Prawo Avogadra
|
Prawo Avogadra określa że, jednakowe objętości gazów zawierają w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem jednakową liczbę cząsteczek.
A to oznacza, że w warunkach normalnych 22,4 dm3 tlenu, dwutlenku węgla, helu i wielu innych gazów będzie zawierało
6,02 * 1023 cząsteczek lub atomów.
|
Prawo zachowania masy
Pomiędzy masą a energią, stanowiącymi dwie formy materii, istnieje zależność określona przez Einsteina wzorem
E = mc2
Gdzie: E - energia, m - masa , c - prędkość światła.
Z zależności tej wynika, że w miejsce rozpatrywanych niegdyś odrębnie dwóch praw, a to:
- 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
/Ej + mjc2/ = const
gdzie: Ej - energia zawarta wewnątrz układu w różnych postaciach, mj - masy składające się na układ substancji.
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.
Tablica 1
Stałe stosunki wagowe pierwiastków w związkach
|
Lp. |
Związek chemiczny |
Wzór cząsteczkowy |
Stosunek wagowy pierwiastków |
|
1. |
Woda |
H2O |
H : O = 1 : 8 |
|
2. |
Amoniak |
NH3 |
H : N = 1 : 4,66 |
|
3. |
Metan |
CH4 |
H : C = 0,333 : 1 |
|
4. |
Acetylen |
C2H2 |
H : C = 0,084 : 1 |
Sformułowane przez Prousta /1799/ prawo stosunków stałych wyraża, że każdy związek chemiczny ma stały i charakterystyczny skład ilościowy.
Przykłady liczbowe stałych stosunków wagowych pierwiastków niektórych związków chemicznych podano w tablicy 1.
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: H2O i H2O2. 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 stsounek wagowy ilości tlenu związanego w związkach z taką samą ilością wagową wodoru wyraża się liczbami 1 : 2.
Azot i tlen tworzą z sobą pięć różnych tlenków
N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5
W poszczególnych tlenkach azotu na 14 g azotu przypada odpowiednio: 8, 16, 24, 32, 40 g tlenu. Wzajemny stosunek ilości wagowych tlenu związanego z jednakową ilością wagową azotu wyraża się prostymi liczbami całkowitymi
1 : 2 : 3 : 4 : 5
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 1023 cząsteczek wodoru H2 i chloru Cl2, to w reakcji między nimi
1 objętość wodoru H2 + 1 objętość chloru Cl2 ----> 2 objętości chlorowodoru 2HCl
tworzy się chlorowodór w ilości 2 x 6,023 x1023 cząsteczek, gdyż z każdej cząsteczki H2 oraz Cl2 powstają dwie cząsteczki chlorowodoru.
Z prawa Avogadra wynika jeszcze jeden istotny wniosek:
ilości molowe jakichkolwiek substancji w stanie gazowym zajmują w tych samych warunkach fizycznych jednakowe objętości. Obliczono, że jeden mol jakiegokolwiek gazu zajmuje w warunkach normalnych / tmp. 0oC, cisnienie 1013 hPa/ objętość 22,4 dm3. Objętość ta nazywa się objętością molową.
Wartościowość
Wiemy już, że pierwiastki łączą sie ze sobą tworząc związek chemiczny, którego najmniejszą częścią jest cząsteczka. I tu pojawia się pytanie, czy pierwiastki mogą łączyć się ze sobą w dowolny sposób i od czego to zależy
Otóż dowiedziono, że pierwiastki łączą się ze sobą w określonym porządku i określonych stosunkach ilościowych. Przykładem woda o wzorze chemicznym H2O z którego wynika, że zawsze w cząsteczce wody na jeden atom tlenu przypadają dwa atomy wodoru.
Podobnie mamy do czynienia wśród innych związków chemicznych. Dlatego chemicy wprowadzili pojęcie wartościowości pierwiastka - patrz definicja niżej.
Wartościowość pierwiastka określa liczbę atomów wodoru przypadających w cząstczce na jeden atom danego pierwiastka. Przyjęto, że wodór w związkach jest zawsze jednowartościowy, tlen - dwuwarościowy. Wartościowość - liczba niemianowana - może przyjmować wartości całkowite od 1 do 8.
