Strona główna

Typy sieci krystalicznej – stopień upakowania przestrzeni


Pobieranie 58.37 Kb.
Data20.06.2016
Rozmiar58.37 Kb.

  1. Typy sieci krystalicznej – stopień upakowania przestrzeni:

Sieć krystaliczna to układ cząstek powtarzający się w regularnych odstępach w trzech kierunkach przestrzeni. Rozróżnia się cztery zasadnicze typy sieci krystalicznych:

    • 1) cząsteczkowa, molekularna (utworzona z cząsteczek polarnych lub niepolarnych, wiązania chemiczne są bezkierunkowe, kryształy o takiej sieci krystalicznej stanowią dobre izolatory) np. w S8,

    • 2) atomowa (złożona z atomów, wiązania chemiczne są skierowane przestrzennie, kryształ o takiej sieci krystalicznej jest izolatorem lub półprzewodnikiem) np. w krzemie (Si),

    • 3) jonowa (złożona z różnoimiennie naładowanych jonów, wiązania chemiczne są bezkierunkowe, kryształ o takiej sieci krystalicznej jest w temperaturze pokojowej izolatorem lub półprzewodnikiem, w wysokich temperaturach wykazuje przewodnictwo jonowe) np. w NaCl,

    • 4) metaliczna (złożona z jonów metalu "zanurzonych" w gazie elektronowym, wiązania chemiczne są bezkierunkowe, kryształ o takiej sieci krystalicznej jest dobrym przewodnikiem) np. w metalach. Sieć krystaliczna nie stanowi struktury statycznej, ponieważ wykonuje pewne skwantowane drgania,

Geometrycznym odpowiednikiem sieci krystalicznej, w którym zamiast cząstek rozpatruje się punkty geometryczne, jest sieć przestrzenna kryształu (kryształ, defekty struktury kryształu, rfonon).



13. Stężenia roztworów.

    • stężenie procentowe - o udział związków chemicznych w mieszaninach i roztworach wyrażony w procentach. Pojęcie to oznacza najczęściej zawartość substancji rozproszonej lub rozpuszczonej w stosunku do całości mieszaniny lub roztworu, jednak czasami określa się w ten sposób również udział procentowy roztworu nienasyconego w stosunku do roztworu nasyconego (w tych samych warunkach termodynamicznych

gdzie ms – masa substancji

mr – masa roztworu

Cp – stężenie procentowe



    • stężenie molowe - Stężenie molowe roztworów związków chemicznych to liczba moli danego związku jaką zawiera 1 dm3 danego roztworu. Stężenie molowe jest równe stosunkowi liczby moli n substancji rozpuszczonej do objętości roztworu. Jednostką stężenia molowego w układzie SI jest mol/dm3. Określenie roztworu jako n-molowy oznacza, że jego stężenie molowe wynosi n mol/dm3. Stężenie molowe zależy od temperatury, gdyż objętość roztworu zmienia się wraz z temperaturą.

gdzie Cm – stężenie molowe

n – ilość moli

v – objętość



  1. Wyrażenia na stałe równowagi.




    • iloczyn jonowy wody ( stała równowagi)

Lw = KcH2O [H2O]=[H+][OH-]

    • stała hydrolizy

CN- + H2O HCN + OH-



    • stałe dysocjacji

H2CO3 H+ + HCO3-

HCO3  H+ + CO3-



  1. Układanie i bilansowanie reakcji dysocjacji elektrolitycznej.

H3PO4  H+ + H2PO4-

I H2SO4  H+ + HSO4- H2PO4  H+ + HPO42-

II HSO4-  H+ + SO42- HPO4  H+ + PO43-



  1. Teorie kwasów i zasad

    • Teoria Arrheniusa

      1. Kwas – substancja która w roztworze wodnym odszczepia jony H+

      2. Zasada – substancja która w roztworze wodnym odszczepia jony OH-

    • Teoria Franklina (teoria rozpuszczalnikowa)

      1. Kwas – substancja która w wyniku dysocjacji odszczepia kation rozpuszczalnika

      2. Zasada – substancja która w wyniku dysocjacji odszczepia anion rozpuszczalnika

    • Teoria Bronsteda-Lawryego (teoria protonowa) – teoria dotyczy wyłącznie roztworów wodnych

      1. Kwas – donor protonów

      2. Zasada – akceptor protonów

    • Teoria Lewisa

      1. Kwas – akceptor pary elektronowej

      2. Zasada – donor pary elektronowej

  1. Iloczyn jonowy wody oraz pH roztworu

H2O  H+ + OH-






dla czystej wody [H+]=[OH-]=10-7 M

w roztworach kwaśnych [H+] > 10-7

w roztworach zasadowych [H+] < 10-7
pH = -log [H+]

pOH = -log [OH-]

pH + pOH = 14


  1. Roztwory buforowe

Roztwory buforowe – to roztwory wodne mające zdolność utrzymywania na stałym poziomie wartości PH mimo rozcieńczania wodą tych roztworów i mimo dodawania do nich niewielkich mocnych kwasów bądź mocnych zasad.


