אטומים. n p. מול - מספר אבוגדרו 6.02x10 23 = N A חלקיקים. E n -Z 2 /n 2 (n ' > n) ΔE= Z 2 R(1/n 2-1/n '2 ) :(n ' = I.E.

Transcript

1 ל( מבוא לכימיה סיכום סיכמה: סתיו עופר על בסיס הדפים שחולקו בהרצאות של ד"ר גילה נוטסקו אטומים סימון יסוד: A Z X Z מספר אטומי: n p (מס. הפרוטונים) קובע את זהות האטום A מספר מסה (מסה מולרית): n p n+ n (מס. הפרוטונים+מס. הניוטרונים) קובע את מסת האטום אטומים בעלי Z זהה ו- A שונה: איזוטופים של אותו יסוד אטומים בעלי Z זהה ו- n e (מס. אלקטרונים) שונה: יונים של אותו יסוד (כאשר n) p n e מול - מספר אבוגדרו 6.02x10 23 = N A חלקיקים מסה מולרית - מסה של מול חומר בגרמים. יחידות:. gr / mole מודל האטום של בוהר (מימן ודמוי מימן): אלקטרון באטום יכול להיות במצבי אנרגיה (רמות אנרגיה) E n מוגדרים: - מצב יסוד state) (ground האלקטרון קרוב ביותר לגרעין לכן בעל האנרגיה הנמוכה ביותר - מצבים מעוררים states) (excited - מצבי אנרגיה גבוהים יותר ΔE= Z 2 R(1/n 2-1/n '2 ). E n -Z 2 /n 2 (n ' > n) אנרגיית אלקטרון (באטום עם מס. אטומי Z) ברמת אנרגיה n כלשהי: ההפרש האנרגטי בין רמות האנרגיה קטן ככל שמתרחקים מהגרעין: אנרגיית יינון (I.E.) האנרגיה הדרושה להרחיק אלקטרון מרמת אנרגיה n בה נמצא אל מחוץ לאטום I.E. Z 2 /n 2 :(n ' = כאשר אלקטרון "נופל" ממצב מעורר הוא פולט אנרגיה בצורת קרינה אלקטרומגנטית, בעלת אורך גל התלוי באנרגיה. לכל אטום ישנם הפרשי אנרגיה מסוימים שיכולים להיפלט (או להיבלע) כך, מה שיוצר קווי פליטה/בליעה אופייניים. אלקטרון יכול לעלות לרמה אנרגטית גבוהה כתוצאה מבליעת קרינה או התנגשויות. ככל שהטמפרטורה גבוהה יותר יש יותר התנגשויות בין האטומים, מה שמביא לכמות גדולה יותר של אטומים מעוררים. סוגי קרינה, מאנרגיה גבוה לנמוכה: גמא>רנטגן>על-סגול>נראה>תת-אדום>מיקרו>רדיו.

2 אורביטלים אטומיים: לא ניתן להגדיר את מיקומו המדויק של האלקטרון במרחב, אלא רק את ההסתברות למצוא אותו במקום מסוים. המרחב בו יש לאלקטרון סיכוי גבוה להימצא כאשר הוא ברמה אנרגטית מסוימת נקרא אורביטל. ככל שרמת האנרגיה של האלקטרון גבוהה יותר כך יש לו יותר דרגות חופש, מה שמתבטא באורביטלים רבים יותר בהם יש לו סבירות גבוהה להימצא. מספרים קוונטיים- בעזרתם מתארים מצבי אנרגיה של אלקטרונים באטום: 1. מספר קוונטים ראשי - n ככל ש n גדל, מרחק האלקטרון מהגרעין גדל, האנרגיה שלו גדלה,1,2 = n 2. מספר קוונטים אורביטלי - l מרחב מסוים (ב n) בו יש סיכוי למצוא אלקטרון באטום כך שבכל המרחב n=1: s; n=2: s, p; n=3: s, p, d,... לאלקטרון אותה האנרגיה: 3. מספר קוונטים - m l מספר האפשרויות להמצאות אלקטרון במרחב (באורביטל) מסוים: s: 1; p: 3; d: מספר קוונטים ספין m s שני מצבים אפשריים:.spin up, spin down נובע מתכונה פנימית של אלקטרון לנוע באחד משני כיוונים בשדה מגנטי חיצוני. עקרון האיסור של :Pauli לא ייתכנו באטום שני אלקטרונים בעלי אותם ארבעה מספרים קוונטים. כלל :Hund המצב האנרגטי הנמוך ביותר באטום הוא המצב בו מספר האלקטרונים הבלתי מזווגים הוא מירבי (ולכן כאשר הרמה האנרגטית לא מלאה היא ראשית כל תתמלא באלקטרונים עם אותו ספין ורק אם נשארו עוד אלקטרונים הם יהיו בספין הפוך). * כאשר ישנם אלקטרונים בלתי מזווגים החומר יהיה פארא-מגנטי מסתדר בכיוון השדה המגנטי. אם כל האלקטרונים מזווגים החומר יהיה דיא-מגנטי מתנגד לשדה מגנטי ומסתדר בניצב אליו סידור אלקטרונים באורביטלים (ברמת היסוד):... p 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4 n = 2 2s 2 p s 2s 2p הצגה גרפית: של אטום חמצן : 8 O n = 1 1s

