Im związek jest trudniej rozpuszczalny, tym łatwiej go wytrącić

W przypadku porównywania rozpuszczalności czy przewidywania kolejności wytrącania związków różnych typów konieczne jest przeprowadzenie odpowiednich obliczeń

Mieszaniny buforowe

Spis treści rozdziału - tutaj kliknij

Wiadomości ogólne / Mechanizm działania roztworów buforowych / Przykłady obliczeń z roztworami buforowymi /

Wiadomości ogólne

Są to roztwory, których wartość pH po dodaniu mocnych kwasów albo zasad, jak i po rozcieńczeniu wodą zmienia się nieznacznie. Roztworami buforowymi są najczęściej wodne roztwory słabych kwasów albo zasad i ich odpowiednich soli o zbliżonych stężeniach. Rolę mieszanin buforowych spełniają również roztwory wodorosoli np. NaHCO3, NaH2PO4 lub Na2HPO4.

Według teorii Bronsteda i Lowry'egobuforami są zatem roztwory słabych kwasów i sprzężonych z nimi zasad (np. CH3COOH i CH3COO-, HCOOH i HCOO-, HCO3- i CO22-, H2PO4- i HPO42- lub HPO42- i PO43-) albo roztwory słabych zasad i sprzężonych z nimi kwasów (np. NH3 i NH4+).

Roztwory buforowe charakteryzują sie określonym stężeniem jonów wodorowych i służą do utrzymania stałej kwasowości roztworów oraz do jej kontroli.

Cechą charakterystyczną roztworów buforowych jest:

praktycznie stałe stężenie jonów wodorowych podczas rozcieńczania roztworu

niewielka zmiana stężenia jonów wodorowych po dodaniu do roztworu niewielkich ilości mocnego kwasu lub mocnej zasady - mniejszych niż stężenie składników buforu (kwasowość roztworu buforowego nie powinna zmienić się więcej niż o jednostkę pH).

Roztwory buforowe odgrywają ważną rolę w procesach biochemicznych organizmów roślinnych i zwierzęcych, zapewniając ściśle określoną kwasowość środowiska, zmienną w bardzo wąskim tylko zakresie (soki komórkowe, krew, limfa, itp).

Wartość pH może ulegać w organizmie tylko nieznacznym zmianom. Małe przekroczenie pH w kierunku kwasowości czy zasadowości, powoduje śmierć. Stan, w którym równowaga kwasowo-zasadowa ma tendencje do przesuniecia sie w stronę wartości pH niższego od normalnego, nazywa się kwasicą, a stan w którym istnieje tendencja przeciwną, określa zasadowicę.

Przykłady wartości pH dla niektórych płynów ustroju wynoszą:

łzy, pot, ślina - ok. 7

krew - 7,36 - 7,43

mocz 5 - 7

sok żołądkowy 0,8 - 0,98

osocze - średnio 7,4

pokarm kobiety - 6,8

Bufory mają również znaczenie w chemii analitycznej oraz w wielu procesach technologicznych (np. fermentacja, galwaniczne pokrycia metaliczne, itp.)

Przykładem roztworu buforowego są roztwory;

bufor octanowy: CH3COOH, CH3COONa w zakresie pH = 3,5 - 6

bufor amonowy: NH3 * H2O, NH4Cl w zakresie pH = 8 - 11

bufor fosforanowy: KH2PO4, K2HPO4 w zakresie pH = 5,5 - 8

bufor boranowy: H3BO3, Na2B4O7 w zakresie pH = 7 - 9

Pojemność buforowa

Działanie buforujące roztworu buforowego jest ograniczone, a skuteczność tego działania zależy od stężenia substancji składowych. Miarą zdolności roztworu buforowego do przeciwdziałania wpływom zmieniającym jego pH jest zdolność buforowa, wyrażona zwykle liczbą moli mocnego kwasu lub zasady, która wprowadzona do 1 dm3 roztworu buforowego zmienia jego pH o jedność.

Pojemność buforowa jest wprost proporcjonalna do stężenia roztworu buforowego. Optymalne działanie buforujące wykazuje bufor, w którym stężenie kwasu (zasady) jest w przybliżeniu równe stężeniu soli. W takich warunkach bufory są najmniej wrażliwe na dodatek mocnego kwasu lub zasady.

Mechanizm działania roztworów buforowych

Mechanizm działania roztworów buforowych wyjaśnimy na przykładzie buforu octanowego.

Po dodaniu do roztworu kwasu octowego soli tego kwasu, np. octanu sodowego CH3COONa, który jako sól jest całkowicie zdysocjowany na jony CH3COO- i Na+, wzrasta w roztworze stężenie jonów octanowych. Z zależności określającej stałą dysocjacji kwasu octowego

KHA = const (t=const)

wynika, iż w stałej temperaturze ze wzrostem stężenia jonów CH3COO- maleje stężenie jonów H+, ponieważ stała dysocjacji KHA nie może ulec zmianie. Mówimy, że w obecności octanu sodowego dysocjacja kwasu octowego zostaje cofnięta.

Zatem kwas octowy CH3COOH w buforze octanowym występuje praktycznie biorąc w postaci niezdysocjowanych cząsteczek i spełnia rolę donora protonów, a octan sodowy w postaci jonów Na+ i CH3COO-, przy czym jony CH3COO- jako zasada anionowa, są akceptorami protonów.

Donor protonów CH3COOH, chroni roztwór przed zmianą pH podczas dodawania do układu zasady. Dodawana do buforu mocna zasada np. OH-, jest zobojętniana przez kwas octowy zgodnie z równaniem.

CH3COOH + OH- <=> CH3COO- + H2O

W reakcji powstaje bardzo słabo zdysocjowany kwas octowy CH3COOH i pH roztworu praktycznie nie zmienia się. W ten sposób układ jest buforowany obustronnie, czyli jest chroniony przed zmianą pH zarówno podczas dodawania kwasu jak i zasady.

Po rozwiązaniu powyższego równania dla H3O+ otrzymujemy

gdzie: KHA - stała dysocjacji

Zależność ta wskazuje, że stężenie jonów hydroniowych H3O+ zależy od stałej KHA i od stosunku stężenia niezdysocjowanego kwasu octowego do stężenia jonów octanowych.

W celu uzyskania wyrażenia opisującego wykładnik stężenia jonów wodorowych w roztworze buforowym, logarytmujemy powyższe równanie i zmieniamy znaki na przeciwne po obu stronach znaku równości

Ponieważ -lg[H3O+] = pH oraz -lgKHA = pKHA, gdzie pKHA jest wykładnikiem stałej dysocjacji kwasu octowego. Ostatecznie otrzymamy równanie na pH:

Równanie nosi nazwę równania Hedersona-Hasselbalcha i służy do obliczania pH roztworu składającego się z roztworu słabego kwasu i jego soli z mocną zasadą

Dla roztworów buforowych składających się z roztworów wodnych słabych zasad i ich soli z mocnymi kwasami równanie Hedersona-Hasselbalcha ma postać:

gdzie: Kw - stała dysocjacji wody

Przykładem takiego roztworu buforowego jest bufor amonowy: NH3 * H2O, NH4Cl

Skuteczność buforowania

Z wyrażenia

[H3O+] = KHA * [CH3COOH] / [CH3COO-]

i dla buforu octanowego, widać, że skuteczność buforu zależy od stężenia substancji buforowych; dziesięciokrotne rozcieńczenie buforu zmniejsza 10 razy ilość kwasu lub zasady, jaką można dodać do litra buforu bez wywołania zmiany pH większej niż żądana wartość.

A jak będzie zmieniać się pH roztworu buforowego w zależności od składu mieszanin buforowych?

Z powyzszego równania wynika, że jeżeli [CH3COOH] i [CH3COO-] są sobie równe, jak w równomolowej nieszaninie CH3COOH i CH3COONa, wtedy wartość stężenia jonów [H3O+] równa jest właśnie KHA i stąd pH = 4,7. Mieszanina CH3COOH i CH3COONa w stosunku 1 : 5 ma stężenie jonów [H3O+] = 1/5KHA i pH = 5,4, natomiast mieszanina w stosunku 5 : 1 ma stężenie jonów [H3O+] = 5KHA i pH = 4,0. Dobierając odpowiedni stosunek CH3COOH do CH3COONa można otrzymywać dowolne stężenie jonów wodorowych w tym zakresie.

Podobnie można postępować z innymi roztworami buforowymi.

