Materiały dydaktyczne do zajęć wyrównawczych z chemii dla kierunku Inżynieria Materiałowa

Transkrypt

1 Publikacja dystrybuowana bezpłatnie Materiały dydaktyczne do zajęć wyrównawczych z chemii dla kierunku Inżynieria Materiałowa Autor: Maria Kurańska Projekt Inżynieria materiałowa inżynieria przyszłości współfinansowany ze środków Unii Europejskiej w ramach Europejskiego Funduszu Społecznego

2 Spis treści 1. Substancje chemiczne i ich przemiany Budowa atomu Elektrony w atomach i cząsteczkach Konfiguracja elektronowa atomu Reakcje chemiczne i towarzyszące im zjawiska Układ okresowy pierwiastków Rodzaje wiązań chemicznych Podstawy obliczeń chemicznych Pojęcia związane z ilościową interpretacją substancji Ilościowa interpretacja przebiegu reakcji chemicznej Roztwory Stężenia procentowe i stężenia molowe roztworów Przeliczanie stężeń Rozpuszczalność substancji Reakcje w roztworach wodnych Stopień dysocjacji Stała dysocjacji Prawo rozcieńczeń Ostwalda Odczyn roztworu skala ph Reakcje utleniania redukcji Obliczanie stopni utlenienia Bilans elektronowy Procesy zachodzące z przepływem prądu Samorzutność procesów redoks Ogniwa Węglowodory Węglowodory nasycone Węglowodory nienasycone Izomeria Nazewnictwo węglowodorów i ich chlorowcopochodnych Węglowodory aromatyczne Jednofunkcyjne pochodne węglowodorów Odpowiedzi

3 1. Substancje chemiczne i ich przemiany Reakcja chemiczna jest to proces w wyniku którego z jednej lub kilku substancji powstają inne o odmiennych właściwościach. Zjawisko fizyczne jest to proces w którym substancje zmieniają tylko jedną lub kilka właściwości fizycznych, ale rodzaj substancji nie ulega zmianie. Substancje chemiczne substancje czyste mieszaniny substancji proste czyli pierwiastek w stanie wolnym, jest zbiorem molekuł, które składają się z atomów tego samego rodzaju związki chemiczne zbiór molekuł (cząsteczek), które są zbudowane z różnych pierwiastków mieszaniny homogeniczne mieszaniny których składu nie jesteśmy w stanie odróżnić mieszaniny heterogeniczne w zależności od stopnia rozdrobnienia możemy rozróżnić składniki gołym okiem lub pod mikroskopem 1.1. Budowa atomu Budowa atomu Nukleony skupione w jądrze Sumę protonów i neutronów w jądrze określa liczba masowa A. protony cząstki o ładunku elektrycznym +1 i masie równej atomowej jednostce masy (1u). Liczbę protonów w jądrze atomowym określa liczba atomowa Z neutrony cząstki obojętne elektrycznie, o masie zbliżonej do masy protonu (1u) Elektrony znajdujące się w przestrzeni poza jądrem- o ładunku elektrycznym -1 i masie równej 1/1840 u Fotony cząstki nie posiadające ładunku ani masy. Są to kwanty promieniowania elektromagnetycznego Neutrina cząstki bez ładunku elektrycznego, o masie mniejszej niż masa elektronu, towarzyszą przemianie neutonu w proton i elektron 3

4 1.2. Elektrony w atomach i cząsteczkach Zachowanie się elektronów w atomach i cząsteczkach rozpatrujemy w oparciu a zasady mechaniki kwantowej. Podstawą mechaniki kwantowej jest przyjęcie dualistycznego charakteru elektronów. Teorię taką wysunął de Broglie stwierdzając, że elektrony posiadają cechy zarówno cząstek jak i fal elektromagnetycznych. Nie jest możliwe jednoczesne dokładne wyznaczenie położenia i pędu elektronu. Jest to treścią zasady nieoznaczoności Heisenberga. Można rozpatrywać prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym miejscu. Orbital atomowy matematyczna funkcja falowa Ψ, opisująca stan elektronu w atomie. Własnością tej funkcji jest to, iż kwadrat jej bezwzględnej wartości podaje prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym elemencie objętości wokół jądra. Poszczególne orbitale odpowiadają odpowiednim stanom energetycznym elektronów w atomie. Energia elektronu w otoczeniu jądra atomowego jest skwantowana, oznacza to, że elektrony nie mogą przyjmować dowolnie wybranej energii. Orbital s odpowiada najniższemu poziomowi energetycznemu, wyższemu poziomowi odpowiada orbital p, natomiast orbital d i f stanowią najwyższe stany energetyczne. Stan kwantowy elektronu opisuje się za pomocą czterech liczb kwantowych główna liczba kwantowa n określa energię elektronu. Możliwe wartości: 1,2,3 Powłoka elektronowa stany kwantowe o takiej samej wartości głównej liczby kwantowej. Powłoki oznaczamy: K, L, M, N, O, P, Q. poboczna (orbitalna) liczba kwantowa l- rozróżnia stany energetyczne elektronów w tej samej powłoce i decyduje o kształcie orbitalu. Możliwe wartości: 0 l (n-1). Podpowłoka elektronowa (orbital) - stany kwantowe o takiej samej wartości głównej liczby kwantowej i tej samej wartości pobocznej liczby kwantowej l. magnetyczna liczba kwantowa m - określa liczbę poziomów orbitalnych, które są związane z ułożeniem orbitali w przestrzeni. Możliwe wartości: l m l magnetyczna spinowa liczba kwantowa m s - jest związana z momentem pędu elektronu obracającego się wokół własnej osi. Możliwe wartości. Zakaz Pauliego w atomie nie mogą istnieć 2 elektrony, które mają taki sam stan kwantowy (tzn. muszą różnić się przynajmniej jedną z przypisanych im liczb kwantowych (n, l, m, m s ). 4

5 Liczba stanów kwantowych Liczba e - Liczba e - Podpowłoka n l m m s w podpowłoce w powłoce Powłoka 1s / 2-1 / K 2s / 2-1 / / / 2 8 L / 2p / / / 2 3s / 2-1 / / / 2 3p / 2-1 / / / / 2 / 2 18 M / / 2 3d / 2 / / / / / Konfiguracja elektronowa atomu Aby przypisać orbitalom poszczególne elektrony należy uwzględnić dwa warunki: elektrony w stanie stacjonarnym rozmieszczone są w podpowłokach i powłokach rozpoczynając od najniżej energetycznych atom w stanie podstawowym ma jak największą liczbę elektronów niesparowanych reguła Hunda 5

6 Kolejność zajmowania przez elektrony kolejnych podpowłok Zgodnie ze schematem najpierw jest zajmowany poziom energetyczny 1s, następnie 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p itd. w zależności od liczby elektronów w atomie. Zapis konfiguracji elektronowej atomu stosujemy literowe symbole orbitali, przed literą umieszczamy liczbę równą głównej liczbie kwantowej w prawym górnym rogu nad literą umieszczamy liczbę elektronów opisaną danym orbitalem jeżeli występują powłoki całkowicie zapełnione elektronami, możemy je zapisać w postaci gazu szlachetnego którego symbol umieszczamy w nawiasie kwadratowym, po którym piszemy pozostałe orbitale z podaniem symbolu oraz ilości elektronów Przykład 1.1 Konfiguracja elektronowa atomu tlenu 6

7 Graficzny sposób przedstawiania orbitali: Podpowłoka Liczba orbitali Zapis graficzny s 1 s p 3 p d 5 d f 7 f Elektrony w zapisie graficznym są oznaczane strzałkami - elektron niesparowany - elektrony sparowane Przykład 1.2 Konfiguracja elektronowa atomu wapnia a) zapis symboliczny b) zapis graficzny 1s 2s 2p 3s 3p 4s Zadanie1.1 Zapisz symbolicznie konfigurację elektronową atomu azotu, argonu, miedzi oraz chromu. 7

