Issuu on Google+

ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

ΧΗΜΕΙΑ Β ΛΥΚΕΙΟΥΕπιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ

χημικός


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός 1ο ΚΕΦΑΛΑΙΟ

Χηµικοί δεσµοί

1. Ενδοµοριακοί ( µεταξύ ατόµων / ιόντων ) 2. ∆ιαµοριακοί ( µεταξύ µορίων ) Οι ενδοµορικοί δεσµοί είναι ισχυρότεροι των διαµοριακών Πχ.

Η2Ο

(l)

 H2 O

(g)

2 Η2Ο (g)  2H2

∆εσµοί υδρογόνου

(g)

«ευκολότερα» +

O2

(g)

«δυσκολότερα»

1. Ειδική περίπτωση δεσµού δίπολο – δίπολο 2. Ηλεκτροστατικής φύσης. 3. Μεταξύ Η µε F ή Ο ή N δηλ µεταξύ Η και ενός ατόµου µε µεγάλη ηλεκτραρνητικότητα και µικρό µέγεθος.

Ηδ+ - Αδ- … Ηδ+ - Αδ- … Ηδ+ - Αδ- … Ηδ+ - Αδ- … Ομοιοπολικοί 1. 2. 3. 4. 5.

δεσμοί Η

ΣΥΝΕΠΕΙΕΣ ∆ΕΣΜΟΥ Υ∆ΡΟΓΟΝΟΥ τα κατώτερα µέλη των αλκοολών (ROH) έχουν υψηλό Σ.Ζ. NH3, H2O, HF έχουν υψηλά Σ.Ζ. συγκριτικά µε τις υδρογονούχες ενώσεις των υπόλοιπων στοιχείων των VA, VIA και VIIA οµάδων Μεγάλη διαλυτότητα στα κατώτερα µέλη των αλκοολών και µονοκαρβοξυλικών οξέων RCOOHΤο ΗF είναι ασθενές οξύ συγκριτικά µε τα ΗCl, HI, HBr είναι εξηγούν την βιολογική σηµασία µορίων των πρωτεϊνών, DNA, την εξαιρετική αντοχή του νάυλον Στους δεσµούς Η οφείλονται οι «παράξενες» ιδιότητες του νερού (υψηλό Σ.Ζ.=1000 C, κρυσταλλική δοµή πάγου, ικανότητα του


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός ΩΣΜΩΣΗ ΚΑΙ ΩΣΜΩΤΙΚΗ ΠΙΕΣΗ

ΩΣΜΩΣΗ Το φαινόµενο της διάχυσης µορίων διαλύτη µέσω ΗΜΙΠΕΡΑΤΗΣ µεµβράνης, από τον διαλύτη προς το διάλυµα, ή από το αραιότερο διάλυµα προς το πυκνότερο.

Η διάχυση των µορίων του νερού πραγµατοποιείται από το αραιότερο δ/µα προς το πυκνότερο ή από τον δ/τη ( καθαρό νερό ) στο δ/µα !!!!

Ωσµωτική πίεση είναι η ελάχιστη πίεση που πρέπει να ασκηθεί εξωτερικά στο δ/µα υψηλότερης συγκέντρωσης , ώστε να εµποδίσει το φαινόµενο της ώσµωσης, χωρίς να µεταβληθεί ο όγκος του δ/τος και συµβολίζεται µε Π.


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός

Αντίστροφη ώσµωση : όταν στο δ/µα υψηλής C ασκηθεί πίεση Pεξωτερική > Π , τότε το φαινόµενο της ώσµωσης αντιστρέφεται και έτσι αυξάνεται η C του δ/τος αφού αποµακρύνονται µόρια νερού – διαλύτη. Εφαρµογή αντίστροφης ώσµωσης γίνετε στην αφαλάτωση νερού.

τύποι για την ωσµωτική πίεση

ΠV = n R T

Π = CRT

Υπολογισµός ωσµωτικής ιοντικό δ/µα …

ΠV =

πίεσης

σε

Οι τιµές της ωσµωτικής πίεσης είναι µεγαλύτερες στα ηλεκτρολυτικά δ/τα σε σχέση µε τα µοριακά δ/τα που έχουν την ίδια αρχική συγκέντρωση και βρίσκονται στην ίδια θερµοκρασία. Έτσι η ωσµωτική πίεση εκφράζεται µε βάση τον συντελεστή Van’ t Hoff (i >1) Σε αραιά υδατικά δ/τα i = 1,2,3,… και δείχνει τα moles των ιόντων που προκύπτουν από την διάσταση Π=iCRT

RT

υποτονικό : δ/µα χαµηλής ωσµωτικής πίεσης Υπερτονικό : δ/µα υψηλής ωσµωτικής πίεσης Ισοτονικά δ/τα : δ/τα µε ίση τιµή ωσµωτικής πίεσης

Βιολογική σηµασία ώσµωσης 1. διάρρηξη του κυττάρου ( πλασµόλυση ) όταν το κύτταρο βρεθεί σε περιβάλλον υποτονικό ( πχ καθαρό νερό ) 2. Αιµόλυση των ερυθρών αιµοσφαιρίων ( τα αιµοσφαίρια όταν βρεθούν σε υποτονικό περιβάλλον πχ νερό διογκώνονται και διαρρηγνύονται ). 3. Ανέβασµα νερού στις ρίζες των δέντρων.


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός 2ο ΚΕΦΑΛΑΙΟ Θερµοχηµεία , ενθαλπία

Σπάσιµο δεσµών + ∆ηµιουργία νέων δεσµών Απαιτείται ενέργεια(-Q) ή Ελευθερώνεται ενέργεια (+Q’) Εποµένως υπάρχουν οι αντιδράσεις που : 1. Απαιτούν ενέργεια για να πραγµατοποιηθούν ( ενδόθερµες ) 2. Εκλύουν ενέργεια ( εξώθερµες )

Τι είναι η θερµοχηµεία ? Είναι ο κλάδος της χηµείας που µελετά τις µεταβολές της θερµότητας που συνοδεύουν τις χηµικές αντιδράσεις.

Η θερµότητα και η θερµοκρασία διαφορετικές έννοιες.

είναι

ΘΕΡΜΟΤΗΤΑ : Είναι η ενέργεια που µεταφέρεται από ένα σώµα σε άλλο λόγω της διαφοράς θερµοκρασιώντους. ΘΕΡΜΟΚΡΑΣΙΑ: Αποτελεί µέτρο κίνησης των δοµικών µονάδων της ύλης.