Przykłady obliczeń z roztworami buforowymi

Przykład 1

Oblicz stężenie jonów wodorowych i wykładnik stężenia jonów wodorowych w roztworze buforowym zawierającym 0,1 mola kwasu octowego i 0,1 mola octanu sodowego w 1 dm3 roztworu. Wartość stałej dysocjacji kwasu octowego KHA = 1,8*10-5. Jak zmieni się w tym buforze wykładnik stężenia jonów wodorowych, jeżeli wprowadzi się do roztworu: a) 0,01 mola HCl i b) 0,01 mola NaOH?

Rozwiązanie

Wykładnik stężenia jonów wodorowych obliczamy z równania.

pH = pKHA - lg(Ckw / Csoli)

pKHA = lgKHA = lg(1,8 * 10-5) = 4,74

pH = 4,74 - lg(0,1 / 0,1) = 4,74 - 0 = 4,74

Dodanie do roztworu 0,01 mola mocnego kwasu (HCl) sprawi, ze praktycznie prawie wszystkie jony wodorowe tego kwasu przereagują z jonami octanowymi z utworzeniem słabo zdysocjowanego kwasu octowego, przy czym wykładnik jonów wodorowych ulegnie tylko nieznacznej zmianie;

pH = 4,74 - lg(0,1 + 0,01/ 0,1 - 0,01) = 4,74 - 0,09 = 4,65

Dodanie do roztworu 0,01 mola mocnej zasady (NaOH) spowoduje utworzenie soli w reakcji kwasu octowego z zasadą, czyli powstanie nowej ilości jonów octanowych, co wywoła tylko nieznaczną zmianę wykładnika jonów wodorowych

pH = 4,74 - lg(0,1 - 0,01/ 0,1 + 0,01) = 4,74 - 0,09 = 4,83

Przykład 2

Oblicz stężenie i wykładnik stężenia jonów wodorowych w roztworze buforowym zawierającym 0,1 mola amoniaku i 0,1 mola chlorku amonowego w 1 dm3 roztworu. Wartość stałej dysocjacji amoniaku KBOH = 1,8 * 10-5. Jak zmieni się wykładnik jonów wodorowych w tym buforze, jeżeli do roztworu wprowadzi się; a) 0,01 mola KOH i b) 0,01 mola HCl?

Rozwiązanie

Podobnie jak dla roztworów buforowych zawierających słabe kwasy i ich sole,również i w tym przypadku punktem wyjścia jest równanie stałej dysocjacji amoniaku w wodnym roztworze:

[OH-] = KBOH * [NH3] / [NH4+]

gdzie: KBOH - stała dysocjacji

[OH-] = KBOH * [Czasady] / [Csoli]

Ponieważ z iloczynu jonowego wody wynika, że stężenie jonów wodorotlenowych możemy obliczyć z równania;

[OH-] = Kw / [H3O+]

gdzie Kw - stała dysocjacji wody

to korzystając z wcześniejszego równania, zlogarytmowaniu tego równania stronami i zmianie znaków na przeciwne po obu stronach równości otrzymamy zależności;

pH = pKw - pKBOH + lg(Czasady / Csoli)

Po podstawieniu wartości liczbowych z zadania i uwzględnieniu, że Kw = 1,00 * 10-14 otrzymamy;

pH = 14 - 4,74 + lg(0,1 / 0,1) = 14 - 4,74 - 0 = 9,26

Dodanie do roztworu 0,01 mola KOH spowoduje reakcję;

NH4+ + OH- ---> NH3 + H2O

przy czym wykładnik stężenia jonów wodorowych ulegnie nieznacznej zmianie:

pH = 14 - 4,74 + lg(0,1 + 0,01/ 0,1 - 0,01) = 14 - 4,74 + 0,09 = 9,35

Po dodaniu do roztworu buforowego 0,01 mola kwasu solnego nastąpi zobojętnienie równoważnej ilości amoniaku z utworzeniem soli amonowej. wykładnik stężenia jonów wodorowych wynosi w tym przypadku;

pH = 14 - 4,74 + lg(0,1 - 0,01/ 0,1 + 0,01) = 14 - 4,74 - 0,09 = 9,17

Przykład 3

Efekt dodawania kwasu solnego do wody i dwóch roztworów buforowych

bufor nr1 to (Ckwasu / Csoli = 0,1 / 0,1)

bufor nr 2 to (Ckwasu / Csoli = 0,2 / 0,2)

Stężenie HCl

mol

pH dla wody

pH dla buforu 1

pH dla buforu 2

Rys.1 Zmiany pH

Dopiero kiedy stężenie kwasu solnego ma wartość 0,01 mola daje się zauważyć zmiany pH. W przypadku buforu 1 te zmiany są większe jak dla buroru 2. Spowodowane jest to inną wartością pojemności buforowej roztworów. Bufor 2 ma większą pojemność buforową i w zakresie stężeń 0,01 i mniejszych lepiej chroni roztwór przed zmianami pH podczas dodawania kwasu.

Przebieg zmian pH ilustruje rysunek 1.

Rys.2 Zmiany pH

Zjawisko buforowania roztworów występuje podczas miareczkowania słabych kwasów mocną zasadą i słabych zasad mocnym kwasem. Przykładem może być miareczkowanie kwasu octowego CH3COOH mocną zasadą tj. wodorotlenkiem sodowym NaOH. W czasie miareczkowania powstaje sól CH3COONa, która razem z obecnym w roztworze kwasem octowym CH3COOH jest klasycznym roztworem buforowym.

Są to cząstki, których budowa wewnętrzna nie jest znana i których przy aktualnym stanie wiedzy i techniki nie można dzielić ich na części składowe. Stanowią one podstawowe elementy budowy materii, a ich wzajemne oddziaływania warunkują własności materii i przebieg procesów w otaczającym nas świecie. Cząstki elementarne charakteryzowane są przez następujące wielkości: masę spoczynkową, ładunek elektryczny, spin (czyli moment pędu), moment magnetyczny oraz średni czas życia. Masę spoczynkową cząstek elementarnych określa się jako wielokrotność masy elektronu lub w jednostkach energii- elektronowoltach (eV); ładunek elektryczny cząsteczki elementarnej może wynosić 0, +1, -1, +2, -2 ładunku elementarnego (ładunek elektronu wynosi -1); średni czas życia podawany jest w sekundach. Podstawowym kryterium podziału cząstek elementarnych jest ich masa spoczynkowa. Wg tego kryterium, poza fotonem, rozróżnia się cząstki elementarne lekkie - leptony, o średniej masie - mezony i ciężkie - bariony. Mezony i bariony biorą udział w oddziaływaniach silnych - są to tzw. hadrony. Wszystkim cząstkom elementarnym odpowiadają antycząstki. Zjawisko zderzenia cząstki z antycząstką nazwano ANIHILACJĄ , co oznacza kres ich istnienia. Np. w wyniku zderzenia pozyton i elektron zamieniają się na dwa fotony. Wiedza o cząsteczkach elementarnych pochodzi głównie z doświadczeń prowadzonych w cyklotronach oraz z badań promieniowania kosmicznego. O istnieniu nie znanych jeszcze cząstek uczeni czasami wnioskują na podstawie rozważań teoretycznych. Historia odkryć cząsteczek elementarnych liczy ok. 100 lat:-1896r- J.J.Thomson odkrył elektron ujemny -negaton, -1905r-A. Einstein wprowadził pojęcie fotonu i cząstki te łącznie z protonem były jedynymi znanymi cząstkami elementarnymi do 1932.-1932r- J. Chadwick odkrył neutron, a C.D. Anderson i P. Blackett elektron dodatni -pozyton. W. Pauli przewidział istnienie neutrina-1956r -Reines i C. Cowan doświadczalnie potwierdzili istnienie neutrina -1935r- H. Yukawa przewidział istnienie mezonu -1937r- C.D. Anderson i S.H. Neddermeyer wykryli mezon. Kolejne lata przynosiły, odkrycia nowych cząsteczek elementarnych., obecnie jest ich już kilkaset. Z definicji cząsteczki wynika jednak, że uznanie określonej cząstki za elementarną uzależnione jest od stanu wiedzy i techniki doświadczalnej, a właściwie ich niedoskonałości. Można sądzić, że wiele z cząstek traktowanych dzisiaj jako elementarne, a może nawet wszystkie, nie zasługuje na to miano. Obecnie sądzi się powszechnie, że prawdziwie elementarnymi cząstkami są kwarki.RODZAJE CZĄSTECZEK ELEMENTARNYCH :

ANION

Jon ujemny; atom lub grupa atomów wykazująca ujemny ładunek elektryczny. Aniony mają nadmierną liczbę elektronów; tworzą się np. podczas dysocjacji elektrolitycznej.