3 בטבלה המחזורית: כל שורה מייצגת רמת אנרגיה, החל מ- 1=n בשורה העליונה. כל טור מייצג "סיומת" שונה לסידור האלקטרונים באורביטלים. טור שמאלי (אלקלים): (אלקלים עפרוריים): 1 ; ns שני משמאל 2 ; ns 10 הטורים הבאים (מתכות): ( 1) 2 k ns n d (k עולה מ- 1 עד 10 ככל שנעים 2 k ימינה); 6 הטורים האחרונים (אל-מתכות): ns np הלוגנים, טור ימני גזים אצילים. (k עולה מ- 1 עד 6 ככל שנעים ימינה). טור שני מימין *כאשר רמה p מלאה האטום הוא יציב במיוחד יש לו פחות סיכוי לבצע תגובות כימיות עם יסודות אחרים. לכן לכל הגזים האצילים פרט להליום האורביטל הגבוה ביותר במצב היסוד הוא אורביטל p מלא. מעברים בין אורביטלים: אלקטרון יכול לעבור מכל רמה אנרגטית n לכל רמה, אך הוא מגובל במעבר בין האורביטלים. מעברים אפשריים:. s p, p d מעברים בלתי אפשריים:, s d וכן הישארות באותו אורביטל במעבר בין רמות אנרגיה. כל זה נכון רק במעברים שנגרמו ע"י קרינה. במעברים כתוצאה מהתנגשויות אין הגבלות. אנרגיית יינון: האנרגיה הדרושה כדי להוציא אלקטרון מן האטום. בטבלה המחזורית: באותה שורה, ככל שנעים ימינה אנרגיית היינון גדלה. באותו טור, ככל שיורדים אנרגיית היינון יורדת. הסבר: אנרגיית היינון נמצאת ביחס ישר לריבוע המספר האטומי (עולה כשנעים ימינה), וביחס הפוך לריבוע הרמה האנרגטית (עולה כשיורדים שורה). כשמוציאים את האלקטרון הראשון קשה יותר להוציא את הבאים, לכן ככל שהאטום מיונן יותר מלכתחילה, אנרגיית היינון שלו עולה. בגלל היציבות המיוחדת של רמת p מלאה, יינון אטום שהרמה הגבוה ביותר שלו היא רמת p מלאה דורש כמות גבוהה במיוחד של אנרגיה.

