Prezentacja programu PowerPoint - zchp.us.edu.pl · Podstawowe pojęcia i prawa chemii. 2. udowa...
-
Upload
nguyenkiet -
Category
Documents
-
view
220 -
download
1
Transcript of Prezentacja programu PowerPoint - zchp.us.edu.pl · Podstawowe pojęcia i prawa chemii. 2. udowa...
Podstawy Chemii
Dr inż. Marcin Libera
Podstawowe pojęcia chemiczneBudowa atomu
Terminy zajęć Wykłady (min) LaboratoriaZaliczenie
gr 1 gr 2 gr 302.Paź 100 P. Poż., BHP, szkło laboratoryjne09.paź 100 14:45-16:15 16:30-18:00 18:15-19:45 kolokwium16.paź 100 14:45-16:15 16:30-18:00 18:15-19:4523.paź 100 14:45-16:15 16:30-18:00 18:15-19:45
30.paź 100 14:45-16:15 16:30-18:00 18:15-19:45
06.lis 100 14:45-16:15 16:30-18:00 18:15-19:45
13.lis 100 14:45-16:15 16:30-18:00 18:15-19:4520.lis 100 14:45-16:15 16:30-18:00 18:15-19:4527.lis 120 Kolokwium z wykładów
04.gruPrzerwa KK
11.gru18.gru 10025.gru
Przerwa świąteczna01.sty08.sty 12015.sty 12022.sty 12029.sty 120 Egzamin05.lut
Sesja (Egzamin)12.lut
Harmonogram zajęć
Zakres merytoryczny1. Podstawowe pojęcia i prawa chemii. 2. Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków. 3. Budowa cząsteczek (organicznych i nieorganicznych). 4. Typy wiązań chemicznych. 5. Polarność cząsteczek. 6. Siły międzycząsteczkowe. 7. Wybrane klasy związków nieorganicznych i metody ich otrzymywania. 8. Kwasy, zasady, sole, związki amfoteryczne. 9. Dysocjacja elektrolityczna. Elektrolity silne i słabe. Dysocjacja wody i pH. 10. Hydroliza soli. Roztwory buforowe. 11. Iloczyn rozpuszczalności. 12. Typy reakcji chemicznych. 13. Elementy energetyki, kinetyki i statyki chemicznej. 14. Nazewnictwo związków chemicznych. 15. Zarys chemii organicznej: wybrane klasy związków organicznych, związki o znaczeniu biologicznym, podstawowe przemiany związków organicznych, metody otrzymywania wybranych klas związków organicznych. 16. Zasady pracy ze związkami chemicznymi. 17. Podstawowe operacje w laboratorium chemicznym. 18. Zasady postępowania z odpadami chemicznymi.
Zaliczenie, literaturaWykład – Kolokwium, Egzamin
Skala ocen:
51 - 60% prawidłowych odpowiedzi – 3,0
61 - 70% prawidłowych odpowiedzi – 3,5
71 - 80% prawidłowych odpowiedzi – 4,0
81 - 90% prawidłowych odpowiedzi – 4,5
91 - 100% prawidłowych odpowiedzi – 5,0
Laboratorium
Obecność, Sprawozdania (wszystkie muszą być zaliczone - skala ocen tak samo jak egzamin z wykładu)- wkład 70%, ocena ciągła – wkład 30%.
