ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ Β ΛΥΚΕΙΟΥ

Χημεια κατεύθύνσησ β΄ λυκείου επιμέλεια: ε.ν. στεφαδούροσ

Κέντρο Διαδασκαλίας & Μελέτης "ΝΤΙΝΟΣ ΖΑΦΕΙΡΟΠΟΥΛΟΣ & ΣΙΑ Ο.Ε" Ελ. Βενιζέλου 150 - Καλλιθέα 17676 ΤΗΛ : 210 9592Ο7Ο – FAX: 210 95651Ο8

Χημεία Θετικής Κατεύθυνσης Β΄ Λυκείου

Ε.Ν.Στεφαδούρος

Χημικός Μηχανικός Ε.Μ.Π

http://edu.stefadouros.gr/ Πολωμένος ή Πολικός Ομοιοπολικός Δεσμός  Όταν δημιουργείται ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ δύο διαφορετικών ατόμων, τότε το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων ( e ) είναι μετατοπισμένο προς το ηλεκτραρνητικότερο και έτσι έχουμε την εμφάνιση δύο πόλων και ο δεσμός χαρακτηρίζεται ως πολικός ή πολωμένος.  Ανάλογα με τη στερεοχημική δομή ενός μορίου και τους πολωμένους δεσμούς που περιέχει, το μόριο εμφανίζει πολικότητα ή όχι. Για παράδειγμα το μόριο του μεθανίου δεν είναι πολικό σε αντίθεση με τα μόρια του νερού και της αμμωνίας. Αμμωνία : Η διάταξη στο χώρο είναι τέτοια που το μόριο είναι δίπολο. Οι τρεις δεσμοί Ν-Η είναι πολωμένοι.

Νερό : Λόγω της διάταξής του που δεν είναι γραμμική το μόριο είναι δίπολο.

Δεσμός Υδρογόνου 

O δεσμός αυτός εμφανίζεται μεταξύ διπόλων μορίων που περιέχουν υδρογόνο ενωμένο με ένα πολύ ηλεκτραρνητικό στοιχείο , συγκεκριμένα F , O , N .



Είναι δεσμοί ηλεκτροστατικής φύσης και τους συμβολίζουμε με τρεις τελείες (  )



Δεσμό Υδρογόνου μπορούμε να συναντήσουμε :

Υδροφθόριο

Η-F ... H-F ... H-F

Νερό

Η-Ο ... Η-Ο ... Η-Ο | | | Η Η Η

Αμμωνία

Η Η   Ν-Η … Ν-Η   Η Η

Αλκοόλη

H-O ... H-O ... H-O | | | R R R

Ε.Ν.Στεφαδούρος

[2]

Χημικός Μηχανικός Ε.Μ.Π

http://edu.stefadouros.gr/ Ασκήσεις 1. Το ποσό θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται κατά την πραγματοποίηση μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται: α. μόνο από τη φυσική κατάσταση των αντιδρώντων και προϊόντων β. μόνο από την ποσότητα των αντιδρώντων γ. μόνο από τις συνθήκες θερμοκρασίας και πίεσης δ. απ’ όλους τους παραπάνω παράγοντες.

2. Από τη θερμοχημική εξίσωση C + O2  CO2 , ΔΗ = -94kcal, προκύπτει ότι: α. κατά την καύση οποιασδήποτε ποσότητας C εκλύονται 94kcal β. η θερμότητα που απορροφάται από το περιβάλλον κατά το σχηματισμό 1mol CO2 είναι 94 kcal γ. κατά την καύση 1mol C ελευθερώνονται στο περιβάλλον 94kcal δ. μάζα C + μάζα O2 = μάζα CO2 - 94 kcal.

3. Για κάθε εξώθερμη αντίδραση η οποία πραγματοποιείται υπό σταθερή πίεση ισχύει: α. Η προϊόντων < 0 γ. Η προϊόντων < Η αντιδρώντων β. ΔΗ > 0 δ. Η αντιδρώντων = - Η προϊόντων.