ANTYCZĄSTKA

Odpowiednik cząstki elementarnej (np. protonu, neutronu, elektronu) o takiej samej masie, spinie, czasie życia, lecz przeciwnym ładunku i zwrocie momentu magnetycznego. Zderzenie antycząstek z odpowiadającą jej cząstką powoduje anihilację.

BARIONY

Cząstki o spinie połówkowym. Do barionów zalicza się hiperony i nukleony oraz ich stany rezonansowe. Bariony biorą udział w oddziaływaniach silnych, a także elektromagnetycznych i słabych

BOZONY- CZĄSTKI BOSEGO

Cząstki o spinie całkowitym. Są nimi fotony, mezony, układy złożone z bozonów, a także układy złożone z parzystej liczby fermionów. Liczba bozonów w dowolnym stanie kwantowym nie jest ograniczona, a układ taki opisywany jest funkcją falową.

DEUTERON

Jądro atomu deuteru -wodoru ciężkiego. Składa się z protonu i neutronu. Liczba atomowa 1, liczba masowa 2. Oznaczany symbolem chemicznym D+ lub symbolem d, stosowany jest do wywoływania reakcji jądrowych.

ELEKTRON

Trwała cząstka elementarna o masie spoczynkowej 9,1 · 10-31kg, ujemnym ładunku elektrycznym 1,6 · 10-19C i spinie , odkryta w 1897r przez J.J. Thomsona. Obok protonów i neutronów elektrony są podstawowymi składnikami materii, tworzącymi w atomach powłoki elektronowe, których struktura decyduje o właściwościach fizycznych i chemicznych materii. Elektron posiada swoją antycząstkę - pozyton, o dodatnim ładunku elektrycznym równym ładunkowi negatonu. Elektrony występują też jako cząstki swobodne, wyrwane z atomów w wyniku dostarczenia im odpowiedniej energii większej od pracy wyjścia (pracy, jaką trzeba wykonać, by przemóc siły wiążące elektron z atomem , np. w zjawisku fotoelektrycznym lub w wyniku termoemisji). Elektrony swobodne powstają też w przemianach promieniotwórczych lub rozpadach innych cząstek elementarnych. Wiązki elektronów, mające też właściwości falowe zgodnie z hipotezą de Broglie'a, znalazły ważne zastosowanie w mikroskopach elektronowych.

FERMIONY

Cząstki podlegające statystyce kwantowej Fermiego-Diraca -stąd nazwa. Charakteryzują się spinami połówkowymi. Do fermionów należą m.in. elektrony, nukleony, neutrina

FONON

Nibycząstka. Kwant energii drgań harmonicznych sieci krystalicznej lub powierzchni jądra atomu; teoria fonów wyjaśnia m.in. nadprzewodnictwo niskotemperaturowe

FOTON

Kwant energii pola elektromagnetycznego, cząstka elementarna o masie spoczynkowej m 0 = 0, l ,liczbie spinowej s = 1, nie posiadająca ładunku elektrycznego ani momentu magnetycznego, poruszająca się z prędkością światła w próżni. Foton jest kwantem ( czyli porcją) promieniowania elektromagnetycznego; jego energia (E), pęd (p) i masa (m) zależą od częstotliwości (ν) promieniowania i są równe: E = hν, p = hν /c, m = h ν /c2, gdzie: h = 6,62*10-34 Js (stała Plancka). Fotony powstają w wyniku przejścia atomu lub jądra atomowego z wyższego na niższy poziom energetyczny. I odwrotnie - gdy atom lub jądro pochłania foton, to przechodzi z niższego na wyższy poziom energetyczny. Ponieważ różnica energii pomiędzy poziomami energetycznymi jest ściśle określona, wielkość fotonów emitowanych lub absorbowanych przez dany atom lub jądro nie może być dowolna, lecz jest równa tej różnicy. Wynikiem absorpcji fotonu może być zjawisko fotoelektryczne lub fotoreakcja jądrowa. Hipotezę istnienia fotonu wysunął w 1905r A. Einstein na podstawie koncepcji kwantów M. Plancka.

GLUON

Cząstka elementarna, bozon pośredniczący w oddziaływaniach silnych kwarków. W oddziaływaniach silnych gluony, odmiennie niż fotony w elektromagnetyzmie, oddziałują ze sobą. Gluony istnieją w ośmiu stanach ładunkowych (tzw. kolorach). Dotychczas nie zaobserwowano swobodnego gluona (być może jest to w ogóle niemożliwe), jednak istnieją silne przesłanki doświadczalne ich istnienia. Nazwa pochodzi od angielskiego słowa “glue” (klej)

GRAWITON

Przewidywany teoretycznie, lecz dotąd nie zaobserwowany kwant pola grawitacyjnego. Według kwantowej teorii pola grawiton powinien mieć masę spoczynkową równą zero i spin równy 2.

HADRONY

Rodzaj najprostszych cząstek elementarnych biorących udział we wszystkich rodzajach oddziaływań (zwłaszcza oddziaływań silnych). Dzielą się na bariony (fermiony o spinie połówkowym) i mezony (bozony o spinie całkowitym). Większość hadronów jest nietrwała. Składają się z kwarków, np. bariony są zbudowane z 3 kwarków, mezony zaś z pary kwark-antykwark. Mają rozmiar rzędu 10-15 metra.

HIPERONY

Cząstki elementarne z grupy barionów, cięższe od nukleonów, lecz lżejsze od deuteronów. Hiperony powstają w zderzeniach mezonów i nukleonów z nukleonami lub jądrami atomowymi . Są cząstkami nietrwałymi, o średnim czasie życia rzędu 10-10 sekundy, rozpadają się zazwyczaj w procesach oddziaływań słabych, niekiedy w procesach oddziaływań silnych lub elektromagnetycznych. Pierwszy hiperon został odkryty w 1947 r przez G.D. Rochestera i C.C. Butlera.

JON

Atom lub grupa atomów obdarzona ładunkiem elektrycznym; powstają w wyniku jonizacji, przyłączania elektronów do obojętnych atomów lub cząsteczek i dysocjacji elektrolitycznej. W zależności od liczby posiadanych ładunków elementarnych (przyłączonych lub utraconych elektronów) mogą być jedno-, dwu-, trój- itd. dodatnie (kationy) lub ujemne (aniony). Charakteryzuje je również określony promień jonowy i budowa powłoki elektronowej. Jak elektrony są nośnikami prądu elektrycznego (mogą się przemieszczać w polu elektrycznym). W gazach szybko zobojętniają się ( ulegają rekombinacji), w roztworach elektrolitów są trwałe dzięki wzajemnemu oddziaływaniu z rozpuszczalnikiem, występują też w węzłach sieci krystalicznej tzw. kryształów jonowych. Jony swobodne łatwo reagują ze sobą i innymi substancjami chemicznymi. W organizmach żywych występują we wszystkich tkankach i cieczach organicznych (wpływając np. na biochemiczne właściwości białek). Nazwę jonów wprowadził w 1824r M. Faraday

KATION

Jon dodatni, atom lub cząsteczka z niedomiarem elektronów. Przykłady: kation (prosty) sodu Na+, kation potasu K+, kation wapnia Ca2+, kation (złożony) amonu NH4+, kation (kompleksowy) heksaaminaniklu(II) [Ni(NH3)6]2+. W procesie elektrolizy kationy wędrują do katody (elektroda).