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός

ενθαλπία συστήµατος Η  είναι η ολική ενέργεια ενός συστήµατος όταν αυτό βρίσκεται υπό σταθερή πίεση.  πρακτικά είναι αδύνατον να µετρήσουµε την ενθαλπία ενός συστήµατος. Μπορούµε να υπολογίσουµε όµως την µεταβολή της ενθαλπίας ∆Η από τον τύπο ∆Η = Ητελική - Ηαρχική Η µεταβολή της ενθαλπίας ∆Η σε µια χηµική αντίδραση είναι ίση µε το ποσό της θερµότητας που εκλύεται ή απορροφάται όταν η αντίδραση γίνεται υπό σταθερή πίεση.

i. ii. iii. iv.

Η µεταβολή της ενθαλπίας ∆Η αναφέρεται στο σύστηµα , ενώ το ποσό θερµότητας q στο περιβάλλον, δηλ  Εξώθερµη αντίδραση ∆Η < Ο, q > Ο  Ενδόθερµη αντίδραση ∆Η > Ο, q < Ο  αν Ρ = σταθερή , τότε ∆Η = - q

Παράγοντες που επηρεάζουν την ∆Η : φύση των αντιδρώντων φυσική κατάσταση αντιδρώντων – προϊόντων συνθήκες πίεσης και θερµοκρασίας ποσότητες αντιδρώντων και προϊόντων

1.η ενθαλπία είναι καταστατική ιδιότητα ( δηλ σηµασία έχει η κατάσταση στην οποία βρίσκεται το σύστηµα και πως έφτασε σε αυτή την κατάσταση ) 2.η ενθαλπία εξαρτάται από την ποσότητα των ουσιών που αποτελούν το σύστηµα. ( 3 mol CH4 θα έχουν τριπλάσια ενθαλπία από 1 mol CH4 )


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ Είδη ενθαλπίας Πρότυπη ενθαλπία σχηµατισµού ένωσης ∆Η0f Είναι η µεταβολή ενθαλπίας κατά τον σχηµατισµό 1mol ένωσης από τα συστατικά της στοιχεία σε πρότυπη κατάσταση. Πχ 3C (γραφίτης) + 4 Η2 (g)  C3H8(g) , ∆Η0f = -92 KJ Πρότυπη ενθαλπία καύσης ∆Η0C Είναι η µεταβολή ενθαλπίας κατά την πλήρη καύση 1 mol της ουσίας ( στοιχείου / ένωσης ) σε πρότυπη κατάσταση. Πχ H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) , ∆Η0c = - 286 ΚJ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός Πρότυπη κατάσταση ορίζουµε : i. Πρότυπη πίεση P = 1atm ii. Θερµοκρασία θ = 250C ή Τ = 298Κ iii. Συγκέντρωση C = 1M (για δ/τα) Όταν η µεταβολή ενθαλπίας ∆Η µιας αντίδρασης γίνεται σε συνθήκες πρότυπης κατάστασης, τότε ονοµάζεται πρότυπη ενθαλπία και συµβολίζεται ως ∆Η0 ή ∆Η0298.

Πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης ∆Η0n Είναι η µεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη εξουδετέρωση 1 mol ιόντων Η + ενός οξέος από µια βάση ή 1 mol ιόντων ΟΗ – βάσης από ένα οξύ, σε αραιό υδατικό δ/µα σε πρότυπη κατάσταση.

Η+(aq) + OH-(aq)  H2O(I),

∆Η0 = - 57,1KJ

Προσοχή !!! 1.όσο πιο µικρή αλγεβρικά τιµή της ∆Η0f ένωσης, τόσο πιο σταθερή θεωρείται η ένωση 2.η πρότυπη ενθαλπία σχηµατισµού ενός στοιχείου όταν βρίσκεται στην σταθερότερη µορφή του θεωρείται ίση µε µηδέν. ∆Η0f στοιχείου = 0 πχ ∆Η0f (Η2) = ∆Η0f (Ν2) = … = 0 3.Η ∆Η0n ισχυρού οξέος µε ισχυρή βάση είναι πάντα µεγαλύτερη κατά απόλυτη τιµή από την ∆Η0n ασθενούς οξέος /βάσης, αφού στον ασθενη ηλεκτρολύτη ένα µέρος της ενέργειας δαπανάται για τον ιοντισµό.


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός Θερµιδοµετρία

Είναι η µέτρηση του ποσού θερµότητας που εκλύεται ή απορροφάται σε µια χηµική αντίδραση ή γενικά σε µια φυσικοχηµική µεταβολή. Έστω ότι στο διπλανό θερµιδόµετρο πραγµατοποιείται χηµική αντίδραση ή γενικά µια φυσικοχηµική µεταβολή. Το ποσό θερµότητας Q που εκλύεται / απορροφάται κατά την αντίδραση αυτή προκαλεί µεταβολή στην θερµοκρασία του νερού (∆Τ) και υπολογίζεται από την θεµελιώδη εξίσωση της θερµιδοµετρίας q = m*c* ∆Τ όπου q = ΘΕΡΜΌΤΗΤΑ ( J / cal) m = µάζα ( g ) ∆Τ = διαφορά θερµοκρασίας ( 0C / K ) c = ειδική θερµοχωρητικότητα ( J/g*Κ) σε περίπτωση που και το θερµιδόµετρο έχει θερµοχωρητικότητα δηλ mθερµιδόµ*cθερµιδόµ = c’ ( και είναι χαρακτηριστική για κάθε θερµιδόµετρο) τότε το Q υπολογίζεται από q = ( mc + c’ ) ∆Τ

H ειδική θερµοχωρητικότητα c είναι χαρακτηριστική σταθερά για κάθε ουσία και ισούται µε την ποσότητα θερµότητας που απαιτείται για να αυξηθεί η θερµοκρασία 1g ουσίας κατά 10C ή 1Κ.