4. Ο όρος «πρότυπη ενθαλπία αντίδρασης» χρησιμοποιείται για να εκφράσει τη μεταβολή της ενθαλπίας όταν: α. η αντίδραση πραγματοποιείται σε ιδανικές συνθήκες β. κατά τη διάρκεια της αντίδρασης η θερμοκρασία δε μεταβάλλεται γ. ο υπολογισμός αυτός αναφέρεται σε πίεση 1atm και στους 298 Κ δ. ο υπολογισμός αναφέρεται σε πίεση 1atm και στους 00C. 5. Από τη θερμοχημική εξίσωση Η2 (g) + 1/2Ο2 (g)  Η2Ο (l) , ΔΗ0 = -286 kJ προκύπτει ότι: α. κατά την καύση οποιασδήποτε ποσότητας Η2 ελευθερώνονται 286 kJ β. κατά τον σχηματισμό 1mol υδρατμών απορροφώνται 286 kJ γ. κατά την καύση 1mol Η2 προς υδρατμούς ελευθερώνονται 286 kJ δ. η πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού του υγρού νερού είναι -286 kJ/mol.

6. Από τη χημική εξίσωση Ν2 + 3Η2  2ΝΗ3 , ΔΗ0 = -22kcal, προκύπτει ότι η πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού της ΝΗ3 είναι: α.

22kcal/mol β.

44kcal/mol γ.

-11kcal/mo δ.

-22kcal.

7. Οι αντιδράσεις καύσης είναι α. ενδόθερμες β. εξώθερμες γ. ενδόθερμες ή εξώθερμες ανάλογα με το σώμα που καίγεται δ. ενδόθερμες ή εξώθερμες ανάλογα με τις συνθήκες της αντίδρασης.

8. Η ενθαλπία σχηματισμού του ΗΝΟ3 αναφέρεται στη χημική μετατροπή που συμβολίζεται από τη χημική εξίσωση: 1 α. /2 H2 + 1/2 N2 + 3/2 O2  HNO3 β.

H + N + 3O  HNO3 1 γ. /2 N2O5 + 1/2 H2O  HNO3 δ. σε οποιαδήποτε από τις παραπάνω χημικές εξισώσεις.

9. Η πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης εκφράζει τη θερμότητα που εκλύεται κατά την εξουδετέρωση σε καθορισμένες συνθήκες: α. ενός mol οξέος από ένα mol βάσης β. ενός mol ιόντων Η+ από ένα mol ιόντων ΟΗγ. ενός ιόντος Η+ από ένα ιόν ΟΗδ. οξέος από βάση προς σχηματισμό ενός mol άλατος.

10. Από τη θερμοχημική εξίσωση H2 (g) + 1/2O2 ‘(g)  H2O (l) , ΔΗ = -286kJ, προκύπτει η θερμοχημική εξίσωση α.

2H2 (g) + O2‘(g)  2H2O (l) , ΔΗ = -286kJ Ε.Ν.Στεφαδούρος

[10]

Χημικός Μηχανικός Ε.Μ.Π

http://edu.stefadouros.gr/

Χημική Κινητική Ταχύτητα αντίδρασης μίας αντίδρασης ονομάζεται η μεταβολή της συγκέντρωσης των αντιδρώντων σωμάτων ή προϊόντων της αντιδράσεως στη μονάδα του χρόνου. Για την αντίδραση

α Α + β Β -------> γ Γ

1 ΔC Α 1 ΔC Β 1 ΔC Γ 1 ΔC Δ * = - * = * = * α Δt β Δt γ Δt δ Δt ΔC Α Το κλάσμα είναι ο ρυθμός μεταβολής της συγκέντρωσης του Α Δt υ= -

Μέθοδοι υπολογισμού ταχύτητας Για τον υπολογισμό της μέσης ή στιγμιαίας ταχύτητας μίας αντίδρασης είναι απαραίτητη η γνώση της μεταβολής της συγκέντρωσης συναρτήσει του χρόνου και για αυτό ο υπολογισμός της ταχύτητας ανάγεται στη μέτρηση της συγκέντρωσης. Στα παρακάτω διαγράμματα φαίνεται ο υπολογισμός της μέσης και στιγμιαίας ταχύτητας σε μία αντίδραση από την εφαπτομένη της γωνίας φ.