8 Zadanie 1.2 Zapisz konfigurację elektronową (zapis symboliczny oraz graficzny) dla atomu wodoru, węgla oraz cynku Reakcje chemiczne i towarzyszące im zjawiska Reakcje egzoenergetyczne reakcje przebiegające z przekazywaniem energii z układu do otoczenia. Reakcje endoenergetyczne reakcje przebiegające z przekazywaniem energii z otocznia do układu. Energia aktywacji jest to minimalna energia, którą muszą posiadać substraty aby mogła zajść reakcja chemiczna. Substancje, które obniżają energię aktywacji nazywamy katalizatorami, natomiast reakcje w których biorą udział katalizatory nazywamy reakcjami katalitycznymi. Prawo zachowania masy łączna masa substratów danej reakcji chemicznej jest zawsze równa łącznej masie produktów, które zostały otrzymane w wyniku tej reakcji. TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH Reacja analizy (rozkładu) Reakcje syntezy (łączenia) Reakcja wymiany pojedynczej Reakcja wymiany podwójnej z jednej substancji wyjściowej powstają dwie lub więcej nowych substancji z dwu lub większej liczby substratów powstaje jeden produkt następuje wymiana składników między substratami. Jeden z substratów jest substancją prostą następuje wzajemna wymiana skąłdników AB -> A + B 2 HgO -> 2Hg + O 2 A + B -> AB 2Ag + S -> Ag 2 S A+BC-> AC + B Fe + CuSO 4 -> FeSO 4 AB + CD -> AD + CB 2HCl + FeS -> H 2 S + FeCl 2 8

9 2. Układ okresowy pierwiastków Budowa atomów jest podstawą klasyfikacji pierwiastków we współczesnym układzie okresowym, a liczba atomowa wyznacza liczbę porządkową w tym układzie. Prawo okresowości właściwości pierwiastków chemicznych uporządkowanych zgodnie ze wzrastającymi liczbami atomowymi powtarzają się okresowo. Współczesny układ okresowy dzielimy na bloki: s, p, d, f. Podstawę podziału stanowi konfiguracja elektronowa pierwiastków. Blok s pierwiastki grupy 1 i 2. Atomy tych pierwiastków posiadają w zewnętrznej powłoce elektronowej n tylko jeden orbital s zapełniony jednym (s 1 ) lub dwoma elektronami (s 2 ). Blok p pierwiastki grupy od 13 do 18. Zewnętrzna powłoka elektronowa n atomów tych pierwiastków składa się z dwóch orbitali: zapełnionego orbitalu s (s 2 ) i orbitalu p, zawierającego od 1 do 6 elektronów(p 1 -p 6 ). Blok d pierwiastki grup od 3 do 12. Atomy tych pierwiastków posiadają w zewnętrznej powłoce elektronowej n jeden orbital s zajęty przez 1 lub 2 elektrony. Pozostałe elektrony uzupełniają wewnętrzną (n 1) podpowłokę d, która może mieć od 1 do 10 elektronów (d 1 d 10 ). Blok f lantanowce i aktynowce. Atomy tych pierwiastków posiadają zapełnione powłoki zewnętrzne i kolejne elektrony umieszczone są na wewnętrznej (n-2) podpowłoce f (f 1 -f 14 ). Okresy poziome szeregi układu okresowego. Okresy zawierają pierwiastki, których atomy mają tę samą liczbę powłok elektronowych i których właściwości zmieniają się stopniowo od metalicznych do niemetalicznych. Zabudowa powłok elektronowych każdego okresu ( z wyjątkiem pierwszego) kończy się ośmioma elektronami na orbitalach s i p reguła oktetu. Grupy pionowe kolumny układu okresowego. Obejmuje pierwiastki których atomy mają identyczną konfigurację zewnętrznych powłok elektronowych, co decyduje o zbliżonych właściwościach. Zależność między położeniem pierwiastka w układzie okresowym a budową jego atomu: Liczba powłok elektronowych w atomie jest równa numerowi okresu Liczba elektronów walencyjnych w atomie jest równa numerowi grupy. Dla grup od 13 do 18 numer grupy pomniejszamy o 10. 9

10 Zależność między położeniem pierwiastka w układzie okresowym a charakterem chemicznym pierwiastków: Grupa Okres Rodzaje wiązań chemicznych Zgodnie z teorią wiązań chemicznych (Walter Kossel, Gilbert Newton Lewis, 1916 r.), reagujące atomy dążą do uzupełnienia walencyjnej powłoki elektronowej lub jej zredukowania do konfiguracji elektronowej najbliższego helowca. Pierwiastki grupy 18 mają na powłoce walencyjnej 8 elektronów oktet elektronowy lub jak w przypadku helu dwa elektrony dublet elektronowy. Sposób w jaki elektrony przyjmują lub oddają elektrony walencyjne zależy od elektroujemności danego pierwiastka. Elektroujemność - jest miarą zdolności przyciągania elektronów przez atom danego pierwiastka. Niska elektroujemność cechuje pierwiastki metaliczne, natomiast wysoka niemetale. Różnica elektroujemności ma wpływ na rodzaj wiązania. RODZAJE ODDZIAŁYWAŃ Wiązania chemiczne kowalencyjne niespolaryzowane atomy niemetali tworzą wiązanie, np. O 2. 10

11 duża elektroujemność atomów wiązania w cząsteczkach tego samego atomu niemetalu o wysokiej i jednakowej elektroujemności. brak różnicy elektroujemności atomów Atomy pierwiastków chcąc uzyskać konfigurację gazu szlachetnego uwspólniają jedną, dwie lub trzy pary elektronowe tworząc odpowiednio wiązanie pojedyncze, podwójne lub potrójne. Wspólna para elektronowa to chmura ładunku, która jest rozmieszczona symetrycznie w przestrzeni pomiędzy jądrami atomowymi pierwiastków tworzących cząsteczkę. kowalencyjne spolaryzowane atomy niemetali tworzą wiązanie, np. NH 3. duża elektroujemność atomów mała różnica w elektroujemności atomów Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane tworzą atomy niemetali o zbliżonej, ale nie takiej samej elektroujemności. Wspólna para elektronowa w tym przypadku jest rozmieszczona niesymetrycznie pomiędzy jądrami atomów bliżej atomu o wyższej elektroujemności. Skutkiem tego jest polarna budowa cząsteczki, która staje się dipolem i posiada dwa bieguny: dodatni w okolicy atomu o niższej elektroujemności i ujemny w okolicy atomu o wyższej elektroujemności. koordynacyjne atomy niemetali tworzą wiązanie, np. HNO 3. duża elektroujemność atomów mała różnica elektroujemności atomów Wiązanie koordynacyjne zwane również donorowo akceptorowym jest szczególnym przypadkiem wiązania kowalencyjnego. Wiązanie to powstaje wówczas gdy dwa elektrony tworzące wspólną parę elektronową pochodzą od jednego atomu, tzw. donora. Atom posiadający lukę elektronową tzw. akceptor uzupełnia powłokę elektronami pochodzącymi od donora. jonowe wiązania pomiędzy atomami metali i niemetali, np. NaCl duża i niska elektroujemność atomów duża różnica elektroujemności (przynajmniej 1,7 w skali Paulinga) Atomy pierwiastka o bardzo małej elektroujemności (elektrododatniego) oddają elektrony walencyjne atomom o dużej elektroujemności. W tym przypadku atomy przyjmują konfigurację najbliższego w układzie okresowym helowca przez oddanie lub przyjęcie 11