Προσοχή !!! H ειδική θερµοχωρητικότητα c δεν εξαρτάται από τη µάζα της ουσίας, αλλά µόνο από τη φύση της. Η θερµοχωρητικότητα C όµως εξαρτάται τόσο από τη φύση, όσο και από τη µάζα της ουσίας


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός Νόµοι θερµοχηµείας

Νόµος ( αρχή) Lavoisier – Laplace 1. Είναι άµεση συνέπεια της «αρχής διατήρησης της ενέργειας» 2. Ορισµός : το ποσό της θερµότητας που εκλύεται / απορροφάται κατά την σύνθεση 1 mol χηµικής ένωσης από τα συστατικά της είναι ίσο µε το ποσό της θερµότητας που απορροφάται / εκλύεται αντίστοιχα κατά την διάσπαση 1 mol της ίδιας ένωσης στα συστατικά της στοιχεία. 3. Βασική προϋπόθεση του νόµου  οι δύο αντιδράσεις (σύνθεση – διάσπαση να αναφέρονται στις ίδιες συνθήκες Ρ,Τ. ) Πχ σχηµατισµός νερού : Η2 + ½ Ο2  Η2Ο, ∆Η1 διάσπαση νερού : Η2Ο  Η2 + ½ Ο2 , ∆Η2 πρέπει Ρ, Τ = ίδιες ώστε ∆Η2 = - ∆Η1 4. Σύµφωνα µε τον νόµο Lavoisier – Laplace, όταν αντιστρέφουµε µια θερµοχηµική εξίσωση, θα αλλάζει το πρόσηµο της ενθαλπίας αντίδρασης ∆Η. Πχ Α + Β  Γ + ∆, ∆Η1 ∆Η1 + ∆Η2 = 0 Γ + ∆  Α + Β, ∆Η2 ∆Η2 = ∆Η1

Νόµος Ηess 1. Άµεση συνέπεια της αρχής διατήρησης της ενέργειας ( 1ος θερµοδυναµικός νόµος ) 2. Ορισµός : Το ποσό της θερµότητας που εκλύεται / απορροφάται όταν πραγµατοποιείται µια χηµική αντίδραση είναι το ίδιο είτε η αντίδραση πραγµατοποιείται σε 1 είτε σε περισσότερα στάδια. 3. Η µεταβολή της ενθαλπίας ∆Η σε µια χηµική αντίδραση είναι ανεξάρτητη από τα ενδιάµεσα στάδια που ακολούθησε η αντίδραση για να φτάσει από την αρχική στην τελική κατάσταση.


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός

Αξίωµα αρχικής – τελικής κατάστασης Γενίκευση νόµου Ηess Το ποσό της θερµότητας που εκλύεται / απορροφάται κατά την µετάβαση χηµικού συστήµατος από καθορισµένη αρχική κατάσταση σε επίσης καθορισµένη τελική κατάσταση είναι ανεξάρτητο από τα ενδιάµεσα στάδια µε τα οποία πραγµατοποιείται η µεταβολή.

Πότε εί��αι µεγαλύτερη η πρότυπη ενθαλπία σχηµατισµού του νερού , όταν είναι στερεό , υγρό ή αέριο ?


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Σηµασία του νόµου Hess : µπορούµε να υπολογίσουµε έµµεσα ενθαλπίες αντιδράσεων οι οποίες είναι δύσκολο να προσδιοριστούν πειραµατικά , όταν οι αντιδράσεις είναι : 1) Θερµοδυναµικά αδύνατες 2) Πολύ αργές / µικρής απόδοσης 3) Συνοδεύονται από δευτερεύουσες αντιδράσεις.

ΕΦΑΡΜΟΓΗ ΝΟΜΟΥ HESS Μπορούµε να «προσθέσουµε» διαδοχικές θερµοχηµικές εξισώσεις, προσθέτοντας αλγεβρικά και τις ενθαλπίες τους. Π.χ. CO2, ∆Η1= - 396,5 KJ C + O2 →CO CO + ½O2 →CO CO2, ∆Η2= -283,0 KJ C + ½ O2 →CO CO2, ∆Η3= ? KJ ∆Η1 = ∆Η2 + ∆Η3 

- 396,5 = ∆Η3 – 283

∆Η3 = - 396,5 + 283  ∆Η3 -113,5 KJ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ

Είναι ο κλάδος της χηµείας ̟ου µελετά α̟ό ̟ειραµατικές µετρήσεις : i. Την ταχύτητα ̟ου εξελίσσεται µια αντίδραση. ii. Τους ̟αράγοντες ̟ου ε̟ηρεάζουν την ταχύτητα της αντίδρασης. iii. Τον µηχανισµό της αντίδρασης δηλ ενδιάµεσα στάδια (στοιχειώδεις αντιδράσεις ) των αντιδρώντων για ̟αραγωγή των ̟ροϊόντων.

Σύµφωνα µε τον Αrrhenius για να ̟ραγµατο̟οιηθεί µια αντίδραση , ̟ρέ̟ει τα µόρια των αντιδρώντων να συγκρουστούν κατάλληλα ( κατάλληλη ταχύτητα και ̟ροσανατολισµό ) ώστε να διασ̟αστούν οι δεσµοί των αντιδρώντων , να γίνει ανακατανοµή ατόµων και ηλεκτρονίων για να δηµιουργηθούν νέοι δεσµοί και να σχηµατιστούν τα ̟ροϊόντα. Η ταχύτητα της αντίδρασης λοι̟όν καθορίζεται α̟ό τον αριθµό των α̟οτελεσµατικών κρούσεων στη µονάδα του χρόνου , δηλ α̟ό τον ρυθµό των α̟οτελεσµατικών κρούσεων , σε ένα ορισµένο όγκο.

ΘΕΩΡΙΑ ΤΩΝ ΣΥΓΚΡΟΥΣΕΩΝ Μόνο οι αποτελεσµατικές (ενεργές) κρούσεις µεταξύ των µορίων οδηγούν σε παραγωγή προϊόντων. Για να συγκρουστούν αποτελεσµατικά δύο µόρια πρέπει να έχουν κατάλληλες ταχύτητες και προσανατολισµό.


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός

ΘΕΩΡΙΑ ΜΕΤΑΒΑΤΙΚΗΣ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗΣ: Για να γίνει αντίδραση πρέπει να σχηµατισθεί από τη σύγκρουση των αντιδρώντων ένα ενδιάµεσο προϊόν (ΕΝΕΡΓΟΠΟΙΗΜΕΝΟ ΣΥΜΠΛΟΚΟ), το οποίο στη συνέχεια δίνει τα τελικά προϊόντα.

