część 1 - uniwersytet mikołaja kopernika w toruniu · pojęcia podstawowe wykład z chemii...

1.1. Podstawowe definicje1.2. Sposoby wyrażanie stężenia i zawartości substancji1.3. Podstawowe obliczenia chemiczne1.4. Podstawowe prawa chemiczne1.5. Klasyfikacja reakcji chemicznych

Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej

Część 1

Katedra Chemii FizycznejCollegium Medicum w Bydgoszczy

Uniwersytet Mikołaja Kopernika w ToruniuProf. dr hab. n.chem. Piotr Cysewski

[email protected]

www.chemfiz.cm.umk.pl/dydaktyka

Pobranie

ciepła

Pobranie

ciepła

Proces fizycznybrak zmian ilości i rodzajów wiązań chemicznych

Reakcja chemicznaNaOH + HCl NaCl + H2O

1. Pojęcia podstawowe i prawa chemiczne

Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 1.1 / 31.1. Pojęcia podstawowe

Proces fizyczny czy przemiana chemiczna?


Zgniecenie arkusza folii aluminiowejTopienie kostki loduOdlewanie srebra w formieRozbijanie butelkiNiszczenie papieru, Rozdzieranie kartkiSublimacja suchego lodu

Płonące drewnoKwaśnienie mlekaZmieszanie kwasu i zasadyTrawienie jedzeniaGotowanie jajkaUzyskiwania karmeluPieczenie ciastaRdzewienie żelaza

Zastanów się!

Nukleony składniki jądra: protony, neutronyNuklid jądro zawierające określoną ilość nukleonówLiczba atomowa (Z) liczba protonów w jądrzeLiczba masowa sumaryczna liczba nukleonów w jądrze A=N+ZIzotopy - to nuklidy tego samego pierwiastka różniące się liczbą neutronów

w jądrze (mają tę samą liczbę atomową,

a inną liczbę masową). Izotopy wykazująpodobne właściwości chemiczne, różnią sięnatomiast właściwościami fizycznymi.

Izobary - to nuklidy różnych pierwiastków o takiej samej liczbie masowej, czyli nuklidy o jednakowej liczbie nukleonów,

a różnej liczbie protonów, np.:,

Izotony -to nuklidy różnych pierwiastków o takiej samej liczbie neutronów



Izotopy wodoru


11H 1 Proton 0 Neutronów 99.985 % 1.00782503 jma

21H (D) 1 Proton 1 Neutron 0.015 % 2.01410178 jma

31H (T) 1 Proton 2 Neutrony -------- ----------

Średnia masa atomowa wodoru wynosi: 1.008 jma3H jest radioaktywny o okresie rozpadu 12 latIzotopy wchodzą w reakcje chemiczne tworząc związki:H2O zwykła woda, M=18.0 g/mol, Temp. wrz. = 100.000000CD2O ciężka woda, M = 20.0 g/mol, Temp. wrz. = 101.42 0C

Izotopy tlenu16

8O 8 Protonów 8 Neutronów 99.759% M = 15.99491462 jma17

8O 8 Protonów 9 Neutronów 0.037% M = 16.9997341 jma18

8O 8 Protonów 10 Neutronów 0.204 % M = 17.999160 jma


Przykład:

Przykład obliczenia względnej masy

atomowej dla atomu magnezu 24Mg


Masa atomowa względna masa atomu wyrażona w jednostkach masy atomowej u. Określa ona, ile razy masa atomu danego pierwiastka jest większa od masy atomu węgla 12C. Atomy znanych nam pierwiastków mają masy atomowe zawarte w granicach od 1 do 261 u. Masy atomowe większości pierwiastków nie są liczbami całkowitymi. Zaledwie 20 spośród znanych pierwiastków (np.: F, Be, Al, P, Mn, Co) występuje w jednej formie nuklidu. Pozostałe spotykane są w kilku odmianach izotopowych.