12 elektronów. Jony, które powstają przyciągają się siłami elektrostatycznymi (wiązania jonowe) tworząc uporządkowaną strukturę (sieć krystaliczną) w której nie ma cząsteczek. metaliczne metale oraz stopy metali wiązanie pomiędzy kationami metali a zdelokalizowanymi elektronami tzw. Gaz elektronowy W sieci krystalicznej zręby atomowe metali są stosunkowo luźno związane z elektronami walencyjnymi tworzącymi gaz elektronowy. Elektrony poruszają się pomiędzy dodatnimi elementami sieci i równoważą sumaryczny dodatni ładunek kationów. W wyniku tego metal jako całość jest elektrycznie obojętny. Wiązanie metaliczne nie jest ukierunkowane. Swobodne elektrony powodują wysokie przewodnictwo elektryczne i cieplne metali kowalność oraz inne charakterystyczne właściwości. Oddziaływania międzycząsteczkowe wiązania wodorowe oddziaływanie pomiędzy cząsteczkami związków zawierających atomy wodoru połączone z atomami o dużej elektroujemności i mającymi wolne pary elektronowe. Atomy, które biorą udział w wiązaniu wodorowym mogą znajdować się w dwóch częściach tej samej cząsteczki lub pochodzić od innych cząsteczek. Wiązanie wodorowe ma duże znaczenie na właściwości związku. Prowadzi do łączenia się cząsteczek w większe zespoły tzw. asocjacji powodując zmianę takich parametrów jak: rozpuszczalność, temperatura wrzenia, temperatura topnienia, gęstość. siły van der Waalsa słabe oddziaływania krótkiego zasięgu pomiędzy niepolarnymi cząsteczkami 4. Podstawy obliczeń chemicznych 4.1. Pojęcia związane z ilościową interpretacją substancji Masa atomowa masa pojedynczego atomu wyrażona w unitach (u) Średnia masa atomowa uwzględnia różne odmiany izotopowe tego samego pierwiastka. 12

13 Masa cząsteczkowa masa pojedynczej cząsteczki wyrażona w unitach Mol jednostka liczności materii jest ilością substancji, która zawiera tyle atomów, cząsteczek, elektronów itp. Ile atomów zawartych jest w 0,012 kg węgla. Masa molowa jest równa liczbowo masom atomowym, lecz jest wyrażona w gramach. Liczba Avogadra określa liczbę atomów cząsteczek jonów itp. zawartych w jednym molu. Jest oznaczana jako N A i wynosi 6, Liczba moli substancji to liczba atomów cząsteczek jonów itp. podzielona przez liczbę Avogadra. n - liczba moli, N liczba cząsteczek, elektronów, jonów, atomów itp. N A liczba Avogadra Objętość molowa gazów objętość gazu odmierzonego w warunkach normalnych zawierającego 1 mol cząsteczek lub atomów. Objętość molowa gazów w warunkach normalnych wynosi 22,4 dm 3. Objętość 22,4 dm 3 dowolnego gazu zawiera w warunkach normalnych 6, cząsteczek ( w przypadku gazów szlachetnych atomów). Warunki normalne Temperatura 273 K (0 C) Ciśnienie 1013 hpa Liczba moli gazu to objętość gazu podzielona przez jego objętość molową (w warunkach normalnych 22,4 dm 3 ) N liczba moli, V objętość gazu V mol objętość molowa gazu. 13

14 Objętość gazu w dowolnych warunkach ciśnienia i temperatury obliczamy korzystając z równania Clapeyrona: p ciśnienie gazu (Pa) V objętość gazu (m 3 ) n liczba moli gazu (mol) T temperatura gazu (K) R stała gazowa ( 8,31 J/mol K ) 4.2. Ilościowa interpretacja przebiegu reakcji chemicznej Równanie otrzymywania chlorowodoru można odczytać na kilka sposobów: H 2 + Cl 2 2HCl 1 mol wodoru + 1 mol chloru 2 mole chlorowodoru 1 cząsteczka dwuatomowa wodoru + 1 cząsteczka dwuatomowa chloru 2 cząsteczki chlorowodoru 6, cząsteczek wodoru + 6, cząsteczek chloru 2 6, cząsteczek chlorowodoru 22,4 dm 3 wodoru + 22,4 dm 3 chloru 2 22,4 dm 3 chlorowodoru 2 g wodoru + 71 g chloru 73 g chlorowodoru 2 u wodoru + 71 u chloru 73 u chlorowodoru Przykład 4.1 Oblicz masę molową i cząsteczkową glukozy C 6 H 12 O 6. Rozwiązanie Masa molowa: 6 12g g g = 180g Masa cząsteczkowa: 14

15 6 12u u u = 180u Odpowiedź : Masa molowa wynosi 180g, a masa cząsteczkowa 180u. Przykład 4.2 Oblicz, ilu molom siarki odpowiada 15, atomów. Rozwiązanie Dane: N = 15, atomów N A =6, atomów w molu Szukane: n=? Korzystamy ze wzoru: lub układamy proporcję: 15, atomów odpowiada x molom siarki 6, atomów odpowiada 1 molowi siarki Odpowiedź: 15, atomów siarki stanowi 2,5 mola. Przykład 4.3 Oblicz, ile cząsteczek zawierają 4 mole wody. 15

16 Rozwiązanie Dane: N A = 6, atomów w molu n = 4 mole Szukane: N=? korzystamy ze wzoru: stąd N = N A n N= 4 mole 6, cząsteczek w molu = 24,08 6, cząsteczek lub układamy proporcję: 4 mole zawierają x cząsteczek wody 1 mol zawiera 6, cząsteczek wody Odpowiedź: 4 mole wody zawierają. Przykład 4.4 Oblicz, ile moli tlenu cząsteczkowego zawiera 48 g tego pierwiastka. Rozwiązanie Dane: M=32 g/mol m=48 g 16

17 Szukane: n=? korzystamy ze wzoru: lub układamy proporcję: x moli tlenu cząsteczkowego ma masę 48 g 1 mol tlenu cząsteczkowego ma masę 32 g Odpowiedź: 48 g tlenu cząsteczkowego stanowi 1,50 mola. Przykład 4.5 Oblicz liczbę 1) cząsteczek 2) atomów siarki 3) atomów tlenu 4) atomów wodoru jaka jest zawarta w 3 molach kwasu siarkowego (VI) Rozwiązanie Dane: n=3 mole N A = 6, atomów w molu Szukane: N=? 1) N = n N A N = 3 mole H 2 SO 4 6, cząsteczek/mol N = 18, cząsteczek H 2 SO 4 17

18 2) 1 cząsteczka H 2 SO 4 zawiera 1 atom siarki, z tego wynika, że liczba atomów siarki jest równa liczbie cząsteczek H 2 SO 4 3) 1 cząsteczka H 2 SO 4 zawiera 4 atomy tlenu, z tego wynika, że liczba atomów tlenu jest czterokrotnie większa niż liczba cząsteczek H 2 SO 4. N=4 18, =72, ) 1 cząsteczka H 2 SO 4 zawiera 2 atomy wodoru, z tego wynika, że liczba atomów wodoru jest dwukrotnie większa niż liczba cząsteczek H 2 SO 4. N=2 18, =36, Odpowiedź: 3 mole H 2 SO 4 zawierają 18, cząsteczek H 2 SO 4, 18, atomów siarki, 72, atomów tlenu oraz 36, atomów wodoru. Przykład 4.6 Oblicz skład procentowy cząsteczki siarczanu (VI) glinu. Rozwiązanie Dane: =342 g/mol Szukane: % Al =? % S =? % O =? Odpowiedź: Skład procentowy cząsteczki siarczanu (VI) glinu jest następujący: 15,8% glinu, 28,1% siarki oraz 56,1 % tlenu. Przykład 4.7 W reakcji otrzymywania chlorowodoru z chloru i wodoru powstało 4 dm 3 produktu. Podaj objętość reagujących gazów. 18

19 Rozwiązanie w reakcjach które przebiegają w stanie gazowym: stosunek molowy = stosunek objętościowy H 2 + Cl 2 2HCl 1 mol + 1mol 2 mole x + x 4 dm 3 2x = 4 dm 3 x= 2 dm 3 Odpowiedź: Do rekcji użyto 2 dm 3 wodoru oraz 2 dm 3 chloru. Przykład 4.8 Oblicz objętość 10 moli tlenu odmierzonego w 25 C pod ciśnieniem normalnym. Rozwiązanie Dane: n = 10 moli T = (25+273)K p = 1013 hpa = Pa R = 8,31 J/mol K Szukane: V=? korzystamy ze wzoru Clapeyrona: Odpowiedź: Objętość 10 moli tlenu w tych warunkach wynosi 240 dm 3. 19

