Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej

Transkrypt

1 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej Część Podstawowe definicje 1.2. Sposoby wyrażanie stężenia i zawartości substancji 1.3. Podstawowe obliczenia chemiczne 1.4. Podstawowe prawa chemiczne 1.5. Klasyfikacja reakcji chemicznych Katedra i Zakład Chemii Fizycznej Collegium Medicum w Bydgoszczy Uniwersytet Mikołaja Kopernika w Toruniu Prof. dr hab. n.chem. Piotr Cysewski piotr.cysewski@cm.umk.pl

2 Proces fizyczny brak zmian ilości i rodzajów wiązań chemicznych Reakcja chemiczna NaOH + HCl NaCl + H 2 O Pobranie ciepła Pobranie ciepła Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 3

3 Nukleony składniki jądra: protony, neutrony Nuklid jądro zawierające określoną ilość nukleonów Liczba atomowa (Z) liczba protonów w jądrze Liczba masowa sumaryczna liczba nukleonów w jądrze A=N+Z Izotopy - to nuklidy tego samego pierwiastka różniące się liczbą neutronów w jądrze (mają tę samą liczbę atomową, a inną liczbę masową). Izotopy wykazują podobne właściwości chemiczne, różnią się natomiast właściwościami fizycznymi. Izobary - to nuklidy różnych pierwiastków o takiej samej liczbie masowej, czyli nuklidy o jednakowej liczbie nukleonów, a różnej liczbie protonów, np.:, Izotony -to nuklidy różnych pierwiastków o takiej samej liczbie neutronów Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 4

4 Izotopy wodoru 1 1 H 1 Proton 0 Neutronów % jma 2 1 H (D) 1 Proton 1 Neutron % jma 3 1 H (T) 1 Proton 2 Neutrony Średnia masa atomowa wodoru wynosi: jma 3 H jest radioaktywny o okresie rozpadu 12 lat Izotopy wchodzą w reakcje chemiczne tworząc związki: H 2 O zwykła woda, M=18.0 g/mol, Temp. wrz. = C D 2 O ciężka woda, M = 20.0 g/mol, Temp. wrz. = C Izotopy tlenu 16 8 O 8 Protonów 8 Neutronów % M = jma 17 8 O 8 Protonów 9 Neutronów 0.037% M = jma 18 8 O 8 Protonów 10 Neutronów % M = jma Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 5

5 Masa atomu bezwzględna lub rzeczywista masa atomu, to masa tego atomu wyrażona w jednostkach masy (kg lub g). Jednostka masy atomowej (jma = u), zwaną też jednostką węglową, daltonem lub unitem jest to stosunek masy atomu do masy wzorca: izotop węgla 12C. 1u = 1,66057 * kg Przykład: Przykład obliczenia względnej masy atomowej dla atomu magnezu 24 Mg Masa atomowa względna masa atomu wyrażona w jednostkach masy atomowej u. Określa ona, ile razy masa atomu danego pierwiastka jest większa od masy atomu węgla 12 C. Atomy znanych nam pierwiastków mają masy atomowe zawarte w granicach od 1 do 261 u. Masy atomowe większości pierwiastków nie są liczbami całkowitymi. Zaledwie 20 spośród znanych pierwiastków (np.: F, Be, Al, P, Mn, Co) występuje w jednej formie nuklidu. Pozostałe spotykane są w kilku odmianach izotopowych. Rozwiązanie: A( 24 Mg) = kg / kg = 24 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 6

6 Masa molowa pierwiastka to średnia ważona mas atomowych, uwzględniająca procentowe występowanie M = N A m M - oznacza masę molową, m - bezwzględną masę atomu, cząsteczki, jonu bądź innej cząstki materialnej. N A = 6, Masa atomowa pierwiastka to średnia ważona mas atomowych, uwzględniającą procentowe występowanie wszystkich izotopów danego pierwiastka w przyrodzie. Średnia ważona A w A w % A A % A 1 w1 w2 w 2 100% Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 7

