH

Dysocjacja wody

Wiadomo, że woda jest substancją zdolną do autodysocjacji, która przebiega według następującego równania:

2H2O = H3O+ + OH-

Kd = [H3O+] [OH-]/[H2O]

Iloczyn jonowy wody

Kw = [H3O+] [OH-] = 10-14 (w temp. 20°C)

[H3O+] = [OH-] = 10-7

pH - jest to wartość logarytmu ze stężenia molowego jonów wodorowych ze znakiem ujemnym

pH = - log [H3O+]

pOH = - log [OH-] pH + pOH = 14

Roztwór obojętny pH = 7, kwaśny pH < 7, zasadowy pH > 7

39. Iloczyn rozpuszczalności

Iloczyn rozpuszczalności

Do opisu trudno rozpuszczalnych związków chemicznych wykorzystuje się pojęcie iloczynu rozpuszczalności.

Iloczyn rozpuszczalności - iloczyn odpowiednich potęg stężeń jonów (stężeniowy) lub aktywności jonów (termodynamiczny) znajdujących się w nasyconym roztworze elektrolitu. Ma charakter stałej równowagi dynamicznej i zależy od temperatury.

AnBm = nAm+ + mBn-

Ir = anA ∙ amB

gdzie: aA - aktywność jonu Am+, aB - aktywność jonu Bn-

Upraszczając iloczyn rozpuszczalności można zapisać następująco:

Ir = [Am+]n [Bn-]m

gdzie: stężenia podane w nawiasach są stężeniami molowymi.

Znajomość iloczynu rozpuszczalności pozwala np. na zaplanowanie metody rozdziału substancji poprzez wydzielenie osadu.

40. Hydroliza soli, roztwory buforowe, pojemność buforowa

Solwoliza - proces rozkładu substancji chemicznej następujący w roztworze pod wpływem rozpuszczalnika.

Hydroliza - proces rozkładu substancji chemicznej, gdy rozpuszczalnikiem jest woda.

W wyniku reakcji między jonami soli i wodą może powstawać kwas lub zasada.

Reakcji hydrolizy ulegają wszystkie sole z wyjątkiem soli pochodzących od mocnych zasad i mocnych kwasów (ponieważ występują całkowicie zdysocjowane w roztworze).

a) Hydroliza soli pochodzącej od mocnej zasady i słabego kwasu

CH3COO- + Na+ + H2O ↔ Na+ + OH- + CH3COOH

b) Hydroliza soli pochodzącej od słabej zasady i mocnego kwasu

NH4+ + Cl- + H2O ↔ NH3∙H2O + H+ + Cl-

c) Hydroliza soli pochodzącej od słabej zasady i słabego kwasu

CH3COO- + NH4+ + H2O ↔ CH3COOH + NH3∙H2O

Odczyn tego roztworu może lekko różnić się od obojętnego w zależności od różnic w wartościach stałych dysocjacji kwasu i zasady.

Roztwory buforowe

Są to roztwory słabego kwasu i jego soli z mocną zasadą oraz słabej zasady i jej soli z mocnym kwasem, wykazujące stałe stężenie jonów wodorowych podczas rozcieńczania lub dodawania niewielkich ilości mocnych kwasów i zasad.

Przykład - Bufor octanowy CH3COOH/CH3COO-

Dodatek mocnego kwasu CH3COO- + HCl → CH3COOH + Cl-

Dodatek mocnej zasady CH3COOH + NaOH → CH3COO- + H2O + Na+

pH buforu octanowego

pH = pKHA + lg (cA-/cHA)

Bufor amonowy NH3/NH4+

Dodatek mocnego kwasu NH3 + HCl → NH4+ + Cl-

Dodatek mocnej zasady NH4+ + NaOH → NH3 + H2O + Na+

pH buforu amonowego

pH = 14 - pKB + lg (cB/cBH+)

Pojemność buforowa

Zdolność przeciwstawiania się czynnikom powodującym zmianę pH roztworu.

β = Δc / ΔpH

gdzie: Δc - to ilość mocnej zasady powodująca zmianę pH o ΔpH

41. Teorie kwasowe

Teoria Arrheniusa

Kwasy - związki, które w roztworze wodnym dysocjują z utworzeniem jonów H+ Zasady - związki, które w roztworze wodnym dysocjują z utworzeniem jonów OH-

kwas = anion + H+

zasada = kation + OH-

Np.