20 Zadanie 4.1 Oblicz liczbę moli oraz liczbę cząsteczek w : a) 6 g azotanu (V) manganu (II) b) 8 g ortofosforanu (V) sodu c) 13 g siarczanu (VI) potasu Zadanie 4.2 Oblicz masę węglanu sodu zawierającą: a) 6, cząsteczek soli, b) 6, atomów sodu, c) 6, wszystkich atomów. Zadanie 4.3 Oblicz objętość jaką zajmuje 4,5 mola gazu w: a) warunkach normalnych, b) 30 C, pod ciśnieniem 950 hpa. Zadanie 4.4 Jaką objętość powinien zająć CH 4 aby zawierała ona tyle samo atomów, co 15 dm 3 O 2 ( objętości gazów odmierzono w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury). Zadanie 4.5 Oblicz masę wodoru która wydzieli się w trakcji reakcji 4 moli cynku z kwasem solnym. Zadanie 4.6 Oblicz masę tlenu potrzebną do całkowitego spalenia 4 moli węgla. Zadanie 4.7 Oblicz masę azotu, który potrzebny jest do syntezy amoniaku, jeżeli zużyto 30g wodoru. 5. Roztwory 5.1. Stężenia procentowe i stężenia molowe roztworów Stężenie procentowe - masa substancji rozpuszczonej zawartej w 100 g roztworu 20

21 Stężenie molowe liczba moli substancji rozpuszczonej w 1 dm 3 roztworu Stężenie molowe możemy określać następująco: - roztwór o stężeniu n mol/dm 3 - roztwór n-molowy - roztwór nm Przykład 5.1 Oblicz stężenie procentowe roztworu NaCl, który sporządzono odważając 13 g soli i 110 g wody. Rozwiązanie Dane: m s = 13 g m wody = 110 g m r = m s + m wody = 123 g korzystając ze wzoru: C % =10,6 % Odpowiedź: Stężenie roztworu HCl wynosi 10,6 %. 21

22 Przykład 5.2 Oblicz masę wodorotlenku sodu zawartą w 300 g roztworu o stężeniu 18 %. Rozwiązanie Dane: C % =18 % m r =300 g Szukane: m s =? korzystamy ze wzoru: Odpowiedź: Roztwór zawiera 54 g wodorotlenku sodu. Przykład 5.3 W 90 cm 3 rozpuszczono 13,8 g NaCl. Oblicz stężenie molowe tego roztworu. Rozwiązanie Dane: V r = 90 cm 3 = 0,09 dm 3 m NaCl = 13,8 g M NaCl = 58,5 g/mol Szukane: C m =? => korzystamy ze wzoru: 22

23 Odpowiedź: Stężenie molowe roztworu wynosi 2,7 mol/dm Przeliczanie stężeń Stężenie molowe wyraża się wzorem: Podstawiając za liczbę moli wyrażenie m s - masa substancji rozpuszczonej [g], M masa molowa substancji [g/mol] otrzymujemy wzór: Pomiędzy stężeniem procentowym C %, a stężeniem molowym C m istnieje zależność, którą można wyliczyć znając gęstość roztworu ρ=m r /V. Po obliczeniu V i podstawieniu do powyższego wzoru otrzymujemy: Stosunek masy substancji do masy roztworu można obliczyć ze wzoru na C % : 23

24 Otrzymany wzór pozwala na przeliczanie stężeń roztworów. Przykład 5.4 Jakie jest stężenie molowe 98% roztworu kwasu siarkowego (VI) o gęstości 1,86 g/cm 3. Rozwiązanie Dane: = 1,86 g/cm 3 C % =98 % Metoda 1 obliczamy za pomocą wzoru Metoda 2 obliczamy za pomocą proporcji z definicji stężenia procentowego 98 g jest zawarte w 100 g roztworu mase substancji przeliczamy na mole masę roztworu przeliczamy na objętość n = 1 mol obliczamy stężenie molowe 24

25 Odpowiedź: Stężenie molowe 98-procentowego kwasu siarkowego (VI) wynosi 5.3. Rozpuszczalność substancji Rozpuszczalność substancji - jest to masa substancji przypadająca na 100 g rozpuszczalnika w roztworze nasyconym w danej temperaturze. Najczęściej używany rozpuszczalnik to woda. Znajomość wartości rozpuszczalności danej substancji pozwala nam obliczyć, stężenie jej nasyconego roztworu, jak również możemy obliczyć masę wykrystalizowanej substancji podczas oziębiania roztworu. Przykład 5.5 Oblicz ile gramów substancji rozpuszczonej i ile gramów wody znajduje się w 260g nasyconego roztworu. Rozpuszczalność w tej temperaturze wynosi 60 g. Rozwiązanie Dane: Rozpuszczalność = 60g/100 g wody m r = 260 g Szukane: m s =? =? 60 g substancji przypada na 100 g wody 60 g substancji przypada na 160 g roztworu x g substancji przypada na 260 g roztworu x = 97,5 g - m s = 260 g 97,5 g = 162,5 g 25

26 Odpowiedź: W 260 g nasyconego roztworu znajduje się 97,5 g substancji oraz 162,5 g wody. Przykład 5.6 Oblicz masę NaNO 3 jaka wykrystalizuje z 250 g nasyconego roztworu o temperaturze 363 K po ochłodzeniu go do 283 K. Rozpuszczalność NaNO 3 w temperaturze 363 K wynosi 160 g/ 100 g wody, natomiast w temperaturze 283 K rozpuszczalność ma wartość 80 g/100 g wody. Rozwiązanie Dane: K = 160 g/100 g wody K = 80 g/100 g wody Szukane: m kryst =? Obliczamy masę soli i masę wody w roztworze w temp. 363 K 160 g soli przypada na ( ) g roztworu x (363K) g soli przypada na 250 g roztworu x (363K) = 153,8 g m s (363K) = 153,8 g m wody (363K) = 260 g 153,8 g = 106,2 g Obliczamy masę soli zawartą w roztworze w temp. 283 K Proporcję odnosimy do masy wody w roztworze, ponieważ wykrystalizowana sól nie zmienia jej masy. 80 g soli przypada na 100 g wody x (283K) g soli przypada na 106,2 g wody x (283K) = 85 g 26

27 Obliczamy masę soli która wykrystalizuje: m kryst = m s (363K) - m s (283K) = 68,8 g Odpowiedź: W trakcie ochładzania z roztworu wykrystalizuje 68,8 g soli. Zadanie 5.1 Oblicz stężenie procentowe roztworu otrzymanego przez rozpuszczenie 60 g KOH w 170 g wody. Zadanie 5.2 Wodę oraz sól kuchenną zmieszano w stosunku masowym 4:1.Oblicz stężenie procentowe otrzymanego roztworu. Zadanie 5.3 Wiedząc, że ocet jest 10% roztworem kwasu octowego oblicz ile kwasu octowego należy odważyć aby otrzymać 250 g octu. Zadanie 5.4 Oblicz ile NaCl i wody należy zmieszać w celu otrzymania 60 g 15 % roztworu. Zadanie 5.5 Oblicz ile gramów wody należy odparować ze 150 g 20% roztworu NaOH aby otrzymać roztwór 30 %. Zadanie 5.6 W 900 g roztworu znajdują się 3 mole HNO 3. Oblicz stężenie procentowe tego roztworu. Zadanie 5.7 Zmieszano 3 roztwory o różnej masie i stężeniu: 20 g 10 % roztworu, 50 g 35% roztworu oraz 110 g 60% roztworu. Oblicz stężenie procentowe otrzymanego roztworu. Zadanie 5.8 Do 60 g 15% roztworu wodorotlenku sodu dodano 10g tej substancji. Oblicz stężenie procentowe otrzymanego roztworu. Zadanie 5.9 Oblicz zawartość KOH w 400 cm 3 14% roztworu, którego gęstość wynosi 1,10g cm -3. Zadanie 5.10 Oblicz ile gramów KOH należy rozpuścić w wodzie, aby otrzymać 200 cm 3 roztworu o stężeniu 0,2 mol/dm 3. Zadanie