KWARKI

Podstawowe, uznawane za najbardziej elementarne, cząstki materii, z których zgodnie ze współcześnie przyjętymi modelami zbudowane są hadrony. W przyrodzie istnieje 6 kwarków i 6 odpowiadających im antykwarków. Ich odmiany (tzw. zapachy) oznaczone są pierwszymi literami angielskich nazw: u (up - górny), d (down - dolny), s (strange - dziwny), c (charm - powabny), b (beauty - piękny, nazywany także bottom - denny) oraz t (true - prawdziwy lub inaczej top - szczytowy). Wszystkie kwarki mają spin ½ liczbę barionową 1/3 oraz jedną z dwóch wartości ładunku elektrycznego; kwarki u, c, t ładunek 2/3 e, natomiast kwarki d, s, b ładunek 1/3 e ( e - ładunek elementarny). Kwarki podobnie jak gluony wiążące kwarki w hadron nie mogą występować jako samoistne obiekty. Tworzą one inne cząstki (np. protony, neutrony), a jako składniki doskonałe nie mogą być z nich wydzielone. Wg modelu kwarkowego kwarki i antykwarki (różniące się od kwarków w oznaczeniach kreską nad symbolem) o ładunkach ułamkowych tworzą cząstki o ładunkach całkowitych, np.: proton o ładunku + 1e tworzony jest przez 2 kwarki u i 1 kwarek d, neutron - 2 kwarki d i 1 kwarek u, mezon+ - po jednym kwarku u i d. Hipoteza zakładająca istnienie kwarków jako podstawowych składników hadronów została sformułowana w 1964 r, niezależnie, przez M. Gell-Manna i G. Zweiga. Nazwa kwarków wprowadzona przez M. Gell-Manna . Poszukiwania dowodów istnienia kwarków trwały wiele lat. Pierwsze kwarki zaobserwowano w 1968 r w Laboratorium Stanforda w USA, a istnienie ostatniego z sześciu kwarków - (t) - potwierdziły wyniki badań przeprowadzonych w 1994 r. Odkrycie to uznano za potwierdzenie słuszności modelu standardowego, najbardziej zaawansowanego modelu świata materialnego..

LEPTONY

Cząstki elementarne nie biorące udziału w oddziaływaniach silnych, np. neutrina, elektrony, miony. Wszystkie leptony są fermionami, mają spin połówkowy i liczbę barionową równą 0.

MEZONY

Silnie oddziałujące cząstki elementarne o spinie całkowitym i zerowej liczbie barionowej. Do najlepiej poznanych należą piony (mezony pi) i kaony (mezony K). Nazwa pochodzi od greckiego msos - pośredni, bowiem mezony mają masę pośrednią między masą elektronu i masą protonu.

MIONY , μ

Cząstki elementarne o ładunku elektrycznym równym ładunkowi elektronu i masie 105,7 MeV. Są nietrwałe (średni czas życia wynosi 2,197 *10-6 s). Mają własności podobne do elektronów. Odkryte 1937 przez C.D. Andersona i S.H. Neddermeyera.

NEGATON

Nazwa wprowadzona 1948 dla ujemnego elektronu, w odróżnieniu od elektronu dodatniego -pozytonu, wraz z którym tworzy pierwszą poznaną parę „cząstka – antycząstka”

NEUTRINO , ν

Trwała cząstka elementarna z grupy leptonów o ładunku elektrycznym równym zeru i spinie połówkowym oraz bardzo małej masie spoczynkowej. Neutrina są produktem promieniotwórczego rozpadu β, wychwytu elektronu i rozpadu mionów oraz mezonów π i K (istnieją neutrina elektronowe , neutrina mionowe, neutrina taonowe ). Każdy cm2 powierzchni Ziemi wypromieniowuje co sekundę ok. 1 mln neutrinów. Neutrino zostało w 1931r przewidziane teoretycznie przez W. Pauliego, a zaobserwowane w 1956 r przez F. Reinesa i C.L. Cowana.

NEUTRON

Cząstka elementarna z grupy barionów. Ładunek elektryczny 0, masa 1,67 · 10-27kg, spin połówkowy. Neutron wraz z protonami (jako nukleony) wchodzą w skład jąder atomowych. Swobodny neutron ulega rozpadowi β na proton, elektron i antyneutrino elektronowe. Średni czas życia 0,93 · 103 s. Dzięki zerowemu ładunkowi elektrycznemu neutron wykorzystuje się w badaniach jąder atomowych (brak kulombowskiej bariery potencjału pozwala neutronowi łatwo przenikać do jądra atomowego). Neutron został odkryty w 1932 r przez J. Chadwicka.

NUKLEON

Cząstka elementarna, podstawowy składnik materii jądrowej, istniejąca w dwóch stanach ładunkowych: nukleon naładowany dodatnio - proton, nukleon elektrycznie obojętny - neutron. Masa obu nukleonów w przybliżeniu wynosi 939 MeV/c2. Zgodnie z teorią Diraca nukleony mają antycząstki (tzw. antynukleony), których istnienie zastało potwierdzone doświadczalnie. Nukleony biorą udział w oddziaływaniach silnych, elektromagnetycznych i słabych. Liczba nukleonów w jądrze jest zwana liczbą masową, ale w atomach danego pierwiastka może być zmienna -izotopy.

PARTONY

Wspólna nazwa dla cząstek będących składnikami barionów i mezonów. Hipoteza partonów sformułowana została po odkryciu złożoności protonu przez R. Hofstadter. Wykorzystywana jest w obliczeniach. Zgodnie z obecnym stanem wiedzy partonami są gluony, kwarki i antykwarki.

POZYTON

Cząstka elementarna (antycząstka negatonu) o takiej samej masie jak masa elektronu, lecz o elementarnym ładunku dodatnim. Swobodny pozyton jest cząstką trwałą. Jego zderzenie z negatonem prowadzi do anihilacji. Odkryty w 1932 r przez C.D. Andersona.

PROTON

Trwała cząstka elementarna o masie spoczynkowej 1,67* 10-27 kg, elementarnym ładunku dodatnim 1,60* 10-19 C i spinie ½. Składnik każdego jądra atomowego. Liczba protonów w jądrze atomowym stanowi niepowtarzalną cechę charakterystyczną danego pierwiastka zwaną liczbą atomową (Z). Odkryty w 1919 r przez E. Rutherforda. W 1955 r odkryto antycząstkę protonu - antyproton.

TACHIONY

Hipotetyczne cząstki o prędkościach większych od prędkości światła w próżni. Ruch tachionu byłby równoważny poruszaniu się wstecz w czasie.

Mieszanina - zmieszane ze sobą co najmniej dwie substancje chemiczne.

Mieszanina jednorodna - mieszanina, której składników nie można zobaczyć gołym okiem lub za pomocą prostych przyrządów optycznych. Np.: powietrze, roztwór soli w wodzie, mosiądz, brąz, dwutlenek węgla, roztwór cukru z wodą.

Mieszanina niejednorodna – mieszanina, której składniki można zobaczyć gołym okiem lub za pomocą prostych przyrządów optycznych. Np.: piasek z wodą, opiłki żelaza z siarką, żwir z wodą, piasek z makiem.

Sposoby rozdzielania niektórych mieszanin jednorodnych:

Odparowanie – cieczy od ciała stałego

Krystalizacja – polega na wydzielaniu się z roztworu substancji w postaci kryształków wskutek np.: odparowania wody

Destylacja – rozdzielenie składników mieszaniny ciekłej jednorodnej, wykorzystując przy tym różnice temperatur wrzenia różnych cieczy.

Sposoby rozdzielania niektórych mieszanin niejednorodnych:

Dekantacja – oddzielenie ciała stałego od cieczy przez zlanie klarownej cieczy znad osadu

Sączenie(filtracja) – przelewanie mieszaniny cieczy z ciałem stałym przez sączek z bibuły

Sedymentacja – opadanie na dno naczynia cząsteczek ciała stałego w cieczy

Pierwiastek chemiczny – substancja prosta, której nie można rozłożyć na prostsze.

Związek chemiczny – substancja złożona z co najmniej dwóch różnych pierwiastków połączonych ze sobą trwale.

Substancja chemiczna – rodzaj materii o określonym stałym składzie chemicznym.

Właściwości substancji – zespół charakterystycznych cech danej substancji pozwalający na jej rozpoznanie. Dzielą się na:

Właściwości fizyczne – stan skupienia, gęstość, barwa, połysk, temp. Wrzenia i topnienia, przewodnictwo elektryczne i cieplne.

Właściwości chemiczne – zapach, smak, palność, trujące działania na organizmach żywych.

Zjawisko fizyczne – przemiana, w której wyniku nie powstaje żadna nowa substancja. Np.: topnienie parafiny, parowanie wody, rozdrabnianie kryształków cukru, wyciąganie drutu z miedzi, przepływ prądu przez przewodnik

Reakcja/ przemiana chemiczna – przemiana, w której wyniku powstaje nowa substancja o innych właściwościach. Np.: spalanie magnezu w powietrzu, powstanie tlenu z tlenku rtęci, czernienie miedzi ogrzewanej na powietrzu, spalanie parafiny.

Podstawowe pojęcia chemiczne

Układ okresowy - tabela zawierająca uporządkowane według wzrastających liczb atomowych pierwiastki chemiczne. Właściwości pierwiastków zmieniają się okresowo, stąd nazwa układu

Prawo okresowości zostało sformułowane przez Dimitrija Mendelejewa w roku 1869. Początkowo porządkowało pierwiastki według wzrastających mas atomowych, współcześnie wiadomo, że właściwości pierwiastków zmieniają się okresowo ( ze zmienną liczbą okresu: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32) i są ułożone według wzrastających liczb atomowych.