4 קשרים כימיים, מולקולות: זיקה אלקטרונית: כמה אנרגיה משתחררת כאשר מוסיפים אלקטרון. ככל שמשתחררת יותר אנרגיה, כך הזיקה האלקטרונית של האטום גבוהה יותר. באופן כללי, ככל שהולכים ימינה בטבלה המחזורית הזיקה האלקטרונית עולה. כאשר האלקטרון הנוסף משלים לרמת p מלאה, הזיקה האלקטרונית גבוהה במיוחד. אטומים בעלי רמה אחרונה מלאה (p או s) לא מושכים כלל אלקטרונים ולכן אין להם זיקה אלקטרונית. אלקטרוני ערכיות באטום: אלקטרונים ברמת האנרגיה (n) החיצונית באטום (במתכות המעבר אלקטרוני הערכיות נמצאים בשני n שונים) באמצעותם אטומים יוצרים קשרים כימיים. קיימים 2 סוגי קשרים בין אטומים: קשר יוני וקשר קוולנטי. קשר יוני: שריג יוני מלח נוצר בין יסוד בעל אנרגיית יינון נמוכה (קבוצת המתכות) לבין יסוד בעל זיקה אלקטרונית גבוהה (מקבוצת האל-מתכות). המתכת "מוסרת" אלקטרונים לאל-מתכת, כך ששני האטומים מגיעים ליציבות מירבית (לרוב רמת p מלאה לפחות לאחד מהם), והם הופכים ליונים קטיון (חיובי) מקבוצת המתכות ואניון (שלילי) מקבוצת האל-מתכות. קשר קוולנטי: מולקולה נוצר ע"י שיתוף אלקטרונים (ולא "מסירה") בין יסודות מקבוצת האל-מתכות ליצירת מולקולות. כל זוג אלקטרונים "משותפים" יוצרים קשר קוולנטי. סביב כל אטום במולקולה יהיה לרוב אוקטט 8 אלקטרונים (מימן- שני אלקטרונים). אורביטלים מולקולריים (במולקולות דו-אטומיות): על אותו עיקרון כמו אורביטלים אטומיים, ומקיימים את כללי פאולי והונד. קיימים שני סוגים: σ., π לכל אחד מהם, בכל רמה אנרגטית קיים אורביטל "קושר" ואורביטל "לא-קושר", ובכל אורביטל מקום לשני אלקטרונים עם ספין הפוך. אורביטל קושר (bonding) סיכוי גבוה למצוא אלקטרונים בין גרעיני שני האטומים. אורביטלים אלה תורמים למשיכה בין האטומים וליציבות המולקולה. לא-קושר (anti-bonding) סיכוי גבוה למצוא את האלקטרונים בצד הנגדי של כל גרעין, וסיכוי נמוך למצוא אותם בין הגרעינים. אורביטלים אלה גורמים לדחייה בין האטומים ומפחיתים את יציבות המולקולה. 1σ b1σa2 σb2σa3σb1 πb1πb1 πa1πa3 σa... 1σ b1σa2σb2σa1πb1πb3σb סדר האורביטלים: במולקולות "קלות", עד N, 2 הסדר הוא:

5 המולקולה יכולה להתקיים אם מספר האלקטרונים באורביטלים הקושרים שבה גדול ממספר האלקטרונים 1π a 1π a. n n > 0 b a באורביטלים הלא-קושרים: 1π b 1π b הצגה גרפית: מולקולת חמצן O: 2 3σ b 2σ a 2σ b 1σ a כמו אטום, מולקולה תהיה פארא- או דיא- מגנטית כתלות בקיום אלקטרונים לא מזווגים, וזאת בלי קשר לתכונות האטומים המרכיבים את המולקולה. 1σ b סדר הקשר: מספר זוגות האלקטרונים הנמצאים בין שני הגרעינים ותורמים למשיכה. nb na במולקולות דו-אטומיות:. 2 במולקולות פולי-אטומיות: לפי "אלקטרוני הערכיות". אלקטרוני הערכיות הם האלקטרונים ברמה האנרגטית n הגבוהה ביותר באטום. כל אטום יוצר קשרים קוולנטיים כך שהגרעין שלו מושך 8 אלקטרונים ברמה החיצונית ביותר רמות s ו- p מלאות, כלומר מספר הקשרים שהוא יוצר (סדר הקשר): 8 פחות מספר אלקטרוני הערכיות. N ארבעה קשרים קוולנטיים (בדר"כ), C שני קשרים קוולנטיים (בדר"כ), O יוצר קשר קוולנטי אחד, H שלושה קשרים קוולנטיים בהרבה מולקולות, ההלוגנים- קשר קוולנטי אחד (F תמיד ושאר ההלוגנים- לרוב). *בהשוואה בין מולקולות הבנויות מאטומים דומים בגודלם (מאותה שורה בטבלה המחזורית), ככל שעולה סדר הקשר צריך להשקיע יותר אנרגיה כדי לפרק את המולקולה.