28 Oblicz ile gramów chlorku magnezu potrzeba do sporządzenia 250 cm3 roztworu o stężeniu 0,6 mol/dm 3. Zadanie 5.12 Oblicz masę NH 4 Cl zawartą w 600 g 0,5 molowego roztworu o gęstości 1,05 g/cm 3. Zadanie 5.13 Oblicz stężenie molowe 10-procentowego roztworu kwasu solnego, którego gęstość wynosi 1,08g/dm 3. Zadanie 5.14 Gęstość roztworu kwasu siarkowego (VI) o stężeniu stężenie procentowe tego roztworu. wynosi 1,49 g/cm 3. Oblicz Zadanie 5.15 Oblicz stężenie procentowe i stężenie molowe kwasu HCl otrzymanego przez rozpuszczenie 67,5 dm 3 chlorowodoru (chlorowodór zostało dmierzony w warunkach normalnych) w 440 g wody, jeżeli gęstość otrzymanego roztworu wynosi 1,10 g/cm 3. Zadanie 5.16 Rozpuszczalność siarczanu (VI) miedzi (II) w temp. 313 K wynosi 30 g. Oblicz stężenie procentowe nasyconego roztworu tej soli. (temp. 313 K). 6. Reakcje w roztworach wodnych 6.1. Stopień dysocjacji Dysocjacja elektrolityczna - polega na rozpadzie cząsteczek na jony. Zdolność elektrolitu do dysocjacji przyjęto jako kryterium jego mocy którą określa stopień dysocjacji. Stopień dysocjacji α jest określany jako stosunek stężenia zdysocjowanych cząsteczek (C zdys ) elektrolitu do stężenia cząsteczek wprowadzonych do roztworu ( C wprow ). Często stopień dysocjacji podaje się jako stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych na jony (N zdys ) do liczby cząsteczek wprowadzonych do reakcji (N wprow ) 28

29 Stopień dysocjacji podaje się również jako procent cząsteczek które zdysocjowały: Substancje, które w roztworach o stężeniu 1 mol/dm 3 w temperaturze 298 K są prawie całkowicie lub całkowicie zdysocjowane na jony, nazywamy elektrolitami mocnymi, natomiast te które w tych warunkach dysocjują tylko częściowo elektrolitami średniej mocy lub słabymi. Elektrolity mocne to m.in. HNO 3, H 2 SO 4, KOH, HCl, NaOH i prawie wszystkie sole. Elektrolitem średniej mocy jest H 3 PO 4. Elektrolitem słabej mocy jest m.in. CH 3 COOH, H 2 CO 3, H 2 SO 3 oraz wodny roztwór amoniaku. Przykład 6.1 Oblicz stężenie jonów H + w roztworze kwasu octowego, którego stężenie wynosi 0,01 mol/dm 3. Stopień dysocjacji wynosi 4%. Rozwiązanie Dane: C wprow = 0,01 mol/dm 3 Szukane: [H + ] = C zdys =? korzystamy ze wzoru: 29

30 Odpowiedź: Stężenie jonów H + wynosi. Przykład 6.2 Oblicz stężenie jonów w 0,4 molowym roztworze siarczanu (VI) potasu, jeżeli sól ta zdysocjowała całkowicie. Rozwiązanie Dane: ponieważ sól zdysocjowała całkowicie C wprow = 0,4 mol/dm 3 Szukane: [K + ] =? [SO 4 2- ] =? piszemy równanie reakcji 2 K + + SO 4 2- obliczamy stężenie cząsteczek zdysocjowanych czyli: C zdys = C wprow C zdys = 0,4 mol/dm 3 obliczamy stężenia jonów [K + ] oraz [SO 4 2- ] Jedna cząsteczka soli wprowadza do roztworu jeden jon siarczanowy: [SO 4 2- ]= C zdys = 0,4 mol/dm 3 Jedna cząsteczka soli wprowadza do roztworu dwa jony sodu, więc stężenie tych jonów będzie dwa razy większe, niż stężenie wprowadzonej soli: [K + ]= 2 C zdys = 0,8 mol/dm 3 Odpowiedź: Stężenie jonów [K + ] oraz [SO 4 2- ] w 0,4-molowym roztworze wynosi odpowiednio 0,8 oraz 0,4 mol/dm Stała dysocjacji 30

31 Stała dysocjacji jest to stała równowagi reakcji dysocjacji. Stosunek stężenia cząsteczek zdysocjowanych do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych. Dla kwasów jednoprotonowych możemy zapisać następujące równanie: H + + A - Stała równowagi reakcji dla tego równania: stężenia jonów, [HA] stężenie niezdysocjowanych cząsteczek kwasu Dla kwasów wieloprotonowych zawierających więcej niż 1 atom wodoru zdolny do odszczepienia w postaci H +, proces dysocjacji przebiega wielostopniowo. Każdy etap w trakcie którego następuje przejście do roztworu po jednym jonie H + z cząsteczki, ma inną wartość K a, np. dysocjacja kwasu ortofosforowego (V) jest trójstopniowa: Równanie na stałą dysocjacji można również wyznaczyć dla zasad. Przykładem może być zasada amonowa, która dysocjuje zgodnie z równaniem Przykład 6.3 Oblicz wartość stałej dysocjacji kwasu azotowego (III), jeżeli w stężenie jonów azotanowych (III) w 0,15 -molowym roztworze wynosi 8, mol/dm 3. Rozwiązanie Dane: C 0 = 0,15 mol/dm 3 [NO 2 - ] = 8, mol/dm 3 31

32 Szukane: K a =? piszemy równanie reakcji dysocjacji kwasu azotowego (III) obliczamy stężenie niezdysocjowanego kwasu obliczamy stałą dysocjacji 0,0914 mol/dm 3 Opowiedź: Wartość stałej dysocjacji kwasu azotowego (III) wynosi 6.3. Prawo rozcieńczeń Ostwalda Istnieje zależność pomiędzy stałą, a stopniem dysocjacji. Zależność tę można przedstawić dla kwasów jednoprotonowych i zasad jednowodorotlenowych za pomocą równania: 32

33 α stopień dysocjacji ( w postaci ułamka dziesiętnego) C 0 stężenie początkowe [mol/dm 3 ] Dla słabych elektrolitów (1-α) 1 Przykład 6.4 Jakie jest stężenie kwasu octowego, jeżeli wiadomo, że zdysocjował on w 10%, a stała dysocjacji kwasowej wynosi K a = 1, Rozwiązanie Dane: K a = 1, α = 10% = 0,1 Szukane: C 0 =? piszemy równanie dysocjacji korzystamy ze wzoru obliczamy stężenie kwasu mol/dm 3 Odpowiedź: Stężenie początkowe wynosiło mol/dm Odczyn roztworu skala ph 33

34 Chemicznie czysta woda zawiera jony H + oraz OH -, które pochodzą z jej minimalnej dysocjacji. Badanie przewodnictwa wody w temperaturze 25 C wykazało, ż stężenie jonów w czystej wodzie wynosi: Iloczyn jonowy wody jest wielkością stałą i w temperaturze 25 C jego wartość wynosi. Wartość ph jest to ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych [H + ] stężenie jonów wodorowych, [mol/dm 3 ] ph = -log [H + ] W obliczeniach stosuje się również logarytmiczą postać iloczynu jonowego wody: ph + poh = 14 poh ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorotlenkowych Przykład 6.5 Oblicz stężenie jonów wodorotlenkowych w 0,04-molowym wodnym roztworze HCl. Rozwiązanie Dane: [H + ] = 0,04 mol/dm 3 α=100% Szukane: [OH - ] =? piszemy równanie reakcji dysocjacji HCl 34