Masa atomubezwzględna lub rzeczywista masa atomu, to masa tego atomu wyrażona w jednostkach masy (kg lub g).Jednostka masy atomowej(jma = u), zwaną też jednostką węglową, daltonem lub unitem jest to stosunek masy atomu do masy wzorca: izotop węgla 12C.

1u = 1,66057 * 10-27 kg

A(24Mg) = 4 · 10-26 kg / 1.66057 · 10-27 kg = 24

Rozwiązanie:


Średnia ważona

Masa molowa pierwiastka

%100

%%2211

wwww

w

AAAAA


to średnia ważona mas atomowych, uwzględniająca procentowe występowanie

M = NA · m

M - oznacza masę molową,

m - bezwzględną masę atomu,

cząsteczki, jonu bądź innej cząstki

materialnej.

NA = 6,023 · 1023

Masa atomowa pierwiastkato średnia ważona mas atomowych, uwzględniającą procentowe występowanie wszystkich izotopów danego pierwiastka w przyrodzie.


Obliczyć zawartość procentową izotopów bromu znając masy

atomowe jego dwóch głównych izotopów (78.918336, 80.91629)

oraz średnią masę atomową (79.904)

Rozwiązanie:


X(78.918336) + Y(80.91629) = 79.904

X + Y = 1.00 stąd X = 1.00 – Y

(1.00 - Y)(78.918336) + Y(80.91629) = 79.904 78.918336 - 78.918336 Y + 80.91629 Y = 79.9041.997954 Y = 0.985664

Y = 0.4933

X = 1.00 - Y = 1.00 - 0.4933 = 0.5067

%X = % 79Br = 0.5067 x 100% = 50.67% = 79Br

%Y = % 81Br = 0.4933 x 100% = 49.33% = 81Br

Przykład:



Przykład:Atom 1H waży 1.6735 x 10-24 g Atom 16O waży 2.6560 x 10-23 gZ definicji masa atomu 12C = 12 uStąd: 1 u = 1.66054 x 10-24 g

1 g = 6.02214 x 1023 u

Masa cząsteczki tzw. bezwzględna, rzeczywista masa cząsteczkiMasa cząsteczkowato masa cząsteczki wyrażona w jednostkach masy atomowej u (daltonach). Jest to suma mas atomowych wszystkich atomów tworzących cząsteczkę.

Uśredniona masa atomowaSkład izotopowy naturalnego węgla:

C: 98.892 % 12C + 1.108 % 13CŚrednia masa atomowa węgla C:

(0.98892)(12u) + (0.0108)(13.00335) = 12.011 uMasy atomowe podane są w układzie okresowym



CaCO3

100.09 g

Tlen32.00 g

Miedź63.55 g

Woda18.02 g

Jeden mol typowych substancji

Mol• Jednostką określającą ilośćsubstancji (liczność materii) jest mol, dla którego wzorcem jest liczba atomów węgla zawarta w 12 g nuklidu 12C. • Równa liczbie jednostek masy atomowej mieszczących sięw jednym gramie. W 12 g węgla znajduje się6,022 1023 atomów = NA (liczba Avogadro).



1.2. Sposoby wyrażanie stężenia i zawartości

substancji



Stężenie w procentowe masowe - podaje liczbę jednostek masowych substancji zawartych w 100 jednostkach masowych roztworuStężenie procentowe objętościowe - podaje liczbę jednostek objętości substancji rozpuszczonej, zawartej w 100 jednostkach objętości roztworu.

1.2. Sposoby wyrażanie stężenia i zawartości substancjiStężenie procentowe

ms - masa substancji rozpuszczonej, [g], [kg],mr - masa roztworu, [g], [kg],mrozp - masa rozpuszczalnika, [g], [kg].