W układzie okresowym pionowe kolumny to grupy i są one oznaczane liczbami od 1 do 18 lub według starszej nomenklatury oznaczane cyframi rzymskimi od I do VIII i podzielone na grupy główne (A) i grupy poboczne (B). Pierwiastki znajdujące się w jednej grupie charakteryzują się podobnymi właściwościami chemicznymi; posiadają identyczną ilość elektronów walencyjnych.

Poziome wiersze w układzie okresowym to okresy. Oznaczane są cyframi od 1 do 7. Pierwiastki znajdujące się w jednym okresie posiadają jednakową liczbę powłok zapełnionych elektronami; numer okresu odpowiada liczbie tych powłok.

Powinowactwo elektronowe - ilość energii,jaka zostaje wydzielona przy przejściu atomu w anion ( w czasie przyłączania elektronu).

ATOM + e- → ANION + Energia (powinowactwo elektronowe)

Wzrost powinowactwa elektronowego pierwiastki (zdolność przyłączanie elektronów) wiąże się ze wzrostem numeru grupy oraz zmniejszeniem numeru okresu. Najłatwiej elektrony przyłącza fluor, chlor, tlen.

Energia jonizacji - minimalna ilość energii potrzebna do oderwanie elektronu od atomu.

Energia potrzebna do przejścia atomu w kation.

ATOM + Energia (energia jonizacji) → KATION + e-

Najmniejszą energie jonizacji posiadają pierwiastki grupy IA i IIB (najłatwiej przeprowadzić je w kationy).

Elektroujemność - zdolność atomów do przyciągania elektronów.

Najbardziej rozpowszechnioną skalą elektroujemności jest skala Paulinga. Jest to skala bezwymiarowa określająca łatwość przyciąganie elektronów przez atomy. Według niej najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor, a elektroujemność maleje w dół grupy oraz w lewą stronę okresu.

Energia wiązania chemicznego - energia, jaką trzeba dostarczyć, aby rozerwać wiązanie chemiczne lub energia wydzielona w czasie powstawanie wiązania chemicznego.

Wiązania chemiczne:

Wiązanie kowalencyjne (atomowe)

Wiązanie kowalencyjne polega na uwspólnieniu pary elektronowej, która jest przyciągana z jednakową siłą przez oba jądra atomowe. W przypadku tego wiązanie wartościowość pierwiastka określana jest ilością wspólnych par elektronowych. Powstaje między atomami o różnicy elektroujemności od 0 do 0,4.

Przykłady: H2, O2, CH4

Wiązanie atomowe spolaryzowane

Wiązanie atomowe spolaryzowane polega na swarzeniu wspólnych par elektronowych, a następnie na przesunięciu ich w stronę atomu o większej elektroujemności. W przypadku tego wiązania wartościowość pierwiastków określana jest ilością przesuniętych, wspólnych par elektronowych. Powstaje między atomami o różnicy elektroujemności od 0,4 do 1,9.

Przykłady: HBr, MgO

* polaryzacja - przesunięcie ładunku elektrycznego

Wiązanie jonowe

Wiązanie jonowe polega na przekazaniu elektronów od pierwiastka bardziej elektrododatniego do pierwiastka bardziej elektroujemnego, w wyniku czego tworzą się jony: kationy i aniony. W tym przypadku wartościowość pierwiastków określana jest liczbą oddanych lub przyjętych elektronów (ładunkiem jonów w związku o budowie jonowej). Powstaje między atomami o różnicy elektroujemności większej niż 1,9 oraz we wszystkich solach.

Przykłady: NaCl, MgSO4 (wiązanie między magnezem, a tlenem)

Wiązanie koordynacyjne (donorowo- akceptorowe)

Wiązanie koordynacyjne powstaje między atomem posiadającym wolną parę elektronów, a atomem posiadającym lukę elektronową (wolne miejsce na elektrony). Donorem nazywa się atom dysponujący wolną parą elektronową, zaś akceptorem atom mający lukę elektronową.

Przykłady: SO2 (wiązanie między jednym atomem tlenu a atomem siarki), HNO3 (wiązanie między jednym atomem tlenu, a atomem azotu)

Wiązanie wodorowe (wiązanie międzycząsteczkowe)

Wiązanie wodorowe występuje między dwoma (lub więcej) cząsteczkami o budowie polarnej (w wodzie - dipolowym), polega ona na wzajemnym przyciąganiu się odmiennie naładowanych części różnych cząsteczek. Wiązanie to występuje najczęściej między atomami wodoru w jednej cząsteczce, a atomami tlenu w drugiej cząsteczce

Wiązanie wodorowe jest słabsze od wiązań powstających między atomami jednej cząsteczki.

Obecność wiązania wodorowego w cząsteczkach substancji powoduje, że mają ona na ogół wyższe temperatury przejść fazowych od substancji charakteryzujących się podobną masą i wzorem sumarycznym.

Rodzaje reakcji chemicznych

Reakcja chemiczna jest przemianą prowadzącą do powstania związków chemicznych o innych właściwościach niż substancje wyjściowe (substraty). Symbolicznym zapisem tego procesu jest równanie reakcji, które uwzględnia proporcje poszczególnych reagentów. Reakcje przebiegają z różną szybkością, wyrażana jako zmiana stężenia w jednostce czasu. Wielkość ta zależy wprost proporcjonalnie do iloczynu stężeń reagentów.

Typy reakcji chemicznych:

Synteza

Przykłady:

Cu + 1/2O2 = CuO

2Cu + 1/2O2 = Cu2O

Analiza

Przykład:

KClO3 = KCl + 3/2O2

Wymiana pojedyncza

Przykład:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

Wymiana podwójna

Przykład:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

Podział reakcji ze względu na rodzaj efektu cieplnego:

Reakcje egzotermiczne, w których następuje wydzielenie ciepła

Reakcje endotermiczne, w których należy dostarczyć ciepło do układu

Reakcje chemiczne mogą zachodzić w jednej fazie (reakcje homogeniczne), a także w różnych (reakcje heterogeniczne).

Procesy te mogą przebiegać ze zmianą stopnia utlenienia, z transferem elektronów od reduktora do utleniacza. Nazywa się je reakcjami redoks (utlenienia - redukcji).

Reakcje dysocjacji kwasów i zasad

Dysocjacja elektrolityczna jest odwracalnym procesem polegającym na rozpadzie na jony (kationy i aniony)

pod wpływem rozpuszczalnika - wody.

Kwasy, według teorii Arheniusa, są substancjami, które dysocjują na kationy wodorowe i aniony reszty kwasowej pod wpływem wody.

Zasady, według teorii Arheniusa, są substancjami, które dysocjują na kationy metali i aniony reszty wodorotlenkowej pod wpływem wody.

Kwasy, według teorii Bronsteda i Lowrey'ego, są substancjami, mogącymi oddawać protony (donor). Zasady, według teorii Bronsteda i Lowrey'ego, są substancjami, mogącymi przyjmować protony (akceptor).

Proces hydrolizy

Hydroliza polega na reakcji jonów jakiegoś związku z wodą w wyniku czego pojawia się odczyn kwaśny lub zasadowy.

Związki o charakterze amfoterycznym

Substancje amfoteryczne reagują zarówno z kwasami jaki i zasadami, a więc mogą przyjmować i oddawać elektrony, w zależności od środowiska reakcji.

Przykłady:

1. Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

2. H3AlO3 + 3NaOH = Na3AlO3 +3H2O

Szybkość reakcji

Definiuje się jako ilość przereagowanego substratu albo utworzonego produktu w jednostce czasu i objętości.

Szybkość reakcji zależy od:

Temperatury (wzrost wykładniczy)

Stężenia (wzrost co najmniej stężenia jednego substratu)

Powierzchni reakcyjnej (w przypadku układów heterogenicznych, zwiększenie powierzchni przyspiesza reakcję)

Pozostałe:

światło,

rodzaj rozpuszczalnika,

ciśnienie,

katalizatory,

inhibitory

Reakcje chemiczne mogą zostać przyspieszone przy użyciu katalizatorów lub zmniejszone dzięki inhibitorom. Zależnie od stanu skupienia katalizatora kataliza może być homogeniczna, gdy katalizator jest w tej samej fazie co substraty albo heterogeniczna, gdy katalizator jest w innej fazie. W wyjątkowych przypadkach mamy

do czynienia z autokatalizą, kiedy produkty reakcji są jednocześnie katalizatorami.

