Strona główna

Wydział Chemii Uniwersytetu Warszawskiego Jan S. Jaworski


Pobieranie 361.39 Kb.
Strona1/7
Data20.06.2016
Rozmiar361.39 Kb.
  1   2   3   4   5   6   7


Wydział Chemii Uniwersytetu Warszawskiego

Jan S. Jaworski

PROSEMINARIA
z
CHEMII OGÓLNEJ

dla studentów I roku studiów chemicznych

ZADANIA i PROBLEMY

Warszawa 2015

Spis treści
I A. Stechiometria reakcji chemicznych .......................................................... 3

I B. Gazy i ciecze ............................................................................................. 4

Właściwości litowców i berylowców – zagadnienia i pytania………..... 6

II. Cząstki subatomowe i elementarne, fale materii de Broglie ..................... 7

III. Zasada nieoznaczoności, podstawy mechaniki kwantowej,

konfiguracja elektronowa atomów i jonów a ich właściwości ............... 9

IV. Orbitale molekularne, wiązania kowalencyjne typu σ i π ........................ 11

Wymagania do kolokwium 1 .................................................................... 12

V. Wiązania kowalencyjne spolaryzowane, jonowe i metaliczne ................. 13

VI. Geometria związków kowalencyjnych, metoda VSEPR ......................... 14

VII. I zasada termodynamiki ........................................................................... 16

Wymagania do kolokwium 2 ................................................................... 17

VIII. II zasada termodynamiki, entropia .......................................................... 18

IX. Entalpia swobodna Gibbsa i samorzutność reakcji .................................. 19

X. Równowagi jonowe w roztworach wodnych, stała równowagi .............. 20

Wymagania do kolokwium 3 ................................................................... 22

XI. Kinetyka chemiczna 1: szybkość i rząd reakcji, równanie kinetyczne ..... 23

XII. Kinetyka chemiczna 2: równania Arrheniusa i Eyringa……................... 25

XIII. Kinetyka chemiczna 3: mechanizmy reakcji, kataliza………………….. 26

XIV. Wiązanie jonowe i kryształy jonowe ....................................................... 27

Wymagania do kolokwium 4 ................................................................... 29

Odpowiedzi zadań rachunkowych i na niektóre pytania......................... 30

Dodatek: Logarytmy…………………………………………………………… 34

Terminy kolokwiów w roku akademickim 2015/16:

środy: 4.11.2015, 25.11.2015, 16.12.2015, 20.01.2016

Proseminarium I

Część A: stechiometria reakcji chemicznych



Definicje i wzory

Stechiometria - dział chemii zajmujący się określaniem ilościowego stosunku reagujących pierwiastków i związków chemicznych, pozwalający prawidłowo zapisać równanie reakcji chemicznej, podać sumaryczny wzór związku chemicznego, ustalić teoretyczną wydajność reakcji. Opiera się na prawach: zachowania masy, stosunków stałych i stosunków równoważnikowych, elektrolizy oraz prawach gazowych.

Mol - jednostka liczności substancji, zawierająca liczbę Avogadro NA elementarnych jednostek substancji (atomów, cząsteczek, jonów, elektronów). NA = ok. 6.022 . 1023 mol-1 i z definicji tyle właśnie atomów węgla zawiera 12 g czystego izotopu węgla 12C.

Stężenie molowe roztworu cm - określa liczbę moli substancji rozpuszczonej n zawartą w 1 dm3 roztworu; cm = n /V = ms /M V, gdzie V - objętość roztworu, ms i Ms - masa i masa molowa substancji rozpuszczonej. Jednostką cm jest mol/dm3, ale często stosuje się mol/l przyjmując w przybliżeniu 1 dm3 = 1 l (litr).
Przykład: bilansowanie reakcji redoks: Utlenianie kwasu szczawiowego manganianem(VII) potasu:

H2C2O4(aq) + MnO-4(aq) → Mn2+(aq) + CO2(g)

Uwaga: W nawiasach u dołu symboli zaznaczono stan skupienia: g – gazowy, c – ciekły, s – stały,

aq – roztwór wodny (od łac. aqua = woda)



  1. rozpoznać, że jest to reakcja utleniania-redukcji

zachodzi zmiana stopnia utlenienia manganu: MnVIIO-4(aq) → MnII 2+(aq)

  1. zapisać reakcje połówkowe

redukcja MnO-4 → Mn2+

utlenienie H2C2O4 → CO2(g) + 2H+



  1. zrównoważyć liczbę atomów (masę)

8H+ + MnO-4 → Mn2+ + 4H2O

H2C2O4 → 2CO2 + 2H+

  1. dodać elektrony

8H+ + MnO-4 + 5e → Mn2+ + 4H2O

H2C2O4 → 2CO2 + 2H+ + 2e

5. zbilansować ładunki

8H+ + MnO-4 + 5e→ Mn2+ + 4H2O ‌ x 2

H2C2O4 → 2CO2 + 2H+ + 2e ‌ x 5

6. dodać stronami obie reakcje

16H+ +2MnO-4 +10e + 5H2C2O4 → 2Mn2+ + 8H2O + 10CO2 + 10H+ + 10e

7. uprościć

6H+(aq) + 2MnO-4(aq) + 5H2C2O4(aq) → 2Mn2+(aq) + 8H2O(c) + 10CO2(g)

8. sprawdzić ilość atomów i ładunki po obu stronach równania reakcji.


Zadania i problemy


  1. Dla 1 mola cząsteczek wody podać ile zawiera: cząsteczek H2O, atomów H i atomów O, moli atomów H i moli atomów O?

  2. Obliczyć bezwzględną masę cząsteczki wodorotlenku sodu NaOH.

  3. Która z rud żelaza syderyt FeCO3 czy hematyt Fe3O4 ma większą zawartość procentową Fe?

  4. Narysować wzory Lewisa następujących cząsteczek i jonów: NH3, CH3OH, CO2, ClO3-, SO2Cl2, MnO4-, K2Cr2O7. Ile struktur rezonansowych można napisać dla SO2Cl2 ?

  5. Zbilansować równania reakcji:

a) działanie roztworu chlorku baru na roztwór siarczan(VI) sodu (zapisać równanie reakcji jonowo);

b) utlenianie dichromianem(VI) potasu kwasu siarkowego(IV) do siarczanów(VI).



  1. 20.0 ml 2.05 mol/l roztworu HCl rozcieńczono wodą do 200 ml. Jakie jest stężenie molowe otrzymanego roztworu?

  2. 25.00 ml 0.198 mol/l roztworu HNO3 potrzeba do zobojętnienia 37.50 ml roztworu NaOH. Jakie jest jego stężenie molowe?

Zadania dodatkowe


  1. Zapisać równania reakcji redoks:

(a) utlenianie fluorem jonów bromianowych(V) do bromianowych(VII)

(b) działanie metalicznej miedzi na stężony kwas azotowy (2 etapy)

(c) Utlenianie wody w roztworze manganianu(VII) (powstaje brązowe zmętnienie).


