Chemia ogólna i środowiska:
1. Reakcje chemiczne:
- synteza
- analiza
- wymiana pojedyncza i podwójna.
Klasyfikacja Reakcji:
- atomowe – minimum jeden substrat w formie atomowej
- cząsteczkowe – substraty w formie cząsteczkowej, np.: H2 +Cl2à 2HCl.
- jonowe – zachodzą w roztworach – substraty są w formie jonów.
- rodnikowe – RODNIK – grupa (fragment cząsteczki) nie posiadający ładunku o nie wysycanych właściwościach (niesmarowanych właściwościach), bardzo aktywna chemicznie, nietrwała – produkt przejściowy, np. metyl, rodnik metylowy H2: H:HàH•+H• CH4àCH3•+ H•
Podział reakcji ze względu na ilość i rodzaj faz:
- homogeniczne – substraty i produkty – 1 faza (cieczowe, gazowe) np.: H2+Cl2à2HCl .
- heterogeniczne – minimum 2 fazy np.: Zn+2HClàH2+ZnCl2
N2+3H2 katà2NH3 kat – faza stała
Podział reakcji ze względu na przemianę energetyczną:
- egzotermiczna – z wydzieleniem ciepła.
- endotermiczna – z pobraniem ciepła.
- fotochemiczna – zachodzą pod wpływem światła; światło jest konieczne do zainicjowania reakcji i jest niezbędne w trakcie reakcji np.
Fotosynteza 6H2O + 6CO2 + energia świetlna -> C6H12O6 + 6O2 lub: AgCl àAg + 1/2Cl2
Podział ze względu na zmiany wartościowości elektrochemicznej:
- utleniania - redukcji
Reakcje łańcuchowe (bardzo często rodnikowe) – przebiega przez szereg kolejnych etapów obejmujących inicjowanie, rozwijanie i zakończenie łańcucha.
Cl2+hυà2Cl• ; Cl•+H2àHCl+H• ; H•+Cl2àHCl+Cl• ;
Cl•+H2àHCl+H• … może się zdarzyć:
Cl•+H•àHCl
Cl•+Cl•àCl2 wygaszanie reakcji – spotkanie 2 rodników.
H•+H•àH2
Reakcje:
Nieodwracalen: A+Bàprodukty Odwracalne: A+B↔C+D
Szybkość reakcji zależy od: *stężenia *temp *ciśnienia (gaz) – im większe tym V większe *stanu i wielkości powierzchni granicznych (faza stała) *katalizatorów *światła promieniowania
SZYBKOĆ REKCJI:- zmiana stężenia substratów (lub produktów) w jednostce czasu;
Wpływ stężenia na V (prędkość) reakcji : Aàprodukty
Szybkość jest wprost proporcjonalna do stężenia substratów A.
V=k[A] k - stała szybkości reakcji ; aA+bB+cCàprodukty
Szybkości reakcji chemicznych jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń substratów w odpowiednich potęgach (odpowiednie współczynnikom stechiometrycznym).
Teoria molekularno-kinetyczna :
Reakcja zachodzi, gdy zachodzi efektywne zderzenie cząstek (cząstki posiadają energię większą od energii aktywacji) wyższe stężenie à więcej cząstek. –więcej cząstek aktywnych –większe prawdopodobieństwo efektywnego zdeżenia.
Wpływ temperatury na prędkość reakcji
- szybkość reakcji rośnie ze wzrostem temperatury.
Energia kinetyczna cząsteczki.
Równanie Arheniusa k-stała szybkości reakcji
A,B – stałe T- temperatura w Kelwinach
Równanie Van’t Hoffa Vt – szybkość reakcji w temp. t. ; V0 – szybkość reakcji w temp. początkowej ;
n – współczynnik termicznych reakcji n=1,5-5 (najczęściej n=2)
Dla wielu reakcji wzrost temp. o 10oCà powoduje szybkość.
Wpływ ciśnienia na prędkość reakcji: - tylko dla fazy gazowej
– V reakcji jest proporcjonalna do ciśnienia reakcji.
Wzrost ciśnienia: à mniejsza odległość między cząsteczkami àwięcej zderzeń à częściej zderzenia efektywne N2+3H2à2NH3 założenie:
p wzrasta 3x àp2=3p1 dla p1 V1=k cN cH3
dla p2 objętość 3x maleje czyli c2=3c13 V2=k 3cN (3cH)3 =81 k cN cH
V2:V1=81
Wpływ powierzchni granicznej: - w układach heterogenicznych – większa powierzchnia à więcej cząsteczek może się kontaktować.