Reguła Le Chateliera - Brauna

Inaczej nazywana regułą przekory. Głosi ona, że jeśli układ zostaje wytrącony ze stanu równowagi to układ ten będzie dążył do takiego procesu, przeciwdziałającego zakłóceniom, by powstał nowy stan równowagi.

Napięcie powierzchniow

Powstaje ono wskutek oddziaływania cząsteczek między sobą siłami Van der Wasala we wnętrzu

i na powierzchni cieczy. Napięcie jest proporcjonalne do pracy i odwrotnie proporcjonalne do przyrostu powierzchni cieczy.

Napięcie powierzchniowe można określić używając następujących metod:

kapilarnej

stalagmometrycznej

ciśnieniowej

Metody analityczne

Podstawowymi metodami stosowanymi w chemii analitycznej jest analiza wagowa i miareczkowa. Ta ostatnia polega na miareczkowaniu roztworu o nieznanym stężeniu titrantem (roztwór mianowany). Miareczkowanie prowadzi się do tzw. punktu równoważnikowego, kiedy oznaczana substancja przereagowała całkowicie,

a obserwowany dzięki zmianie zabarwienia wskaźnika. Nieznane stężenie wyznacza się korzystając z równania reakcji oraz prawie Prousta.

Elektrochemia

Podział przewodników:

I - wszego rodzaju, gdy nie mamy do czynienia z przepływem masy (przewodniki elektronowe)

II - go rodzaju, kiedy oprócz przepływu prądu następuje przepływ masy (przewodniki jonowe)

Elektrodę (półogniwo) składa się z metalu umieszczonego w roztworze zawierającym jony tego metalu.

Rodzaje elektrod:

Redoksowa

Gazowa

Metaliczna (składająca się z soli nierozpuszczalnej tego metalu)

Każde ogniwo charakteryzuje się siła elektromotoryczną (SEM), którą definiuje się jako różnicę potencjałów poszczególnych elektrod w niepracującym ogniwie.

Typy ogniw:

Galwaniczne, które w trakcie pracy powoduje przepływ prądu elektrycznego, następuje przemieszczenie się elektronów z reduktora do utleniacza

Daniela, zbudowane z półogniwa: cynkowego (metal znużony w siarczanie(VI) cynku) i półogniwa miedziowego (miedź znużona w siarczanie (VI) miedzi)

Stężeniowe, w których SEM powstaje dzięki różnicy stężeń w półogniwach

Elektroliza jest procesem odwrotnym do pracy ogniwa. Do jej przebiegu niezbędne jest dostarczenie prądu elektrycznego. Na początku następuje migracja jonów w kierunku elektrod, które ulegają dejonizacji,

na katodzie następuje redukcja, a anodzie utlenianie.

Ilość utworzonego produktu jest proporcjonalna do ilości przepływającego ładunku elektrycznego. Stwierdzenie to stanowi treść prawa Faradaya.

Korozja jest również związana z procesami elektrochemicznymi oraz wpływem środowiska (powietrze, woda). Metal niszczeje, najpierw na powierzchni, a potem stopniowo wewnątrz.

Twardość wody

Jest ona związana z obecnością węglanów i siarczanów wapnia oraz magnezu.

Typy twardości:

wapniową

magnezową

węglanową

niewęglanową

pH

Wartość pH mówi nam czy dany roztwór ma odczyn kwasowy, obojętny czy zasadowy. Jest ona funkcją stężenia katonów [H3O+] w danym roztworze:

pH = -log10[H3O+]

Gdy pH przyjmuje wartości mniejsze od 7, wówczas roztwór ma odczyn kwaśny, kiedy pH = 7 - obojętny,

a powyżej 7 - zasadowy.

PH przyjmuje wartości od 0 do 14.

Zjawisko adsorpcji

Polega ono na przyleganiu jakiejś substancji (adsorbent) do powierzchni ciała stałego albo cieczy (nazywana adsorbentem) w wyniku czego substancja ta ulega zagęszczeniu.

Zjawisko absorpcji

Polega na pochłanianiu przez ciecz albo ciało stałe danej substancji.

Termochemia

Wygodną metoda opisu efektów cieplnych reakcji jest podanie entalpii reakcji. Jest ona funkcją stanu, dlatego też nie zależy od drogi przemiany, definiowanej jako:

H = U + pV

Gdzie U - energia wewnętrzna

p - ciśnienie

V - objętość

W warunkach izotermiczno - izochorycznych lub izobaryczno - izochorycznych, efekt cieplny reakcji zależy jedynie od stanu początkowego i końcowego, a nie zależy od drogi przemiany. Treść tego stwierdzenia stanowi prawo Hessa.

Osmoza

Jest zjawiskiem występującym często w organizmach żywych, np. miedzy komórkami. Polega ona

na samorzutnym przedostawaniu się rozpuszczalnika, najczęściej wody, z roztworu o mniejszym stężeniu

do roztworu o większym stężeniu przez błonę półprzepuszczalną.

PODSTAWOWE POJĘCIA

Chemia jest działem nauki opisującym materię; jej właściwości, budowę, strukturę, przemiany którym ulega oraz prawa rządzące tymi przemianami. W niniejszym rozdziale podano w skrótowej formie podstawowe pojęcia i prawa chemii, których znajomość jest konieczna do rozpoczęcia nauki chemii.

Pierwiastek

Pierwiastek chemiczny to substancja składająca się z atomów o tej samej liczbie protonów w jądrze, czyli posiadających tą samą liczbę atomową.

Historycznie, jako pierwiastek chemiczny rozumiano substancję prostą, której nie da się rozłożyć metodami chemicznymi na prostsze składniki.

Liczba atomowa

Liczba atomowa (Z) określa liczbę protonów znajdujących się w jądrze danego atomu, i jest ona równa liczbie elektronów w atomie.

Jest to zarazem liczba porządkowa danego pierwiastka w układzie okresowym.

Liczba masowa

Liczba masowa (A) to liczba opisująca liczbę nukleonów (czyli protonów i neutronów) w jądrze danego izotopu.

Liczbę masową izotopów podaje się w lewym górnym indeksie symbolu pierwiastka. Przykładowo, symbol 12C oznacza izotop węgla posiadający 12 nukleonów w jądrze (6 neutronów i 6 protonów), natomiast 13C oznacza izotop węgla posiadający 6 nukleonów (6 protonów i 7 neutronów)

Nuklid

Nuklidem nazywamy jądro atomowe o określonej liczbie nukleonów.

Nuklidy możemy podzielić na:

- Nuklidy posiadające tą samą liczbę protonów i różną liczbę neutronów (czyli o tej samej liczbie atomowej i różnej liczbie masowej), są to izotopy. Również atomy posiadające takie nuklidy nazywa się izotopami takiego pierwiastka.

- Nuklidy zawierające taką samą ilość neutronów, zwane izotonami.

- Nuklidy zawierające taką samą ilość nukleonów w jądrze (o równej liczbie masowej), ale różniące się liczbą atomową nazywane są izobarami.

Izotop

Izotopy to atomy posiadające ściśle określoną liczbę protonów oraz różne liczby neutronów.

Izotopy danego pierwiastka różnią się liczbą masową (czyli liczbą neutronów w jądrze) i mają prawie identyczne właściwości chemiczne.

Różne masy atomowe izotopów powodują, że różne są niektóre właściwości fizyczne, takie jak np. gęstość, temperatura wrzenia, topnienia, sublimacji.

Izotopy mogą być trwałe i nietrwałe. Trwałe izotopy nie ulegają samorzutnej przemianie na izotopy innych pierwiastków. Natomiast izotopy nietrwałe, zwane promieniotwórczymi ulegają samorzutnej przemianie na inne izotopy, przeważnie innego pierwiastka.

Izotopy oznacza się symbolem pierwiastka chemicznego z liczbą masową podaną po lewej stronie u góry, np. 16O (izotop tlenu 16). Niektóre pierwiastki mają po kilka lub nawet kilkanaście izotopów.

Jedynie izotopy wodoru mają swoje oddzielne nazwy (prot - 1H, deuter - 2H, tryt - 3H), natomiast izotopy pozostałych pierwiastków nie mają oddzielnych nazw.

Mol

Mol (atomów, cząsteczek, jonów, elektronów lub innych cząstek) jest to taka ilość materii, która zawiera tyle cząstek, ile atomów węgla zawartych jest w 0,012 kg izotopu węgla 12C.