%100%100

ro zps

s

r

s

pmm

m

m

mC

%100%100

ro zps

s

r

s

pVV

V

V

VC

Vs - objętość substancji rozpuszczonej, [cm3], [dm3] Vr - objętość roztworu, [cm3], [dm3]Vrozp - objętość rozpuszczalnika, [cm3], [dm3]



Stężenie molowe

Stężenie molarne

k gm olmM

m

m

nC

rs

s

r

s

M ,

3, dmm olVM

m

V

nC

rs

s

r

s

M

- określa liczbę moli substancji rozpuszczonej, zawartej w 1 dm3 roztworu.

ns - liczba moli substancji rozpuszczonej, [mol],ms - masa substancji rozpuszczonej, [g],Ms - masa molowa substancji rozpuszczonej, [g/mol].

Na przykład 0,5 molowy roztwór zawiera 0,5 mola substancji rozpuszczonej w 1 dm3 roztworu.

- wyraża liczbę moli substancji rozpuszczonej w 1 kg rozpuszczalnika.

ns - liczba moli substancji rozpuszczonej, [mol],mr - masa rozpuszczalnika, [kg],ms - masa substancji rozpuszczonej, [g],Ms - masa molowa substancji rozpuszczonej, [g/mol]


Ułamek molowy/masowy

i

i

i

in

nx

Ułamek molowy (atomowy) xi – oznacza stosunek ilości moli (atomów) substancji „i” do całkowitej ilości moli (atomów) tworzących roztwór:

1i

ix

Suma ułamków molowych (atomowych) w roztworze jest zawsze równa jedności:

Mnożąc ułamek molowy (atomowy) przez 100% uzyskuje się procentową zawartość moli (atomów) w roztworze – „procent molowy (atomowy)”:

%100%100%

i

i

i

in

nxmolowy

Gęstość

r

r

V

md



W jakim stosunku wagowym zmieszasz 42 % roztwór kwasu z wodą, aby otrzymać 25 % roztwór tego kwasu.

Przeliczanie stężeń

Rozwiązanie:

Przykład:

Obliczyć stężenie procentowe roztworu otrzymanego ze zmieszania 30 g soli kuchennej i 170g wody.

Masa roztworu jest sumą masy substancji rozpuszczonej i masy rozpuszczalnika :

30g + 170 g = 200gzatem jeśli w 200g roztworu znajduje się 30g solito w 100g roztworu znajduje się x g soli

Przykład:

Rozwiązanie:

gg

ggx 15

200

10030



Ile gramów substancji znajduje się w 420g 20%-owego roztworu?

Rozwiązanie

Przykład:

Ile gramów H2SO4 znajduje się w 200 cm3 0,1 molowego roztworu ?

Przykład:

gg

ggx 84

100

20420

Z definicji roztworu procentowego wynika, że 20% roztwór zawiera 20g substancji w 100g roztworu. Jeśli więc w 100g roztworu jest 20g substancji, to

0,1 mola H2SO4 (M=98) ma masę 9,8g. Z definicji stężenia molowego: w 1000cm3 0,1M roztworu znajduje się 9,8g H2SO4

gcm

gcmx 96,1

1000

8,92003

3

Wniosek:w 200cm3 0,1M roztworu znajduje się 1,96g g H2SO4

Rozwiązanie



250 ml roztworu zawiera 3,659g chlorku sodowego. Oblicz stężenie molowe NaCl w tym roztworze.

MNaCl = 58,45 g/mol

m olim olg

g

M

mn

Na Cl

Na Cl 0626,045,58

659,3

m olim l

m olim lx 25,0

250

0626,01000

Liczba moli NaCl zawarta w podanej objętości wynosi :

Rozwiązanie:

Przykład:



Rozwiązanie:

Przykład:

50g wodorotlenku potasu rozpuszczono w 160g wody. Wyrazić w ułamkach molowych stężenie KOH i H2O w otrzymanym roztworze.

m o lgM K O H 1 1,5 6 m o lgM OH 0 2,1 82

m olam olg

gn KO H 89,0

11,56

50 m ola

m olg

gn OH 88,8

02,18

0,1602

Znając liczby moli obliczmy ułamki molowe

To liczba moli każdego z tych składników w roztworze wynosi

091,088,889,0

89,0

m olam ola

m olax KO H

909,088,889,0

88,82

m olam ola

m olax OH



Stężony kwas solny o gęstości 1,2g/cm3 zawiera 39,11% wag. HCl. Obliczyć ułamki molowe HCl i H2O w tym roztworze.