Σύµφωνα µε την θεωρία της µεταβατικής κατάστασης η ενέργεια ενεργο̟οίησης Εα είναι η ενέργεια ̟ου ̟ρέ̟ει να ̟ροσλάβουν τα αντιδρώντα µόρια για να σχηµατίσουν το ενεργο̟οιηµένο σύµ̟λοκο. Ανεξάρτητα α̟ό το αν η αντίδραση είναι εξώθερµη ή ενδόθερµη , χρειάζεται κά̟οιο ̟οσό ενέργειας (Εα) , ώστε τα αντιδρώντα να ξε̟εράσουν ένα ενεργειακό φράγµα και να µετατρα̟ούν σε ̟ροϊόντα. Πχ έστω η εξώθερµη αντίδραση Α + Β  Γ + ∆ , ∆Η = - 70 KJ Και η ενέργεια ενεργο̟οίησης είναι Εα = 100 KJ / mol 1. Να γίνει το ενεργειακό διάγραµµα της αντίδρασης. 2. Να βρεθεί η Εα’ ( ενέργεια ενεργο̟οίησης ) για την αντίστροφη αντίδραση. Λύση [ ΑΒ ] Α+Β ∆Η <Ο

Εα Γ+∆

Εα’

Α + Β  Γ + ∆ , ∆Η = -70 ΚJ , Eα = 100 KJ Γ + ∆  Α + Β , ∆Η = + 70 KJ, Eα’ = 170 KJ


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός

Ταχύτητα αντίδρασης  Είναι η µεταβολή της συγκέντρωσης ενός α̟ό τα αντιδρώντα ή α̟ό τα ̟ροϊόντα της αντίδρασης στη µονάδα χρόνου.  U = ∆c / ∆t

Γενικά για την αντίδραση αΑ+ βΒ→γΓ+δ∆ βΒ γΓ+δ∆ η ταχύτητα (µέση ταχύτητα) δίνεται από τις σχέσεις :

Η ταχύτητα αντίδρασης ελαττώνεται µε την πάροδο του χρόνου, καθώς ελαττώνονται οι συγκεντρώσεις των αντιδρώντων και αυξάνονται οι συγκεντρώσεις των προϊόντων . Όταν ολοκληρωθεί η αντίδραση η καµπύλη της ταχύτητας γίνεται παράλληλη µε τον άξονα των χρόνων .Η εφαπτοµένη στην καµπύλη σε τυχαίο σηµείο δίνει την ΣΤΙΓΜΙΑΙΑ ταχύτητα εκείνη την χρονική στιγµή.

Η µέση ταχύτητα της αντίδρασης για ∆t είναι η εφα̟τοµένη της γωνίας ̟ου σχηµατίζει το ΑΒ µε την ̟αράλληλη ̟ρος τον άξονα του t στο σηµείο Α ή Β δηλ υ = εφφ = ΒΚ/ΑΚ = ΑΛ/ΛΒ = ∆C / ∆t


. i.

v.

ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός

Για να κατασκευάσουµε την καµ̟ύλη αντίδρασης ̟ρέ̟ει : Να ̟ροσδιορίσουµε την αρχική C της ουσίας ( t =0 ) Να ̟ροσδιορίσουµε την τελική C της ουσίας ( t = tx ) Aν δίνονται οι αρχικές συγκεντρώσεις των αντιδρώντων , να ελέγξουµε µε βάση τις αρχικές ̟οσότητες και την στοιχειοµετρία της αντίδρασης , ̟οιο α̟ό τα αντιδρώντα βρίσκεται σε ̟ερίσσεια για να χρησιµο̟οιήσω το άλλο στο ̟ινακάκι της αντίδρασης. Αν κά̟οιο α̟ό τα αντιδρώντα είναι στερεό , τα moles του µειώνονται κατά την διάρκεια της αντίδρασης όµως η συγκέντρωση του ̟αραµένει σταθερή ( άχρηστη), ο̟ότε δεν λαµβάνετε υ̟όψιν για τον υ̟ολογισµό της ταχύτητας.

∆ιαγραµµατική απεικόνιση της πορείας µιας υποθετικής αντίδρασης Α(g) 

B

( g)


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

1) 2) 3) 4) 5) 6) 7)

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός

Παράγοντες που επηρεάζουν την ταχύτητα αντίδρασης Φύση αντιδρώντων Συγκέντρωση αντιδρώντων Πίεση ( όταν στην αντίδραση συµµετέχει 1 τουλάχιστον αέριο) Επιφάνεια επαφής ( όταν υπάρχουν στερεά αντιδρώντα και ετερογενείς αντιδράσεις) Θερµοκρασία Ακτινοβολίες Καταλύτες

δράση καταλυτών ο καταλύτης µεταβάλει τον µηχανισµό της αντίδρασης (µειώνεται η Εα ,άρα περισσότερα µόρια έχουν την απαιτούµενη ενέργεια για να ξεπεράσουν το φράγµα της ενέργειας ενεργοποίησης, αυξάνονται οι αποτελεσµατικές κρούσεις δηλ παρατηρείται αύξηση της ταχύτητας. Θεωρίες για ερµηνεία δράσης των καταλυτών 1.ΘΕΩΡΙΑ ΕΝ∆ΙΑΜΕΣΩΝ ΠΡΟΪΟΝΤΩΝ 2. ΘΕΩΡΙΑ ΠΡΟΣΡΟΦΗΣΗΣ

Οµογενής κατάλυση Καταλύτης και αντιδρώντα βρίσκονται στην ίδια κατάσταση

Ετερογενής κατάλ. Καταλύτης και αντιδρώντα βρίσκονται σε διαφορετική φάση , συνήθως ο καταλύτης είναι στερεός και τα αντιδρώντα υγρά ή αέρια.