Lech Pajdowski – „Chemia ogólna”,
Adam Bielański – „Podstawy chemii nieorganicznej”,
Atkins Peter William, Jones Loretta – „Chemia ogólna”
ChemiaNauka o właściwościach, budowie i przemianach substancji oraz o prawach,
które rządzą tymi przemianami
1. Pierwsza książka – Aleksandria (Egipt), czasy helleńskie
2. Chemeia – sztuka egipska wytapiania metali
3. Alchemia – z ogólnych rozważań filozoficznych, przemiana metali w złoto, eliksir życia
4. Magnus (1250) odkrycie Arsenu
5. Flogiston – Johann Joachim Becher, Georg E. Stahl – substancje palne są bogate we flogiston, który tracą w procesie spalania
6. Fluid ciepła (cieplik) – Jędrzej Śniadecki – ciepło jest fluidem, który bez żadnych strat przechodzi od ciał gorących do zimnych
ChemiaNauka o właściwościach, budowie i przemianach substancji oraz o prawach,
które rządzą tymi przemianami
7. Robert Boyle (1661) – koncepcja pierwiastka chemicznego
8. Antoin Lavoisier (1787) – prawo zachowania masy, nomenklatura chemiczna
9. John Dalton (1808) – prawo ciśnień cząstkowych, prawo stosunków wielokrotnych, Daltonizm
10. Dmitrij Mendelejew (1869) – prawa okresowości i skonstruowanie układu okresowego pierwiastków
11. Friedrich Wöhler (1828 r.) – mocznik otrzymany syntetycznie
12. Ernest Rutherford (1911–1920) - subtelna budowa atomu
13. Heisenberg, Schrödinger, Pauli (lata 20. XX w.) – chemia kwantowa
Rozwój nowych gałęzi chemiiAstrochemia - nauka o związkach chemicznych i reakcjach chemicznych zachodzących w przestrzeni kosmicznej
Biochemia - nauka zajmująca się chemią w organizmach żywych, a w szczególności biosyntezą, strukturą, stężeniem, funkcjami i przemianami substancji chemicznych w organizmach
Geochemia – badanie historii naturalnej Ziemi z chemicznego punktu widzenia
Chemia teoretyczna - wiedza chemiczna od strony teoretycznej, czyli bez wykonywania eksperymentów w laboratorium
Chemia środowiska - dziedzina chemii zajmująca się opisem zjawisk chemicznych zachodzących w środowisku przyrodniczym(atmosfera, woda, gleba)
MateriaOgół istniejących przedmiotów fizycznych, poznawalnych zmysłami; w ujęciu
filozoficznym wszystko co istnieje w czasie i przestrzeni, obiektywna rzeczywistość niezależna od świadomości
Einstein 1905
𝐄𝟎 = 𝐦𝟎𝐜𝟐
suma masy i energii jest stała (układ zamknięty)
1. materia to wszystkie obiekty, o różnej od zera masie spoczynkowej (tzw. materia masywna)
2. materia to wszystkie obiekty złożone z elementarnych fermionów (tzw. materia fermionowa)
3. materia to wszystkie obiekty złożone z dwu odmian cząstek elementarnych (o identycznej masie i czasie życia, ale o przeciwnym znaku ładunku elektrycznego oraz wszystkich addytywnych liczb kwantowych)
4. materia to wszystkie obiekty wytwarzające grawitację i jej podlegające, czyli o niezerowej energii
Substancja chemiczna
Substancja jednorodna, o stałym, określonym składzie chemicznym,
jakościowym (co do rodzaju atomów pod względem liczby atomowej i
ewentualnie, co do poszczególnych rodzajów atomów w cząsteczce) i
najczęściej ilościowym (liczby atomów różnych rodzajów w cząsteczce)
Proste – formy występowania w stanie wolnym pierwiastków chemicznych
Złożone – związki chemiczne
Bertolidy – niespełniające kryterium stałości składu
Mieszaniny (jednorodne i niejednorodne) – preparaty chemiczne lub
substancje złożone
SubstancjaSubstancja – podstawowe pojęcie używane w aktach prawnych Unii
Europejskiej dotyczących bezpieczeństwa używania, oznakowania i
klasyfikacji chemikaliów.
Rozporządzenie CLP (klasyfikacja oznakowania i pakowania chemikaliów)
Rozporządzenie REACH (rejestracja chemikaliów)
„Pierwiastek chemiczny lub jego związki w stanie, w jakim występują w
przyrodzie lub zostają uzyskane za pomocą procesu produkcyjnego, z
wszelkimi dodatkami wymaganymi do zachowania ich trwałości oraz
wszelkimi zanieczyszczeniami powstałymi w wyniku zastosowanego
procesu, wyłączając rozpuszczalniki, które można oddzielić bez wpływu na
stabilność i skład substancji”
Mieszaniny nie są substancjami chemicznymi !