Rozwiązanie

Przykład:

Z definicji procentowości wynika, że w 100 g kwasu znajduje się 39,11g HCl . Reszta czyli 60,89g to woda.

m o lgM H C l 4 6,3 6 m o lgM OH 0 2,1 82

Liczba moli każdego z tych składników w roztworze wynosi:

m olam olg

gn H Cl 07,1

46,36

11,39

m olam olg

gn OH 38,3

02,18

89,602

Znając liczby moli obliczmy ułamki molowe

24,038,307,1

07,1

m olam ola

m olax H Cl

76,038,307,1

38,32

m olam ola

m olax OH


M(H2SO4)=21+32+416=98,1 cm3 roztworu posiada masę 1,14g lub 1 dm3 roztworu posiada masę 1140 g, masa czystego H2SO4 znajduje się w 1dm3 2 molowego roztworu:1 dm3 zawiera 2 mole H2SO4, = 196 g objętość 100 g roztworu o podanej gęstości:


Jakie jest stężenie procentowe 2 molowego roztworu kwasu siarkowego (VI) o gęstości:

31 4,1 d mgd

314,1 dmgV

md

3

3

7,87

14,1

100cm

cm

g

gx

stężenie % można obliczyć z proporcji

gcm

gcmx 19,17

1000

1967,873

3

lub korzystając ze wzoru :

%19,17%1001140

196%100

g

g

m

mC

r

s

p

Rozwiązanie:

Przykład:



1.3. Podstawowe prawa chemiczne



łączna suma mas substratów równa się łącznej masie produktów reakcji chemicznej

Prawo zachowania masy (Lavoisier-Łomonosowa)

Prawo zachowania materii (Einstein)

E = mc2

Uogólnione prawo zachowania materii (Ej + mjc

2 )= constEj - energia zawarta wewnątrz układu w różnych postaciach,mj - masy składające się na układ substancji.

1.3. Podstawowe prawa chemiczne



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.

Prawo stałości składu (Proust) - Prawo stosunków stałych

Przykład: 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



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 / temp. 0oC, ciśnienie 1013 hPa / objętość 22,4 dm3. Objętość tę nazywa się objętością molową.

Prawo Avogadro

Prawo 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, przypadające na stałą ilość wagową drugiego pierwiastka, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

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 stosunek wagowy ilości tlenu związanego w związkach z taką samą ilością wagową wodoru wyraża się liczbami 1 : 2.

Azot i tlen tworzą ze 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



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 jest prostą konsekwencją prawa Avogadra, według którego jednakowe objętości wszystkich gazów, mierzone w tych samych warunkach fizycznych, zawierają jednakową liczbę cząsteczek.

Prawo stosunków objętościowych (Gay-Lussac 1808)

Przykład:Jeżeli 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.



Prawa gazowe (treści fakultatywne)

Izoterma (Boyl’a-Mariotte’a)Izobara (Charlesa – Gay-LussacaIzochory (Gay-Lussaca)Równanie ClapeyronaRównanie Van der WaalsaPrawo Daltona (ciśnień parcjalnych)

Ciśnienie:N·m-2 = Pa 1 atm = 101.3 kPa

TemperaturaT [K] = t [oC] + 273.15



AVOGADRO P n

CHARLES P T

Objętość molowa gazów22.418 dm3

T=273.15 K oraz P=1 atm



BOYLE P 1

Vczyli P·V = const

ciśnienie

1/V



PnRT

V

Równanie Clapeyrona= AVAGADRO + BOYLE + CHARLES

11314.8

113314.8

15.2731

32102418.2

3103.101

KmolJR

KmolmPaR

Kmol

mxPaxR

11308207.015.2731

418.221

Km ola tmdmR



RT

PM

RT

PVMm

RT

PVn

CH4SF6

Równanie ClapeyronaGęstość gazów



P p pO H 2 2

pn RT

VH

H

2

2

pn RT

VN

N

2

2

Pn n RT

V

PnRT

V

H O

( )2 2

Prawo DaltonaCiśnień parcjalnych

Całkowite ciśnienie mieszaniny gazów jest suma ciśnień parcjalnych wszystkich składników