αυτοκατάλυση Ένα από τα προϊόντα της αντίδρασης δρα ως καταλύτης της ίδιας της αντίδρασης. Πχ οξείδωση του Fe από το Ο2 του αέρα, η σκουρία Fe2O3 είναι ο καταλύτης


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός

Θεωρία προσρόφησης

ΘΕΩΡΙΑ ΕΝ∆ΙΑΜΕΣΩΝ ΠΡΟΪΟΝΤΩΝ


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός

Ένζυµα / βιοκαταλύτες µεγαλοµοριακές πρωτεϊνικής φύσεως ενώσεις που δρουν καταλυτικά βιοχηµικές

αντιδράσεις

στους

ζωντανούς οργανισµούς ή οργανικές αντιδράσεις που πραγµατοποιούνται εκτός των οργανισµών ( ενζυµατικές αντιδράσεις πχ αλκοολική ζύµωση

ΧΑΡΑΚΤΗΡΙΣΤΙΚΑ ΕΝΖΥΜΩΝ 1)Πολύπλοκη δοµή 2)Εξειδικευµένη δράση 3)Ευπάθεια σε θερµοκρασίες υψηλές Σηµασία κατάλυσης 1) Χηµική βιοµηχανία 2) Βιοχηµεία / ιατρική

4)Μεγάλη αποτελεσµατικότητα


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός Νόµος ταχύτητας αντίδρασης

έστω η αντίδραση αΑ + βΒ  γΓ + δ∆ πειραµατικά η ταχύτητα της αντίδρασης δίνεται από την σχέση υ = k [A]X [B]y όπου : υ  ταχύτητα ( Μ/s ) k  σταθερά ταχύτητας [Α] , [Β]  συγκεντρώσεις αντιδρώντων ( Μ ) x, y  αριθµοί που προκύπτουν πειραµατικά [Α]Χ , [Β]y  ενεργές / δρώσες µάζες

• • •

νόµος ταχύτητας αντίδρασης είναι η µαθηµατική σχέση η ο̟οία δίνει την στιγµιαία ταχύτητα της αντίδρασης σε συνάρτηση µε την τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων σε ορισµένη θερµοκρασία και ̟ροσδιορίζεται ̟ειραµατικά

Τάξη αντίδρασης x τάξης ως προς το Α ως y ως προς το Β ολική τάξη x + y.

προσοχή τα στερεά ∆ΕΝ µπαίνουν στον νόµο ταχύτητας !!!

• • • • • • •

Σταθερα αντιδρασης k χαρακτηριστική σταθερά της αντίδρασης που εξαρτάται από την φύση των αντιδρώντων και τη θερµοκρασία. Όταν [Α] = [Β] = 1 Μ τότε υ = k οι µονάδες της k εξαρτώνται από ( mol /L )1 – ( x + y ) *s-1 Μεταβολή της συγκέντρωσης ή της πίεσης δεν επηρεάζει την k. Αύξηση της θερµοκρασίας  αύξηση της k. Στις ετερογενείς αντιδράσεις αν αυξηθεί ο βαθµός κατάτµησης του στερεού αντιδρώντος αυξάνεται ι τιµή της k. Επίδραση ακτινοβολίας ή καταλύτη επηρεάζει τον µηχανισµό της αντίδρασης , άρα και την τιµή της k.

1. Σε απλή αντίδραση ( 1 στάδιο )

αΑ(g) + βΒ(g)  γΓ(g) + δ∆(g) ισχύει : υ = k [Α]α [ Β ] β δηλ οι εκθέτες χ, y ταυτίζονται µε τους συντελεστές α , β πολύπλοκες αντιδράσεις ( 2 τουλάχιστον στάδια ) η ταχύτητα της συνολικής αντίδρασης καθορίζεται από το βραδύτερο στάδιο του µηχανισµού

2. Στις

Αργό στάδιο Α(g) + Β(g)  ΑΒ(g) υ = k1 [Α][Β] Γρήγορο στάδιο ΑΒ (g) + Α(g)  Γ(g) υ = k2 [Α] [ΑΒ] Συνολικά 2 Α(g) + Β (g)  Γ (g) Νόµος αντίδρασης υ = k1 [Α][Β]


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός Χηµική ισορροπία

Κατάσταση χηµικής ισορροπίας Α + Β  ΑΒ ∆υναµική και όχι στατική ισορροπία Πραγµατοποιούνται και οι 2 αντιδράσεις µε την ίδια ταχύτητα Μεταβολή των συνθηκών  διαταραχή ισορροπίας

Οµογενής : Ν 2(g) + 3 Η2(g)

Ετερογενής : 3Fe(g)+ 4 Η2O(L)  Fe3O4 (S) + 4H2(g)

• • Μονόδροµη ή ποσοτική αντίδραση Είναι η αντίδραση που πραγµατοποιείται προς µια κατεύθυνση Στο τέλος της αντίδρασης 1 τουλάχιστον αντιδρών έχει καταναλωθεί πλήρως! mol C + O2  CO2 Αρχικά 10 4 Αντιδ./παραγ. –4 -4 +4 Τελικά 6 4

αµφίδροµη αντίδραση Είναι η αντίδραση που πραγµατοποιείται ταυτόχρονα και προς τις 2 κατευθύνσεις. mol C + O2  CO2 Αρχικά 10 4 Αντιδ./παραγ. –4 -4 +4 Τελικά

6

-

4



2ΝΗ3 (g)

ΑΠΟ∆ΟΣΗ (α) αντίδρασης είναι ο λόγος της ποσότητας της ουσίας που αντιδρά ή παράγεται πρακτικά, προς την ποσότητα της ίδιας ουσίας που θα αντιδρούσε ή θα παραγόταν θεωρητικά αν η αντίδραση ήταν ποσοτική. ΠΡΟΣΟΧΗ !! Όταν δίνονται ποσότητες από 2 αντιδρώντα ,η απόδοση υπολογίζεται σύµφωνα µε αυτό το αντιδρών που ∆ΕΝ είναι σε περίσσεια ! α = mol πρακτικά

/ mol θεωρητικά

0 < α <1


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός

Παράγοντες που επηρεάζουν την χηµική ισορροπία

Αρχή Le Chatelier Όταν μεταβληθεί ένας από τους παράγοντες που επηρεάζουν την χη��ική ισορροπία το σύστημα αντιδρά και τείνει να αναιρέσει την μεταβολή αυτή ,χωρίς όμως να την εξουδετερώνει γιατί η ισορροπία του συστήματος είναι δυναμική και όχι στατική. (αρχή της φυγής προς της βίας) Με την αρχή Le Chatelier μπορούμε να προβλέψουμε προς ποια κατεύθυνση αναγκάζεται να μετατοπιστεί η θέση ισορροπίας ,αν μεταβληθεί κάποιος από τους παράγοντες που την επηρεάζουν .

1.

2.

3.

4.