  1. Zmieszano roztwory zawierające taką samą masę AgNO3 i NaCl. Podać procent wagowy substancji pozostającej w nadmiarze.

  2. Ile litrów tlenu w warunkach normalnych zużyje się na spalenie 1g substancji organicznej zawierającej 57.15% C, 38.09% S i 4.76%H ?

11. Obliczyć stężenie molowe 600 ml roztworu zawierającego 9.00 g NaOH.

12. Jaką najmniejszą ilość P4S3 należy spalić w płonącej zapałce: P4S3 + O2 → P4O10 + 3SO2 aby otrzymać co najmniej 1.00 g P4O10 i co najmniej 1 g SO2 ?


Masy atomowe: H 1,008; N 14,01; O 16,00; Na 22,99; Cl 35,45; Ag 107,9; Fe 55,85; C 12,01

_____________________________________
Proseminarium I

Część B: gazy i ciecze
Definicje i wzory

Równanie stanu gazu doskonałego, równanie Clapeyrona - równanie w postaci: pV = nRT, opisujące zależność między parametrami stanu, tzn., ciśnieniem p, objętością V, temperaturą bezwzględną T i liczbą moli n gazu doskonałego, w którym R jest stałą gazową. Jest to uniwersalna stała fizyczna, równa pracy wykonanej przez gaz ogrzany pod stałym ciśnieniem o jeden stopień. Jej wielkość można znaleźć pamiętając, że objętość molowa gazu doskonałego w temperaturze 0 oC i pod ciśnieniem atmosferycznym wynosi 22.4 litra; więc R = pV/nT = (1013 hPa)(22.4 l)/(1.00 mol)(273 K) = 83.1 l hPa mol-1 K-1.

Równanie van der Waalsa - jedno z równań stanu, opisujących zachowanie gazu rzeczywistego:
(p + n2a/V 2) (V - nb) = nRT, lub dla 1 mola gazu: (p + a/V 2) (V - b) = RT.

Równanie to jest proste i poglądowe: dwie stałe (znajdywane doświadczalnie), które w nim występują opisują odpowiednio efekt objętości własnej molekuł gazu (stała b) i oddziaływań międzycząsteczkowych (stała a). Oba te efekty są z definicji zaniedbywane dla gazu doskonałego. Dla niezbyt wysokich ciśnień i niezbyt niskich temperatur gazy rzeczywiste zachowują się podobnie do gazu doskonałego i wystarcza stosowanie równania Clapeyrona.



Współczynnik kompresji gazu Z = pV/RT dla 1 mola gazu rzeczywistego obrazuje jego odchylenia od zachowania gazu doskonałego. Dla Z < 1 istotna jest poprawka a w równaniu van der Waalsa, a dla Z > 1 poprawka b. Ilustruje to wykres przedstawiony na Rys.1.




Rys. 1. Zależność współczynnika kompresji gazu od ciśnienia.


Oddziaływania międzycząsteczkowe, dla obojętnych molekuł zwane też oddziaływaniami van der Waalsa - przy odpowiednio dużej odległości między cząsteczkami zdominowane są przez oddziaływania elektrostatyczne (zwłaszcza, w zależności od orientacji wzajemnej, przyciąganie lub odpychanie między trwałymi dipolami), oddziaływania indukcyjne (przyciągające, związane z utworzeniem w cząsteczce niepolarnej dipolu indukowanego) i oddziaływania dyspersyjne (zwane też Londonowskimi, przyciągające, związane ze wzajemną korelacją ruchów elektronów w obu molekułach).

Wiązanie wodorowe - znacznie silniejsze, o typowej energii około 20 kJ/mol, występuje w układach, w których atom wodoru znajduje się między dwoma silnie elektroujemnymi atomami O, N lub F, i z jednym z nich tworzy silne wiązanie kowalencyjne spolaryzowane a z drugim wiązanie wodorowe. Wiązanie wodorowe określa na przykład strukturę i właściwości ciekłej wody.

Zadania i problemy


  1. Wymienić charakterystyczne właściwości gazów, cieczy i ciał stałych.

  2. Narysować wykresy zależności objętości gazu od ciśnienia dla T = const i objętości od temperatury dla p = const. Zapisać równaniem odpowiednie prawa Boyle’a i Gay Lussaca (Charlesa).

  3. Jaką zasadę trzeba jeszcze uwzględnić, by z tych dwóch praw dojść do równania stanu gazu doskonałego? Zapisać równanie Clapeyrona; wyjaśnić, jaki jest sens stałej R i obliczyć jej wartość w J/K mol (korzystając z zasady Avogadro).

  4. Narysować schematycznie jak zmienia się współczynnik kompresji Z = pV/RT z ciśnieniem dla 1 mola gazu doskonałego i 1 mola metanu w temp. 200 oC i –70 oC. Wyjaśnić przyczyny różnic i powiązać je z równaniem van der Waalsa.

  5. Wymienić znane oddziaływania międzycząsteczkowe i wyjaśnić krótko ich naturę.

  6. Dla 1 dm3 wodoru w warunkach normalnych obliczyć liczbę moli oraz (z równania Clapeyrona) jak zmieni się jego objętość przy dwukrotnym zwiększeniu ciśnienia oraz temperatury.

  7. 14.05 g suchego lodu umieszczono w objętości V = 54.00 cm3 i ogrzano do temperatury 235 oC. Obliczyć ciśnienie zakładając, że CO2 zachowuje się jak gaz doskonały.


Zadania dodatkowe


  1. Obliczyć ciśnienie CO2 z zadania 7, korzystając z równania van der Waalsa.

Stałe: a = 0.364 m6 Pa mol-2 , b = 42.7 . 10-6 m3 mol-1.

  1. Jak wytłumaczyć na gruncie teorii kinetycznej, że ciecze są prawie nieściśliwe, a ich ściśliwość rośnie ze wzrostem temperatury.

  2. Obliczyć jaki procent objętości 1 cm3 tlenu w warunkach normalnych (T = 273.15 K i p = 1013.25 hPa) zajmują cząsteczki tlenu a jaki pusta przestrzeń, wiedząc, że średnia odległość między cząsteczkami tlenu 3.7 nm jest 13 razy większa od średnicy O2 a objętość molowa tlenu w warunkach normalnych wynosi 22.39 dm3 ?

  3. Dla danych z zadania 10 (1 cm3 tlenu) obliczyć procent objętości zajętej przez pustą przestrzeń pod ciśnieniem 400 razy większym.

  4. Jak teoria kinetyczno-molekularna opisuje gaz doskonały?

  5. Zaproponować, jak obliczyć średnicę cząsteczki ciekłej wody? W jakiej temperaturze można ją obliczyć najdokładniej?

.

Zadanie domowe: Na następne Proseminarium przygotować najważniejsze właściwości grupy litowców.

.