35 obliczamy stężenie jonów OH - Odpowiedź: Stężenie jonów wodorotlenkowych w 0,04-molowym roztworze kwasu solnego wynosi. Zadanie 6.1 Oblicz stopień dysocjacji 0,1-molowego roztworu kwasu fluorowodorowego, jeżeli stężenie jonów wodorowych wynosi 0,008 mol/dm 3. Zadanie 6.2 Oblicz w mol/dm 3 stężenie jonów chlorkowych w 10-procentowym kwasie solnym o gęstości 1,048 g/cm 3, jeżeli stopień dysocjacji wynosi 100%. Zadanie 6.3 Oblicz stężenie jonów wodorowych i jonów fluorkowych w roztworze kwasu fluorowodorowego o stężeniu początkowym 0,1 mol/dm 3. Stała dysocjacji wynosi K a =6, Zadanie 6.4 Oblicz stopień dysocjacji zasady amonowej w 0,5- molowym roztworze amoniaku. Stała dysocjacji wynosi 1, Zadanie 6.5 Oblicz stężenie jonów wodorowych w roztworze o ph=4. Zadanie 6.6 Oblicz wartość ph dla roztworu kwasu solnego o stężeniu 0,03 mol/dm 3. Zadanie 6.7 Oblicz stężenie jonów wodorowych oraz wodorotlenkowych dla roztworu o ph=10,8. 7. Reakcje utleniania redukcji 7.1. Obliczanie stopni utlenienia 35

36 Stopniem utlenienia pierwiastka, wchodzącego w skład określonego związku chemicznego nazywamy ładunek jaki zyskałby atom, gdyby wszystkie wiązania w cząsteczce były jonowe. Reguły stosowane przy ustalaniu stopnia utlenienia: 1.Dodatni stopień utlenienia podajemy za pomocą cyfry rzymskiej we wzorze I pierwiastka nad symbolem pierwiastka, np. Na. Ujemne stopnie utlenienia podaje - III się dodając znak,,- przed liczbą rzymską np.. N 2. Suma stopni utlenienia wszystkich pierwiastków wchodzących w skład obojętnej cząsteczki związku jest równa zero. 3. Pierwiastki w stanie wolnym mają stopień utlenienia równy zero. 4. Stopień utlenienia atomu pierwiastka w jonie prostym jest równy ładunkowi tego jonu. 5. Suma stopni utlenienia wszystkich atomów pierwiastków wchodzących wskłąd jonu złożonego jest równa ładunkowi tego jonu. 6. Fluor w związkach ma zawsze stopień utlenienia I. 7. Litowce w związkach przyjmują zawsze stopień utlenienia I, natomiast berylowce stopień utlenienia II. 8. Stopień utlenienia tlenu w związkach wynosi II. Wyjątek: nadtlenki w których tlen ma stopień utlenienia I,np. II tlenu w którym tlen ma stopień utlenienia II - OF. - I H 2 O 2 i fluorek Wodór w związkach przyjmuje stopień utlenienia 2 I. Wyjątek: wodorki metali I i II grupy, w których wodór ma stopień utlenienia I. Przykład 7.1 Określ stopnie utlenienia pierwiastków w azotanie (V) sodu. Rozwiązanie piszemy wzór związku HNO 3 podajemy typowe stopnie utlenienia (wodór I, tlen II) I -II HNO 3 36

37 oznaczamy literą X nieznany stopień utlenienia I x -II HNO 3 obliczamy wartość x stosując regułę 2. (I) + x + 3 (-II) = 0 x (V) = 0 x = (V) przypisujemy stopnie utlenienia poszczególnym pierwiastkom I V -II HNO 3 Odpowiedź: Stopnie utlenienia poszczególnych pierwiastków to: wodór I, azot V oraz tlen II. Przykład 7.2 Określ stopnie utlenienia pierwiastków w ortofosforanie (V) magnezu. Rozwiązanie piszemy wzór związku Mg 3 (PO 4 ) 2 podajemy typowe stopnie utlenienia (magnez II, tlen II) II -II Mg 3 (PO 4 ) 2 oznaczamy literą X nieznany stopień utlenienia II x -II Mg 3 (PO 4 ) 2 obliczamy wartość x stosując regułę 2. 3 (II) +2 x + 8 (-II) = 0 x (V) = 0 x = (V) przypisujemy stopnie utlenienia poszczególnym pierwiastkom II V -II Mg 3 (PO 4 ) 2 Odpowiedź: Stopnie utlenienia poszczególnych pierwiastków to: magnez II, fosfor V oraz tlen II. 37

38 Przykład 7.3 Określ stopnie utlenienia pierwiastków w jonie MnO 4 -. Rozwiązanie podajemy typowe stopnie utlenienia (tlen II) II -II Mg 3 (PO 4 ) 2 oznaczamy literą X nieznany stopień utlenienia x -II MnO 4 obliczamy wartość x stosując regułę 4 uwzględniającą ładunek jonu. 4 (-II) + x = -1 x = (VII) przypisujemy stopnie utlenienia poszczególnym pierwiastkom Vii -II MnO 4 Odpowiedź: Stopnie utlenienia poszczególnych pierwiastków to: mangan VII oraz tlen II Bilans elektronowy Utlenianie - jest to proces polegający na utracie elektronów prze atomy, jony lub cząsteczki. Zachodzi wówczas gdy w reakcji biorą udział atomy lub jony zdolne do pobierania tych elektronów. Redukcja - jest to proces odwrotny do reakcji utleniania, elektronów przez atomy lub jony. polegający na pobieraniu Reduktor substancja, która ulega utlenieniu, czyli oddaje elektrony substancji redukowanej. Utleniacz substancja, która ulega redukcji, czyli pobiera elektrony od substancji utlenianej. Proces utleniania i redukcji zachodzi jednocześnie i jest nazywany mianem reakcji utleniania redukcji ( w skrócie jest nazywany także reakcjami redoks).w wyniku tych reakcji następuje zmiana stopnia utlenienia reagentów). Przykład reakcji prowadzących do wytworzenia związków jonowych: 38

39 zapis cząsteczkowy i jonowy równania reakcji magnezu z kwasem solnym 2HCl + Mg MgCl 2 + H 2 2H + + Mg Mg 2+ + H 2 z powyższego zapisu jonowego wnioskujemy, że pomiędzy magnezem, a jonami wodorowymi zachodzi wymiana elektronów Mg Mg e - magnez stając się jonem traci dwa elektrony H + + e - H jon wodorowy przez przyjęcie elektronu staje się atomem. Wodór tworzy cząsteczkę dwuatomową 2H + + 2e - H 2 zatem musi przyjąć 2e -. możemy łatwo zauważyć, że w reakcji magnezu z kwasem solnym następuje zmiana stopni utlenienia reagentów: i I 0 II -I 0 2HCl + Mg MgCl 2 + H 2 równania zapisujemy w postaci równań połówkowych: i 0 H + + 2e - H 2 0 II Mg Mg e - proces pobierania elektronów proces redukcji proces oddawania elektronów proces utlenienia Przykład 7.4 Dla reakcji syntezy chlorku potasu z pierwiastków napisz równania połówkowe, określ reakcję utleniania i redukcji oraz wskaż utleniacz i reduktor. Rozwiązanie piszemy równanie reakcji 2 K + Cl 2 2 KCl obliczamy stopnie utlenienia 0 0 I -I 2 K + Cl 2 2 KCl 39

40 Piszemy równania połówkowe i określamy reakcję utleniania i redukcji 0 I K K + + e - reakcja utlenienia 0 - I Cl 2 + 2e - 2Cl reakcja redukcji określamy utleniacz i reduktor biorca e - jest utleniaczem: Cl 2 dawca e - jest reduktorem: Na Przykład 7.5 Wykorzystując bilans elektronowy uzgodnij współczynniki stechiometryczne w reakcji di chromianu (V) potasu z kwasem solnym. W reakcji powstaje chlorek potasu, chlorek chromu (III), chlor i woda. Rozwiązanie piszemy równanie reakcji K 2 Cr 2 O 7 + HCl KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O określamy stopnie utlenienia związków I VI -II I -I I -I III -I 0 I -II K 2 Cr 2 O 7 + HCl KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O piszemy równania połówkowe 2- proces utleniania: Cr 2 O H e - 2 Cr H 2 O proces redukcji: 2 Cl - 2 Cl e - bilansujemy równania połówkowe 2- Cr 2 O H e - 2 Cr H 2 O / 1 2 Cl - 2 Cl e - / 3 40