à szybciej zachodzi reakcja
Wpływ naświetlenia promieniowania: rozkład halogenków Ag-UV
àFotosynteza àradioliza H2O, jonizacja powietrza – promie_wanie X
Wpływ Katalizatora: à substancja która wpływa na szybkość reakcji ale nie na jej przebieg à nie jest uwzględniany w zapisie stechiometrycznym à katalizator ujemny to inhibitor àpopularne katalizatory: Pt; Fe; NiO; V2O5; FeO; Al2O3; H2O; enzymy.
Zatrucie katalizatora – trucizny, cyjanki. H2S, As2O3 (arszenik), CO.
Autokataliza – katalizatory powstałe w wyniku reakcji.
Kataliza – homo i heterogeniczna.
Teorie: a) teoria związków pośrednich.
A+BàAB ; SO2+1/2O2àSO3
A+KàAK ; SO2+V2O2àSO3+ V2O4
AK+BàAB+K ; V2O4+1/2O2à V2O5
Zmiana energii aktywacji
Reakcje odwracalne aA+bBàcC+dD
Stan równowagi dynamicznej – po czasi t zmniejszamy stężenie produktów A to równa się ono [A]=[B]=[C]=[D] – po kolejnym czasie nie zmienia się jeżeli V1 =V2 aA=bB=cC=dD
k- stała równowagi chem.
Prawo działania mas : (Guldberga wageiga)
Dla reakcji odwracalnej w stanie równowagi stosunek iloczynu stężeń produktów w odpowiednich potęgach do iloczynu stężeń substratów w odpowiednich potęgach jest wielkością stałą, w stałej temperaturze.
Reguła przekory: (La Chatelier’a – Brauna)
Przy zmianie parametrów reakcji chemicznych (temperatury, ciśnienia, stężenia ) równowaga układu przesuwa się w takim kierunku by przeciwdziałać tej zmianie.
Równowaga chemiczna zależy od (zależności niejednoznacznych):
-temperatura T↑ - przebieg reakcji endotermicznej
T↓ - przebieg reakcji egzotermicznej
Dla fazy gazowej: H2 +Cl2 ↔2HCl pV/T =const
N2 +3H2 ↔2NCl3
p↑V↓à2NH3
V↑p↓ßN2+3H2
- stężenia - ciśnienia - środowiska - energii / promieniowania
- Katalizatora – nie stwarza nowych dróg reakcji; katalizuje tylko jedne z kierunków reakcji
C2H5OHàH2O+C2H4 kat Al2O3 ; C2H5OHàH2+CH3COH kat Fe2O3
Teoria kompleksu przejściowego:
Zderzenie drobin może doprowadzić do utworzenia nietrwałego przejściowego układu, tzw. kompleksu przejściowego (aktywnego); zbudowanego z jąder i elektronów zderzających się drobin.
A+BCà ABC à AB + C Szybkość reakcji zależy od stężenia
↑ kompleksu aktywnego i szybkość z jaką
Komplet aktywny ulega on rozpadowi na produkty.
II. TERMOCHEMIA I ELEMNETY TERMODYNAMIKI:
Efekt cieplny reakcji –ilość energii wymienionej między układem reagentów i otoczeniem w określonych warunkach.,
Efekty cieplne przemian fazowych: - przemiany alotropowe / polimorficzne: topnienie-krzepnięcie ; parowanie-skraplanie ;
Sublimacja-resublimacja.
Energia wewnętrzna układu (U)- energia zgromadzona w poszczególnych drobinach (atomach, cząsteczkach lub jonach)
Różnica między całkowitą energią układu, a jego makroskopową energią kinetyczną i potencjalną. U= EC – EK –EP
Entalpia - energia wymieniona na sposób ciepła w warunkach izobarycznych (nie zależy od drogi przemiany).
Entropia – funkcja liczby sposobów podziału energii wewnętrznej między poszczególne drobiny i poszczególne rodzaje jej ruchów.
Prawo Hess’a
Ciepło reakcji chemicznej nie zależy od drogi, na której zachodzi redukcja, a jedynie od rodzaju substratów i rodzajów produktów (stan początkowy i końcowy reakcji) C+O2↔CO2+Q
C+1/2O2↔CO+Q1 etapy
CO+1/2O2↔CO2+Q2 pośrednie
Q=Q1+Q2
ΔH-entalpia
I zasada term...
CrazyMartin