1.4. Podstawowe obliczenia chemiczne

Obliczenia w oparciu o wzór chemicznyObliczenia w oparciu o prawa chemiczneObliczenia stechiometryczne

(w oparciu o reakcje chemiczne)


OBLICZENIA CHEMICZNEZBIÓR ZADAŃ Z CHEMII OGÓLNEJ I ANALITYCZNEJ NIEORGANICZNEJpraca zbiorowa pod redakcją Alfreda Śliwy

Obliczenia w chemii analitycznejAndrzej Cygański, Bogdan Ptaszyński i Jacek Krystek


1.5. Klasyfikacja reakcji chemicznych

(typy mechanizmów)



Zapis reakcji chemicznej w postaci równania chemicznego podaje bilans mas substratów i produktów (prawo zachowania masy) oraz określa typ reakcji.

1.5. KLASYFIKACJA REAKCJI CHEMICZNYCH

Bilansowanie równań chemicznych – dokonaj bilansu!

Reakcje uzgodnioneReakcje do uzgodnienia

H2(g) + O2 (g) H2O(l)

AgNO3 + Cu CuNO3 + Ag

Fe (s)+ O2(g) Fe2O3 (s)

AgNO3(aq)+MgCl2(aq) Mg(NO3)2 (aq)+ AgCl(s)

C4H10(g)+O2(g) CO2(g) + H2O(g)

2H2 + O2 2H2O

AgNO3 + Cu Cu NO3 + Ag

4 Fe (s)+ 3 O2(g) 2 Fe2O3 (s)

2AgNO3(aq)+MgCl2(aq) Mg(NO3)2 (aq)+ 2AgCl(s)

2C4H10(g)+13O2(g) 8CO2(g) + 10H2O(g)


KRYTERIA PODZIAŁU REAKCJI CHEMICZNYCH - SCHEMAT REAKCJI

Reakcje syntezyprocesy polegające na łączeniu się atomów lub cząsteczek, czyli produkt zawiera wszystkie atomy zawarte w substratach, np.: 22 COOC

ABBA

Reakcje analizy (rozkładu)procesy polegające na rozdzieleniu się atomów, czyli z jednego substratu powstają co najmniej dwa produkty, np.:

222 OHgHgO

BAAB

23 C OC a OC a C O T - reakcje dysocjacji termicznej reakcje rozkładu w podwyższonej temperaturze

- reakcje fotochemiczne (fotoliza) są przyspieszane lub zapoczątkowane pod wpływem światła, np.:

221 C lA gA g C l h v

- reakcje fonochemiczne lub sonochemiczne (fonoliza) zachodzą pod wpływem ultradźwięków, np.: reakcje depolimeryzacji



Reakcje wymianyprocesy polegające na przegrupowaniu atomów; substraty wymieniają między sobą poszczególne atomy lub grupy atomów, np.:

A DC BC DA B

33 N a N OA g C lA g N ON a C l

- reakcje radiacyjno-chemiczne(radioliza) zachodzą pod wpływem promieniowania jonizującego, np.:

eOOO

2

222 C lN aN a C l ae l e k t r o l i z

- reakcje elektrochemiczne(elektroliza) zachodzące pod wpływem energii elektrycznej (reakcje redoks na elektrodach),np.: elektroliza stopionego NaCI