Παράγοντες που επηρεάζουν τη θέση µιας χηµικής ισορροπίας: 1) Συγκέντρωση αντιδρώντων 2) Πίεση 3) Θερµοκρασία

Προσοχή !!! η µεταβολή της πίεσης, επηρεάζει την κατάσταση ισορροπίας µόνο όταν σε αυτή συµµετέχει 1 τουλάχιστον αέριο και επιπλέον παρατηρείται µεταβολή του συνολικού αριθµού των moles Σε περίπτωση που έχω προσθήκη αδρανούς αερίου (ευγενούς) και ο Vδοχείου, θερµοκρασία παραµένουν σταθερά, τότε δεν µεταβάλλεται Η µεταβολή της θερµοκρασίας σε µια αντίδραση επηρεάζει την χηµική ισορροπία ανάλογα µε το είδος της αντίδρασης δηλ : Οι εξώθερµες αντιδράσεις (∆Η < Ο) ευνοούνται σε χαµηλές θερµοκρασίες Οι ενδόθερµες αντιδράσεις (∆Η>Ο) ευνοούνται σε υψηλές θερµοκρασίες Ο καταλύτης λοιπόν σε µια αµφίδροµη αντίδραση συντοµεύει την αποκατάσταση της ισορροπίας ΧΩΡΙΣ να επηρεάζει την απόδοση της αντίδρασης.


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός

∆ΙΑ∆ΙΚΑΣΙΑ Η ισορροπία που µελετάται είναι η: Co(H2O)62+ + 4 Cl-↔ CoCl42- + 6 H2O • Σε δοκιµαστικό σωλήνα βάζουµε 5 ml διαλύµατος ένυδρου χλωριούχου κοβαλτίου (CoCl2.6H2O) (ρόδινο χρώµα). • Προσθέτουµε 3-5 ml πυκνού HCl και ανακινούµε.Το διάλυµα πρέπει να έχει ιώδες χρώµα, που είναι µείγµα του γαλάζιου χρώµατος του CoCl42- και του ρόδινου του Co(H2O)62+. • To ιώδες διάλυµα που προέκυψε το χωρίζουµε σε 3 δοκιµαστικούς σωλήνες. Το σωλήνα 1 τον χρησιµοποιούµε για σύγκριση. • Το σωλήνα 2 θερµαίνουµε µε προσοχή σε λύχνο. Χρωµατίζεται γαλάζιος. (Μετατόπιση προς τα δεξιά). • Το σωλήνα 3 τοποθετούµε σε ποτήρι µε πάγο ή παγωµένο νερό, φροντίζοντας να βρίσκεται στο κρύο νερό το µισό του διαλύµατος. Παρατηρούµε ότι το διάλυµα που ψύχθηκε παίρνει ρόδινο χρώµα (Μετατόπιση προς τα αριστερά). ΕΞΗΓΗΣΗ-ΘΕΩΡΗΤΙΚΑ ΣΤΟΙΧΕΙΑ

Σύµφωνα µε την αρχή LeChatelier αύξηση της θερµοκρασίας ευνοεί ενδόθερµες αντιδράσεις όπως η ανωτέρω. Έτσι µε θέρµανση η ισορροπία µετατοπίζεται προς τα δεξιά και υπερισχύει το γαλάζιο χρώµα.

Πείραµα

που

πως

επηρεάζει

θερµοκρασία ισορροπία !!!

αποδεικνύει την

η χηµική


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός Νόµος χηµικής ισορροπίας Kc - Kp

αΑ(g) + βΒ(g)

Όταν

αµφίδροµη

γΓ(g) + δ∆(g)

αντίδραση

βρίσκεται

σε

κατάσταση ισορροπίας . ο λόγος του γινοµένου των ενεργών µαζών των προϊόντων προς το γινόµενο των ενεργών µαζών των αντιδρώντων, σε ορισµένη θερµοκρασία, έχει σταθερή τιµή.

Η Kc δείχνει πόσο µετατοπισµένη είναι η ισορροπία προς τα δεξιά ( στα προϊόντα ). Έτσι όσο πιο µεγάλη η τιµή της Κc , τόσο πιο µετατοπισµένη είναι προς τα δεξιά η ισορροπία. Όταν Κc >>1 τότε η αντίδραση είναι σχεδόν πλήρως µετατοπισµένη προς τα δεξιά και θεωρείται µονόδροµη.


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός

Όταν σε ένα σύστηµα δεν γνωρίζουµε αν βρίσκεται σε ισορροπία, τότε µπορούµε να το ελέγξουµε και µάλιστα να προβλέψουµε και την κατεύθυνση προς την οποία θα εκδηλωθεί αντίδραση µε τον παρακάτω τρόπο: Για την αντίδραση αΑ(g) + β(Β)g) γΓ(g) + δ∆(g), υπολογίζουµε το ΠΗΛΙΚΟ ΑΝΤΙ∆ΡΑΣΗΣ Qc = [Γ]γ [∆]δ / [Α]α[Β]β ∆ιακρίνουµε τις εξής περιπτώσεις • Qc = Kc το σύστηµα είναι σε Κ.Ι. • Qc < Kc για να α̟οκατασταθεί η ισορρο̟ία ̟ρέ̟ει να γίνει η φορά της αντίδρασης ̟ρος τα ∆ΕΞΙΑ (αύξηση αριθµητή = ̟ροϊόντα) • Qc > Kc ̟ρέ̟ει για α̟οκατάσταση ισορρο̟ίας η αντίδραση να µετακινηθεί ̟ρος ΑΡΙΣΤΕΡΑ ( αύξηση του ̟αρανοµαστή = αντιδρώντα ).