Ε. Ν .Στεφαδούρος

[15]

Χημικός Μηχανικός Ε.Μ.Π.

http://edu.stefadouros.gr/ Παράγοντες που επηρεάζουν την ταχύτητα της αντίδρασης H ταχύτητα μιας αντίδρασης κύρια εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων, αλλά αναφερόμενοι σε κάποια συγκεκριμένη αντίδραση η ταχύτητα εξαρτάται από τους παρακάτω παράγοντες. Θερμοκρασία Αύξηση της θερμοκρασίας προκαλεί αύξηση της κινητικής ενεργείας των μορίων δηλαδή της ταχύτητας κίνησης των με αποτέλεσμα την αύξηση των κρούσεων μεταξύ τους που αυτό συνεπάγεται την αύξηση της ταχύτητας της αντίδρασης. t1 t2 Αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10ο C στις περισσότερες περιπτώσεις προκαλεί αύξηση της ταχύτητας κατά ένα συντελεστή μεταξύ 2 και 3. Στο παραπάνω διάγραμμα φαίνεται πως μεταβάλλεται η C του Α για δύο θερμοκρασίες Τ1 ,Τ2 (Τ1 >Τ2) για την αντίδραση Α  Β +Γ Συγκέντρωση Αύξηση της συγκέντρωσης σημαίνει μείωση αποστάσεων μεταξύ των μορίων δηλαδή αύξηση πιθανότητας συγκρούσεων που έχει σαν αποτέλεσμα την αύξηση της ταχύτητας της αντίδρασης. Νόμος δράσεως των μαζών Η ταχύτητα μίας αντίδρασης είναι ανάλογη προς το γινόμενο, του οποίου παράγοντες είναι οι δρώσες (ενεργές)μάζες των αντιδρώντων σωμάτων. Δρώσα ή ενεργή μάζα είναι η μοριακή συγκέντρωση του σώματος υψωμένη σε δύναμη ίση με τον αριθμό των διακεκριμένων μορίων του σώματος που μετέχουν στην αντίδραση. α Α + β Β -------> γ Γ + δ Δ υ = Κ * [Α]α * [Β]β(1) Κ= σταθερά της ταχύτητας της αντίδρασης (εξαρτάται από όλους τους παράγοντες που επηρεάζουν την ταχύτητα εκτός από τη συγκέντρωση) Η μαθηματική εξίσωση (1) ονομάζεται νόμος της ταχύτητας της αντίδρασης και το άθροισμα α + β τάξη της αντίδρασης. Η τάξη της αντίδρασης μας δείχνει τη μορφή της γραφικής παράστασης της ταχύτητας σε συνάρτηση με την συγκέντρωση. Αποκλίσεις: Όταν στην αντίδραση μετέχει και στερεό τότε για τον υπολογισμό της ταχύτητας αντίδρασης δεν λαμβάνουμε υπ' όψη την συγκέντρωση του στερεού. π.χ Ε.Ν.Στεφαδούρος

[16]

Χημικός Μηχανικός Ε.Μ.Π

http://edu.stefadouros.gr/ B) Φορά αντίδρασης-πίνακας-Κc ή Κp Αν η φορά της αντίδρασης δεν είναι εμφανής τότε υπολογίζουμε το Qc ή Qp και έτσι βρίσκουμε ποια είναι η φορά.

Τα mol, οι συγκεντρώσεις και οι αντίστοιχες μερικές πιέσεις της χημικής ισορροπίας όπως μπορούν να υπολογισθούν από το παραπάνω πίνακα ικανοποιούν το αντίστοιχο Κc ή Κp της αντίδρασης.

Αν είναι γνωστή η φορά της αντίδρασης τότε μπορούμε να συμπληρώσουμε το πίνακα.

Από τα παραπάνω παρατηρούμε την άμεση σχέση που έχουν η φορά, ο πίνακας και το Κc ή Kp. Πίνακας με μερικές Πιέσεις Αν σε μία άσκηση τα δεδομένα είναι μόνο μερικές πιέσεις και όχι σε mol μπορούμε να συμπληρώσουμε με το ίδιο τρόπο ένα αντίστοιχο πίνακα στον οποίο να έχουμε τις αρχικές μερικές πιέσεις, τις μεταβολές των μερικών πιέσεων λόγω της αντίδρασης και τις μερικές πιέσεις στη χημική ισορροπία.