41 po dodaniu obu stron równań Cr 2 O H + + 6Cl - 2 Cr Cl H 2 O na podstawie bilansu elektronowego uzgadniamy współczynniki stechiometryczne reakcji K 2 Cr 2 O HCl 2 KCl +2 CrCl Cl H 2 O Zadanie 7.1 Oblicz stopnie utlenienia atomów w cząsteczkach. a) Cl 2, H 2 O, MgO, MgH 2 b) O 3, Fe 2 S 3, Cl 2 O, OF 2 c) PbO, PbO 2, NaH, N 2 O 5 Odpowiedź: Zadanie 7.2 Oblicz stopnie utlenienia atomów w cząsteczkach. a) HNO 3, HNO 2, H 2 SO 4, H 2 SO 3, HClO 2 b) NaOH, Ba(OH) 2,Al(OH) 3, KOH, Cu(OH) 2 c) CaCO 3, BaSO 4, K 3 PO 4, (NH 4 ) 2 SO 4, Ag 3 PO 4 d) Mg(ClO 4 ) 2, Co(NO 3 ) 2, Cr 2 (SO 4 ) 3, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 Zadanie 7.3 Oblicz stopnie utlenienia atomów w jonach. a) OH -, Ba 2+, Sb 3+ b) SO 3 2-, PO 4 3-, NH 4 + c) MnO 4 -, Cr 2 O 7 2-, BO 2 - Zadanie 7.4 Które z poniższych reakcji są reakcjami redoks. W wybranych równaniach podaj utleniacz i reduktor. a) 2 SO 2 + O 2 2 SO 3 b) KOH + HCl KCl + H 2 O c) Cu + H 2 SO 4 CuSO 4 + H 2 d) Na 2 Cr 2 O NaOH 2 Na 2 Cr 2 O 4 + H 2 O e) Cu + 4HNO 3 Cu(NO 3 ) + 2 NO H 2 O 41

42 Zadanie 7.5 Za pomocą bilansu elektronowego uzgodnij współczynniki dla poniższych reakcji. Wskaż reakcję utleniania i redukcji oraz utleniacz i reduktor. a) CO + NO 2 CO 2 + NO b) NH 3 + O 2 NO + H 2 O c) NH 3 +O 2 N 2 + H 2 O d) SiO 2 + Mg Si + MgO e) K + H 2 O KOH + H 2 f) ZnS + O 2 ZnO + SO 2 g) KI + Cl 2 KCl + I 8. Procesy zachodzące z przepływem prądu 8.1. Samorzutność procesów redoks W celu porównania samorzutności procesu redoks należy ustalić, który z dwóch utleniaczy lub reduktorów jest silniejszy. Porównując zdolność do procesu redoks posługujemy się potencjałami przypisanymi do procesu redukcji. Np. Potencjał redukcji E 0 = - 3,03 V Potencjał redukcji E 0 = +0,80 V W przypadku redukcji im wyższy potencjał, tym zdolność do pobierania elektronów jest większa. Porównując powyższe reakcje lepszym utleniaczem (biorcą elektronów) jest jon Ag +. Atom potasu jest lepszym reduktorem ponieważ łatwiej traci elektrony ze względu na mniejszy potencjał. Zawsze porównujemy potencjały redukcji, bez względu czy oceniamy procesy redukcyjne czy utleniające. Przykład 8.1 Za pomocą standardowych potencjałów redoks określ co jest mocniejszym utleniaczem: siarka czy chlor. Rozwiązanie piszemy połówkowe równania redukcji dla siarki i chloru 42

43 Potencjał redukcji V Potencjał redukcji określamy który z pierwiastków jest mocniejszym utleniaczem Przykład 8.2 Silniejszym utleniaczem jest pierwiastek który posiada wyższy potencjał redukcyjny czyli mocniejszym utleniaczem jest chlor. Określ czy zajdzie poniższa reakcja: Rozwiazanie piszemy równania połówkowe zgodnie z powyższymi równaniami jony kobaltu powinny ulegać reakcji redukcji, czyli kobalt powinien mieć wyższy potencjał redukcji Potencjał redukcji Potencjał redukcji Potencjał redukcyjny kobaltu jest niższy, niż potencjał redukcyjny miedzi, więc jony kobaltu nie mogą pobierać elektronów. Proces redukcji nie zajdzie w takim układzie. 43

44 8.2. Ogniwa Ogniwo Daniella jest najbardziej znanym ogniwem. Zachodzi w nim następujący proces: Utlenianie: Redukcja: można zbudować dwa półogniwa 1 półogniwo płytka miedziana zanurzona w roztworze CuSO 4 2 półogniwo płytka cynkowa zanurzona w roztworze ZnSO 4 Elektroda I rodzaju metal zanurzony rozworze swojej soli. Jeżeli stężenie roztworu wynosi 1mol/dm 3, to półogniwo nazywane jest półogniwem standardowym. Aby ogniwo mogło pracować, półogniwo muszą być połączone kluczem elektrolitycznym. Klucz elektrolityczny zamyka obwód prądu. Aniony w kluczu elektrolitycznym przemieszczają się w stronę elektrody cynkowej, ponieważ w roztworze anodowym na skutek rozpuszczania się metalicznego cynku występuje niedobór reszt kwasowych. Schemat ogniwa: z lewej strony piszemy symbol metalu, następnie kreska, która oznacza granicę faz metal-roztwór, skład roztworu i stawiamy dwie kreski mówiące o obecności klucza elektrolitycznego. Za kluczem podajemy skład drugiego roztworu, kreskę jako granicę faz roztwór-metal i symbol metalu połączenie płytek przewodnikiem powoduje przepływ elektronów i jednocześnie zachodzą procesy elektrodowe w ogniwie Daniella elektroda cynkowa jest anodą, ponieważ jej potencjał wynosi -0,76 V, a potencjał elektrody miedzianej +0,34V 44

45 podczas pracy ogniwa elektroda zyskuje ładunek ujemny (-), a katoda ładunek dodatni (+) elektrony płyną od anody do katody przepływ prądu zaznaczamy od katody do anody Przykład 8.3 Napisz schemat ogniwa w którym zachodzi następująca reakcja: Określ anodę i katodę oraz napisz w którym kierunku będzie płynął prąd. Rozwiązanie piszemy równania połówkowe określenie procesu redukcji i utleniania piszemy schematy półogniw i określamy katodę i anodę Cd Cd 2+ Bi Bi 3+ katoda, półogniwo na którym zachodzi redukcja anoda, półogniwo na którym zachodzi utlenianie schemat ogniwa Bi Bi 3+ Cd 2+ Cd Prąd w tym układzie płynie od elektrody kadmowej do elektrody bizmutowej. Zadanie 8.1 Oceń czy mogą zachodzić następujące procesy: a) 2Ag + Pb 2+ 2Ag + + Pb b) Cl 2 + 2Br - 2Cl- + Br 2 Zadanie

46 Czy może zajść reakcja redukcji jonów Fe(III) za pomocą jonów jodkowych. Uzasadnij odpowiedź. 9. Węglowodory 9.1. Węglowodory nasycone Alkany - węglowodory, w cząsteczkach których wszystkie elektrony walencyjne węgla zostały wykorzystane do utworzenia pojedynczych wiązań. Ogólny wzór alkanów: C n H 2n + 2 dla n liczby atomów C w cząsteczce alkanu liczba atomów H wynosi 2n + 2. Cząsteczki dwóch kolejnych alkanów różnią się pomiędzy sobą o stałą grupę CH 2 tzw. grupę metylenową. Szereg homologiczny szereg tego samego typu związków organicznych, których cząsteczki różnią się między sobą o stałą grupę metylenową. Poszczególne związki tego szeregu nazywamy homologami. Szereg homologiczny alkanów. Liczba atomów C Uproszczony wzór półstrukturalny węglowodoru Wzór sumaryczny 46 Nazwa węglowodoru Liczba izomerów 1 CH 4 CH 4 metan - 2 CH 3 CH 3 C 2 H 6 etan - 3 CH 3 CH 2 CH 3 C 3 H 8 propan - 4 CH 3 (CH 2 ) 2 CH 3 C 4 H 10 butan 2 5 CH 3 (CH 2 ) 3 CH 3 C 5 H 12 pentan 3 6 CH 3 (CH 2 ) 4 CH 3 C 6 H 14 heksan 5 7 CH 3 (CH 2 ) 5 CH 3 C 7 H 16 heptan 9 8 CH 3 (CH 2 ) 6 CH 3 C 8 H 18 oktan 18 9 CH 3 (CH 2 ) 7 CH 3 C 9 H 20 nonan CH 3 (CH 2 ) 8 CH 3 C 10 H 22 dekan CH 3 (CH 2 ) 9 CH 3 C 11 H 24 undekan CH 3 (CH 2 ) 10 CH 3 C 12 H 26 dodekan CH 3 (CH 2 ) 13 CH 3 C 15 H 32 pentadekan CH 3 (CH 2 ) 18 CH 3 C 20 H 42 eikozan CH 3 (CH 2 ) 58 CH 3 C 60 H 122 heksakontan 2,