PierwiastekPoszukiwanie podstaw całej rzeczywistości
Tales z Miletu – woda
Anaksymander – bezkres (apeiron),
Anaksymenes – powietrze
Heraklit – ogień
Empedokles – woda, ogień, powietrze i ziemia (4 żywioły)
Leucyp i Demokryt – małe niepodzielne cząstki (atomy)
Platon – (Empedokles + atomizm)
Arystoteles – (Empedokles + Anaksymander) + eter (quinta essentia –
piąta esencja (kwintesencja)
Dżabir Ibn Hajjan – 4 żywioły + siarka i rtęć jako składnik wszystkich metali
Paracelsus – 4 żywioły + siarka, rtęć i sól (jatrochemia)
PierwiastekZbiór wszystkich atomów posiadających jednakową liczbę protonów w
jądrze
Substancja chemiczna, która składa się wyłącznie z atomów posiadających
jednakową liczbę protonów w jądrze
Pierwsza litera jest zawsze wielka, a pozostałe małe Co – kobalt, CO –tlenek węgla
118 uznawanych pierwiastków
94 występuje naturalnie na ziemi
Do liczby atomowej 82 stabilne (astat przejściowy,
Technet i promet – niestabilne)
Od 93 (bizmut) promieniotwórcze
Prawo zachowania masy
Empedokles
"W przyrodzie nie powstaje nic, co może umrzeć; nie ma całkowitego unicestwienia; nie dzieje się nic oprócz zmian i rozpadu tego co połączone”
Michaił Łomonosow (1756), Antoine Lavoisier (1785)
"Łączna masa wszystkich substancji przed reakcją (tzw. substratów) jest równa łącznej masie wszystkich substancji powstałych w reakcji (tzw.
produktów)"
"Całkowita masa substancji uczestniczących w reakcji chemicznej pozostaje niezmienna„
"W reakcji chemicznej sumy mas produktów i substratów są sobie równe"
Prawo stałości składu (stosunków stałych)Joseph Louis Proust (1799)
Daltonidy
Stosunek ilościowy pierwiastków w każdym odrębnym związku chemicznym jest zawsze stały, charakterystyczny dla danego związku i nie
zależy od sposobu powstawania tego związku
Każdy związek chemiczny niezależnie od jego pochodzenia albo metody otrzymywania ma stały skład jakościowy i ilościowy
Np.: wodór do tlenu w wodzie zawsze w stosunku wagowym 1:8
Bertolidy, związki niestechiometryczne
Prawo stałości składu (stosunków wielokrotnych)
Dalton (1802)
„Jeżeli dwa pierwiastki A i B tworzą ze sobą więcej niż jeden związek, to
masy pierwiastka A przypadające na taką samą masę pierwiastka B mają
się do siebie jak niewielkie liczby całkowite”
Np.: woda składa się z wodoru i tlenu w stosunku wagowym 1:8,
nadtlenek wodoru z wodoru i tlenu w stosunku wagowym 1:16. Masa
tlenu łączącego się z taką samą masą wodoru – 1g, w wodzie i nadtlenku
wodoru wynosi odpowiednio 8 g i 16 g; ilości te pozostają w stosunku
prostych liczb całkowitych 1:2.
Prawa gazów doskonałych
Gaz doskonały - hipotetyczny gaz, w którym nie uwzględnia się objętości
własnej cząsteczek (cząsteczki traktuje się jako punkty materialne) oraz
oddziaływania pomiędzy nimi
1. Brak oddziaływań międzycząsteczkowych z wyjątkiem odpychania w
momencie zderzeń cząsteczek
2. Objętość cząsteczek jest znikoma w stosunku do objętości gazu
3. Zderzenia cząsteczek są doskonale sprężyste
4. Cząsteczki znajdują się w ciągłym chaotycznym ruchu
Klasyczny gaz doskonały
Gaz Fermiego, będący zastosowaniem modelu do fermionów, np.
elektronów w metalu
Gaz bozonów, będący zastosowaniem modelu do bozonów, np.
fotonów
Prawa gazów doskonałych
P – ciśnienie [Pa]
V – objętość [m3]
N – ilość moli n=m/M
R – stała gazowa, R = 8,314 [J*mol-1*K-1]
T – temperatura [K]
pV = nRT
Benoît Clapeyron (1834)
Równanie stanu gazu doskonałego
n moli (taka sama liczba cząstek) gazu, przy danej temperaturze i ciśnieniu panującym w naczyniu zajmuje zawsze taką samą objętość, niezależnie od budowy chemicznej tego gazu (V = nRT/p)w danej objętości, przy danym ciśnieniu i temperaturze, znajduje się zawsze taka sama liczba moli cząsteczek gazu, niezależnie od jego budowy chemicznej (n = pV/RT)n moli gazu zamkniętych w naczyniu o określonej objętości, przy określonej temperaturze, będzie wywierało na jego ścianki takie samo ciśnienie, niezależnie od tego, jaki to jest gaz (p = nRT/V).