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός Νόµος Dalton

Μπορώ να προσθέσω moles (n) διαφορετικών αερίων ,αλλά όχι τις μάζες m τους !!!! πάντα θα κάνω μετατροπή χρησιμοποιώντας τον τύπο n = m/Mr

 Μερική πίεση αερίου σε ΜΙΓΜΑ αερίων Είναι η πίεση που θα ασκούσε το αέριο (i) αν καταλάμβανε μόνο του όλο τον όγκο του δοχείου στην ίδια θερμοκρασία Δηλ θεωρώ nαερίου (i) = nμίγματος

δηλ

ΡiV = niRT

 Νόμος Dalton i. Πάντα για αέρια που ΔΕΝ αντιδρούν μεταξύ τους ii. Εκφράζει την ολική πίεση του μίγματος και τις μερικές πιέσεις των συστατικών iii. Ισχύει ο τύπος PΟΛΙΚΟ = Ρ1 + Ρ2 + … + Ρν Ρ1V = n1RT Ρ2V = n2RT ……… ΡνV = nνRT

ΡολικοV = nολικοRT

• •

Κάθε Ρi δεν επηρεάζεται από τις πιέσεις των άλλων συστατικών Στην καταστατική εξίσωση υπακούουν τα ιδανικά αέρια τα οποία είναι υποθετικά αέρια. Τα πραγµατικά αέρια πάντως συµπεριφέρονται ως ιδανικά όταν : Η θερµοκρασία είναι υψηλή Και η πίεση είναι χαµηλή ( δηλ µακριά από τις συνθήκες υγροποίησης )

Γραµµοµοριακό κλάσµα µίγµα αερίων που ∆ΕΝ αντιδρούν µεταξύ τους Χι = ni / nολικα Νόµος αερίων ( υπόθεση AVOGADRO ) : η αναλογία όγκων ταυτίζεται µε την αναλογία mol , όταν τα αέρια βρίσκονται σε ίδιες συνθήκες πίεσης και θερµοκρασίας.


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός οξειδο οξειδοαναγωγή

i.

Ο αριθµός οξείδωσης για τις ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΕΣ ενώσεις είναι το ΦΑΙΝΟΜΕΝΙΚΟ φορτίο που θα αποκτήσει ένα άτοµο ,αν τα κοινά ζεύγη e αποδοθούν στο ηλεκτραρνητικότερο !!! ∆ηλ για µη πολικές είναι ΜΗ∆ΕΝ!!, για τις πολικές είναι διάφορο του µηδέν.

ii. iii. iv.

v. vi. vii.

viii.

Ο αριθµός οξείδωσης για τις ΙΟΝΤΙΚΕΣ ενώσεις είναι το ΠΡΑΓΜΑΤΙΚΟ φορτίο που αποκτά κάθε ιόν!!! Πχ το Νa έχει α.ο. = +1 και το Cl = -1

Ποιους κανόνες ακολουθούµε για τον προσδιορισµό του αριθµού οξείδωσης ? Κάθε στοιχείο στην ελεύθερη κατάσταση έχει Α.Ο = 0 Πχ Να0, Η2 0, Ρ4 0 Το φθόριο F στις ενώσεις έχει πάντα Α.Ο. = -1 Το υδρογόνο Η έχει Α.Ο. = +1 ΕΚΤΟΣ από τις ενώσεις µε τα µέταλλα ( υδρίδια πχ Να +1 Η -1 ) Το οξυγόνο Ο έχει Α.Ο. = -2 ΕΚΤΟΣ από τα υπεροξείδια (-Ο-Ο-) που έχει -1 ( Η2Ο2 ) KAI στις οργανικές ενώσεις !!! Τα αλκάλια έχουν πάντα Α.Ο. = +1 Οι αλκαλικές γαίες έχουν πάντα Α.Ο. = +2 Το αλγεβρικό άθροισµα των Α.Ο. όλων των ατόµων σε ουδέτερο µόριο είναι µηδεν ΗΝΟ3  (+1)*1 + (+Χ)*1 + (-2)*3 = 0  Χ = +5 Το αλγεβρικό άθροισµα των Α.Ο. όλων των ατόµων σε πολυατοµικό ιόν ( ρίζα ) είναι ίσο µε το φορτίο της ρίζας Πχ ΝΟ3-1  (+Χ)*1 + (-2)*3 = -1

Στις οργανικές υπολογίζω τον κάθε C ξεχωριστά H+1 H+1 | | +1 X H - C - CΨ – O-2 – H+1 | | +1 H H+1 Χ + 3 = 0  Χ = -3 Ψ + 3 -2 = 0  Ψ = 1


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός ΚΥΡΙΟΤΕΡΑ ΟΞΕΙ∆ΩΤΙΚΑ

Οξείδωση : είναι η αύξηση του αριθµού οξείδωσης ατόµου / ιόντος Αναγωγή : είναι η µείωση του αριθµού οξείδωσης ατόµου / ιόντος Μg0 + ½ O20  Mg+2 O _2 Το στοιχείο / ιόν στο ο̟οίο ̟αρατηρείται αύξηση του αριθµού οξείδωσης λέγεται αναγωγικό και λέµε ότι οξειδώνεται ( Μg ) Το στοιχείο στο ο̟οίο ̟αρατηρείται µείωση του αριθµού οξείδωσης λέγεται οξειδωτικό και λέµε ότι το σώµα ανάγεται. ( O2 )

Στοιχεία Οξειδωτικά στοιχεία είναι τα αµέταλλα τα οποία έχουν την ακόλουθη σειρά οξειδωτικής ισχύος: F2, O3, Cl2, Br2, O2, I2, S ∆ηλαδή το Cl2 είναι πιο οξειδωτικό από το Br2, Έτσι έχουµε: Cl2 + 2 NaBr → 2 NaCl + Br2 Συνοπτικά ισχύει: X 2 → 2 X + .... ( X : F , Cl , Br , I )

O2 → O 2− + .... O3 → O2 + O 2 − + .... Οξείδια MnO2 + H + → Mn 2 + + ....(οµοιως το PbO2 ) CuO → Cu 0 + ....(οµοιως το Ag 2O ) H 2 O2 → H 2O 2 − + ....

Σε κάθε αντίδραση οξειδοαναγωγής παρατηρείται το φαινόµενο της οξείδωσης και το φαινόµενο της αναγωγής. Κάθε φαινόµενο λέγεται ηµιαντίδραση : Mg0  Mg+2 + 2eΟ0 + 2e-  Ο Συνολικά :

HNO3 (αραιο ) → NO + .... HNO3 (πυκνο ) → NO2 + .... Άλατα KMnO4 + H + → Mn 2+ + .... K 2Cr2O7 + H + → 2Cr 3+ ....

-2

Μg0 + ½ O20 

SO2 → S 0 + .... Οξέα H 2 SO4 (πυκνο ) → SO2 + ....