6 קוטביות מולקולות: כאשר צד אחד של המולקולה בעל מטען חשמלי שונה מן הצד השני. הקוטביות נקבעת לפי ההבדלים בזיקה האלקטרונית בין האטומים "הפרש האלקטרו-שליליות". ככל שההבדלים גדולים יותר כך יש יותר סיכוי למצוא את אלקטרוני הקשר בצד של האטום בעל הזיקה הגבוהה יותר. F O N Cl Br S C יסוד H זיקה 2.1 אל-איתור: במולקולות מסוימות נוצרות טבעות של אטומים, והאלקטרונים שבצד הפנימי של הטבעת נמשכים באופן שווה לכל המולקולות המרכיבות אותה, כך שאי אפשר לומר שזוג מולקולות כלשהו יצר קשר מסדר מסוים. *כאשר יש יותר מאטום חמצן אחד במולקולה (בנוסף לאטומים אחרים), אטומי החמצן אינם קשורים זה לזה. *המולקולה בעלת מבנה מרחבי בו הדחייה בין אלקטרונים מינימלית (קווי, זוויתי, פירמידלי, טטראדרי). *סך כל האלקטרונים במולקולה (הקושרים והלא-קושרים) שווה לסך אלקטרוני הערכיות של כל האטומים במולקולה. תנועת מולקולות, בליעת ופליטת קרינה: קיימים 3 סוגי תנועה: טרנסלציה תנועה ממקום למקום של המולקולה כולה. רוטציה סיבוב סביב מרכז המסה. ויברציה תנודה של האטומים בדומה למסות המחוברות בקפיצים. לכל מולקולה תדירות ויברציה אופיינית (בדומה לקפיץ בו התדירות תלויה רק בקבוע הקפיץ והמסות). אם המולקולה מקבלת אנרגיה היא תגדיל את משרעת התנודות כלפי חוץ וכלפי פנים. אורך הגל הנדרש ליצירה ויברציה באמצעות קרינה (או הנפלט כאשר המשרעת קטנה) הוא תת-אדום. התנאי לבליעת קרינה והגדלת המשרעת הוא שהמולקולה תהיה קוטבית. עם זאת, אם כבר יש למולקולה ויברציה (שהתקבלה למשל מהתנגשות), הויברציה יכולה ליצור במולקולה קוטביות רגעית ובכך לאפשר בליעת קרינה. *מולקולות חנקן N 2 וחמצן O, 2 שהן המרכיב העיקרי של האטמוספירה, אינן יכולות לקבל קוטביות רגעית ולכן הן לא בולעות קרינה בתת-אדום. הן מתחממות כתוצאה מהתנגשויות עם מולקולות אחרות, אשר מסוגלות לבלוע את הקרינה (גזי חממה).

7 כדי לפרק מולקולה דרושה אנרגיה שווה או גדולה לאנרגיית הקשר בין האטומים קרינה באורך גל על-סגול. אם מספקים אנרגיה גבוהה מספיק, המולקולה תתפרק וגם יעוררו אלקטרונים. עם זאת, אורכי גל מסוימים מאוד (גם אם הם בעלי אנרגיה גבוהה מא. הקשר) יכולים לגרום הן לעירור ויברציוני (הגדלת המשרעת) והן לעירור האלקטרונים, בלא לפרק את המולקולה. ספקטרום בליעה ופליטה: בניגוד לאטומים בודדים, במולקולות שני הספקטרומים לרוב אינם חופפים: הבליעה היא באנרגיות גבוהות על-סגול, ולאחריה סדרה של פליטות באנרגיות נמוכות יותר אור נראה או תת-אדום. אינטראקציות בין מולקולות הגדרות: יון שריג יוני; דיפול מולקולה קוטבית. האינטראקציות רשומות לפי עוצמתן, מהחזקה לחלשה: גבס: - אינטראקציית יון-דיפול: הקוטב החיובי של הדיפול נמשך חשמלית לאניון והקוטב השלילי לקטיון. דוגמאות: ספיחת מים למלח או המסת מלח במים. 1 מולקולה קובלנטית; 2 שריג יוני; 3 2 מולקולות מים Ca SO { 4 2H { 2O אינטראקציית דיפול-דיפול: בין שתי מולקולות קוטביות. האינטראקציות החזקות ביותר בקטגוריה זו הן מסוג "קשרי מימן" מולקולות דו-אטומיות בהן אחד האטומים הוא מימן. בין המימן לרוב היסודות שהוא יכול להיקשר אליהם יש הפרש אלקטרו-שליליות גבוה. - אינטראקציית דיפול-דיפול מושרה: כאשר מולקולה לא קוטבית נמצאת בקרבת מולקולה קוטבית, יכולה להיות מושרית עליה קוטביות רגעית, ואז היא תגיב עם הדיפול שלידה. דוגמאות: המסת פחמן דו-חמצני ואתאנול במים. - אינטראקציית דיפול מושרה-דיפול מושרה: 2 מולקולות לא קוטביות שהושרתה עליהן קוטביות רגעית, ואז הן מגיבות זו עם זו. דוגמאות:,O 2,N 2 משפחת האלקנים 2n+2.C n H כוחות תוך- ובין- אטומיים ומולקולריים, מהחזק לחלש: אנרגיית יינון < קשר יוני < קשר קוולנט י> יון-דיפול < דיפול-דיפול (קשרי מימן < אחרים) < דיפול-דיפול מושרה < דיפול מושרה-דיפול מושרה.