Prawa gazów doskonałychBenoît Clapeyron (1834)
Równanie stanu gazu doskonałego
Równanie Clapeyrona dla jednego mola gazu ma postać pV = RT , gdzie R
to stała gazowa postaci P0V0/T0, P0 – ciśnienie gazu w temp = 00C, V0 –
objętość gazu w temp = 00C, T0 – 00C = 273,16 K,
R = 8,314 J*mol-1*K-1 ,
- równanie stanu gazowego: pV – nRT, gdzie n to ilość moli = m/M
- prawo Avogadry : objętości gazowych substratów i produktów (w
jednakowych warunkach ciśnienia i temperatury) pozostają do siebie w
stosunku małych liczb całkowitych,
- objętość molowa gazu: Vm to stosunek masy molowej substancji
do jej gęstości, w warunkach normalnych objętość molowa gazu
doskonałego wynosi 22,4 dm3 * mol-1,
Prawa gazów doskonałych
W tych samych warunkach fizycznych tj. w takiej samej temperaturze i
pod takim samym ciśnieniem, w równych objętościach różnych gazów
znajduje się taka sama liczba cząsteczek.
Prawo Avogadra
W warunkach normalnych jeden mol gazu doskonałego zajmuje objętość
Objętość molowa gazu
22,415 dm³
Warunki normalne T = 273 K, P = 1013 hPa
Liczba cząsteczek (atomów) w jednym molu nosi nazwę liczby Avogadra
6,022140857(74) x 1023
Masa atomowa
Masa atomu wyrażona w atomowych jednostkach masy u. Określa ona, ile razy masa atomu danego pierwiastka jest większa od 1/12 masy atomu
węgla 12C.
Masa atomowa pierwiastka stanowi średnią ważoną mas atomowych, uwzględniającą procentowe występowanie wszystkich izotopów danego
pierwiastka w przyrodzie.
Liczbowo równa się iloczynowi masy pojedynczego atomu i liczby Avogadra:MA = mA*NA
Masa cząsteczkowa
Masa jednej cząsteczki związku lub indywiduum chemicznego wyrażona w atomowych jednostkach masy u. Określa ona, ile razy masa cząsteczki jest
większa od 1/12 masy atomu węgla 12C.
Masa atomowa pierwiastka stanowi średnią ważoną wszystkich mas atomowych wchodzących w skład związku, uwzględniającą procentowe występowanie wszystkich izotopów danego pierwiastka w przyrodzie.
John Dalton
Atomistyczna teoria budowy materii
Jednostka masy atomowej
m = 1 u = 1,660538921(73)*10-24 g
1 g = 6,02214129(27)*1023 u
Do roku 1961 atomowa jednostka masy wyrażana była jako 1/16 masy atomu tlenu 16O (fizycy) lub
średniej masy atomu tlenu 160 (chemicy).Symbol = amu (atomic mass unit)
Atomistyczna teoria budowy materii
Rok 1808 - John Dalton przyjął, że materia jest zbudowana z atomów, będących niepodzielnymi, sprężystymi kulami (tzw. „model kuli bilardowej”).
Teoria Daltona składa się z następujących postulatów:
• Atom jest najmniejszym „budulcem” materii. Jest jednolity i niepodzielny.• Wszystkie atomy danego pierwiastka chemicznego są identyczne
(posiadają ten sam zespół właściwości).• Atomy danego pierwiastka A różnią się od atomów pierwiastka B.
• Atomy są niezmienne i niepodzielne. Atomy danego pierwiastka A nie mogą przemienić się w atomy pierwiastka B. Atomy nie zmieniają się w
trakcie reakcji chemicznych.• Związki chemiczne powstają przez łączenie się pierwiastków w stałych
stosunkach.
Nazwy pierwiastków wg Daltona
MolMol : ilość substancji chemicznej, zawierającej tyle samo cząstek
(atomów, cząsteczek, rodników, jonów, elektronów…), ile atomów węgla znajduje się w 12 g nuklidu 12C.
W 12 g węgla znajduje się 6,022 * 1023 atomów = N (liczba Avogadro)
Jednostką w układzie SI jest kg/mol.
Stężenia roztworówSposób wyrażenia zawartości składników w roztworach.