Mol jest podstawową jednostką układu SI, jest mianowaną jednostką chemiczną [g∙mol-1] będącą miarą ilości materii.

Przykłady:

15,9994 g tlenu to 1 mol atomów tlenu

31,9988 g tlenu to 1 mol cząsteczek tlenu O2 (ale 2 mole atomów tlenu)

12,011 g węgla to 1 mol atomów tlenu

44,0098 g tlenku węgla(IV) to 1 mol cząsteczek CO2

Mol odpowiada liczbowo masie atomowej lub cząsteczkowej danej substancji.

Oprócz mola używa się także jednostek pochodnych, np. kilomol [kmol] = 103 mola, milimol [mmol] = 10-3 mola, zgodnie z ogólnymi zasadami tworzenia jednostek pochodnych.

Masa atomowa

Masa atomowa jest to liczba określająca ile razy masa atomu danego pierwiastka chemicznego jest większa od 1/12 masy atomu izotopu węgla 12C.

Przykłady:

Jak łatwo zauważyć masy atomowe nie są liczbami całkowitymi. Wynika to przede wszystkim z faktu, że większość pierwiastków występujących w przyrodzie stanowią mieszaniny izotopów. Podane wartości są więc średnimi masami atomowymi, uwzględniającymi masy atomowe poszczególnych izotopów oraz ich udział procentowy w mieszaninie.

Masa cząsteczkowa

Masa cząsteczkowa jest to liczba określająca ile razy masa danej cząsteczki jest większa od 1/12 masy atomu izotopu węgla 12C.

Masę cząsteczkową obliczamy poprzez zsumowanie mas atomowych atomów wchodzących w skład danej cząsteczki.

Masa molowa

Masa molowa jest to masa jednego mola materii.

Jednostką masy molowej jest [g/mol]. Masa molowa jest liczbowo równa masie atomowej lub cząsteczkowej.

Liczba Avogadra

Liczba cząstek zawartych w jednym molu jakiejś substancji zwana jest liczbą Avogadra i oznaczana jest symbolem NA.Może ona być wyznaczona doświadczalnie wieloma metodami fizykochemicznymi, przyjmuje się obecnie, że jej wartość wynosi:

NA = 6,022045(31)∙1023 mol-1

Znajomość liczby Avogadra pozwala m.in. na obliczenie bezwzględnej masy atomu i cząsteczki.

Objętość molowa gazów

Objętość molowa gazów jest to objętość jednego mola gazu (ilości cząsteczek równej liczbie Avogadro). Objętość ta w tzw. warunkach normalnych wynosi około 22,4 dm3

Warunki normalne, warunki standardowe

Pod pojęciem warunków normalnych przyjmuje się temperaturę 0oC (273,15 K) i ciśnienie 1 atm (101325 Pa).

Pod pojęciem warunków standardowych przyjmuje się temperaturę 25oC (298,15 K) oraz ciśnienie 1 atm (101325 Pa).

Warunki normalne i warunki standardowe stanowią swego rodzaju punkty odniesienia (ozwalają na porównanie właściwości różnych substancji) w niektórych obliczeniach fizykochemicznych, szczególnie w przypadku obliczeń prowadzonych dla fazy gazowej.

Każda substancja składa się z malutkich cząsteczek, zwanych atomami. Są one tak małe, że w główce od szpilki mieści się ich miliony. Łączą się one w grupy zwane cząsteczkami, z których największe są złożonymi strukturami, składającymi się z tysięcy atomów.

Atom [ gr.]- najmniejsza cząstka pierwiastka chemiczna mająca jeszcze własności chemiczna tego pierwiastka. Termin atom został wprowadzony przez starożytnych Greków na określenie najmniejszej niepodzielnej cząstki materii; pierwszą atomistyczną teorię materii głosili Leukippos i Demokryt (V–IV w. p.n.e.); koncepcja atomu jako nosiciela chemiczną indywidualności pierwiastka pochodzi od J. Daltona (pocz. XIX w.). Atomy danego pierwiastka mają określoną masę oraz specyficzne własności fizyczne; atom składa się z jądra o dodatnim ładunku elektronicznym (jądro atomowe) i otaczających jądro elektronów o ładunkach ujemnych (w obojętnym elektrycznie atomie dodatni ładunek jądra jest równy sumarycznemu ujemnemu ładunkowi elektronów). Właściwości atomu (rodzaj pierwiastka chemicznym) określa liczba atom. Z, równa liczbie protonów w jądrze; masa atomu, skupiona niemal całkowicie w jądrze, jest wyznaczona przez łączną liczbę zawartych w nim protonów i neutronów i energię ich wiązania (masowa liczba). Pomiędzy elektronami i jądrem w atomie działają siły przyciągania elektrostatyczne, a protony i neutrony w jądrze są związane siłami jądrowymi. Atomy mają rozmiary rzędu 10 –10 m, a ich masy zawierają się w granicach 10 –27–10–25 kg. Stosunek rozmiarów atomów do rozmiarów jądra jest rzędu 10 000 : 1. Atomy tego samego pierwiastka chemicznego różniące się liczbą neutronów w jądrze (masą jądra) stanowią izotopy danego pierwiastka. Znanych jest 108 (1991) pierwiastków, spośród których tylko pierwiastki o Z 83 mają stabilne izotopy (jest ich 273).

Wyjaśnienie budowy atomu stało się możliwe dzięki odkryciom w1896 swobodnego elektronu (przewidzianego przez G.J. Stoneya) przez J.J. Thomsona i promieniotwórczości przez H. Becquerela. Te i następne odkrycia obaliły rozpowszechniony do końca XIX w. pogląd, że atomy są sztywnymi, niepodzielnymi kulkami oraz zapoczątkowały badania wewnętrzne struktury atomu. W 1911 E. Rutherford wykazał na podstawie doświadczeń nad rozpraszaniem cząstek, że dodatni ładunek atomu jest skupiony w jądrze o rozmiarach b. małych w porównaniu z rozmiarami całego atomu. Współczesne poglądy na budowę atomu wywodzą się z teorii atomu wodoru, podanej 1913 przez N. Bohra (Bohra teoria atomu). Odkrycie 1925 spinu elektronu przez G.E. Uhlenbecka i S. Goudsmita oraz zasady wykluczenia przez W. Pauliego to następny etap w poznaniu struktury atomu. Dokładny opis budowy i właściwości atomu powstał na gruncie mechaniki kwantowej (E. Schrdinger, P.A.M. Dirac).

W kwantowej teorii atomu stan poszczególnych elektronów opisują funkcje falowe (orbitale), scharakteryzowane 4 liczbami kwantowymi. Główna liczba kwantowa n przyjmuje wartości całkowite (począwszy od 1) i określa powłokę, na której znajduje się elektron; powłoki te są oznaczone kolejno (poczynając od powłoki najbliższej jądra) literami K, L, M , N, O, P, Q; każda powłoka elektronowa o n większym od 1 składa się z kilku podpowłok określonych orbitalną liczbą kwantową l, która przyjmuje wartości całkowite od 0 do n – 1; kolejnym wartościom liczby kwantowej l odpowiadają podpowłoki oznaczone literami s, p, d, f, g, h. Trzecia liczba kwantowa — magnet. — m przyjmuje (dla danego l) 2l +1 wartości, czwarta zaś — spinowa — s dwie wartości (+1/ 2, –1/2). Zgodnie z zakazem Pauliego, w danym stanie energetycznym opisanym przez czwórkę liczb kwantowych może się znajdować w atomie tylko 1 elektron, stąd w każdej powłoce może być 2n2 elektronów (w powłokach K, L, M, N, odpowiednio 2, 8, 18, 32; w podpowłokach s, p, d, f — 2, 6, 10, 14 elektronów).

Wiele substancji składa się z atomów połączonych w grupy zwane cząsteczkami. Na przykład gaz wodorowy zawiera cząsteczki, z których każda jest połączeniem dwóch atomów wodoru. Jednak częściej cząsteczki substancji składają się z atomów różnych pierwiastków. Takie substancje nazywamy związkami chemicznymi. Na przykład woda jest związkiem chemicznym, której cząsteczki zbudowane są z dwóch atomów wodoru i jednego atomu tlenu. Wiele cząsteczek zawiera większą liczbę atomów, jak chociażby niektóre cząsteczki białka znajdującego się w żywych organizmach, które są złożoną strukturą, składającą się z tysięcy atomów.