Wartościowość oznacza się cyfrą rzymską w nawiasie po symbolu pierwiastka np. Cl(I), Fe(III), C(IV)
Zapamiętaj, że pojęcie wartościowości odnosi się tylko do pierwiastka w związkach chemicznych. Pierwiastki w stanie wolnym wykazują wartościowość zerową
|
Od czego zależy wartościowość pierwiastka w związkach
Otóz okazało się, że wartościowość zależy głównie od konfiguracji elektronowej atomów pierwiastka a szczególnie ilości elektronów walencyjnych. Ilość elektronów walencyjnych określa maksymalną wartościowość pierwiastka w związkach chemicznych.
Na przykład;
- siarka (konfiguracja (2, 8, 6) - sześć elektronów walencyjnych) jest dwuwartościowa w związku z wodorem, cztero- lub sześciowartościowa w związkach chemicznych z tlenem
- chlor (konfiguracja (2, 8, 7) - siedem elektronów walencyjnych) jest jednowartościowy w związku chemicznym z wodorem (HCl), ale z tlenem siedmiowartościowy
- węgiel (konfiguracja (2, 4) - cztery elektrony walencyjne) bywa czterowartościowy w związkach z tlenem i wodorem (CO2, CH4) i dwuwartościwowy z tlenem (CO)
Do czego wykorzystamy wartościwość?
Zastosowania:
- w nazewnictwie związków chemicznych (tlenek siarki(IV), tlenek siarki(VI))
- rysowaniu kreskowych wzorów chemicznych
Ustalanie wartościowości pierwiastków w związkach chemicznych
Wartościowość innych pierwiastków w związkach chemicznych ustala się na podstawie;
- znanej wartościowości tlenu i wodoru wykonując odpowiednie obliczenia
- informacji odczytanych z układu okresowego pierwiastków
Przykład: Zaznaczyć wartościowość pierwiastków w następujących związkach chemicznych; K2O, CaO, Cl2O7
- Rozwiązanie
- K2O - tlen jest dwuwartościowy, a więc dwie wartościowości przypadają na dwa atomy potasu, wobec tego potas jest pierwiastkiem jednowartościowym K2IOII
lub 2 * x = II gdzie: x - wartościowość potasu, po rozwiązaniu równania x = I
- CaO - tlen jest dwuwartościowy, a więc dwie wartościowości przypadają na atom wapnia, wobec tego wapń jest również dwuwartościowy
- Cl2O7 - siedem atomów dwuwartościowych tlenu wnosi w cząsteczkę 14 wartościowości, które przypadają na 2 atomy chloru, przeto chlor jest siedmiowartościowy
lub 2 * x = 7 * II gdzie : x wartościowość chloru, po rozwiązaniu równania x = VII
Obecnie uważa się, że pojęcie wartościowości jest terminem historycznym. W to miejsce wprowadzono pojęcie stopnia utlenienia.
Pojęcie stopienia utlenienia zastępuje stare i mało precyzyjne pojęcie wartościowości. Stopień utlenienia - jest definiowany jako liczba elektronów, które dany atom przekazał lub przyjął od innego atomu w ramach tworzenia z nim wiązań chemicznych.
Stopień utlenienia oblicza się jako bilans wszystkich przekazanych i przyjętych elektronów przez dany atom, w ramach danej cząsteczki. Jeśli dany atom przekazuje o jeden elektron więcej niż otrzymuje, to uzyskuje stopień utleniania I, jeśli natomiast przyjmuje o jeden elektron więcej niż sam przekazał uzyskuje stopień utlenienia -I. Stopień utlenienia pierwiastków w stanie wolnym równa się zero. Więcej o sposobie obliczania stopni utlenienia w rozdziale IX.
|
Stopień utlenienia oznacza się cyfrą rzymską jako indeks górny przy symbolu pierwiastka np. HICl-I, Al2IIIS3-II, CIVO2-II
|
Rodzaje wzorów chemicznych
Wzór chemiczny jest to przedstawienie za pomocą symboli pierwiastków, symbolu chemicznego związku chemicznego albo części związku chemicznego.