7 Przykład: Obliczyć zawartość procentową izotopów bromu znając masy atomowe jego dwóch głównych izotopów ( , ) oraz średnią masę atomową (79.904) Rozwiązanie: X( ) + Y( ) = X + Y = 1.00 stąd X = 1.00 Y ( Y)( ) + Y( ) = Y Y = Y = Y = X = Y = = %X = % 79 Br = x 100% = 50.67% = 79 Br %Y = % 81 Br = x 100% = 49.33% = 81 Br Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 8

8 Przykład: Atom 1 H waży x g Atom 16 O waży x g Z definicji masa atomu 12 C = 12 u Stąd: 1 u = x g 1 g = x u Uśredniona masa atomowa Skład izotopowy naturalnego węgla: C: % 12 C % 13 C Średnia masa atomowa węgla C: ( )(12u) + (0.0108)( ) = u Masy atomowe podane są w układzie okresowym Masa cząsteczki tzw. bezwzględna, rzeczywista masa cząsteczki Masa cząsteczkowa to masa cząsteczki wyrażona w jednostkach masy atomowej u (daltonach). Jest to suma mas atomowych wszystkich atomów tworzących cząsteczkę. Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 9

9 CaCO g Tlen g Miedź g Woda g Mol Jednostką określającą ilość substancji (liczność materii) jest mol, dla którego wzorcem jest liczba atomów węgla zawarta w 12 g nuklidu 12 C. Równa liczbie jednostek masy atomowej mieszczących się w jednym gramie. W 12 g węgla znajduje się 6, atomów = N A (liczba Avogadro). Jeden mol typowych substancji Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 10

10 1.2. Sposoby wyrażanie stężenia i zawartości substancji Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 11

11 1.2. Sposoby wyrażanie stężenia i zawartości substancji Stężenie procentowe Stężenie w procentowe masowe - podaje liczbę jednostek masowych substancji zawartych w 100 jednostkach masowych roztworu Stężenie procentowe objętościowe - podaje liczbę jednostek objętości substancji rozpuszczonej, zawartej w 100 jednostkach objętości roztworu. C C p p m m V V s r s r m s 100% 100% m m s rozp V s 100% 100% V V s m s - masa substancji rozpuszczonej, [g], [kg], m r - masa roztworu, [g], [kg], m rozp - masa rozpuszczalnika, [g], [kg]. rozp V s - objętość substancji rozpuszczonej, [cm 3 ], [dm 3 ] V r - objętość roztworu, [cm 3 ], [dm 3 ] V rozp - objętość rozpuszczalnika, [cm 3 ], [dm 3 ] Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 12

12 Stężenie molowe - określa liczbę moli substancji rozpuszczonej, zawartej w 1 dm 3 roztworu. Stężenie molarne C C n m M m s s M, r M V Na przykład 0,5 molowy roztwór zawiera 0,5 mola substancji rozpuszczonej w 1 dm 3 roztworu. n s r s m M r m s s V r mol, mol dm n s - liczba moli substancji rozpuszczonej, [mol], m s - masa substancji rozpuszczonej, [g], M s - masa molowa substancji rozpuszczonej, [g/mol]. - wyraża liczbę moli substancji rozpuszczonej w 1 kg rozpuszczalnika. kg n s - liczba moli substancji rozpuszczonej, [mol], m r - masa rozpuszczalnika, [kg], m s - masa substancji rozpuszczonej, [g], M s - masa molowa substancji rozpuszczonej, [g/mol] 3

13 Ułamek molowy/masowy Ułamek molowy (atomowy) x i oznacza stosunek ilości moli (atomów) substancji i do całkowitej ilości moli (atomów) tworzących roztwór: x i Gęstość i n i n i Suma ułamków molowych (atomowych) w roztworze jest zawsze równa jedności: i x i 1 Mnożąc ułamek molowy (atomowy) przez 100% uzyskuje się procentową zawartość moli (atomów) w roztworze procent molowy (atomowy) : d m V r r ni % molowy xi 100% 100% n i i Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 14