Do najważniejszych typów roztworów buforowych należą:




  1. Reakcje hydrolizy i określanie odczynu roztworów soli

Hydroliza - reakcja chemiczna polegająca na rozpadzie cząsteczek związku chemicznego na dwa lub więcej mniejszych fragmentów pod wpływem kontaktu z wodą lub parą wodną. W przypadku soli jonowych przez hydrolizę rozumie się zbiór wtórnych reakcji jonów powstałych w wyniku solwolizy tej soli, które niekiedy prowadzą do zmiany pH środowiska.

Zazwyczaj, reakcja hydrolizy przebiega wg ogólnego schematu:

A-B + H2O → H-B + A-OH

choć są też możliwe bardziej złożone mechanizmy tej reakcji, np:

A-B + 2 H2O → A-OH + B-OH + H2

które zdarzają się w fazie gazowej w wysokiej temperaturze lub w warunkach elektrolizy.


Hydroliza soli polega na reakcji z wodą wchodzących w skład danej soli jonów.

Powstające w wyniku dysocjacji elektrolitycznej soli jony są z punktu widzenia teorii kwasów Lewisa kwasami (kationy) lub zasadami (aniony), mogą więc one reagować z wodą tak, jakby były kwasami i zasadami w tradycyjnym rozumieniu (wg teorii Arrheniusa). To właśnie ta rekacja jest zwana reakcją hydrolizy elektrolitycznej. Przebiega podobnie do reakcji innych słabych elektrolitów, a więc (w przybliżeniu) zgodnie z prawem rozcieńczeń Ostwalda, gdzie stężeniem c jest stężenie wyjściowej soli. Jeżeli dana sól jest solą jednocześnie słabej zasady i słabego kwasu, wówczas podane poniżej rozwiązania komplikują się, gdyż wtedy powstające kationy i aniony są silnymi kwasami i zasadami Lewisa i prawo rozcieńczeń Ostwalda przestaje być dla nich spełnione.



Sól mocnego kwasu i słabej zasady

W przypadku soli mocnego kwasu i słabej zasady, jak np. chlorek amonowy, NH4Cl, kation NH4+ wchodząc w reakcję z wodą pełni funkcję kwasu odtwarzając w roztworze słabą zasadę, amoniak, NH3 (czyli NH4OH) oraz wytwarzając jony hydroniowe H3O+):



Stała hydrolizy

Stała równowagi tej reakcji jest równa stałej dysocjacji kwasowej jonu amonowego:



oraz po pominięciu produktów autodysocjacji wody (zob. prawo rozcieńczeń Ostwalda):



gdzie:


αh - stopień hydrolizy

Kw - iloczyn jonowy wody

Ka, Kb - stałe dysocjacji kwasowej i zasadowej

Kh - stała równowagi hydrolizy i pKh = − log10Kh

dla sprzężonej pary kwas-zasada

pKa + pKb = pKw, gdzie p jest operatorem: pX = -log10(X)



Sól słabego kwasu i mocnej zasady

Dla soli słabego kwasu i mocnej zasady (np. octan sodowy, CH3COONa), anion octanowy CH3COO- wchodzi w reakcję z cząsteczką wody z wytworzeniem cząsteczki kwasu octowego CH3COOH i anionu wodorotlenowego:



Stała równowagi hydrolizy jest równa stałej dysocjacji zasadowej jonu octanowego:





oraz jak powyżej:



gdzie:


[OH − ] = [CH3COOH] = αhCsoli


  1. iloczyn rozpuszczalności

Iloczyn rozpuszczalności - iloczyn odpowiednich potęg stężeń jonów (stężeniowy) lub aktywności jonów (termodynamiczny) znajdujących się w nasyconym roztworze elektrolitu. Ma charakter stałej równowagi dynamicznej i zależy od temperatury. W zależności od tego, czy reakcja rozpuszczania soli jest egzoenergetyczna, czy endoenergetyczna, rozpuszczalność albo maleje, albo rośnie ze wzrostem temperatury, zgodnie z regułą przekory Le Chateliera-Browna.

Ir = [M + x]m[X − m]x



  1. krzywe miareczkowania alacymetrycznego

Krzywą miareczkowania alkacymetrycznego nazywamy wykres zależności pH od obojętności dodanego titranta. Rys.1 pokazuje krzywą miareczkowania HCl za pomocą NaOH. Wyraźnie widoczny jest skok wartości pH. W punkcie skoku niewielka ilość dodanej zasad ypowoduje zmianę pH o kilka jednostek.

W toku miareczkowania dodawanie mocnej zasady powoduje spadek stężeina jonów wodorowych w następstwie zobojętniania ich przez jony wodorotlenkowe:




H+ + OH- -> H2O



Rys. 1

Titrant - w miareczkowaniu jest to roztwór dodawany z biurety w postaci kropel do roztworu analizowanej substancji (analit). Titrant jest roztworem mianowanym związku chemicznego zdolnego do reakcji charakterystycznej analizowanego indywiduum chemicznego.




  1. omówić pracę wybranego ogniwa galwanicznego

Ogniwo galwaniczne - ogniwo, w którym źródłem prądu są reakcje chemiczne zachodzące między elektrodą, a elektrolitem. Dwie elektrody zanurzone w elektrolicie (półogniwa) tworzą ogniwo galwaniczne. Różnica potencjałów elektrod to siła elektromotoryczna ogniwa (SEM). Praktycznym przykładem najprostszego ogniwa są dwie blaszki z różnych materiałów (np. miedź i nikiel) przedzielone papierem nasączonym elektrolitem (słoną wodą a nawet śliną).

Rodzaje ogniw galwanicznych:



    • Ogniwo Daniella - ogniwo galwaniczne, w którym pierwsze półogniwo stanowi elektroda cynkowa zanurzona w roztworze siarczanu cynku ZnSO4, a drugie elektroda miedziowa zanurzona w roztworze siarczanu miedzi CuSO4. W ogniwie tym oba półogniwa nie stykają się ze sobą bezpośrednio lecz są połączone różnymi kluczami elektrolitycznym, najczęściej wykonanym z roztworu chlorku potasu (KCl).

    • gniwo Leclanchégo – najpopularniejsze ogniwo galwaniczne występujące powszechnie w handlu np. jako popularne tzw. baterie paluszki (o napięciu 1,5 V) lub baterie płaskie (o napięciu 4,5 V) – trzy ogniwa połączone szeregowo. Powszechnie (i błędnie) używana nazwa bateria wynika z tego, że kiedy upowszechniał się sprzęt z zasilaniem bateryjnym, wymagane były napięcia możliwe do uzyskania jedynie z kilku ogniw (czyli baterii). Wtedy też najpopularniejszą formą, w jakiej spotykano ogniwa, była wspomniana bateria płaska. Schemat ogniwa: Zn|NH4Cl|MnO2,C.

    • Ogniwo Volty - płytka cynkowa i miedziana zanurzone w roztworze wodnym kwasu siarkowego. Obwód zamknięty: - Zn | H2SO4 | Cu +. Należy do jednych z najstarszych ogniw galwanicznych. Siła elektromotoryczna ogniwa wynosi 0,9 V.

    • Ogniwo Westona ogniwo galwaniczne w którym elektrodę dodatnią stanowi rtęć, a ujemną amalgamat kadmu. Zwykle ogniwa Westona są formowane na kształt litery H. Nad rtęcią znajduje się siarczan rtęci Hg2SO4 utarty z siarczanem kadmu CdSO4 oraz z rtęcią, w postaci tzw. pasty. W obu rurkach znajdują się także kryształy CdSO4, a całość wypełniona jest wodnym roztworem siarczanu kadmowego. W temperaturze równej 293,15 K (20 °C) siła elektromotoryczna ogniwa Westona wynosi 1,0183 V. Ogniwo Wetsona było stosowane jako wzorzec jednostki miary napięcia elektrycznego.




  1. przewidywani produktów elektrolizy roztworów wodnych kwasów zasad i soli

Kolejność wydzielania się produktów elektrolizy zależy od wielu czynników: rodzaju elektrod, stanu ich powierzchni, składu przewodnika jonowego, temperatury, pH itd. Jeżeli roztwór zawiera substancje AB w postaci jonów A+ i B-, zawiera także jony pochodzące z autodusocjacji wody które także mogą brać udział w procesach elektrodowych. Do każdej z elektrod będą podążały po dwa rodzaje jonów: do katody kationy A+ oraz H+, do anody aniony B- i OH-. Uproszczone reguły przewidują następującą kolejność rozładowywania się kationów:

1. Kation metalu ciężkiego (metalu stojącego za glinem w szeregu napięciowym)

2. Kation wodorowy H+

Najważniejsze wyjątki od tych reguł:

1. Rozładowywanie kationu Na+ na elektrodzie rtęciowej

2. Równoczesne wydzielanie wodoru i metalu w środowisku kwaśnym

Reguły dla anionów (dla anody platynowej lub grafitowej):

1. Anion kwasu beztlenowego

2. Anion OH-

Jeżeli roztwór zawiera kilka jonów metali ciężkich (np. Zn2+, Fe2+, Cu2+), to metale te będą się osadzały w kolejności wynikającej z szeregu napięciowego: najpierw wydzieli się ten o wyższym potencjale standardowym.


Jeżeli roztwór poddawany elektrolizie zawiera kilka kationów M1, M2, ... i kilka anionów A1, A2, ..., to rozładowaniu ulegają:

    • na katodzie kation o najwyższym potencjale redukcji katodowej

    • na anodzie anion o najniższym potencjale utleniania anodowego

Po wyczerpaniu się kationów jednego rodzaju rozpoczyna się rozładowywanie kolejnego jonu o najwyższym potencjale redukcji katodowej. W niektórych przypadkach, gdy potencjały są zbliżone, może następować równoczesne wydzielanie dwóch substancji. Analogicznie w przypadku anody.


24. Jakie informacje czerpiemy z układu okresowego pierwiastków.

    • pierwiastki w kolumnach pionowych stanowią grupy których nazwy pochodzą zwykle od pierwszego przedstawiciela w grupie (berylowe, litowce, helowce) pierwiastki w danej grupie wykazują podobieństwo właściwości fizycznych i chemicznych

    • rzędy poziome w układzie okresowym noszą nazwę okresów. Wiele właściwości fizycznych i chemicznych pierwiastków zmienia się w sposób systematyczny wzdłuż okresu ( promień atomowy, gęstość, elektroujemność)

    • pierwiastki w układzie okresowym podzielone są na trzy kategorie: metale, niemetale, półmetale. Wszystkie metale (oprócz rtęci) są w zwykłych temperaturach ciałami stałymi, Obrze przewodzącymi ciepło i prąd. Niemetale są słabymi przewodnikami a ich właściwości są zróżnicowane. Półmetale wykazują właściwości pośrednie między metalami a niemetalami.

    • Grupy pierwiastków łączy się w bloki których nazwy pochodzą od nazwy ostatniego orbitalu zapełnionego elektronami (s,p,d,f)

    • Liczba porządkowa przy każdym pierwiastku informuje nas o liczbie atomowej czyli liczbie protonów w jądrze = liczbie elektronów na powłokach

    • Obok liczby atomowej podana jest masa atomowa

    • Konfiguracja elektronowa podawana w układach okresowych informuje o szczegółowej budowie atomu danego pierwiastka. Znajomość liczby elektronów walencyjnych, tworzenie związków chemicznych oraz określanie wartościowości

    • Atomy pierwiastków należących do jednej grupy maja identyczną liczbę elektronów walencyjnych

    • Atomy pierwiastków należących do jednego okresu mają tę samą liczbę powłok zajętych przez elektrony, numer okresu jest równy liczbie powłok zajętych przez elektrony z numerami powłoki walencujnej

25. Typy minerałów i rozpowszechnienie pierwiastków w przyrodzie

Większość metali występuje w przyrodzie w stanie związanym w postaci minerałów. W stanie wolnym – występują jedynie metale szlachetne (złoto platyna). Wiele metali występuje w morzach i oceanach zarówno w postaci rozpuszczonych soli jak i w postaci litej w niektórych miejscach na dnie oceanów.



Typ

Nazwa minerału

Podstawowy składnik

TLENKI

Boksyt

AL2O3

Hematyty

Fe2O3

Magnetyty

Fe3O4

Kupryt

Cu2O

Rutyl

TiO2

Biel cynkowa

ZnO

Chromit

FeO*Cr2O3

Węglany

Kalcyt

CaCO3

Syderyt

FeCO3

Magnezyt

MgCO3

Smitsonit

ZnCO3

Wodorotlenki

Bruzyt

Mg(OH) 2

Talk

Mg3Si4O10(OH) 2

Limonit

FeO(OH)

Fosforany

Fosforyt

Ca3(PO4)2

Hydroksyapatyt

Ca5(PO4)3OH

Halogenki

Halit

NaCl

Sylwin

KCl

Kriolit

Na3AlF6

Fluoryt

CaF2

Srebro rogowe

AgCl

Krzemiany

Albit

NaAlSi3O8

Cyrkon

ZrSiO4

Beryl

Be3Al2Si6O18

Siarczki

Piryt

FeS2

Orgentyt

Ag2S

Grenolit

CdS

Chalkozyn

Cu2S

Cynober

HgS

Siarczany

Baryt

BaSO4

Anhydryt

CaSO4

Anglezyt

PbSO4

Celestyn

SrSO4

Epsomit

MgSO4

Chromiany

Krokoit

PbCrO4


26. Metody otrzymywania i rafinacji metali

Metalurgia – nauka i technologia otrzymywania metali z rud i wytwarzania z metali stopów użytkowych



Otrzymywanie metali z rud składa się z trzech zasadniczych etapów:

  1. przygotowanie (wzbogacanie) rudy – usunięcie z rudy skalistego złoża (głównie glinokrzemianów). Znacząca jest tu flotacja – wprowadzenie drobno sproszkowanej rudy do wody zawierającej olej i detergenty a następnie wytworzenie cząstki minerału pozostawiając bezużyteczne cząstki złoża na dnie pojemnika flotacyjnego. Po oddzieleniu i opadnięciu piany a następnie wysuszeniu koncentrat kieruje się do układu redukującego. Rudy wykazują właściwości ferromagnetyczne, mogą więc być także wzbogacane przez oddzielanie cząstek rudy od złoża za pomocą silnego elektromagnesu. Metale szlachetne można oddzielić od złoża przez amalgamowanie czyli działanie na minerał ciekłą rtęcią w której metale szlachetne się rozpuszczają

  2. redukcja rudy do wolnego metalu – uzależniona jest d potencjału standardowego otrzymywanego metalu. Konieczne jest stosowanie reduktorów silniejszych od wytwarzanego metalu. Redukcje należy prowadzić w bardzo wysokich temperaturach (pirometalurgia). Metody redukcji metali z ich rud można podzielić na redukcję chemiczną i elektrolityczną. Redutce metali będących umiarkowanymi reduktorami przebiega przy udziale takich reduktorów jak koks, tlenek węgla, metal o znacznej aktywności (zwłaszcza AL.). Dobrym lecz niebezpiecznym i kosztownym reduktorem jest gazowy wodór. Otrzymywanie metali będących silniejszymi reduktorami wymaga stosowania jako czynnika redukującego najaktywniejszych metali (np. Ca) Otrzymywanie litowców i berylowców jest możliwe jedynie metodą redukcji elektrolitycznej stopionych soli lub wodorotlenków. Również metaliczny glin jest otrzymywany metodą elektrolizy stopionego Al2O3.

  3. oczyszczanie (rafinacja) metali – polega na usunięciu zanieczyszczeń powstałych w procesach pirometalurgicznych, przed dalszym przerobem metali:

    1. rafinacja ogniowa – proces smażenia domieszek zawartych w ciekłej surówce

    2. rafinacja elektrolityczna – przykładem takiej rafinacji jest elektrorafinacja miedzi. Elektrodę z miedzi surowej podłącza się jako anodę a cienką blachę z czystej miedzi jako katodę w układzie elektrolitycznym. Roztworem w wannie elektrolitycznej jest zakwaszany kwasem siarkowym roztwór siarczanu miedzi. Podczas elektrolizy roztwarza się anoda do roztworu przechodzą oprócz jonów Ca+ również zanieczyszczenia a metale szlachetne gromadzą się pod anodą. Napięcie elektrolizy jest tak dobrane że na katodzie redukują się wyłącznie jony miedzi (II). Miedź rafinowana elektrolitycznie zawierza zanieczyszczenia na bardzo niskim poziomie.

    3. destylacja frakcjonowana – służy do rozdzielania lub oczyszczania metali wykorzystujących stosunkowo niższe temperatury wrzenia. W praktyce stosuje się również metody destylacji ciekłych łatwo lotnych związków niektórych metali

    4. rafinacja strefowa – służy do otrzymywania super czystych metali na potrzeby przemysłu półprzewodnikowego, większość zanieczyszczeń łatwo rozpuszcza się w stopionym metalu, a podczas krzepnięcia krystalizuje czysty metal.


©snauka.pl 2016
wyślij wiadomość