Zagadnienia i pytania dotyczące właściwości litowców (do nauki indywidualnej)

1. Jak zmienia się wielkość atomów i jonów litowców w dół grupy, a jak w okresie w stosunku do berylowców i pierwiastków dalszych grup? Jaki to ma wpływ na pierwszą energię jonizacji i elektroujemność?

2. Wyjaśnić dlaczego litowce są metalami miękkimi i mają (z wyjątkiem litu) niskie temperatury topnienia.

3. Jak przechowuje się litowce i dlaczego?

4. Jak zmienia się reaktywność litowców w dół grupy? Wyjaśnić na przykładzie reakcji z wodą.

5. Które z litowców tworzą azotki? Zapisać równanie reakcji.

6. Jakie główne tlenki powstają w wyniku spalania litu, sodu, potasu i rubidu w powietrzu?

7. Jak zabarwione są jony litowców w roztworach wodnych i jak zabarwiają płomień?

8.Czy prąd elektryczny w wodnych roztworach soli litowców lepiej przewodzą jony cezu czy litu, i jak to wyjaśnić?

9. Halogenki których litowców tworzą hydraty a których sole bezwodne? Jak to wyjaśnić?

10. Jaką budowę mają wodorki litowców: kowalencyjną czy jonową? Dlaczego podczas ich elektrolizy wodór wydziela się na anodzie?

11. Dlaczego litowce są silnymi reduktorami? Jak zmienia się zdolność do redukcji w grupie? Zilustrować podając reakcję par sodu ze stopionym KCl.

12. Dlaczego litowce nie mają tendencji do tworzenia związków kompleksowych?

13. W jaki sposób przemysłowo otrzymuje się wodorotlenek sodu?

14. Czy metaliczny sód można otrzymać przez elektrolizę wodnego roztworu chlorku sodu; a jeśli tak, to jaka katodę należy zastosować i dlaczego?

15. Jak otrzymuje się przemysłowo metaliczny sód (metodą Downa)? Zapisać równanie reakcji i podać warunku jej przebiegu. [Odp. elektroliza stopionego NaCl z dodatkiem CaCl2 (aby obniżyć temperaturę topnienia), katoda żelazna, anoda grafitowa]

16. Które z litowców tworzą związki alkilowe kowalencyjne, a które jonowe?

17. Wymień podstawowe różnice właściwości chemicznych litu i pozostałych litowców.




Zagadnienia i pytania dotyczące właściwości berylowców (do nauki indywidualnej)

1. Które z berylowców są najbardziej rozpowszechnione w przyrodzie; podaj przykłady ich najważniejszych minerałów.

2. Dlaczego atomy i jony berylowców mają mniejsze promienie niż sąsiadujące z nimi litowce?

3. Dlaczego berylowce tworzą jony dwu-dodatnie pomimo wysokich wartości drugiej energii jonizacji?

4. Jaki dwa czynniki decydują o tym, że rozpuszczalność pewnych soli berylowców (np., fluorków) rośnie w dół grupy, a innych (np., chlorków od Ca do Ba) maleje?

5. Zapisz równanie reakcji magnezu z wodą; w jakich temperaturach ta reakcja przebiega i dlaczego? Czy cięższe berylowce reagują gwałtowniej z wodą?

6. Jak zmienia się zasadowość tlenków i wodorotlenków berylowców w dół grupy? Zapisz równania reakcji tlenków z wodą. Które z wodorotlenków są dobrze, a które słabo rozpuszczalne w wodzie?

7. Który z berylowców tworzy najłatwiej nadtlenki? Zapisz równanie reakcji.

8. Dlaczego beryl chętnie tworzy wiązania kowalencyjne a nie jonowe? Podaj przykład związku kowalencyjnego berylu, gdy podobne związki innych berylowców są jonowe.

9. Które z berylowców spalane w azocie tworzą azotki? Zapisz równanie reakcji dla jednego z nich.

10. Czy wszystkie berylowce reagują bezpośrednio z wodorem? Jakie wodorki powstają: kowalencyjne czy jonowe? Które z wodorków polimeryzują?

11. Zapisz równanie reakcji węglika wapnia z wodą i nazwij wszystkie reagenty.

12. Wskaż podstawowe różnice właściwości berylu i cięższych berylowców.

13. Jakie związki jonów wapnia i magnezu wykorzystuje się do oznaczania "twardości" wody?

14. Jaki związek magnezu występuje powszechnie w przyrodzie i jaka jest jego rola w fotosyntezie?

15. Zapisz równanie reakcji tworzenia związków Grignarda, popularnych odczynników w syntezie organicznej.

16. Jak można otrzymać metaliczne berylowce?

17. Jakie zastosowania ma metaliczny beryl a jakie magnez?




Proseminarium II


Cząstki subatomowe i elementarne, fale materii de Broglie
Cząstki subatomowe, składowe atomu

Cząstka

ładunek względny

ładunek

/ C


Masa

/ u


masa

/ kg


spin

średni czas życia

Elektron

-1

-1.6x10-19

5.49x10-4

9.108x10-31

½



Proton

+1

+1.6x10-19

1.0073

1.672x10-27

½

∞ (?)

Neutron

0

0

1.0087

1.675x10-27

½

1040 s


Model standardowy - podaje listę fundamentalnych oddziaływań i cząstek elementarnych
Oddziaływania elementarne

L.p.

oddziaływanie

wzgl. siła w 10-13 m

zakres

wirtualna cząstka próbna

nazwa

mo

spin

1

Silne

1

< 10-13 m

gluony

0

1

2

elektromagnetyczne

0.01



foton

0

1

3

słabe

10-13

< 10-16 m

masywne bozony W+,W-, Zo

>>0

1

4

grawitacyjne

10-38



(grawiton)

0

2


Cząstki elementarne - 1 rodzina (generacja)

L.p.

Nazwa

spin

mo

MeV / c2



Ładunek

elektryczny

słaby

kolorowy

1

kwark u (up)

½

350

+ 2/3

+ ½

c, z, n

2

kwark d (down)

½

350

- 1/3

- ½

c, z, n

3

leptony:

neutrino elektronowe



½

znikomo mała

0

+ ½

0

4

elektron

½

0.511

-1

- ½

0


Spin - wewnętrzny moment pędu charakteryzujący układy kwantowe (cząstki subatomowe, atomy, jądra atomowe, molekuły). W relatywistycznej mechanice kwantowej dozwolone wartości kwadratu wektora spinu określa spinowa liczba kwantowa s, która przyjmuje wartości dodatnie całkowite (dla bozonów) lub połówkowe (dla fermionów).

Bozony - cząstki o całkowitym spinie, których nie obowiązuje zakaz Pauliego. Bozonami są cząstki pośredniczące, tworzące pola oddziaływań fundamentalnych, na przykład fotony (s = 1) odpowiedzialne za oddziaływania elektromagnetyczne.

Fermiony - cząstki o spinie połówkowym, podlegające zakazowi Pauliego. Fermionami o spinie s = ½ są

wszystkie cząstki tworzące materię (elektrony, kwarki, protony i neutrony), a także neutrina (o masie ocenianej ostatnio na ponad milion razy mniejszej niż masa elektronu).