Reakcje analizy (rozkładu) cd



KRYTERIUM KLASYFIKACJI: KIERUNEK WYMIANY ENERGII MIĘDZY UKŁADEM A OTOCZENIEM

Reakcje egzoenergetycznereakcje, podczas których powstają produkty o mniejszej energii wewnętrznej niż suma energii wewnętrznej substratów; część energii zostanie przekazana otoczeniu. Jeżeli przepływ energii z układu do otoczenia zachodzi na sposób ciepła, to mówimy o reakcjach egzotermicznych. Do reakcji egzotermicznych zaliczamy większość reakcji polegających na łączeniu się z tlenem (utlenianie, spalanie), np.:

QC OOC

QABBA

22

Reakcje endoenergetycznereakcje, podczas których energia jest pobierana z otoczenia, a energia wewnętrzna produktu reakcji staje się większa od sumy energii wewnętrznych substratów. Jeżeli przepływ energii z otoczenia do układu zachodzi na sposób ciepła, to mówimy o reakcjach endotermicznych ( np. prażenie węglanów, tlenków):

23 C OC aOQC aC O

BAQAB



KRYTERIUM KLASYFIKACJI: STAN SKUPIENIA REAGENTÓW

Reakcje homogenicznereakcje, w których wszystkie substraty i produkty znajdują się w tej samej fazie, np.:

ggg H FFH 222

Reakcje heterogenicznereakcje przebiegające na granicy dwóch faz. Symbole: s, g, aq - oznaczają, że dana substancja znajduje się w fazie stałej, gazowej lub w roztworze; -reagujące substraty znajdują się w dwóch różnych fazach, np.:

ggs C OOC 22

sa qa q A g C lC lA g



KRYTERIUM KLASYFIKACJI: RODZAJE REAGENTÓW

Reakcje jonoweprzebiegają pomiędzy jonami lub z udziałem jonów w roztworach wodnych lub innych rozpuszczalnikach polarnych, np.:

4

2

4

2 B a S OS OB a

Reakcje cząsteczkowezachodzą pomiędzy cząsteczkami lub z udziałem cząsteczek, przeważnie w fazie gazowej, rzadziej w roztworach rozpuszczalników niepolarnych, np.:

3221

2 S OOS O Reakcje rodnikowezachodzą wtedy, kiedy na skutek - np.: absorpcji kwantu promieniowania elektromagnetycznego - następuje rozbicie trwałej cząsteczki na nietrwałe wolne rodniki, które mogą reagować z innymi cząsteczkami i tworzyć dalsze rodniki, np.:

HC lC HC lC H

C lhvC l

34

2 2



KRYTERIUM KLASYFIKACJI: STOPIEŃ PRZEREAGOWANIA SUBSTANCJI

Reakcje odwracalne nie przebiegają do końca, a prowadzą jedynie do stanów równowagi między produktami i substratami. Odwracalność reakcji polega na możliwości zachodzenia jej w obu kierunkach.

Reakcje nieodwracalnegdy zachodzą tylko w jednym kierunku (między innymi: reakcje spalania, reakcje metali alkalicznych z wodą i reakcje niektórych tlenków metali z wodą). Substraty ulegają całkowitemu przereagowaniu, gdy przynajmniej jeden z produktów opuszcza środowisko czy to jako substancja w stanie gazowym, czy jako produkt nierozpuszczalny w danym roztworze.

KRYTERIUM KLASYFIKACJI: PRZENIESIENIE ELEKTRONÓW MIĘDZY ATOMAMI

Reakcje redoksreakcje przebiegające ze zmianą stopni utlenienia atomów.

Reakcje przebiegające bez zmiany stopni utlenienia.Należy dodać, że każdej reakcji towarzyszą zmiany gęstości elektronowej.


Klasyfikacja reakcji chemicznych


Zastanów się!

Umiejętności podstawowe

• Wartościowość

• Pisanie wzorów chemicznych: sumarycznie, pół-strukturalnie, strukturalnie, elektronowo

• Pisanie i uzgadnianie reakcji chemicznych – odczytywanie informacji z równania chemicznego

• Nomenklatura chemiczna: związki nieorganiczne, związki organiczne


część 1 - uniwersytet mikołaja kopernika w toruniu · pojęcia podstawowe wykład z chemii...

Documents