47 9.2. Węglowodory nienasycone Alkeny - węglowodory łańcuchowe, których cząsteczki mają po jednym wiązaniu podwójnym C=C. Nazwy systematyczne alkenów wyprowadzamy od nazwy alkanu o tej samej liczbie atomów węgla w cząsteczce, zmieniając końcówkę an na en. np. C 2 H 6 etan C 2 H 4 eten Wzór ogólny alkenów: C n H 2n Alkiny węglowodory łańcuchowe, których cząsteczki mają po jednym wiązaniu potrójnym Nazwy systematyczne alkinów wyprowadzamy od nazwy alkanu o tej samej liczbie atomów węgla w cząsteczce, zmieniając końcówkę an na yn. np. C 2 H 6 etan C 2 H 4 etyn Wzór ogólny alkinów: C n H 2n Izomeria Izomeria - zjawisko występowania dwóch lub więcej związków chemicznych o takim samym wzorze sumarycznym, a różnych wzorach strukturalnych i właściwościach fizycznych oraz chemicznych. Związki takie noszą nazwę izomerów. Wśród węglowodorów alifatycznych i ich prostych pochodnych najczęściej spotykamy: izomerię łańcuchową spowodowaną różnym uszeregowaniem atomów węgla. Najprostszym węglowodorem, który tworzy izomery tego typu jest butan. CH 3 CH 2 CH 2 CH 3 CH 3 CH CH 3 CH 3 n-butan izo-butan (metylopropan) 47

48 izomeria położeniowa wynika z różnic w rozmieszczeniu wiązań wielokrotnych lub podstawników Br CH Br CH 2 CH 2 CH 3 H 3 C CH CH 2 CH 2 Br Br 1,1-dibromobutan 1,3-dibromobutan C H 3 Br C CH 2 CH 3 Br H 3 C CH CH CH 3 Br Br CH 2 CH 2 CH 2 CH 2 Br Br 2,2-dibromobutan 1,4-dibromobutan 2,3-dibromobutan H 3 C CH 2 CH CH 2 H 3 C CH CH CH 3 1-buten 2-buten izomeria geometryczna zwana również izomerią cis-trans. Występuje m.in. w związkach łańcuchowych z wiązaniem podwójnym. Br Br Br H C C C C H H H Br cis-1,2-bibromoeten trans-1,2-dibromoeten 48

49 9.4. Nazewnictwo węglowodorów i ich chlorowcopochodnych Różnorodność związków chemicznych narzuca konieczność przyjęcia jednolitych reguł które umożliwią układanie jednoznacznych nazw systematycznych w tym węglowodorów i ich pochodnych. Reguły tworzenia nazw systematycznych dla węglowodorów oraz ich chlorowcopochodnych. 1. Ustalamy najdłuższy łańcuch węglowy cząsteczki, który stanowi podstawę nazwy związku 2. Numerujemy atomy węgla w łańcuchu głównym, tak aby suma liczb, które stanowią numer podstawionych atomów (lokantów) węgla była jak najmniejsza. Jeżeli w związku występuje wiązanie wielokrotne numerację należy prowadzić w taki sposób, aby lokanty, które określają położenie wiązania wielokrotnego były jak najmniejsze. 3. Podstawniki wymieniamy w kolejności alfabetycznej poprzedzając je lokantami i przedrostkami di-, tri-, tetra-, itd., które wskazują ile razy dany podstawnik powtarza się w związku. Jeżeli przy danym atomie węgla jeden rodzaj podstawnika występuje dwukrotnie, to lokant też należy wymienić dwukrotnie. 4. Jeżeli związek zawiera podstawniki różnego rodzaju ( chlorowce, grupy alkilowe) należy pamiętać, że w pierwszej kolejności wymieniamy w kolejności alfabetycznej chlorowce, a następnie grupy alkilowe. Przykład 9.1 Podaj nazwy związków: a) b) Br Cl Br CH 3 CH 2 CH CH CH 2 CH 3 CH 2 CH 3 CH 3 CH 2 CH C CH 2 CH Cl CH 2 Br CH 3 c) d) 49

50 Br CH 3 Br Cl e) f) CH 3 CH 3 CHCl CCl C CH 3 CH 3 C C CH CH 3 CH 3 a) 3-bromo-4-etyloheksan b) 1,1-dibromo-3,4-dichloro-3-etyloheksan c) 1,2-dibromocyklopentan d) 1-chloro-2-metylocyklobutan e) 1,2-dichloro-3,3-dimetylobut-1-en f) 4-metylopent-2-yn Zadanie 9.1 Napisz wzory półstrukturalne podanych związków. a) 2-bromo-1,1,1-trichloropropan b) 3,3-dijodo-4-propyloheptan c) 2-metylobut-2-en d) cyklopenten e) 3-metylobut-1-yn f) 4,4-dimetylopent-2-yn 50

51 9.5. Węglowodory aromatyczne Węglowodory aromatyczne związki o budowie cyklicznej posiadające 4n+2 zdelokalizowanych elektronów π. Najważniejszym przedstawicielem tej grupy związków jest benzen o wzorze C 6 C 6 o wzorze strukturalnym: H H C C C H H C C C H H we wzorze strukturalnym za pomocą kółka umieszczonego wewnątrz pierścienia oznacza się chmurę elektronową utworzoną przez sekstet zdelokalizowanych elektronów Inne ważne związki aromatyczne: naftalen antracen fenantren 9.6. Jednofunkcyjne pochodne węglowodorów Pochodne węglowodorów związki w cząsteczkach których znajduje się co najmniej jeden heteroatom związany bezpośrednio z atomem węgla. Alkohole pochodne węglowodorów zawierające cząsteczce jedną lub więcej grup OH, czyli grup hydroksylowych. W zależności od położenia grupy OH w cząsteczce, związki te dzielimy na: alkohole pierwszorzędowe grupa OH jest połączona z I rzędowym atomem węgla 51

52 CH 3 CH 2 OH alkohole drugorzędowe grupa OH jest połączona z II rzędowym atomem węgla CH 3 CH CH 3 OH alkohole trzeciorzędowe grupa OH jest połączona z III rzędowym atomem węgla OH CH 3 C CH 3 CH 3 Nazwy alkoholi tworzymy przez dodanie do nazwy odpowiedniego węglowodoru końcówki - ol np. metan metanol (alkohol metylowy) etan etanol (alkohol etylowy) Alkohole wielowodorotlenowe alkohole mające w cząsteczce więcej niż jedna grupę hydroksylową. Do najważniejszych należy glikol etylenowy i gliceryna. Są to nazwy zwyczajowe. Nazwy systematyczne alkoholi tworzymy poprzez dodanie przyrostka diol dla alkoholi dwuwodorotlenowych oraz triol dla alkoholi trójwodorotlenowych. Przed przyrostkiem podajemy numery atomów węgla, przy którym są grupy hydroksylowe. CH 2 OH CH 2 OH CH 2 OH CH OH CH 2 OH etano-1,2-diol propano-1,2,3-triol Fenole związki w których grupa hydroksylowa jest połączona bezpośrednio z pierścieniem aromatycznym. Taka różnica w budowie powoduje, że fenole mają znacznie inne właściwościom alkoholi dlatego mimo, iż posiadają identyczną grupę funkcyjną zaliczane są do osobnej klasy związków organicznych. 52