Zakaz Pauliego - jedno z fundamentalnych praw mechaniki kwantowej, opisujące właściwości materii na poziomie mikroświata a głoszące, że w jednym punkcie przestrzeni nie mogą jednocześnie przebywać dwie takie same cząstki, w tym samym stanie kwantowym. W szczególności, w cząsteczce lub atomie wieloelektronowym nie może być dwóch elektronów o identycznych liczbach kwantowych. Z zakazu Pauliego wynika struktura elektronowa atomów i cząsteczek, a także struktura nukleonów w jądrze atomowym.

Nuklid - jądro atomowe o określonym składzie, tzn. liczbie protonów (liczba atomowa Z, dolny indeks przed symbolem pierwiastka, np. 6C) i liczbie masowej (suma liczby protonów i neutronów), zapisywanej jako wskaźnik górny. Dwa nuklidy tego samego pierwiastka, np. 12C i 14C nazywamy izotopami; dolny wskaźnik opuszczono, gdyż dla węgla musi być Z = 6.

Liczby magiczne - liczba nukleonów (protonów lub/i neutronów) w jądrze atomowym, wykazującym szczególnie dużą trwałość, co model powłokowy jądra tłumaczy całkowitym wypełnieniem powłoki. Liczby magiczne: 2, 8, 20, 50, 82, dla neutronów też 126.

Długość fali λ dla fali materii (fali de Broglie): λ = h / mV

gdzie h = 6.625 . 10-34 [J s] jest stałą Plancka, m - masą cząstki a V - prędkością cząstki;



λ ma wymiar [m], jeśli m [kg] a V [m / s].

Zadania i problemy (wpierw omówić krótko właściwości litowców)





    1. Z jakich cząstek złożone są atomy? Podać ich właściwości (względny ładunek i masę w jednostkach atomowych [u], wartość spinu s i średni czas życia). Zapisać reakcję rozpadu swobodnego neutronu.

    2. Jakie są fundamentalne oddziaływania w fizyce i jakie cząstki pośredniczące tworzą pola tych oddziaływań? Czy różnią się spinem i masą spoczynkową?

    3. Z jakich cząstek elementarnych zbudowana jest materia – podać skład pierwszej generacji cząstek według modelu standardowego. Czy są one bozonami czy fermionami? Określić dla każdej z nich, jakim oddziaływaniom podlega i z czym jest to związane?

    4. Na czym polega reakcja syntezy jądrowej na Słońcu? Zapisać reakcję i sprawdzić bilans ładunku elektrycznego i słabego.

    5. Energia potrzebna do wyrwania elektronu z metalu (tzw. praca wyjścia, W) wynosi dla cezu W =1.8 eV a dla srebra W = 4.8 eV. Czy światło widzialne z zakresu fioletowego o długości fali λ = 400 nm wystarczy do efektu fotoelektrycznego? Jeśli nie, to promieniowania z jakiego zakresu należy użyć?

    6. Obliczyć długość fali de Broglie’a wiązki neutronów termicznych opuszczających stos atomowy o temperaturze 100 oC. Masa neutronu m = 1.68 . 10–27 kg, stała Boltzmana kB = 1.38 . 10–23 J/K.

    7. Jaka długość fali odpowiada kuli karabinowej o masie m = 1g, wystrzelonej z prędkością 100 m/s? Jak zarejestrować doświadczalnie taką falę?

    8. Długość fali de Broglie’a wiązki elektronów w mikroskopie elektronowym wynosi λ = 72.7 pm. Obliczyć prędkość tych elektronów. Masa elektronu 9.11 . 10–31 kg.

    9. Podać trzy przykłady nuklidów o jądrach szczególnie trwałych.

    10. Co to są liczby magiczne, wskazać przykładowe jądra z magiczną liczbą nukleonów. Jaki model jądra atomowego je tłumaczy?



Zadania dodatkowe





    1. Jakie główne związki powstają podczas spalania litowców i berylowców w powietrzu i w tlenie? Napisać równania reakcji i podać nazwy produktów.

    2. W jaki sposób można otrzymać metaliczny sód? Zapisać równanie reakcji i podać jej warunki.

    3. Jak zmienia się reaktywność chemiczna litowców w dół grupy? Podać przykład reakcji uzasadniającej odpowiedź.

    4. Elektron i proton przyspieszane są w akceleratorze do osiągnięcia takiej samej energii. Której z tych cząstek odpowiada dłuższa fala materii i ile razy?

    5. Obliczyć długość fali de Broglie’a dla protonu (mp = 1.67 . 10-27 kg) w polu elektrycznym o potencjale U = 1 kV.


Proseminarium III

Zasada nieoznaczoności, podstawy mechaniki kwantowej, konfiguracja elektronowa atomów i jonów

i jej powiązanie z właściwościami atomów
Definicje i wzory

Zasada nieoznaczoności Heisenberga: ∆p ∆x ≥ ħ /2, gdzie ħ = h / 2π, ∆p - niepewność pędu cząstki, ∆x - niepewność położenia cząstki (wzdłuż osi x).

Orbital atomowy - jednoelektronowa funkcja falowa, opisująca stan pojedynczego elektronu w atomie, zależna od współrzędnych przestrzennych tego elektronu; (dla stanu niestacjonarnego jest także funkcją czasu).

Niemetale: H, C, N, P, O, S, F, Cl, Br, I, At, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

Półmetale: B, Si, Ge, As, Sb, Se, Te, Po.

Elektroujemność - miara zdolności atomu do przyciągania pary elektronowej, tworzącej wiązanie chemiczne z innym atomem; (oprócz tej klasycznej definicji Paulinga, proponowano definicje bardziej uogólnione). Najczęściej stosowana skala Paulinga przypisuje atomowi każdego pierwiastka tę samą wartość liczbową elektroujemności, bez względu na jego stan walencyjny. Różnicę elektroujemności między atomami dwóch pierwiastków połączonych wiązaniem obliczono z różnicy eksperymentalnej energii wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego między nimi i oszacowanej średniej energii wiązania czysto kowalencyjnego, a następnie otrzymano wartości bezwzględne elektroujemności przyjmując dla fluoru najwyższą elektroujemność równą 4.

Energia jonizacji - najmniejsza energia, potrzebna do oderwania od atomu lub cząsteczki w fazie gazowej elektronu. Pierwsza energia jonizacji (potrzebna do oderwania pierwszego elektronu od obojętnego atomu) jest zawsze mniejsza od każdej następnej, związanej z odrywaniem kolejnych elektronów od powstających jonów dodatnich.