HNO3 = NO3- + H+ NaOH = Na+ + OH-

Teoria Arrheniusa stosuje się tylko do roztworów wodnych

Teoria Brönsteda i Lowry'ego

Kwasy - substancje zdolne do oddawania protonów

Zasady - substancje zdolne do przyłączania protonów

Kwas = zasada + H+

Sprzężona para kwas - zasada

kwas1 + zasada2 = zasada1 + kwas2

Np.

HCl + H2O = Cl- + H3O+

CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+

NH3 + H2O = NH4+ + OH-

Reakcja wymiany protonu między kwasem (oddaje) i zasadą (przyjmuje) - reakcja protolizy. Reakcja zachodzi we wskazanym kierunku ze względu na konkurencyjne działanie dwóch kwasów - kwas mocniejszy łatwiej pozbywa się protonów.

Reakcje kwas-zasada będzie zawsze przebiegać w kierunku utworzenia słabszego kwasu i słabszej zasady.

Teoria Lewisa

Kwasy - substancje zdolne do przyjmowania par elektronowych od innych indywiduów chemicznych

Zasady - substancje zdolne do oddawania par elektronowych innym indywiduom chemicznym

Kwasy - akceptory; zasady - donory par elektronowych

Według teorii Lewisa:

A + :B = A ← B

gdzie: A - kwas (akceptor elektronów), B - zasada (donor elektronów), AB - kompleks kwasowo-zasadowy (zwany też solą Lewisa)

H3N: + H+ = [H3N -> H]+

42. Bilansowanie reakcji utleniania i redukcji

Bilans elektronowy

Utlenienie glinu: Al + O2 -> Al2O3

Aby zbilansować równanie reakcji redoks należy zapisać równania połówkowe:

Al(0) -> Al3+ + 3e

O2(0) -> + 4e 2O2-

Należy pomnożyć oba równania przez takie liczby całkowite, aby liczba pobranych i oddanych elektronów była taka sama.

43. Ogniwa galwaniczne, siła elektromotoryczna ogniwa - wzór Nersta, znaczenie potencjałów standardowych, zastosowanie ogniw.

Ogniwa galwaniczne

Są to urządzenia, w których wytwarzany jest prąd elektryczny dzięki przebiegowi samorzutnej reakcji chemicznej.

Warunkiem przepływu prądu jest oddzielenie reduktora i utleniacza, aby wymusić przeniesienie ładunku przez przewodnik.

Procesy przemieszczania się elektronów lub jonów prowadzą do powstania różnicy ładunków w przestrzeni przyelektrodowej, a tym samym powstania różnicy potencjałów, która będzie siłą napędową procesu.

Elektroda na której przebiega proces redukcji to katoda

Elektroda na której przebiega proces utleniania to anoda

Klucz elektrolityczny - U-rurka z roztworem soli

Siła elektromotoryczna ogniwa (E) jest miarą zdolności ogniwa do spowodowania przepływu elektronów przez obwód.

Innymi słowy E wskazuje na to, jak silna jest dążność ogniwa do odbierania elektronów z anody i dostarczania jej do katody.

E układów, w których reakcje są w stanie równowagi jest równa 0.

Aktywność układu wyznacza siła elektromotoryczna ogniwa (E), która zależy od potencjałów redoks (E1 i E2) obu układów wchodzących w skład ogniwa.

E = E1 - E2

Potencjał redoks opisuje równanie Nernsta

Standardowy potencjał elektrody E°

Jest to siła elektromotoryczna ogniwa, w którym wszystkie cząstki występują w stanach standardowych (gaz - ciśń. 1 atm, elektrolit - stęż. 1 mol/dm3).

Znaczenie potencjałów standardowych

Znak i wartość potencjału standardowego określa zdolności redukujące cząstek, np.