8 *טמפרטורת רתיחה: ככל שהקשר חזק יותר, כך יש צורך באנרגיה יותר גבוהה כדי לנדף את המולקולות. עם זאת, ההבדל בעוצמת הקשר לא מתגבר על הבדל משמעותי במשקל המולקולות. סוגי מוצקים: מתכות: אלקטרוני הערכיות משותפים לכל הגרעינים, טמפ' התכה גבוהות מאוד, מוליכות חשמל וחום. גבישים יוניים: מורכבים ממבנה מחזורים של שריג יוני. טמפ' התכה גבוהות. מוצקים מולקולריים: אוסף מולקולות עם משיכה ביניהן. טמפ' התכה נמוכות. למשל קרח מים וקרח יבש. מוצקים קוולנטיים: המוצק כולו כמולקולה ענקית עם קשרים קוולנטיים בין האטומים. למשל יהלום, גרפיט, קוורץ. טמפ' התכה גבוהות, לא מוליכים חשמל (למעט גרפיט). גזים ומעברי פאזה גז אידאלי: לחץ נמוך (עד אטמוספירה אחת), טמפרטורות לא-נמוכות. הגז מספיק דליל כך שמרחקי המולקולות גדולים בהרבה מגודלן ואין ביניהן אינטראקציות. אין חשיבות לסוג הגז. PV = nrt משוואת המצב של גז אידאלי: P לחץ; V נפח; n מספר המולים; T טמפרטורה; קבוע הגזים. J L atm R= KB NA = K mole = K mole n P = xp = P i i i tot tot ntot לחץ חלקי: גז ריאלי: לחצים וצפיפויות גובהים יותר, טמפרטורות נמוכות יותר. המולקולות קרובות מספיק זו לזו על מנת להרגיש משיכה (דיפול-דיפול, -דיפול מושרה ). לכל גז צריך להתייחס בנפרד. משוואת המצב: = PV nrt BPn CP n BPn נובע מהשפעת משיכה בין 2 מולקולות. CP 2 n השפעת משיכה בין 3 מולקולות הסיכוי לכך קטן יותר מאשר למשיכה בין 2 מולקולות. הקבועים C,B אופייניים לגז מסוים ותלויים בטמפרטורה.

9 גז ואן-דר-ואלס: בלחצים גבוהים מאוד (100 אטמוספירות ומעלה) המולקולות קרובות מספיק כך שתהיה משמעות לגודלן מולקולה אחת לא יכולה לתפוס את הנפח שנתפס כבר ע"י מולקולה אחרת. משוואת המצב: nb "הנפח האסור" 2 an V nb P+ = nrt 2 V ( ) an 2 V/ 2 תיקון המבטא את העובדה שהלחץ על דפנות הכלי קטן מהלחץ במרכז. מעברי פאזה: בכל נוזל יש למולקולות התפלגות מהירויות כלשהי (התלויה בטמפרטורה). המולקולות המהירות ביותר עשויות לעזוב את פני הנוזל ולהפוך לגז אידוי. מבין מולקולות הגז, חלק עשויות לחזור באופן אקראי לנוזל עיבוי. כאשר קצב האידוי שווה לקצב העיבוי מתקיים שיווי משקל בין הפאזות. לחץ האדים של הנוזל הוא הלחץ שמפעילות מולקולות הגז על דפנות הכלי במצב שיווי משקל. ΔH ln P= vap משוואת קלאוזיוס-קלפרון: + C RT P לחץ האדים ΔH vap - השינוי באנתלפיה. במעבר פאזות זהו החום הכמוס. C קבוע אופייני לחומר. כאשר לחץ האדים משתווה ללחץ החיצוני מתקבלת רתיחה לכל המולקולות יש מספיק אנרגיה כדי להתגבר על כוחות המשיכה ולעבור לפאזה הגזית. הטמפרטורה הקריטית: מעליה החומר יהיה תמיד במצב גז, ללא תלות בלחץ. תמיסה אידאלית: תמיסה בה המומס פחות נדיף מהממס, ונמצא בו בכמות קטנה יחסית. במצב זה לחץ האדים של התמיסה נמוך משל הממס הטהור ולכן טמפ' הרתיחה של התמיסה גבוהה יותר, וטמפ' הקפיאה נמוכה יותר, משל הממס הטהור.