H χρήση πίνακα με πιέσεις είναι δυνατή αν ο όγκος του δοχείου και η θερμοκρασία είναι σταθερά κατά τη διάρκεια της αντίδρασης. Α

Β

Γ

Δ

Αρχικές Μερικές Πιέσεις Μεταβολή Μερ. Πίεσης λόγω της αντίδρασης Τελικές Μερ. Πιέσεις Στη Χημική Ισορροπία Αν δεν θέλουμε να κάνουμε χρήση πίνακα με μερικές πιέσεις τότε μπορούμε να συμπληρώσουμε ένα πίνακα με mol έχοντας υπόψη ότι ο αριθμός των mol είναι ίσος με V n Α = ΡΑ * R* T Εννοείται ότι και τα άγνωστα mol που θα αντιδρούν και θα παράγονται θα είναι του ιδίου τύπου : mol που αντέδρασαν ή παρήχθησαν : Χ *

Ε.Ν.Στεφαδούρος

V R* T

[24]

Χημικός Μηχανικός Ε.Μ.Π

http://edu.stefadouros.gr/ Οξειδοαναγωγή Αριθμός Οξείδωσης Στις ετεροπολικές ενώσεις είναι το πραγματικό φορτίο που έχει κάθε ιόν ενώ στις ομοιοπολικές το φαινομενικό φορτίο που αποκτούν τα άτομα αν τα κοινά ζεύγη των ηλεκτρονίων αποδοθούν στο ηλεκτραρνητικότερο από τα άτομα που ενώνονται. Κανόνες Υπολογισμού Α.Ο α. Όλα τα στοιχεία που βρίσκονται σε ελεύθερη κατάσταση έχουν αριθμό οξείδωσης ίσο με το μηδέν. β. Στις ετεροπολικές ενώσεις: (1) Κάθε ιόν (αρνητικό ή θετικό) έχει σαν αριθμό οξείδωσης αριθμητικά ίσο με το φορτίο του.

(2) Στα πολυατομικά και γενικά σύμπλοκα ιόντα το άθροισμα των αριθμών οξείδωσης των ατόμων που αποτελούν το ιόν είναι ίσο με το φορτίο των ιόντων γ.Στις ομοιοπολικές ενώσεις : (1) Στις ουδέτερες μοριακές ενώσεις, το άθροισμα των αριθμών οξείδωσης των ατόμων, που την αποτελούν είναι ίσο με το μηδέν.

(2) Το οξυγόνο έχει πάντοτε αριθμό οξείδωσης ίσο με -2 εκτός από τα υπεροξείδια που έχει -1 και την ένωση OF2 που έχει + 2.

(3) Το υδρογόνο έχει πάντοτε αριθμό οξείδωσης +1 εκτός από τα υδρίδια που έχει –1 (4) Το φθόριο έχει πάντοτε αριθμό οξείδωσης - 1.

(5) Το περισσότερο ηλεκτροαρνητικό στοιχείο έχει αρνητικό αριθμό οξείδωσης ενώ το περισσότερο ηλεκτροθετικό έχει θετικό.

(6) Στοιχεία όταν ανήκουν σε κάποια ηλεκτραρνητική ρίζα έχουν αριθμό οξείδωσης θετικό. Οξείδωση Αναγωγή Είναι η αποβολή ηλεκτρονίων από ένα Είναι η πρόσληψη ηλεκτρονίων από ένα στοιχείο Ο αριθμός οξείδωσης του στοιχείο. Ο αριθμός οξείδωσης του στοιχείου αυξάνει. στοιχείου μειώνεται. Οξειδωτικά Σώματα Προκαλούν την οξείδωση κάποιου στοιχείου ενώ στα ίδια παρατηρείται το φαινόμενο της αναγωγής

Αναγωγικά Σώματα Προκαλούν την αναγωγή κάποιου στοιχείου ενώ στα ίδια παρατηρείται το φαινόμενο της οξείδωσης

Αντιδράσεις Οξειδοαναγωγής Απλή αντικατάσταση Στη περίπτωση αυτή ένα στοιχείο αντικαθιστά ένα άλλο με βάση τη σειρά δραστικότητας.