E°(Cu2+/Cu) = +0,34 V - to znaczy, że w warunkach standardowych Cu jest redukowana przez wodór (Cu jest słabszym reduktorem)

Cu2+(aq) + H2(g) -> Cu(s) + 2H+(aq)

E°(Zn2+/Zn) = -0,76 V - to znaczy, że w warunkach standardowych Zn redukuje wodór (Zn jest mocniejszym reduktorem) Zn(s) + 2H+(aq) -> Zn2+(aq) + H2(g)

Zastosowanie

Ogniwa galwaniczne mają wielkie znaczenie praktyczne. Wymienić należy wszelkie ogniwa ("bateryjki") zasilające wszelkiego rodzaju elektroniczne urządzenia przenośne, akumulatory i, stosowane coraz częściej, ogniwa paliwowe, w których na energię elektryczną przetwarzana jest energia chemiczna reakcji, takich jak spalanie metanu, czy alkoholu. Ale ogniwa to również pH-metry (mierniki pH roztworów), to różne laboratoryjne techniki pomiarowe (w tym wzorce potencjału). Wreszcie, ogniwa to korozja elektrochemiczna i ochrona przed korozją

44. Korozja metali.

Korozją nazywamy niszczenie metali i ich stopów przez chemiczne i elektrochemiczne reakcje z otaczającym środowiskiem. Proces ten ma różny przebieg w zależności od otaczającego środowiska bądź rodzaju materiału.

Korozja chemiczna - korozja wywołana działaniem chemicznym ośrodka, odznacza się brakiem przepływu prądu w metalu na skutek kontaktu materiału z ciekłymi nieelektrolitami (kwasy, zasady, bezwodne alkohole)

Korozja elektrochemiczna jest wynikiem zjawisk elektrycznych na granicy metalu z elektrolitem. Powstaje wskutek działania krótko zwartych ogniw na styku metalu z elektrolitem.

Korozja atmosferyczna jest przykładem korozji elektrochemicznej.

Korozji tej ulegają praktycznie wszystkie metale konstrukcyjne, aparaty, maszyny i urządzenia, które są eksploatowane w warunkach atmosferycznych.

Korozja atmosferyczna ma charakter elektrochemiczny, przebiega z udziałem wody oraz z nieorganicznym dostępem tlenu jako depolaryzatora. Podczas procesu korozji atmosferycznej, równocześnie na powierzchni metalu zachodzą dwa procesy: proces anodowy i katodowy.

Obecność jonów w warstwie wilgoci na powierzchni metalu stwarza warunki do powstania ogniw korozyjnych.

Czynniki zanieczyszczające katalizują procesy korozyjne, w których każdy z nich jest w stanie wydobyć z sieci metalu nieokreśloną liczbę atomów.

Korozja chemiczna jest zjawiskiem polegającym na chemicznym oddziaływaniu metali ze środowiskiem, w wyniku czego dochodzi do reakcji chemicznej, a jego produkty gromadzą się na granicy faz; metal/otoczenie.

Np. wodór powoduje "chorobę wodorową miedzi", gdy wnika do metalu zawierającego zanieczyszczenia tlenowe np. Cu2O. Wytworzona w trakcie redukcji para wodna dąży do wydobycia się z metalu i wywołuje pęknięcia.

Ciemny nalot na wyrobach srebrnych jest siarczkiem srebra powstającym wskutek kontaktu ze śladami siarkowodoru w obecności tlenu z powietrza.

Ochrona przed korozją

- powłoki ochronne - farba, lakier,

- galwanizowanie - powlekanie metali mniej szlachetnych cienką powłoką (np. Zn, Ni, Cr),

- ochrona katodowa - metoda zwalczania korozji obiektów stykających się z glebą, wodami naturalnymi i chemikaliami przewodzącymi prąd elektryczny - polega na tym, że do konstrukcji chronionej dołącza się zewnętrzną anodę w postaci metalu o potencjale elektrodowym niższym niż materiał chronionej konstrukcji. Płyta taka nazywa się protektorem,

- zastosowanie nowych tworzyw bardziej odpornych na korozje (np. polimery o zwiększonej wytrzymałości).

45. Związki kompleksowe - budowa, właściwości, nazewnictwo, trwałość, rodzaje ligandów, liczba koordynacyjna, podstawy teorii pola krystalicznego.

ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE

atom centralny + ligand = kompleks

atom centralny - akceptor elektronów, ligand - donor elektronów

Wiązanie koordynacyjne pomiędzy atomem centralnym i ligandem (para elektronowa pochodzi od ligandu).

Wewnętrzna sfera koordynacji - przestrzeń wokół atomu centralnego zajmowana przez koordynowane ligandy.

Zewnętrzna sfera koordynacji - jony poza wewnętrzną sferą zobojętniające ładunek jonu kompleksowego.

Liczba koordynacyjna

Liczba wiązań koordynacyjnych utworzonych przez atom centralny z ligandami.