10 שיווי משקל בתגובה כימית כאשר מערכת מגיעה לשיווי משקל כימי, קצב היווצרות התוצרים שווה לקצב התפרקותם. היחסים הכמותיים של מרכיבי המערכת במצב שיווי משקל תלויים בכמויות ההתחלתיות של כל אחד מהמרכיבים. כאשר E,D,B,A הם החומרים (תוצרים/מגיבים), ו- a,b,d,e הן כמויותיהם: קבוע שיווי המשקל לפי ריכוזים: aa + bb dd + ee K d [ D] [ E] eq [ A] [ B] e eq c = a b eq eq [ X ] eq ריכוזו במצב של שיווי משקל. סימון: ] X [ ריכוז החומר ;X mole יחידות הריכוז מולר: = M. L אם החומרים הם גזים ניתן לתאר קבוע שיווי משקל לפי הלחצים החלקיים: K d ( PD) ( P ) eq E ( P ) ( P ) eq p = a b A eq B eq e ריכוזיהם של מוצקים טהורים, נוזלים טהורים וממסים בתמיסות מהולות, נכנסים בערך של הקבוע עצמו. אם יחס הריכוזים/לחצים גבוה מקבוע שיווי המשקל, תתרחש תגובה שתגדיל את הריכוז/לחץ של חומרים.E,D אם היחס קטן מקבוע שיווי המשקל תתרחש תגובה שתגדיל את כמויות ;B,A קבוע שיווי המשקל הוא אופייני לכל ריאקציה, וערכו תלוי בטמפרטורה. עקרון לה-שטלייה: שינוי באחד מהגורמים הקובעים את תנאי השיווי משקל של מערכת, יגרום לשינויים נוספים במערכת כך שהשפעת השינוי תהיה מזערית. מלחים קשי תמס: מלחים (גבישים יוניים) שמסיסותם במים קטנה מ 0.01M. סיבות למסיסות קלה/קשה: 1. אנרגיית השריג: עד כמה המשיכה בין יוני המלח חזקה. א. השריג פרופורציונית למכפלת המטענים חלקי המרחק ביניהם. לכן מלחים בהם ליונים מטענים גדולים יותר, או שהמרחק בין היונים קטן יותר (אטומים קטנים יותר) יהיו פחות מסיסים. 2. גודל: ככל שהיונים גדולים יותר כך קשה להם "להידחק" בין מולקולות המים ולהפריד אותן, מה שגורם למסיסות פחותה.

11 ב( A B aa + bb ( ) ( ) ( ) a b s aq aq sp כאשר B,A יוני המלח ו- a,b כמויותיהם: [ ] [ ] ( ) ( ) a b a b מכפלת המסיסות: K = A B = ax bx A a B b מסיסות המלח - X כאשר מכפלת ריכוזי היונים בתמיסה גדולה מערכו של K sp יווצר משקע של המלח. *הוספת יונים לתמיסה: אם מוסיפים לתמיסה יונים שאינם נמצאים בה, המסיסות תגדל (היונים הנוספים מגדילים את "החוזק היוני" של התמיסה); אם מוסיפים יונים שכבר נמצאים, המסיסות תקטן. חומצות ובסיסים בכל תמיסה מימית נוכחים תמיד היונים + O (hydronium) H 3 ו - OH (hydroxyl) ומכפלת ריכוזיהם קבועה: Kw = H3O OH = :(25 C - במים טהורים למשל.[H 3 O + ]=[OH - ]=1x10-7 M חומצה חומר שבתמיסה מימית מעלה את ריכוז יוני ה- + O H 3 (תורם פרוטונים + H או קולט - (OH בסיס חומר שמעלה את ריכוז יוני ה- - OH (תורם - OH או קולט + H). ph H O + = log נגדיר: 3 ; תמיסה בסיסית > 7 ph. בתמיסה נייטרלית = 7 ph ; תמיסה חומצית < 7 ph תגובת סתירה - תגובה בין חומצה ובסיסלניטרול חומציות/בסיסיות התמיסה. חוזק חומצה (מידת פירוקה במים- "ניתוק" הפרוטון מחומצה) תלוי בעיקר בחוזק הקשר בין אטום המימן לאטום אליו הוא קשור במולקולת החומצה (ככל שהקשר חלש יותר ניתוק הפרוטון קל יותר) ב, יציבות האניון שנוצר בהתפרקות החומצה במים (ככל שהאניון יציב יותר החומצה חזקה יותר). עבור חומצה חלשה: K ; אניון של החומצה החלשה) =A - ) HA (aq ) +H 2 O H 3 O + + A - a =[ H 3 O + ][A - ]/[HA]