- procentowe (Cp): określa masę substancji rozpuszczonej w 100 g roztworu.
- molowe (Cm): liczba moli rozpuszczonej substancji zawartej w 1 litrze
roztworu.
- molarne : liczba moli substancji rozpuszczona w 1 kg roztworu.
- molalne (mi): liczba moli substancji rozpuszczona w 1 kg rozpuszczalnika.
- ułamek molowy (Ni)(składnika i) to stosunek liczby moli tego składnika ni
do ogólnej liczby moli n w roztworze.
Układ SI
Międzynarodowy Układ Jednostek Miar – znormalizowany układ jednostek miar, stworzony w oparciu o system metryczny miar. Jednostki w układzie SI
dzielimy na podstawowe i pochodne.Układ SI Polska przyjęła w 1966 roku, obowiązuje we wszystkich krajach
świata oprócz Stanów Zjednoczonych Ameryki Północnej, Liberii i Mjanmy.
Nazwa Symbol Mierzona wielkość
Obecna definicja (2005)
Historyczna definicja
Metr M Długość Jeden metr to odległość, jaką pokonuje światło w próżni w czasie 1/299 792 458 s.”
1⁄10 000 000 długości mierzonej wzdłuż południka paryskiego od równika do bieguna.
Kilogram kg Masa Jeden kilogram to masa równa masie międzynarodowego wzorca kilograma.
Masa jednego litra wody. Litr to 1⁄1000
metra sześciennego.
Jednostki podstawowe układu SI
Nazwa Symbol Mierzona wielkość
Obecna definicja (2005)
Historyczna definicja
Sekunda s Czas Jedna sekunda to czas równy 9 192 631 770 okresom promieniowania odpowiadającego przejściu między dwoma poziomami F = 3 i F = 4 struktury nadsubtelnej stanu podstawowego 2S1/2 atomu cezu 133Cs. Powyższa definicja odnosi się do atomu cezu w spoczynku w temperaturze 0 K
Doba dzieli się na 24 godziny, każda godzina na 60 minut, a każda minuta na 60 sekund.Sekunda to 1⁄(24 × 60 × 60) doby.
Jednostki podstawowe układu SI
Nazwa Symbol
Mierzona wielkość
Obecna definicja (2005) Historyczna definicja
Amper A Prąd elektryczny
Jeden amper to takie natężenie stałego prądu elektrycznego, który płynąc w dwóch równoległych, prostoliniowych, nieskończenie długich przewodach o znikomo małym przekroju kołowym, umieszczonych w próżni w odległości 1 m od siebie, spowodowałby wzajemne oddziaływanie przewodów na siebie z siłą równą 2·10-7 N na każdy metr długości przewodu.
Oryginalny „Międzynarodowy Amper” był zdefiniowany elektrochemicznie jako prąd potrzebny do wytrącenia 1.118 miligrama srebra na sekundę z roztworu azotanu srebra. W porównaniu do obecnej definicji, różnica wynosi 0,015%.
Jednostki podstawowe układu SI
Nazwa Symbol
Mierzona wielkość
Obecna definicja (2005) Historyczna definicja
Kelwin K Temperatura
Definicja ta odnosi się do wody o następującym składzie izotopowym: 0,00015576 mola 2H na jeden mol 1H, 0,0003799 mola 17O na jeden mol 16O i 0,0020052 mola 18O na jeden mol 16O
Skala Celsjusza: skala Kelvina opiera się na skali Celsjusza, lecz jest skalą termodynamiczną (0 K to zero bezwzględne).
mol mol Liczność materii
Jeden mol to liczność materii układu, zawierającego liczbę cząstek równą liczbie atomów zawartych w dokładnie 0,012 kilograma izotopu węgla 12C; jej symbol to 'mol.
Masa cząsteczkowa podzielona przez 1 g/mol.
Jednostki podstawowe układu SI
Nazwa Symbol
Mierzona wielkość
Obecna definicja (2005) Historyczna definicja
Kandel cd Światłość
Jedna kandela to światłość z jaką świeci w określonym kierunku źródło emitujące promieniowanie monochromatyczne o częstotliwości 5,4·1014 Hz i wydajności energetycznej w tym kierunku równej 1/683 wata na steradian.
Wcześniejszą jednostką światłości była świeca.
Jednostki podstawowe układu SI