Mamy następujące rodzaje wzorów chemicznych;
- wzór elementarny (empiryczny)
- wzór rzeczywisty (sumaryczny)
- wzór strukturalny
- uroszczony wzor strukturalny
- kreskowy wzór wartościowości (elektronowy)
Wzór elementarny (empiryczny)
Ten rodzaj wzoru informuje nas o rodzaju pierwiastków z jakich zbudowana jewst cząsteczka oraz o wzajemnym ilościowym stosunku liczby atomow albo jonów w związku chemicznym.
Przykład: H2SO4. Z tego wzoru możemy odczytać, że jedna cząsteczka kwasu siarkowego(VI) składa się z dwóch atomów wodoru, jednego atomu siarki i czterech atomów tlenu.
Wzór rzeczywisty (sumaryczny)
Ten rodzaj wzoru informuje nas o rzeczywistym składzie związku chemicznego wraz z liczbą atomów uczestniczących w budowie cząsteczki albo jonu.
Przykładem jest tlenek fosforu(V), dla którego wzór rzeczywisty piszemy jako P4O10. Wzór elementarny dla tego tlenku piszemy jako P2P5.
W większości wzory rzeczywiste odpowiadają wzorom elementarnym.
Wzór strukturalny
Wzór strukturalny podaje sposób wzajemnego powiązania atomów w cząsteczce związku chemicznego.
Kreska przy symbolu pierwiastka wyraża jedną (I) wartościowość, dwie kreski odpowiadają wartościowości (II), itd. Oprócz tego każda pojedyńcza kreska przedstawia jedną parę elektronową
|
Z definicji wynika, że w celu napisania wzoru strukturalnego należy znać wartościowość wszystkich pierwiastków wchodząccych w skład cząsteczki związku chemicznego.
Zasady kreślenia wzorów strukturalnych
W celu opisania cząsteczki związku za pomocą wzoru strukturalnego należy kreskę (lub kreski) odpowiadającą wartościowości atomu łączyć z kreską (wartościowością) drugiego atomu tak, aby żadna kreska (wartościowość) nie pozostała w cząsteczce wolna.
|
Oto kilka przykładów wzorów strukturalnych cząsteczek składających się z następująch pierwiastków (w nawiasie podano wartościowości pierwiastka w związku).
H(I) i O(II), H(I) i Cl(I), C(IV) i O(II), N(II) i O(II), Al(III) i O(II)
Należy wiedzieć, że narysowane wzory strukturalne nie oddają faktycznej struktury cząsteczki związku chemicznego, ponieważ brakuje tutaj informacji o kierunkach (kątach) połączeń.
Wzory strukturalne wykorzystuje się między innymi do opracowania modeli przestrzennych cząsteczek. Przykłady niżej
Cząsteczka wody - H2O
Cząsteczka amoniaku - NH3
Cząsteczka metanu - CH4 (jest w gazie ziemnym)
Uproszczony wzór strukturalny (półstrukturalny)
Jest wzór strukturalny, w krórym określone grupy atomów wchodzących w skład cząsteczki zgrupowane są bez ukazywania zawartych w nich wiązań.
Kreskowy wzór wartościowości (wzór elektronowy, wzory Lewisa)
Jest to wzór strukturalny związku chemicznego, w którym przedstawione są elektrony powłoki zewnętrznej, nie uczestniczące w wiązaniach chemicznych.
Pierwszy koncepcję przedstawiania wiązań chemicznych z wykorzystaniem elektronów walencyjnych przedstawił chemik amerykański G.N.Lewis. Podstawowym założeniem tej teorii jest twierdzenie, że powstawanie wiązania między atomami polega na uwspólnianiu elektronów. I tak wg Lewisa, wiązanie kowalencyjne między dwoma atomami jest wynikiem uwspólnienia przez te atomy pary elektronów.
Przyjmuje się, że taka para wiążących elektronów jest zlokalizowana miedzy dwoma atomami, a wiązanie przedstawia się jako kreskę łączącą atomy. Elektrony nie uwspólnione są zlokalizowane jako wolne pary elektronowe na jednym lub drugim atomie (atomach) w cząsteczce. Strukturę elektronową całej cząsteczki przedstawia sie jako sumę wszystkich wiążących i wolnych par elektronowych. Opierając się na tym, można przedstawić strukturę elektronową cząsteczki w postaci tzw. wzoru Lewisa.