12 אניון שנגזר מחומצה חלשה יכול להתנהג כחומצה בתנאי ph מסוימים וכבסיס בתנאי ph אחרים, למשל יון :(HCO3 ביקרבונט ) - - H 2 CO 3 +H 2 O ; HCO 3 +H2 O H 3 O + 2- H 3 O + - +HCO 3 +CO 3 בתמיסה חומצית וניוטרלית הביקרבונט מתנהג כבסיס- קולט פרוטון ) + H) מהתמיסה ליצור חומצה פחמתית 2-.(CO 3 ) ובתמיסה בסיסית מתנהג כחומצה- תורם פרוטון לקבלת יון קרבונט H) 2 CO 3 ) תחמוצת: תרכובת של חמצן עם יסוד אחר. כאשר היסוד הוא מקבוצת המתכות, בהתמוססות התחמוצת במים מתקבלת תמיסה בסיסית. כאשר היסוד הוא מקבוצת האל-מתכות מתקבלת תמיסה חומצית. חימצון/חיזור דרגת חימצון של אטום במולקולה קוולנטית מתארת את מספר האלקטרונים שהאטום שיתף או "הרוויח" בקשר, למשל: +7 +5, +3, +1, 1, Cl:.H: +1 ; O: 2 ; C: +4, 4, +2 ; דרגת חימצון של יון בשריג יוני היא מטען היון (שריג יוני נוצר מקטיון מקב' המתכות עם אניון מקב' האל- מתכות). תהליך חימצון- תהליך בו חומר מחזר חומר אחר (מוסר - e) ודרגת החימצון של החומר המחזר הופכת ליותר חיובית. תהליך חיזור- תהליך בו חומר מחמצן חומר אחר (מקבל - e) ודרגת החימצון של החומר המחמצן הופכת ליותר שלילית. המחזר הוא זה שמסר אלקטרון, והוא עובר חימצון. המחמצן הוא זה שקיבל אלקטרון, והוא עובר חיזור. שיתוך (corrosion) תהליך בו מתכות מתכלות בתהליך חימצון, למשל: Fe (s) + H 2 SO 4(aq) + ½O 2(g) FeSO 4(aq) + H 2 O +2 Fe בתרכובת O) שעבר חיזור ל -2 O במים. 2(g) ) ע"י החמצן FeSO 4 הברזל הניוטרלי ) (s) (Fe עבר חימצון ל פוטנציאל אלקטרוכימי (פ. חימצון/חיזור): הנטייה של חומר לחזר/לחמצן חומר אחר. הפרש הפוטנציאל האלקטרוכימי בתגובה מבוטא ב- E ונמדד ביחס לתהליך 2H 3 O + (aq) + 2e - H 2 +2H 2 O.(25 C,1M (ריכוז E= 0 V

13 תגובת חימצון/חיזור יכולה להתרחש באופן ספונטני כאשר הפוטנציאל האלקטרוכימי > 0,ΔE כלומר התהליך משחרר אנרגיה. Fe e - Fe E= V למשל: Cu e - Cu :Fe ע"י Cu 2+ E= V התגובה הספונטנית שיכולה להתרחש היא חיזור Cu 2+ (aq) + Fe (s) Cu (s) + Fe 2+ (aq) ΔE = -(-0.409) = V האנרגיה שמעורבת בתגובה אלקטרוכימית (במעבר המטען בתהליך החימצון/חיזור) שווה ל: nfδe כאשר: - n מס. מול האלקטרונים שעוברים בתהליך; F- מס. פאראדיי: 9.65x10. 4 C/mole תרמוכימיה תרמוכימיה עוסקת בחום שמשתחרר/נקלט במהלך תגובה כימית ובתהליכי מעבר פאזה. תגובה אקסותרמית תגובה בה נפלט חום לסביבה, התוצרים נמצאים באנרגיה נמוכה מהמגיבים. תגובה אנדותרמית בה חום זורם מהסביבה לתוצרים, והם באנרגיה גבוהה מהמגיבים. האנרגיה הפנימית של החומר כוללת: - אנרגיה קינטית של טרנסלציה (תנועה ממקום למקום), שהיא האנרגיה התרמית המתבטאת בטמפרטורת החומר. - אנרגיה קינטית של רוטציה וויברציה. - אנרגיה פוטנציאלית שנובעת מכוחות בין-מולקולריים. כאשר מחממים חומר האנרגיה התרמית שלו עולה, עד שהוא מגיע לטמפרטורת מעבר הפאזה. במהלך מעבר הפאזה החומר קולט אנרגיה אך הטמפ' לא עולה, כי כל האנרגיה הולכת להתגברות על הכוחות הבין- מולקולריים. השינוי באנטלפיה :ΔH כמות החום שעוברת בתהליך, תחת לחץ קבוע. Δ H = Δ H Δ H f products f reactants - Δ H f "אנטלפיית היצירה": חום ההיווצרות של תרכובת ביחס ליסודות מהם היא מורכבת. מוגדר בלחץ של אטמוספירה אחת ובטמפרטורה מסויימת Δ f H של יסוד במצבו הסטדרטי הוא אפס (לדוגמא: מים נוזלים בטמפ' 25o C הם במצבם הסטנדרטי, בטמפ' 110 o C או 10- o C הם לא במצב הסטנדרטי וכדי ליצור אותם דרוש תהליך המערב מעבר חום).