Mg+2 O_2

Άλατα που περιέχουν µέταλλο µε τον ανώτερο Α.Ο. αυτού π.χ. Fe3+ → Fe 2+ + ....και Sn4+ → Sn 2+ .... οξυγονούχα άλατα αλογόνων → αλογονούχα άλατα π.χ. KClO3 → KCl + ....


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

ΚΥΡΙΟΤΕΡΑ ΑΝΑΓΩΓΙΚΑ Στοιχεία - Μέταλλα Η σειρά αναγωγικής ισχύος των µετάλλων σε σχέση µε το υδρογόνο είναι: K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H2, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au.

∆ηλαδή το Κ είναι πιο αναγωγικό από το Να. Έτσι, K + NaCl → KCl + Na Γενικά ισχύει: M → M x + + .... Ορισµένα αµέταλλα (π.χ. C, S, P, H2)

C → CO2 + ....,

H 2 → H 2O + ....

S → H 2 SO4 + ...., P → H 3 PO4 + .... Οξείδια

SO2 → H 2 SO4 + ...., CO → CO2 + ...., H 2O2 → O2 + .... Οξέα

2 HX → X 2 + .... ( X = Cl , Br , I ) H 2 S → S 0 + ....

H 2 SO3 → H 2 SO4 + .... (Γενικα , − ωδη οξεα → −ικα οξεα ) Άλατα

Na2 SO3 → NaSO4 + .... (Γενικα , − ωδη αλατα → −ικα αλατα ) 2 NaX → X 2 + .... ( X = Cl , Br , I ) Na2 S → S + .... Fe2+ → Fe3+ + .... (οµοιως Sn2 + → Sn4 + ) Αµµωνία

2 NH 3 → N 2 + ....

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός


ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ Κατηγορίες αντιδράσεων οξειδοαναγωγής a. Σύνθεσης 2 ή περισσότερα στοιχεία ενώνονται σχηµατίζουν µια χηµική ένωση Πχ C(S)0 + O2(g)0  C+4 O2-2 (g)

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός

και

b. Αποσύνθεση Μια χηµική ένωση διασπάται στα στοιχεία της. Πχ 2H+1Br-1 (g)  H20(g) + O20(g) c. ∆ιάσπαση µια χηµική ένωση διασπάται σε απλούστερες ουσίες ( όχι µόνο στα στοιχεία της !!!!! ) πχ 2KCl+5O3-2 (S)  2KCl-1(s) + 3O20(g) d. Απλή αντικατάσταση Πχ1 Zn0 + 2H+1I  Zn+2 I2 + H20 Πχ2 Cl20 + H2S-2  2HCl-1 + S0

Ένα µέταλλο «παίρνει τη θέση» ενός µετάλλου ή του υδρογόνου ( αν µπορεί βέβαια – σειρά δραστικότητας ) ή ένα αµέταλλο «παίρνει» τη θέση ενός αµεταλλου.

Το ΗΝΟ3 και το πυκνό Η2SO4 ∆ΕΝ δίνουν αντιδράσεις απλής αντικατάστασης!!!

Σειρά δραστικότητας µετάλλων Κ, Βα,Ca,Na, Mg, Al,Mn,Zn, Cr,Fe,Co, Ni,Sn,Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au Σειρά δραστικότητας αµετάλλων F2, Cl2, Br2, O2, I2, S

•ΟΞΕΙ∆ΩΣΗΜΕΤΑΛΛΩΝΑΠΟΟΞΕΙ∆ΩΤΙΚΑΟΞΕΑ(ΗΝΟ3, π.θ.H2SO4) (Σχηµατίζονται άλατα των µετάλλων µε τον µεγαλύτερο Α.Ο)( ΠυκνόΗΝΟ3→ΝΟ2) ( αραιόΗΝΟ3→ΝΟ) (π.θ.H2SO4→SO2) Πχ 1 µε αραιό ΗΝΟ3 Cu0 (s) + 8HN+5O3 (aq)  3Cu+2(NO3)2 (aq) + 2 N+2O(g) + 4 H2O(l) Πχ2 µε ̟υκνό ΗΝΟ3 Αg0 (s) + 2ΗN+5O3  Ag+1NO3 + N+4O2 + H2O Πχ3 µε ̟υκνό H2SO4 2Fe0 + 6H2S+6O4  Fe+32(SO4) + 3 S+4O2 + 6 H2O


ΧΗΜ��ΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Επιμέλεια : Μαρίνα Οικονόμου, χημικός

Ε̟ίδραση οξειδωτικών στα αµέταλλα

Πυκνο H2SO4 Πυκνό ΗΝΟ3 Αραιό ΗΝΟ3

C

P

S

I2

CO2 CO2 -

H3PO4 H3PO4 H3PO4

SO2 H2SO4 H2SO4

HIO3 -

Σε περίπτωση που το αναγωγικό σώµα είναι : • άλας που περιέχει µέταλλο µε τον µικρότερο α.ο. ως όξινο περιβάλλον χρησιµοποιείται το οξύ µε το ίδιο ανιόν του άλατος πχ +7 KMn O4 + 5Fe+2Cl2 + 8HCl  Mn+2Cl2 + 5Fe+3Cl3 + KCl + 4H2O • ισχυρό οξύ ( HI, HCl , HBr ) δηµιουργεί ταυτόχρονα και το όξινο περιβάλλον και δεν χρειάζεται η παρουσία H2SO4 πχ +7 2KMn O4 + 16HBr-1  2Mn+2Br2 + 5Br2 + 2KBr + 8H2O

Οξειδωτική δράση KMnO4 - K2Cr2O7 - MnO2 – PbO Όλες οι ̟αρα̟άνω ενώσεις συµ̟εριφέρονται ως οξειδωτικά µέσα µόνο σε όξινο ̟εριβάλλον και αυτό ̟ραγµατο̟οιείται συνήθως ̟αρουσία Η2SO4. Αναγωγικό + KMn+7O4 + H2SO4  Mn+2SO4 + K2SO4 + … Κόκκινο χρώµα  άχρωµο Αναγωγικό + K2Cr2+6O7 + H2SO4  Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 + … Πορτοκαλί  ̟ράσινο Αναγωγικό + Mn+4O2 + H2SO4  Mn+2SO4 + … H2O -2

S0

αναγωγικό

αναγωγικό

Η2Ο2 -1

S +4 Ο2

οξειδωτικό

οξειδωτικό

Ο2 0

H2S+6Ο2


Β ' ΛΥΚΕΙΟΥ