W 1 PODSTAWOWE POJĘCIA,
[ Pobierz całość w formacie PDF ]
2008-05-16 Wykład 1 1 Podstawowe pojęcia i prawa Chemia jest nauką o substancjach, ich strukturze, właściwościach i reakcjach w których zachodzi przemiana jednych substancji w drugie. Badania przemian chemicznych nie ogranicza się jednak tylko do klasyfikowania substratów i produktów przemian, ale obejmują także mechanizmy reakcji, sposoby kontrolowania szybkości reakcji oraz wydajności tworzenia produktów. Podstawą ilościowych rozważań dotyczących reakcji chemicznych są wymienione poniżej elementarne pojęcia i prawa. 2 1 2008-05-16 Bezwzględne masy atomów uczestniczących w reakcjach chemicznych wyrażone bardzo małymi liczbami nie są rozpatrywane ze względów praktycznych. W to miejsce stosuje się wielkości będące względnymi masami atomowymi, odniesionymi do jednostki masy atomowej " u ", stanowiącej 1/12 masy atomu izotopu węgla 12 C . 1u = 1,66057 * 10 -27 kg Zatem względną masę atomową pierwiastka definiuje się jako liczbę określającą ile razy masa przeciętnego atomu danego pierwiastka jest większa od jednostki masy atomowej "u", stanowiącej 1/12 części masy atomu izotopu 12 C . Przykład obliczenia względnej masy atomowej dla atomu magnezu 24 Mg A( 24 Mg) = 4 * 10 -26 kg : 1,66057 * 10 -27 kg = 24 Dla związku chemicznego, a także dla wieloatomowych cząsteczek pierwiastków masa cząsteczkowa stanowi sumę mas atomowych pierwiastków wchodzących w skład jednej cząsteczki, uwzględniającą krotność występujących w niej atomów. 3 Mol Miarą liczebności materii jest mol, czyli ilość substancji, która zawiera taką liczbę atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząsteczek materialnych, ile atomów znajduje się w 12 g węgla 12 C. Ilość ta wynosi: 1 mol = 6,023 * 10 23 jednostek Nosi ona nazwę liczby Avogadra i jest oznaczana literą N a . 4 2 2008-05-16 Masa molowa Masą jednego mola atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząstek materialnych wyrażoną w gramach nazywa się masą molową danej substancji. Jest ona oznaczana dużą literą M . Jednostka : kg * mol -1 lub g * mol -1 Ponieważ liczba atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząstek materialnych zawarta w jednym molu dowolnej substancji jest równa liczbie Avogadra /N a / N a = 6,023 * 10 23 Istnieje zależność M = N a * m Gdzie: M -oznacza masę molową, a m bezwzględną masę atomu, cząsteczki, jonu bądź innej cząstki materialnej. Wartość liczbowa masy molowej w g * mol -1 równa się wartości liczbowej względnej masy atomowej pierwiastka lub względnej masy cząsteczkowej związku albo wartości liczbowej względnej masy cząsteczkowej wynikającej ze wzoru sumarycznego związku chemicznego. 5 {M} = {A} Prawo zachowania masy Pomiędzy masą a energią, stanowiącymi dwie formy materii, istnieje zależność określona przez Einsteina wzorem E = mc 2 Gdzie: E -energia, m -masa , c -prędkość światła. Z zależności tej wynika, że w miejsce rozpatrywanych niegdyś odrębnie dwóch praw: Prawa zachowania energii określającego, że w danym układzie zamkniętym suma energii pozostaje stała, bez względu na przemiany, jakim ulegają wzajemnie jej poszczególne rodzaje. Prawa zachowania masy wyrażającego, iż łączna suma mas substratów równa się łącznej masie produktów reakcji chemicznej należy obecnie w świetle równoważności masy i energii, mówić o prawie zachowania materii. Uogólnione prawo zachowania materii można wyrazić równaniem / E j + m j c 2 / = const gdzie: E j -energia zawarta wewnątrz układu w różnych postaciach, m j -masy składające się na układ substancji. 6 3 2008-05-16 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. Sformułowane przez Prousta /1799/ prawo stosunków stałych wyraża, że każdy związek chemiczny ma stały i charakterystyczny skład ilościowy. 7 Tablica 1 Stałe stosunki wagowe pierwiastk ó w w związkach Lp . Związek chemiczny Wzór cząsteczkowy Stosunek wagowy pierwiastków 1. Woda H 2 O H : O = 1 : 8 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 8 4 2008-05-16 Prawo stosunków wielokrotnych Jeżeli dwa pierwiastki mogą tworzyć kilka związków chemicznych, to obowiązuje dalsza zależność ich składów ilościowych wyrażona prawem 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, przypadającą na stałą ilość wagową drugiego pierwiastka, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych. Na przykład 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. 9 Prawo stosunków objętościowych 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, zwane prawem prostych stosunków objętościowych, zostało sformułowane przez Gay-Lussaca /1808/. Jest ono prostą konsekwencją prawa Avogadra, według którego jednakowe objętości wszystkich gazów, mierzone w tych samych warunkach fizycznych, zawierają jednakową liczbę cząsteczek. Jeżeli na przykład w dwóch jednakowych objętościach znajduje się po 6,023 x 10 23 cząsteczek wodoru H 2 i chloru Cl 2 , to w reakcji między nimi 1 objętość wodoru H 2 + 1 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. 10 5 [ Pobierz całość w formacie PDF ] |