14 השינוי באנטרופיה :ΔS מבטא את השינוי במספר המצבים המיקרוסקופיים האפשריים לחלקיקים בחומר. Δ S = ΔS ΔS products reactants השינוי באנרגיה החופשית לפי גיבס: Δ G =ΔH TΔS - ΔH השינוי הכללי באנרגיה. TΔS - השינוי באנרגיה הלא-זמינה האנרגיה שהלכה לשינוי האנרגיה הפנימית של החומר. - ΔG השינוי באנרגיה הזמינה האנרגיה שניתן לנצל. ΔG מבטא שתי נטיות סותרות: מצד אחד, נטייה של המערכת להיות במצב היציב ביותר, באנרגיה מינימלית. מצד שני, נטייה של המערכת להגדיל את מספר סידורים האפשריים האנטרופיה מה שמביא למצב פחות יציב. אם 0 < G Δ התגובה יכולה (אך לא חייבת) להתרחש באופן ספונטני בתנאי הלחץ והטמפרטורה הנתונים. בתגובה כלשהי בפאזה גזית: מתקיים: d ( PD) ( PE) a ( P ) ( P ) e 0 Δ G =Δ G + RTln b A B 0 ( ) exp ΔG p p ( ) 0 G RT K K Δ = ln = RT כאשר נמצאים במצב שיווי משקל aa + bb dd + ee = G Δ ואז: 0 קינטיקה כימית התרחשות ספונטנית של תגובה: תגובה תתקדם ספונטנית לכוון התוצרים אם מולקולות המגיבים יתנגשו ואם ההתנגשות תהיה פורייה, ז"א אם האנרגיה הקינטית של חלק ניכר מהמולקולות גדולה מאנרגיית השפעול (אנרגיית אקטיבציה - energy.(ea- activation אנרגיית אקטיבציה: האנרגיה שצריך להשקיע (גם אם > ΔG 0 ( להיווצרות קומפלקס משופעל ) activated (complex שבו צפיפות האלקטרונים מתחלקת בין האטומים שיוצרים את מולקולות התוצרים. ערכה נע בין 80 למספר מאות kj/mole בתגובות בין מולקולות. מצב הקומפלקס המשופעל הוא מצב ביניים ממנו היווצרות התוצרים מיידית.

15 מהירות התקדמות הריאקציה: α [ ] [ ] V = k B C β B ריכוזי המגיבים C ריכוזי התוצרים,α - קבועים הנמצאים נסיונים לכל ריאקציה. לרוב מתקיים β k קבוע מהירות הריאקציה: = 0 β - אין תלות בתוצרים. ( ) k = Aexp Ea RT A מקדם התלוי בלחץ בלבד ולא בטמפרטורה. Ea אנרגית האקטיבציה של התהליך, אופיינית לכל תגובה ואינה תלויה בטמפרטורה. הגדלת מהירות ריאקציה: - העלאת הטמפרטורה בה מתרחשת הריאקציה מגדילה את חלק המולקולות להן אנרגיה קינטית גבוהה מאנרגיית האקטיבציה האופיינית לריאקציה ולכן מגדילה את קבוע מהירות הריאקציה ולכן את מהירות הריאקציה. - שימוש בזרזים (קטליזטורים) כמו מתכות (פלטינה,Pt פלדיום (Pd שהריאקציה מתרחשת על-פני המתכת כך שגדל סיכוי המפגש בין מולקולות המגיבים ושינוי בצפיפות ענן האלקטרונים. - איתחול הריאקציה ע"י יצירת רדיקלים (באמצעות חימום מקומי, ניצוץ...) ואז הריאקציה מתקדמת באמצעות הרדיקלים. אנרגיות האקטיבציה בריאקציות שמערבות רדיקלים הן נמוכות 0-60~. kj/mole ריאקציות שמערבות יונים בעלות. Ea~0 kj/mole רדיקלים: אטום או חלק ממולקולה, בעל רמות אלקטרונים לא מלאות. סימון: X. הרדיקלים אינם יציבים ולכן יתחברו עם כמעט כל מה שיפגשו, ויצרו חומרים חדשים בתגובת שרשרת. קבועים: N = A 23 מספר אבוגדרו: J L atm R= KB NA = K mole = K mole קבוע הגזים: מעבר מג'אול לאלקטרון-וולט: = 1 kj [ ev ] mole 4 C F = mole מספר פאראדיי: