4
Wydział Chemii Uniwersytetu Warszawskiego
Jan S. Jaworski
PROSEMINARIA
z
CHEMII OGÓLNEJ
dla studentów I roku studiów chemicznych
ZADANIA i PROBLEMY
Warszawa 2007
Spis treści
I A. Stechiometria reakcji chemicznych ........................................................... 3
I B. Gazy, ciecze, równowagi fazowe .............................................................. 4
II. Równowagi jonowe w roztworach wodnych, stała równowagi ................... 6
III. Cząstki subatomowe i elementarne, fale materii de Broglie .......................... 8
Wymagania do kolokwium 1 ..................................................................... 10
IV. Zasada nieoznaczoności, podstawy mechaniki kwantowej,
konfiguracja elektronowa atomów i jonów a ich właściwości ...................... 11
V. Orbitale molekularne, wiązania kowalencyjne typu σ i π .......................... 13
VI. Wiązania kowalencyjne spolaryzowane, jonowe i metaliczne .................. 14
Wymagania do kolokwium 2 ................................................................ 15
VII. Geometria związków kowalencyjnych, metoda VSEPR ......................... 16
VIII. I zasada termodynamiki ............................................................................... 18
IX. II zasada termodynamiki, entropia ................................................................. 19
Wymagania do kolokwium 3 ................................................................ 20
X. Entalpia swobodna Gibbsa i samorzutność reakcji ........................................ 21
XI. Kinetyka chemiczna: szybkość i rząd reakcji, energia aktywacji ................. 22
XII. Kinetyka chemiczna: mechanizmy reakcji ................................................ 24
Wymagania do kolokwium 4 ................................................................ 25
XIII. Wiązanie jonowe i kryształy jonowe ...................................................... 26
Odpowiedzi zadań rachunkowych i na niektóre pytania....................... 28
Wykorzystano zadania z wieloletniej praktyki na Wydziale Chemii UW a także
z podręcznika D.A. McQuarrie i P.A. Rock’a General Chemistry, 1991.
Proseminarium I
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)
2. zapisać reakcje połówkowe
redukcja MnO-4 → Mn2+
utlenienie H2C2O4 → CO2(g) + 2H+
3. zrównoważyć liczbę atomów (masę)
8H+ + MnO-4 → Mn2+ + 4H2O
H2C2O4 → 2CO2 + 2H+
4. 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) + 5H2...
jangan