Liczba koordynacyjna mieści się w granicach 2-8, ale najczęściej przyjmuje wartości 4 lub 6.

Rodzaje ligandów

-ligandy jednofunkcyjne (jednomiejscowe), np. H2O, Cl-, Br-, I-, CN-

-ligandy wielofunkcyjne (wielofunkcyjne - chelatowe), np. etylenodiamina, EDTA

Rodzaje związków kompleksowych

Podział ze względu na rodzaj ligandów

Kompleksy homoligandowe (utworzone przez jeden rodzaj ligandu)

Kompleksy heteroligandowe (utworzone przez różne ligandy)

Podział ze względu na liczbę atomów centralnych w cząsteczce

Kompleksy jednordzeniowe - zawierające jeden atom centralny

Kompleksy wielordzeniowe - zawierające dwa i więcej atomów centralnych

Kompleksy chelatowe - tworzone przez ligandy wielokleszczowe (np. etylenodiaminę)

Nomenklatura związków koordynacyjnych

1.Pisząc pełną nazwę kompleksu wymieniamy najpierw nazwy ligandów, a następnie nazwę atomu centralnego. We wzorach stosuje się porządek odwrotny.

2. Stopień utlenienia centralnego atomu podaje się po nazwie kompleksu umieszczając ją w nawiasie okrągłym, np. [Cu(NH3)4]2+ - jon tetraaminamiedzi (II).

3. W przypadku kompleksów noszących ładunek ujemny do nazwy atomu centralnego dodaje się końcówkę -an.

4. Nazwy ligandów anionowych kończą się na -o. Dla wody przyjmuje się nazwę akwa, amoniaku amina, tlenku węgla karbonyl.

5. Dla oznaczenia liczby ligandów używa się przedrostków di-, tri-, tetra-, itd.

Np. K3[Fe(CN)6] - heksacyjanożelazian (III) potasu Fe(CO)5 - pentakarbonylżelazo (0)

Podstawy teorii pola krystalicznego

Teoria pola krystalicznego (TPK) - model opisujący strukturę elektronową związków kompleksowych tworzonych przez metale przejściowe.

Kompleks oktaedryczny - orbitale dz2 i d(x2-y2) skierowane są ku ligandom (większa energia elektronu).

Kompleks tetraedryczny - Żaden z orbitali d nie jest skierowany bezpośrednio ku ligandom, jednak orbitale dxy, dxz i dyz zbliżają się bardziej do do ligandów niż pozostałe orbitale.

Stała trwałości

Stała równowagi reakcji tworzenia kompleksu nazywana jest stałą trwałości lub stałą tworzenia (β) i zapisywana wzorem β = [ML]/[M][L]

Im większa wartość stałej trwałości tym trwalszy jest dany kompleks

Jeżeli jon centralny M przyłącza więcej niż 1 cząsteczkę ligandu, to proces tworzenia kompleksu przebiega stopniowo (tworzone są kompleksy pośrednie)

46. Zjawisko izomerii, rodzaje izomerów.

Izomeria - zjawisko występowania różnic w budowie cząsteczek o takim samym składzie atomowym.

Izomery strukturalne - cząsteczki składają się z tych samych atomów, które są połączone ze sobą w różny sposób.

Izomery geometryczne i opytczne

Stereoizomery - izomery w których atomy połączone są z tymi samymi atomami sąsiadującymi, ale ich usytuowanie w przestrzeni jest różne.

Izomery geometryczne są to takie cząsteczki, w których dwie różne grupy mogą znajdować się albo po jednej albo po dwóch stronach wiązania podwójnego lub pierścienia.

Izomery optyczne są to takie izomery, z których jeden jest odbiciem lustrzanym drugiego (nie można ich nałożyć ba siebie).

Cząsteczka chiralna to cząsteczka nieidentyczna ze swoim odbiciem lustrzanym (np. atom węgla z 4 różnymi grupami). Cząsteczki chiralne tworzą parę enancjomerów.

Enancjomery mają identyczne właściwości chemiczne, z wyjątkiem, gdy reagują z innymi chiralnymi związkami (np. w niektórych przypadkach wpływa to aktywność farmakologiczna poszczególnych cząsteczek).

Enancjomery różnią się zdolnością do skręcania płaszczyzny polaryzacji światła.

Mieszanina racemiczna to mieszanina zawierająca oba enancjomery w równych ilościach.

---