Ε.Ν.Στεφαδούρος

[36]

Χημικός Μηχανικός Ε.Μ.Π

http://edu.stefadouros.gr/

0

M.A.O =2

+2

3 Cu + 8 HNO3 (αρ) ---> 2 NO + 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O 5 M.A.O= 3 +2 -1 Μ.Α.Ο=1*2=2

0

16 HCl + 2 KMnO4 ---> 5 Cl2 + 2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O +7

Μ.Α.Ο=5

+2

Σε αυτή τη περίπτωση πολλαπλασιάσαμε τη μεταβολή του χλωρίου επί 2 για να μη αναγκαστούμε να βάλλουμε συντελεστή στο χλώριο 5/2. Οξειδωτικά Σώματα H+ KMnO4 -------> Mn+2

H+ K2Cr2O7 -------> Cr+3

H+ K2CrO4 -------> Cr+3

KXO3 ή ΚΧΟ------> ΚΧ

Άλατα μετάλλων που έχουν τον ανώτερο Α.Ο δίνουν άλατα μετάλλων με το κατώτερο Α.Ο Η2Ο2 -------> Η2Ο SO2 -------> S

H+ MnO2 -------> άλας του Mn+2 Η+ PbO2 -------> άλας του Pb+2

CuO,Ag2O,HgO---> Cu,Ag,Hg

H+ CrO3 -------> άλας του Cr+3

HNO3 (αραιό)------> ΝΟ

ΗΝΟ3 (πυκνό)-------> ΝΟ2

Η2SO4 (πυκνό και θερμό ) --------> SO2 (Όταν το θειικό οξύ είναι αραιό γίνεται απλή αντικατάσταση) Αλογόνα : Χ2 ------> ΧΟξυγόνο και όζον

Ε. Ν .Στεφαδούρος

[39]

Χημικός Μηχανικός Ε.Μ.Π.

http://edu.stefadouros.gr/ Να συμπληρωθούν οι αντιδράσεις: 1. Cu + HNO3 (αρ) ---> 2. Ag + HNO3 (π) ---> 3. H2O2 + HNO3 (αρ) ---> 4. FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 ---> 5. Fe + H2SO4 (π) ---> 6. H2O2 + MnO2 + H2SO4 ---> 7. HCl + KMnO4 ---> 8. P + HNO3 (π) ---> 9. HI + HNO3 (αρ) ---> 10. FeSO4 + MnO2 + H2SO4 ---> 11. Zn + H2SO4 (αρ) ---> 12. Cu + HNO3 (π) ---> 13. H2O2 + KMnO4 + H2SO4 ---> 14. HCl + MnO2 ---> 15. H2O2 + K2Cr2O7 + H2SO4 ---> 16. Ca + HNO3 (αρ) ---> 17. Ι2 + ΗΝΟ3 (π) ---> 18. Cu2SO4 + KMnO4 + H2SO4 ---> 19. CaOCl2 + H2S ---> 20. Zn + HCl ---> 21. H2S + HNO3 (αρ) ---> 22. H2S + KMnO4 + H3PO4 ---> 23. HI + HNO3 (π) ---> 24. FeSO4 + k2Cr2O7 + H2SO4 ---> 25. NΗ3 + ΗΝΟ3 (π) ---> 26. Zn + H2SO4 (π) ---> 27. CaOCl2 + NH3 ---> 28. HI + K2Cr2O7 ---> 29. H2S + KMnO4 ---> 30. HCl + K2Cr2O7 + H2SO4 ---> 31. NH3 + KMnO4 + H2SO4 ---> 32. Fe + H2SO4 (αρ) ---> 33. Ag + HNO3 (αρ) ---> 34. HCl + KMnO4 + H2SO4 ---> 35. HI + K2Cr2O7 + H2SO4 ---> 36. CaOCl2 + H2O2 ---> 37. H2O2 + HNO3 (π) ---> 38. H2S + HNO3 (π) ---> 39. Zn + HNO3 (π) ---> 40. HBr + HNO3 (αρ) ---> 41. Cu + H2SO4 (π) ---> 42. HBr + MnO2 ---> 43. H2O2 + KMnO4 + H3PO4 ---> 44. H2S + KMnO4 + H2SO4 ---> 45. H2S + MnO2 ---> 46. Zn + HNO3 (αρ) ---> 47. Ca + HNO3 (π) ---> 48. HBr + KMnO4 + H2SO4 ---> 49. HCl + K2Cr2O7 ---> 50. HBr + HNO3 (π) ---> Ε.Ν.Στεφαδούρος

[42]

Χημικός Μηχανικός Ε.Μ.Π

ελ. Βενιζέλου 150, 176 76 καλλιθέα τηλ.: 210 95 92 070 fax: 210 95 65 108 e-mail: zafirop@acci.gr

μαντζαγριωτάκη 89, 176 72 καλλιθέα τηλ. / fax: 210 95 33 254 e-mail: ster14@otenet.gr