14 Przykład: Przeliczanie stężeń Rozwiązanie: W jakim stosunku wagowym zmieszasz 42 % roztwór kwasu z wodą, aby otrzymać 25 % roztwór tego kwasu. Przykład: Rozwiązanie: Obliczyć stężenie procentowe roztworu otrzymanego ze zmieszania 30 g soli kuchennej i 170g wody. Masa roztworu jest sumą masy substancji rozpuszczonej i masy rozpuszczalnika : 30g g = 200g zatem jeśli w 200g roztworu znajduje się 30g soli to w 100g roztworu znajduje się x g soli 30g 100g x 15g 200g Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 15

15 Przykład: Ile gramów substancji znajduje się w 420g 20%-owego roztworu? Rozwiązanie Z definicji roztworu procentowego wynika, że 20% roztwór zawiera 20g substancji w 100g roztworu. Jeśli więc w 100g roztworu jest 20g substancji, to Przykład: 420g 20g x 84g 100g Ile gramów H 2 SO 4 znajduje się w 200 cm 3 0,1 molowego roztworu? Rozwiązanie 0,1 mola H 2 SO 4 (M=98) ma masę 9,8g. Z definicji stężenia molowego: w 1000cm 3 0,1M roztworu znajduje się 9,8g H 2 SO cm 9,8g x 1, 96g cm Wniosek: w 200cm 3 0,1M roztworu znajduje się 1,96g g H 2 SO 4 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 16

16 Przykład: 250 ml roztworu zawiera 3,659g chlorku sodowego. Oblicz stężenie molowe NaCl w tym roztworze. Rozwiązanie: M NaCl = 58,45 g/mol n m M NaCl NaCl 3,659g 58,45 g mol 0,0626 moli Liczba moli NaCl zawarta w podanej objętości wynosi : 1000ml0,0626moli x 0, ml moli Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 17

17 Przykład: 50g wodorotlenku potasu rozpuszczono w 160g wody. Wyrazić w ułamkach molowych stężenie KOH i H2O w otrzymanym roztworze. Rozwiązanie: To liczba moli każdego z tych składników w roztworze wynosi M KO H 56, 11 g m ol M H O 18, g n KOH 0, 89mola 56,11g mol Znając liczby moli obliczmy ułamki molowe x KOH x H 0,89mola 0,89mola 8,88mola 8,88mola 0,89mola 8,88mola 2O g m ol 160,0g n H O 8, 88mola 2 18,02 g mol 0,091 0,909 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 18

18 Przykład: Stężony kwas solny o gęstości 1,2g/cm 3 zawiera 39,11% wag. HCl. Obliczyć ułamki molowe HCl i H 2 O w tym roztworze. Rozwiązanie Z definicji procentowości wynika, że w 100 g kwasu znajduje się 39,11g HCl. Reszta czyli 60,89g to woda. M H Cl 36, 46 Liczba moli każdego z tych składników w roztworze wynosi: 39,11g n HCl 1, 07mola 36,46 g mol g m ol M H O 18, 02 2 g m ol Znając liczby moli obliczmy ułamki molowe x HCl 1,07mola 1,07mola 3,38mola 0,24 60,89g n H O 3, 38mola 2 18,02 g mol x H 3,38mola 1,07mola 3,38mola 2O 0,76 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 19

19 Przykład: Jakie jest stężenie procentowe 2 molowego roztworu kwasu siarkowego (VI) o gęstości: d 1,14 g dm 3 Rozwiązanie: M(H 2 SO 4 )= =98, 1 cm 3 roztworu posiada masę 1,14g lub 1 dm 3 roztworu posiada masę 1140 g, masa czystego H 2 SO 4 znajduje się w 1dm 3 2 molowego roztworu: 1 dm 3 zawiera 2 mole H 2 SO 4, = 196 g objętość 100 g roztworu o podanej gęstości: x 100g g 1,14 cm 3 87,7cm 3 d m V 1,14 g dm 3 stężenie % można obliczyć z proporcji lub korzystając ze wzoru : 3 87,7cm 196g x 17, 19g cm C p m m s r 196g 100% 100% 17,19% 1140g Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 20

20 1.3. Podstawowe prawa chemiczne Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 21

21 1.3. Podstawowe prawa chemiczne Prawo zachowania masy (Lavoisier), łączna suma mas substratów równa się łącznej masie produktów reakcji chemicznej Prawo zachowania materii (Einstein) E = mc 2 Uogólnione prawo zachowania materii (E j + m j c 2 )= const E j - energia zawarta wewnątrz układu w różnych postaciach, m j - masy składające się na układ substancji. Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 22

22 Prawo stałości składu (Proust) - Prawo stosunków stałych W przeciwieństwie do mieszanin fizycznych, które można sporządzić z danych składników w dowolnych stosunkach wagowych, reakcje chemiczne przebiegają jedynie przy zachowaniu ściśle określonej proporcji substratów. Przykład: Stałe stosunki wagowe pierwiastków w związkach Lp. Związek chemiczny Wzór cząsteczkowy 1. Woda H 2 O H : O = 1 : 8 Stosunek wagowy pierwiastków 2. Amoniak NH 3 H : N = 1 : 4,66 3. Metan CH 4 H : C = 0,333 : 1 4. Acetylen C 2 H 2 H : C = 0,084 : 1 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 23

23 Prawo Avogadro Ilości molowe jakichkolwiek substancji w stanie gazowym zajmują w tych samych warunkach fizycznych jednakowe objętości. Obliczono, że jeden mol jakiegokolwiek gazu zajmuje w warunkach normalnych / temp. 0 o C, ciśnienie 1013 hpa / objętość 22,4 dm 3. Objętość tę nazywa się objętością molową. Prawo stosunków wielokrotnych (Dalton-1804) Jeżeli dwa pierwiastki zdolne są tworzyć z sobą więcej niż jeden związek chemiczny, to w związkach tych ilości wagowe jednego pierwiastka, przypadające na stałą ilość wagową drugiego pierwiastka, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych. Wodór i tlen tworzą dwa związki: H 2 O i H 2 O 2. Z taką samą ilością wagową wodoru, wynoszącą 2,016 g w jednym z tych związków związane jest 16 g tlenu, a w drugim 32 g tlenu. Wzajemny stosunek wagowy ilości tlenu związanego w związkach z taką samą ilością wagową wodoru wyraża się liczbami 1 : 2. Azot i tlen tworzą ze sobą pięć różnych tlenków N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 5 W poszczególnych tlenkach azotu na 14 g azotu przypada odpowiednio: 8, 16, 24, 32, 40 g tlenu. Wzajemny stosunek ilości wagowych tlenu związanego z jednakową ilością wagową azotu wyraża się prostymi liczbami całkowitymi 1 : 2 : 3 : 4 : 5 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 24

24 Prawo stosunków objętościowych (Gay-Lussac 1808) Jeżeli reagujące ze sobą substancje znajdują się w stanie gazowym, to objętości poszczególnych gazów zarówno substratów, jak i gazowych produktów reakcji, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych. Prawo to jest prostą konsekwencją prawa Avogadra, według którego jednakowe objętości wszystkich gazów, mierzone w tych samych warunkach fizycznych, zawierają jednakową liczbę cząsteczek. Przykład: Jeżeli w dwóch jednakowych objętościach znajduje się po 6,023 x cząsteczek wodoru H 2 i chloru Cl 2, to w reakcji między nimi 1 objętość wodoru H objętość chloru Cl 2 2 objętości chlorowodoru 2HCl tworzy się chlorowodór w ilości 2 x 6,023 x10 23 cząsteczek, gdyż z każdej cząsteczki H 2 oraz Cl 2 powstają dwie cząsteczki chlorowodoru. Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 25

25 Prawa gazowe (treści fakultatywne) Izoterma (Boyl a-mariotte a) Izobara (Charlesa Gay-Lussaca Izochory (Gay-Lussaca) Równanie Clapeyrona Równanie Van der Waalsa Prawo Daltona (ciśnień parcjalnych) Ciśnienie: N m -2 = Pa 1 atm = kpa Temperatura T [K] = t [ o C] Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 26

26 AVOGADRO P n Objętość molowa gazów dm 3 T= K oraz P=1 atm CHARLES P T Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 27

27 BOYLE P 1 V czyli P V = const 1/V ciśnienie Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 28

28 Równanie Clapeyrona = AVAGADRO + BOYLE + CHARLES P nrt V R dm atm mol K R x10 Pa x10 1mol K 3 m R Pa 3 1 m mol K 1 R J 1 mol K 1 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 29

29 Równanie Clapeyrona Gęstość gazów CH 4 SF 6 n m PV RT M PV RT M P RT Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 30

30 Prawo Daltona Ciśnień parcjalnych Całkowite ciśnienie mieszaniny gazów jest suma ciśnień parcjalnych wszystkich składników P p p O H 2 2 p H 2 n H 2 V RT p N 2 n N 2 V RT P P ( n n ) RT H nrt V V O 2 2 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 31

31 1.4. Podstawowe obliczenia chemiczne Obliczenia w oparciu o wzór chemiczny Obliczenia w oparciu o prawa chemiczne Obliczenia stechiometryczne (w oparciu o reakcje chemiczne) Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 32

32 1.5. Klasyfikacja reakcji chemicznych (typy mechanizmów) Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 33

33 1.5. KLASYFIKACJA REAKCJI CHEMICZNYCH Zapis reakcji chemicznej w postaci równania chemicznego podaje bilans mas substratów i produktów (prawo zachowania masy) oraz określa typ reakcji. Bilansowanie równań chemicznych dokonaj bilansu! Reakcje do uzgodnienia H 2(g) + O 2 (g) H 2 O (l) AgNO 3 + Cu CuNO 3 + Ag Reakcje uzgodnione 2H 2 + O 2 2H 2 O AgNO 3 + Cu Cu NO 3 + Ag Fe (s) + O 2(g) Fe 2 O 3 (s) AgNO 3(aq) +MgCl 2(aq) Mg(NO 3 ) 2 (aq) + AgCl (s) C 4 H 10(g) +O 2(g) CO 2(g) + H 2 O (g) 4 Fe (s) + 3 O 2(g) 2 Fe 2 O 3 (s) 2AgNO 3(aq) +MgCl 2(aq) Mg(NO 3 ) 2 (aq) + 2AgCl (s) 2C 4 H 10(g) +13O 2(g) 8CO 2(g) + 10H 2 O (g)

34 KRYTERIA PODZIAŁU REAKCJI CHEMICZNYCH - SCHEMAT REAKCJI Reakcje syntezy procesy polegające na łączeniu się atomów lub A B AB cząsteczek, czyli produkt zawiera wszystkie atomy zawarte w substratach, np.: C O 2 CO2 Reakcje analizy (rozkładu) procesy polegające na rozdzieleniu się atomów, czyli z jednego substratu powstają co najmniej dwa produkty, np.: AB A B 2HgO 2Hg O 2 - reakcje dysocjacji termicznej reakcje rozkładu w podwyższonej temperaturze CaCO CaO T 3 CO 2 AgCl hv Ag 1 Cl reakcje fotochemiczne (fotoliza) są przyspieszane lub zapoczątkowane pod wpływem światła, np.: - reakcje fonochemiczne lub sonochemiczne (fonoliza) zachodzą pod wpływem ultradźwięków, np.: reakcje depolimeryzacji Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 35

35 Reakcje analizy (rozkładu) cd - reakcje radiacyjno-chemiczne (radioliza) zachodzą pod wpływem promieniowania jonizującego, np.: O 2 O O e elektro liza 2 N ac l 2 Na Cl 2 - reakcje elektrochemiczne (elektroliza) zachodzące pod wpływem energii elektrycznej (reakcje redoks na elektrodach), np.: elektroliza stopionego NaCI Reakcje wymiany procesy polegające na przegrupowaniu atomów; substraty wymieniają między sobą poszczególne atomy lub grupy atomów, np.: N ac l AB CD CB AD A gn O 3 A gc l N an O 3 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 36

36 KRYTERIUM KLASYFIKACJI: KIERUNEK WYMIANY ENERGII MIĘDZY UKŁADEM A OTOCZENIEM Reakcje egzoenergetyczne reakcje, podczas których powstają produkty o mniejszej energii wewnętrznej niż suma energii wewnętrznej substratów; część energii zostanie przekazana otoczeniu. Jeżeli przepływ energii z układu do otoczenia zachodzi na sposób ciepła, to mówimy o reakcjach egzotermicznych. Do reakcji egzotermicznych zaliczamy większość reakcji polegających na łączeniu się z tlenem (utlenianie, spalanie), np.: C O CO Reakcje endoenergetyczne reakcje, podczas których energia jest pobierana z otoczenia, a energia wewnętrzna produktu reakcji staje się większa od sumy energii wewnętrznych substratów. Jeżeli przepływ energii z otoczenia do układu zachodzi na sposób ciepła, to mówimy o reakcjach endotermicznych ( np. prażenie węglanów, tlenków): AB CaCO Q Q A B 2 A CaO B 3 CO 2 AB 2 Q Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 37 Q

37 KRYTERIUM KLASYFIKACJI: STAN SKUPIENIA REAGENTÓW Reakcje homogeniczne reakcje, w których wszystkie substraty i produkty znajdują się w tej samej fazie, np.: H F 2 HF 2 g 2 g g Reakcje heterogeniczne reakcje przebiegające na granicy dwóch faz. Symbole: s, g, aq - oznaczają, że dana substancja znajduje się w fazie stałej, gazowej lub w roztworze; - reagujące substraty znajdują się w dwóch różnych fazach, np.: C O 2 CO2 s g g Ag Cl AgCl aq aq s Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 38

38 KRYTERIUM KLASYFIKACJI: RODZAJE REAGENTÓW Reakcje jonowe przebiegają pomiędzy jonami lub z udziałem jonów w roztworach wodnych lub innych rozpuszczalnikach polarnych, np.: Ba SO BaSO Reakcje cząsteczkowe zachodzą pomiędzy cząsteczkami lub z udziałem cząsteczek, przeważnie w fazie gazowej, rzadziej w roztworach rozpuszczalników niepolarnych, np.: 1 Reakcje rodnikowe zachodzą wtedy, kiedy na skutek - np.: absorpcji kwantu promieniowania elektromagnetycznego - następuje rozbicie trwałej cząsteczki na nietrwałe wolne rodniki, które mogą reagować z innymi cząsteczkami i tworzyć dalsze rodniki, np.: Cl2 hv 2Cl CH 4 Cl SO2 O SO CH 3 Cl H Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 39

39 KRYTERIUM KLASYFIKACJI: STOPIEŃ PRZEREAGOWANIA SUBSTANCJI Reakcje odwracalne nie przebiegają do końca, a prowadzą jedynie do stanów równowagi między produktami i substratami. Odwracalność reakcji polega na możliwości zachodzenia jej w obu kierunkach. Reakcje nieodwracalne gdy zachodzą tylko w jednym kierunku (między innymi: reakcje spalania, reakcje metali alkalicznych z wodą i reakcje niektórych tlenków metali z wodą). Substraty ulegają całkowitemu przereagowaniu, gdy przynajmniej jeden z produktów opuszcza środowisko czy to jako substancja w stanie gazowym, czy jako produkt nierozpuszczalny w danym roztworze. KRYTERIUM KLASYFIKACJI: PRZENIESIENIE ELEKTRONÓW MIĘDZY ATOMAMI Reakcje redoks reakcje przebiegające ze zmianą stopni utlenienia atomów. Reakcje przebiegające bez zmiany stopni utlenienia. Należy dodać, że każdej reakcji towarzyszą zmiany gęstości elektronowej. Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 40

40 Umiejętności podstawowe Wartościowość Pisanie wzorów chemicznych: sumarycznie, pół-strukturalnie, strukturalnie, elektronowo Pisanie i uzgadnianie reakcji chemicznych odczytywanie informacji z równania chemicznego Nomenklatura chemiczna: związki nieorganiczne, związki organiczne Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 41