Promienie atomowe - uśrednione promienie atomu, traktowanego jako kula, (co potwierdzają najnowsze zdjęcia nanoskopowe, metodą skaningowej mikroskopii tunelowej), otrzymane z podzielenia eksperymentalnej odległości międzyatomowej na udziały obu atomów, równe jedynie w przypadku takich samych atomów. Dla metali stosuje się promienie metaliczne, otrzymane z odległości między sąsiednimi atomami w stanie metalicznym, dla niemetali promienie kowalencyjne, z odległości między jądrami atomów związanych wiązaniem kowalencyjnym, albo promienie van der Waalsa, z odległości między sąsiednimi atomami w krysztale molekularnym, a więc oddziałujące ze sobą słabymi siłami van der Waalsa.

Promienie jonowe - analogicznie do promieni atomowych, otrzymuje się z doświadczalnych, krystalograficznych odległości między jądrami kationu i anionu w krysztale jonowym, (będących sumą promieni jonowych obu jonów) w oparciu o różne modele, np. w najpopularniejszej skali Paulinga założono, że objętości jonów są proporcjonalne do ich efektywnych ładunków, czyli ładunku jądra zmniejszonego wskutek ekranowania przez elektrony.

W układzie okresowym promienie atomowe i jonowe (dla jonów o tej samej liczbie ładunkowej) rosną w dół grupy, gdyż z każdym nowym okresem zwiększa się liczba powłok elektronowych. Natomiast wzdłuż okresu promienie atomowe pierwiastków grup głównych z lewej strony w prawą maleją, z powodu silniejszego przyciągania elektronów przez jądro atomowe, zwiększające swój ładunek.

Promień kationu jest zawsze mniejszy, a promień anionu większy niż macierzystego atomu.

Zadania i problemy


  1. Elektron przebywa w atomie wodoru w obszarze wokół jądra o średnicy około 0.10 nm. Oszacować nieoznaczoność jego pędu i prędkości. Masa elektronu m = 9.1 . 10-31 kg. Dla porównania obliczyć wielkość pędu i prędkości elektronu poruszającego się w polu elektrycznym o różnicy potencjałów 1.0 V.

  2. Jakie liczby kwantowe charakteryzują elektron w atomie? Podać nazwę, zapisać symbol i zakres wartości, które mogą przyjmować.

  3. Ile jest możliwych orbitali i maksymalnie elektronów na powłoce o określonej liczbie n?



  1. Dla n = 4 zapisać symbole wszystkich orbitali i podać dla nich wartości liczb kwantowych.

  2. Narysować przekrój powierzchni granicznych dla orbitali 1s, 2s i 2pz oraz podać możliwe wartości liczb kwantowych elektronów na tych orbitalach.

  3. Narysować układ okresowy z zaznaczeniem bloków pierwiastków s, p i d; zaznaczyć numery grup i okresów, wpisać symbole wodoru, litowców, helowców i najlżejszego pierwiastka w każdej grupie głównej, od którego pochodzi nazwa grupy.

  4. Jak można przewidzieć maksymalny stopień utlenienia dla pierwiastków grup głównych?

  5. Wyjaśnić jak zmienia się w grupie i w okresie wartość promienia atomu i pierwszej energii jonizacji oraz uzasadnić, dlaczego.

  6. Podać liczbę elektronów kolejnych helowców i wyjaśnić ją w oparciu o maksymalną ilość elektronów na danej powłoce, odwołując się do liczb kwantowych

  7. Wykres zależności pierwszej energii jonizacji od liczby atomowej Z (Rys. 2) jest dobrą ilustracją prawa okresowości, uzasadnia także budowę układu okresowego: w minimach leżą kolejno litowce a w maksimach helowce. Wyjaśnić, dlaczego tak jest, odwołując się do ich konfiguracji elektronowej. Na wykresie tym istnieją też lokalne, niewielkie maksima dla Be i Mg oraz N i P (a także dla Zn, Cd i Hg) - jak to wyjaśnić?

  8. Zapisać konfigurację elektronową dla atomu węgla, narysować rozmieszczenie elektronów na orbitalach p, podać jaka reguła to określa i uzasadnić ją.

  9. Zapisać konfiguracje elektronowe dla przykładowych atomów i jonów (a dla wybranych metali przejściowych narysować także za pomocą strzałek rozmieszczenie elektronów w kratkach symbolizujących orbitale), na przykład: 11Na i Na+, 13Al i Al3+, 7N, 9F i F-, 18Ar, 8O i O2-, 81Tl+ i Tl3+, 21Sc, 24Cr i Cr3+, 46Pd, 26Fe oraz Fe2+ i Fe3+, 29Cu i Cu+, 79Au+.

  10. Jaki właściwości wodoru przemawiają za włączeniem go do jednej z grup głównych układu okresowego, a jakie przeciwko.

Z


Rys. 2. Zależność pierwszej energii jonizacji od liczby atomowej pierwiastka.

Proseminarium IV

Orbitale molekularne, wiązania kowalencyjne typu σ i π
Definicje i wzory

Orbital molekularny - jednoelektronowa funkcja falowa, opisująca stan pojedynczego elektronu w molekule, zależna od współrzędnych przestrzennych tego elektronu.

Orbital molekularny wiążący – ma niższą energię niż wyjściowe orbitale atomowe, gdyż wzrasta gęstość elektronowa między obu jądrami i silniejsze jest przyciąganie z dodatnimi ładunkami obu jąder.

W orbitalu antywiążącym gęstość elektronowa między jądrami atomów maleje, więc energia orbitalu jest wyższa niż wyjściowych orbitali atomowych.



Orbital molekularny niewiążący ma taką samą energię jak orbital atomowy – na nim znajdują się wolne pary elektronowe, praktycznie należące tylko do jednego atomu.

Orbital molekularny typu σ jest symetryczny względem obrotu wokół wiązania (osi cząsteczki dwuatomowej), tzn. po obrocie o 180o nie zmienia się znak funkcji falowej.

Natomiast dla orbitalu typu π funkcja falowa zmienia znak po obrocie o 180o wokół wiązania.



Orbitale molekularne zapełniane są elektronami w kolejności wzrastającej energii orbitalu, zgodnie z zakazem Pauliego i regułami Hunda, podobnie jak orbitale atomowe.

Rząd wiązania – oblicza się jako różnicę par elektronowych na orbitalach wiążących i antywiążących, np. dla zwykłego wiązania pojedynczego (realizowanego przez jedną parę elektronów) rząd wiązania równy jest 1, a dla wiązania podwójnego równy 2. Istnieją też rzędy wiązań połówkowe, gdy na wiążącym orbitalu znajduje się pojedynczy elektron. Ze wzrostem rzędu wiązania energia wiązania generalnie wzrasta a jego długość maleje.

Ustalenie konfiguracji elektronowej cząsteczki dwuatomowej pozwala na obliczenie rzędu wiązania i określenia czy cząsteczka jest trwała, czy wiązanie jest pojedyncze czy wielokrotne, czy cząsteczka jest paramagnetyczna, (jeśli ma przynajmniej jeden niesparowany elektron) czy diamagnetyczna, (jeśli wszystkie elektrony są sparowane).



Zadania i problemy


    1. Jakie warunki muszą być spełnione, by z orbitali atomowych mogły powstać orbitale molekularne (MO)?

    2. Czym różnią się MO wiążące, antywiążące i niewiążące i jak to można uzasadnić.

    3. Czym różnią się MO typu π i σ.

    4. Jakie MO mogą powstać z kombinacji różnych orbitali 2p?

    5. Narysować kontury powierzchni granicznych dla MO powstających z kombinacji dwóch orbitali:

a) 1s + 1s; b) 2pz + 2pz; c) 2px + 2px.

6. Jakie są reguły obsadzania elektronami MO?

7. Narysować diagram rozkładu elektronów na MO dla cząsteczek N2 i O2 oraz zapisać ich konfiguracje

elektronowe. Jakie właściwości cząsteczek można przewidzieć na tej podstawie?

8. Zapisać konfigurację elektronową i obliczyć rząd wiązania dla jonów cząsteczkowych: O22-, O2, oraz O2+.

Jaka jest ich trwałość w stosunku do cząsteczki O2? Porównać z właściwościami chemicznymi

nadtlenków i ponadtlenków litowców.

9. Czy może istnieć trwała cząsteczka C2 ? Uzasadnić odpowiedź zapisując jej konfigurację elektronową.

10. Czy trwalszy jest kation cząsteczkowy O2+ czy N2+? Czy ich trwałość w stosunku do macierzystej

molekuły obojętnej, odpowiednio O2 i N2, jest taka sama? Który z tych jonów jest paramagnetyczny?

11. Jak można stwierdzić doświadczalnie, że cząsteczka jest paramagnetyczna?
Wymagania do kolokwium 1

1. Właściwości chemiczne i fizyczne grupy litowców i berylowców.

2. Cząstki subatomowe i elementarne (model standardowy, neutrino i kwarki), zwłaszcza

podstawowe właściwości protonu, neutronu i elektronu.

3. Fale materii de Broglie (obliczanie długości fali).

4. Zasada nieoznaczoności Heisenberga. Podstawy mechaniki kwantowej: funkcja falowa i jej

interpretacja, energia cząstki; zakaz Pauliego; reguła Hunda.

5. Liczby kwantowe, orbitale atomowe (powierzchnie graniczne orbitali s i p, kolejność

energetyczna), konfiguracja elektronowa atomów i jonów (pierwiastki grup głównych i metale

przejściowe) oraz jej powiązanie z budową układu okresowego i właściwościami atomowymi

(elektroujemność, promienie atomowe i jonowe, charakter metaliczny).

6. Wiązania kowalencyjne, orbitale molekularne – warunki powstawania, kształt orbitali typu σ i

π, energie orbitali molekularnych, orbitale wiążące, antywiążące, niewiążące.

7. Cząsteczki dwuatomowe homojądrowe w ujęciu metody Orbitali Molekularnych: diagramy

energetyczne, konfiguracje elektronowe cząsteczek, przewidywanie trwałości cząsteczek,

energia wiązania a długość wiązania i rząd wiązania, właściwości para- i diamagnetyczne.

8. Równania Clapeyrona i van der Waalsa. Siły międzycząsteczkowe.

_____________________________________________________________







E

- - - - - - - - - - - - -

- - - - P. P. - - -

E




- - - - - - - - - - - -

- - - - P. P. - - -

- - - - - - - - - - - - -

- - - - P. P. - - -

Ep



Ep

//////////////////////////

/////// P.W. ////////

///////////////////////////

/////// P. W. ////////

//////////////////////////

//////// P.W. ///////
E

METAL IZOLATOR PÓŁPRZEWODNIK



Ep = 5.4 eV Ep = 0.7 eV

dla diamentu dla germanu


P.P. - pasmo przewodnictwa; P.W. - pasmo walencyjne

Ep - przerwa energetyczna między pasmami

Rys. 3. Model pasmowy ciał stałych.


Proseminarium V

Wiązania kowalencyjne spolaryzowane, jonowe i metaliczne
Definicje i wzory

Elektroujemność – to wielkość wprowadzona przez L. Paulinga w celu ilościowego określenia zdolności atomu w cząsteczce związku chemicznego do przyciągania do siebie elektronów. W skali Paulinga elektroujemność podaje się jako liczbę bezwymiarową, a jej wartość zmienia się w granicach od 4.0 dla fluoru do 0.7 dla cezu. Atomy niemetali są bardzo elektroujemne (4.0 dla F, 2.5 dla C, 2.1 dla H), atomy metali grup głównych mają natomiast niskie wartości elektroujemności (0.7 dla Cs, 1 dla Li, ale wyższe dla metali przejściowych, np. 1.9 dla Ag, 2.4 dla Au), a atomy półmetali - wartości pośrednie (1.8 dla Si i Ge).

Elektroujemność w skali Mullikena - zdefiniowana jest jako średnia energii jonizacji EI i powinowactwa elektronowego PE atomu w określonym stanie walencyjnym: χM = (EI + PE)/2; ma ona wymiar energii (najczęściej eV), choć zwykle wymiaru się nie podaje, a wielkość przelicza tak, by odpowiadała analogicznym wartościom w skali Paulinga. Wartości χM dla atomów tego samego pierwiastka na innym stopniu utlenienia i w różnej hybrydyzacji są różne (χM wzrasta ze stopniem utlenienia). Skala Mullikena pozwala obliczyć elektroujemność atomów nietworzących wiązań (lekkich helowców), a także grup funkcyjnych i podstawników.

Tylko wiązanie między atomami tego samego pierwiastka ma charakter czysto kowalencyjny. Dla różnych pierwiastków im większa jest różnica ich elektroujemności, tym wiązanie jest bardziej spolaryzowane, a dla różnicy Δχ powyżej 1.8 wiązanie uważa się za jonowe (udział wiązania jonowego przekracza wówczas 50%). Procentowy udział wiązania jonowego można w przybliżeniu oszacować jako 1 – e –[0.25 (Δχ) (Δχ)]. Polaryzacja wiązania powoduje powstanie trwałego momentu dipolowego. Wiązanie „czysto” jonowe nie istnieje.

W wiązaniu metalicznym uczestniczą wszystkie atomy kryształu metalu, a ich elektrony walencyjne są zdelokalizowane (tzw. gaz elektronowy) na orbitalach molekularnych rozciągających się na całą molekułę. W modelu pasmowym ciała stałego orbitale te zlewają się razem tworząc zapełnione pasmo walencyjne, na które zachodzi, w dużej mierze niezapełnione, pasmo przewodnictwa. W izolatorach oba te pasma oddzielone są przerwą energetyczną o energii większej niż dostępna energia termiczna; w półprzewodnikach zaś stosunkowo mała przerwa może być w wyższej temperaturze pokonana przez elektrony, które przechodzą wówczas z pasma walencyjnego do pasma przewodnictwa. Model ten tłumaczy przewodzeniu prądu przez różne ciała. Zwykle większa polarność wiązania (większy udział składowej jonowej) oznacza większą energię wiązania, ale i tendencję do dysocjacji na jony, a nie na atomy (rodniki).
Zadania i problemy:

1. Narysować diagram rozkładu elektronów na MO dla cząsteczki HCl.

2. Oszacować, dla jakiej wartości różnicy elektroujemności Δχ udział wiązania jonowego i kowalencyjnego

jest taki sam, tzn. po 50%

3. Rozważając polaryzację obu wiązań podać, na jakie jony dysocjuje jodan(I) potasu KIO.

Elektroujemność dla I χ = 2.5, dla O χ = 3.5, dla K χ = 0.9.

4. Na wykresie zależności średniej elektroujemności (χA + χB ) /2 atomów w cząsteczce AB względem

różnicy ich elektroujemności χA - χB , zaznaczyć położenie F2 , Cs2 i CsF. Co można z tego wykresu

odczytać odnośnie warunków występowania wiązania jonowego, kowalencyjnego i metalicznego.

5. Jak zmienia się elektroujemność pierwiastków w układzie okresowym; jaki zakres wartości przyjmuje dla

metali grup głównych, niemetali i półmetali?

6. Narysować położenie pasma walencyjnego i pasma przewodnictwa dla metalu, półprzewodnika i

izolatora oraz wyjaśnić, jakie właściwości ciał stałych tłumaczy model pasmowy.

7. Uszereguj molekuły w każdej grupie zgodnie ze wzrostem elektrycznego momentu dipolowego:

(a) H2O, Cl2O, F2O (b) HCl, HBr, HF, HI (c) H2O, H2S, H2Se (d) CH3Cl, CH3I, CH3Br

8. Wyjaśnij w jaki sposób stworzono skale elektroujemności Paulinga i Mullikena i czym one się różnią?

9. Jak zmienia się elektroujemność ze wzrostem ładunku? Wyjaśnij krótko zasadę wyrównywania

elektroujemności Sandersona.



Zadanie dodatkowe:

10. Jak wyjaśnić korzystając z elektroujemności Mullikena, że PbCl4 jest nietrwałe w pokojowej temperaturze a jego temperatura topnienia wynosi -15oC, podczas gdy PbCl2 jest trwały i ma temp. topnienia +501 oC. Elektroujemności: Pb2+ 1,92; Pb4+ 2,29; Cl 3,0.




Proseminarium VI

Geometria związków kowalencyjnych, metoda VSEPR
Definicje i wzory

Metoda VSEPR - metoda odpychania par elektronowych z powłok walencyjnych (ang. Valence Shell Electron Pairs Repulsion), jakościowa metoda pozwalająca przewidzieć strukturę geometryczną molekuły na podstawie ilości par elektronowych (wiążących i wolnych) wokół atomu centralnego. Z powodu wzajemnego odpychania elektrostatycznego par, sytuują się one w przestrzeni tak, by być jak najdalej od siebie odsunięte, co gwarantuje najniższą energię. W dodatku najsilniej odpychają się dwie wolne pary elektronowe, a najsłabiej dwie pary wiążące, dlatego można przewidzieć dokładnie kąty między wiązaniami dla cząsteczek o symetrycznym rozłożeniu par wiążących i par wolnych; w przeciwnym razie kąty są mniejsze, gdyż odpychanie wolnych par elektronowych jest silniejsze. Metodę VSEPR stosować można bezpiecznie tylko dla związków o wiązaniach kowalencyjnych, tworzonych przez lżejsze pierwiastki grup głównych układu okresowego, gdy liczba par elektronowych nie przekracza sześciu.

Stosując zapis, w którym A oznacza atom centralny, X - atomy z nim związane, a E - wolne pary elektronowe na atomie centralnym, metoda VSEPR przewiduje następujące struktury geometryczne cząsteczek i kąty między wiązaniami:

AX2 - cząsteczka liniowa, kąt 180o

AX3 - cząsteczka płaska, trójkątna, kąty 120o

AX2E - cząsteczka zgięta, kąt mniejszy od 120o

AX4 - tetraedr (czworościan foremny), kąty 109.5o

AX3E - piramida trygonalna (piramida o podstawie trójkątnej), kąty <109.5o

AX2E2 - cząsteczka zgięta, kąt <109.5o





AX2

AX3


AX2E


AX4


AX3E


AX2E2

AX5 - bipiramida trygonalna (podwójna piramida o podstawie trójkątnej), kąty 120o i 90o





AX5

AX4E - „huśtawka”, kąty <120o i <90o

AX3E2 - litera T, kąty <90o

AX2E3 - cząsteczka liniowa, kąt 180o


AX4E AX3E2 AX2E3

AX6 - oktaedr (ośmiościan), kąty 90o


AX6

oktaedr
AX5E - piramida tetragonalna

(o podstawie kwadratowej), kąty <90o

AX4E2 - kwadrat, kąty 90o



AX5E

AX4E2
Zadania i problemy

  1. Wyjaśnić, od czego zależy struktura geometryczna związku kowalencyjnego i jak można ją przewidzieć metodą VSEPR.

  2. Zapisać kolejno dla różnych ilości par elektronowych (od 2 do 6, rozważając pary wiążące i wolne), jaka jest struktura geometryczna cząsteczki i jakie są kąty między wiązaniami oraz podać po jednym przykładzie.

  3. Jaką strukturę mają następujące molekuły i jony molekularne; narysować je i podać kąty między wiązaniami:

XeOF4, SOF4, IO3F, BrO3-, ClO4-, PO43-, HNO3, chlorek tionylu SOCl2, chlorek sulfurylu SO2Cl2.

  1. Który z jonów cząsteczkowych NO2+ czy NO2- jest liniowy? (Drugi ma kąt między wiązaniami 115o)

  2. Która z poniższych molekuł ma moment dipolowy: XeF2, AsF5 , TeCl4 , Cl2O, GeCl4

  3. Podać jaka jest geometria dla hybrydyzacji typu: sp, sp2, sp3, sp3d oraz sp3d2 ?

  4. Określić hybrydyzację centralnego atomu węgla i strukturę geometryczną cząsteczek: dichlorometanu CH2Cl2; dimetylosulfotlenku (CH3)2S=O; kwasu octowego CH3COOH; formamidu H2NCHO; cyjanku etylu CH3CH2CN i atomu tlenu w eterze dimetylowym CH3-O-CH3.

8. Określić strukturę geometryczną i narysować molekułę zaznaczając przewidywane kąty między

wiązaniami a także podać nazwy poniższych jonów i cząsteczek:

a) XeF2, XeF4, XeO4, XeO3 b) NH4+, NH3, NH2-

c) I3-, ICl4-, IF4+, IF5 d) ClO3-, CO32-, CO2, SO42-



9. Określić strukturę i narysować molekuły zaznaczając kąty: IOF5, IO2F2-, IO2F, IO2F3

Proseminarium VII

I zasada termodynamiki, ciepło reakcji
Definicje i wzory

Energia wewnętrzna, U - całkowita energia, jaką posiada układ termodynamiczny. Jest funkcją stanu, więc jej zmiana ΔU = Uk - Up jest równa różnicy energii wewnętrznej układu w stanie końcowym (po procesie) i w stanie początkowym (przed procesem), niezależnie od drogi przemiany.

I zasada termodynamiki - podaje, że zmiana energii wewnętrznej równa jest sumie energii wymienianej przez układ z otoczeniem jako ciepło i w postaci pracy ΔU = q + w. Przyjmuje się, że U wzrasta, gdy do układu dostarczane jest ciepło i gdy wykonywana jest praca na układzie, w szczególności w przypadku pracy objętościowej oznacza to zmniejszenie objętości układu.

Entalpia - termodynamiczna funkcja stanu, zdefiniowana jako H = U + pV. Zmiana entalpii ΔH procesu izobarycznego (p = const) równa jest efektowi cieplnemu tego procesu (na przykład reakcji chemicznej). Dla procesu izochorycznego (V = const) ciepło reakcji określa ΔU. Jeśli w reakcji różnica liczby moli gazowych produktów i substratów wynosi Δng, to korzystając z przybliżenia gazu doskonałego ΔH = ΔU + RT Δng.

Standardowe molowe ciepło tworzenia związku, ΔHotw - efekt cieplny reakcji syntezy 1 mola związku chemicznego w warunkach standardowych (T = 298 K, p =1013 hPa) z pierwiastków w ich najtrwalszej postaci. Standardowe ciepło reakcji można obliczyć jako różnicę ciepeł tworzenia wszystkich produktów i substratów ΔHor = Σjprod νj (ΔHotw)j - Σisubstr νi (ΔHotw)i, gdzie νi i νj są współczynnikami stechiometrycznymi reagentów.

Standardowe molowe ciepło spalania związku, ΔHosp - ilość ciepła wydzielająca się podczas spalania 1 mola związku chemicznego w tlenie w warunkach standardowych (T=298 K, p=1013 hPa) do CO2(g) i H2O(c) oraz ewentualnie SO2(g) i N2(g). Standardowe ciepło reakcji jest różnicą ΔHor = Σisubstr νi (ΔHosp)i - Σjprod νj (ΔHosp)j.

Prawo Hessa - całkowite ciepło reakcji równe jest sumie ciepeł kolejnych etapów reakcji.

Prawo Kirchhoffa - zmiana ciepła reakcji izobarycznej z temperaturą zależy od różnicy ciepeł molowych pod stałym ciśnieniem, cp, produktów i substratów Δcp= Σjprod νj (cp)j - Σisubstr νi (cp)i czyli, zakładając w przybliżeniu stałe wartości cp w danym zakresie temperatur (ΔT = T – 298 K):

ΔHrT = ΔHro + Δcp ΔT.

Zadania i problemy

  1. Dla jakich reakcji efekt cieplny określa zmiana energii wewnętrznej a dla jakich zmiana entalpii?

  2. Wyprowadzić zależność między ciepłem reakcji izochorycznej i izobarycznej dla gazu doskonałego.

  3. Obliczyć zmianę energii wewnętrznej przemiany 1 mola ciekłej wody w 1 mol pary wodnej w temperaturze 100 oC i pod p = 1013hPa. Molowe ciepło parowania ΔHpar = 40.67 kJ/mol.

  4. Obliczyć standardowe molowe ciepło tworzenia tlenku węgla CO jeśli dla CO2 wynosi ono ΔHotw =

-393.7 kJ/mol, a ciepło spalania CO do CO2 wynosi ΔHro = -283.3 kJ/mol, korzystając raz z prawa

Hessa, raz ze wzoru wiążącego ciepło reakcji z ciepłami tworzenia substratów i produktów.



  1. Obliczyć ciepło przemiany siarki jednoskośnej w rombową w temperaturze pokojowej z ciepeł spalania (przemiana zachodzi zbyt wolno, aby zmierzyć efekt cieplny bezpośrednio). Dla S(jednosk) ΔHosp = -297.2 kJ/mol a dla S(romb) ΔHosp = -296.9 kJ/mol.

  2. Obliczyć ciepło estryfikacji kwasu octowego etanolem ze znanych standardowych ciepeł molowych spalania ΔHosp (w kJ/mol): kwasu octowego -877.0, etanolu –1372.4, estru –2248.5.

  3. Sprawdzić, czy reakcja między azotanem(V) amonu i wodorotlenkiem baru jest endotermiczna. Dla substratów i produktów ΔHtwo w kJ/mol wynoszą: dla Ba(OH)2(s) –946.42, NH4NO3(s) –365.14, Ba(NO3)2(s) –991.86, NH3(g) –46.19, H2O(c) –285.85.

  4. Standardowe molowe ciepło tworzenia CO2 wynosi ΔHtwo = -393.51 kJ/mol. Obliczyć ciepło tworzenia CO2 w temperaturze 125oC. Ciepła molowe reagentów cp (w J/K mol) kolejno w temp. 298K i 398K: dla O2(g) 29.33 i 30.04, dla CO2(g) 37.15 i 40.17, dla grafitu 8.66 i 11.46.

(Uwaga: obliczyć wpierw średnie ciepła molowe w tym zakresie temperatur).

  1. Pojazd księżycowy misji Apolo napędzany był reakcją dimetylohydrazyny z tetratlenkiem diazotu:

H2NN(CH3)2(c) + 2N2O4(c) → 3N2(g) + 2CO2(g) + 4H2O(g) dla której zmiana entalpii ΔHro = -1757 kJ. Obliczyć entalpię tworzenia H2NN(CH3)2(c) jeśli entalpie tworzenia (w kJ/mol) wynoszą: -19.5 dla N2O4(c), -393.5 dla CO2(g), -241.8 dla H2O(g).

Zadania dodatkowe


  1. Co jest bardziej „kaloryczne”: piecyk gazowy czy wódka? Porównać ciepła spalania 1 g alkoholu etylowego i 1 g etanu znając ciepła tworzenia ΔHotw (w kJ/mol) dla C2H5OH(c) –277.7, C2H6(g) –84.68, H2O(c) –285.87, CO2(g) –393.5. Masy molowe etanolu 46.07 g/mol, etanu 30.07 g/mol.

  2. Obliczyć ciepło reakcji tworzenia w atmosferze ozonu z ditlenu i monotlenu, jeśli standardowe molowe ciepła tworzenia (w kJ/mol) wynoszą: dla ozonu O3 ΔHtwo = 142.0 a dla O ΔHtwo = 247.5.

  3. Obliczyć ciepło reakcji ZnO(s) + 2HCl(g) → ZnCl2(s) + H2O(c) znając ciepła tworzenia ΔHtwo (w kJ/mol) ZnO(s) -348.0, HCl(g) -92.3, ZnCl2(s) -344.2, H2O(c) -285.9.
  1   2   3   4   5   6   7


©snauka.pl 2016
wyślij wiadomość