Niektóre naturalne pierwiastki występują w przyrodzie tylko w związkach chemicznych. Na przykład sód jest metalem, który tak łatwo łączy się z innymi pierwiastkami, że nie sposób znaleźć go w formie czystej. Występuje powszechnie w połączeniu z chlorem, jako chlorek sodowy – czyli sól kuchenna. Często jest ekstrahowany z soli i używany do wytwarzania innych związków chemicznych.

Niels Bohr, próbując tłumaczyć rozbieżność teorii Rutherforda z faktami doświadczalnymi, ogłosił w 1913r. teorię, w myśl której elektron krąży wokół jądra po tzw. orbicie stacjonarnej, nie zmieniając swojej energii. Przeskok z orbity stacjonarnej na inną powoduje pobieranie lub oddawanie porcji energii nazwanej kwantem. Model atomu przedstawiony przez N. Bohra zgadza się z doświadczeniem tylko dla atomu wodoru.

Dalszy postęp w poznaniu budowy atomu przyniosła mechanika kwantowa, dział fizyki zajmujący się opisem budowy atomów różnych pierwiastków. Współczesna teoria budowy atomu wymaga znajomości matematyki wyższej oraz wiedzy o tym, że w świecie atomów obowiązują inne prawa fizyki, niż w świecie nas otaczającym.

W 1911 r. współpracownik Thomasa, brytyjski fizyk Ernest Rutherford, zaproponował model budowy atomu, który wyjaśnił jego zachowanie zaobserwowane podczas doświadczeń. Rutherford sugerował, że w środku atomu znajduje się stosunkowo ciężkie, dodatnio naładowane jądro, wokół którego krążą bardzo lekkie, ujemne naładowane elektrony.

Później okazało się, że samo jądro także składa się z cząstek, zarówno dodatnio naładowanych, jak i obojętnych. Cząstki dodatnie – w 1932 r. przez sir Jamesa Chidwicka. Odkrycia te dopełniły naukowego wizerunku atomu, który do dzisiaj stanowi podstawę rozumienia struktury materii.

Atomy danej cząsteczki mogą być ze sobą powiązane na różne sposoby, wszystkie opierające się na wymianie bądź dzieleniu się wspólnymi elektronami. Dwoma prostymi przykładami wiązań chemicznych są wiązania kowalencyjne i jonowe.

Z wiązaniem kowalencyjnym mamy do czynienia wtedy, gdy atomy dzielą się wspólnymi elektronami. Na przykład cząsteczka wodoru składa się z dwóch atomów wodoru połączonych wiązaniem kowalencyjnym. Pojedynczy elektron każdego z atomów krąży wokół obydwu jąder, scalając je ze sobą.

W przypadku wiązania jonowego, jeden z atomów oddaje część swoich elektronów innemu. Powoduje to wytwarzanie pola elektrycznego, które wiąże atomy. Normalnie liczby dodatnio naładowanych protonów i ujemnie naładowanych elektronów są sobie równe. Dlatego przeciwne ładunki znoszą się i atom jako całość jest elektrycznie obojętny. Jednak atom, który stracił część swoich elektronów charakteryzuje się przewagą ładunku dodatniego. I odwrotnie – ten który zyskał nowe elektrony staje się naładowany ujemnie. Atomy charakteryzujące się ładunkiem elektrycznym noszą nazwę jonów. Przeciwnie naładowane jony przyciągają się, tworząc cząsteczkę o wiązanych jonowych. Na przykład cząsteczka soli kuchennej powstaje w wyniku przekazywania przez atom sodu jednego elektronu atomowi chloru.

Atomy danego pierwiastka posiadają zawsze tę samą liczbę protonów. Jednak liczba występujących w nich neutronów jest zmienna. Na przykład w jądrze większości atomów naturalnego pierwiastka węgla występuje sześć neutronów. Jednak w jednym na sto jest ich siedem. Te inne rodzaje atomów tego samego pierwiastka nazywane są izotopami. Wszystkie izotopy danego pierwiastka posiadają te same właściwości chemiczne, to znaczy łącząc się z innymi substancjami dają te same związki chemiczne. Różnią się jednak pod względem właściwości fizycznych – na przykład temperaturą zamarzania lub wrzenia.

Naukowcy określają dane izotopy jakiegoś pierwiastka odwołując się do ich liczby masowej, czyli sumy liczby protonów i neutronów znajdujących się w jego atomie. Na przykład węgiel 12C jest powszechnie występującym w naturze izotopem węgla. Jego atom składa się z sześciu protonów i sześciu neutronów. Rzadziej występującym izotopem jest węgiel 13C, w którego jądrze znajduje się jeden dodatkowy neutron.

Proton i neutron charakteryzują się niemal identyczna masą, a każdy z nich jest 1800 razy cięższy od elektronu. Dlatego określając masę atomu wystarczy odwołać się od liczby protonów i neutronów, jej wartość zawsze będzie liczbą całkowitą.

Masa atomowa pierwiastka to zwykle średnia masa jego naturalnego izotopu. Natomiast masa cząsteczkowa substancji to suma mas atomowych poszczególnych pierwiastków wchodzących w skład jej cząsteczki.

Kiedy w 1932 r. James Chidwick odkrył w jądrze atomu neutron, wydawało się, że to koniec odkryć na tym polu. Tymczasem od tamtej chwili naukowcy przeprowadzający doświadczenia w akceleratorach stwierdzili występowanie setek innych cząsteczek wchodzących w skład atomu. A odkryciu każdej z nich towarzyszyło pojawienie się kolejnych pytań, wymagających dalszych odpowiedzi. Badania nad strukturą otaczającego nas świata trwają i stanowią jedną z najważniejszych stref aktywności naukowej człowieka. Niemniej jednak prosty model atomu jest wystarczający do wytłumaczenia większości cech materii.

Gdy odkryto, że atom ulega rozszczepieniu, wyzwalając jednocześnie ogromną siłę niszczycielską – znaleziono potężne źródło energii.

W 1854r niemiecki wynalazca Heinrich Geissler (1814-1879) skonstruował urządzenie nazwane „rurka Geisslera”. Była to szklana rurka z wtopionym do wewnątrz metalowymi elektrodami. Jednocześnie wynalazca zbudował pompę, która wytwarzała wewnątrz rurki bardzo wysoką, jak na owe czasy, próżnię. Połączywszy obie elektrody z końcówkami cewki indukcyjnej wytwarzającej wysokie napięcie, badacz zaobserwował zielonkawą poświatę tworzącą się na szkle naprzeciw elektrody ujemnej (czyli, jak ja nazwał Faraday, katody). Niemiecki fizyk Eugen Goldstein (1850-1931) zasugerował w 1876r , że poświatę tę wywołało uderzenie w szkło promieniowanie pochodzące z katody. Nazwał je „promieniami katodowymi”.

W tym wczesnym modelu atomu zakładano, że jądro zbudowane jest z dodatnio naładowanych protonów oraz pewnej liczby ujemnie naładowanych elektronów. Całkowita liczba elektronów w jądrze i na orbitach miała być równa liczbie protonów, co gwarantowałoby elektryczną obojętność atomów. Zgodnie z tym modelem cząsteczka alfa składać się miała z czterech protonów i dwóch elektronów – tak samo wyobrażano sobie jądro helu.

Kilkanaście lat później model ten został poważnie zmodyfikowany. W 1930r niemiecki fizyk Walther Bothe (1891-1957) obwieścił, że podczas bombardowania berylu cząsteczkami alfa zaobserwował nową cząstkę elementarną. Anglik James Chadwick (1891-1974) powtórzył to doświadczenie i stwierdził, że nowo odkryta cząsteczka ma masę zbliżoną do masy protonu, jednakże jest pozbawiona ładunku elektrycznego. Dlatego nazwano ją neutroem. Niemiecki fizyk Werner Heisenberg (1901-1976) przedstawił wówczas model jądra złożonego z protonów i neutronów.

Atomy składają się z jądra i otaczających to jądro elektronów. W jądrze znajdują się z kolei nukleony: protony i neutrony. Neutrony są cząsteczkami obojętnymi elektrycznie, protony noszą ładunek elektryczny dodatni, zaś elektrony – ujemny.

W każdym obojętnym atomie liczba protonów i elektronów jest jednakowa. W takiej sytuacji łączony ładunek protonów i elektronów wynosi zero. Atomy z liczbą elektronów różną od liczby protonów nazywane są jonami, czyli atomami posiadającymi ładunek elektryczny. O właściwościach atomów decyduje głównie liczba protonów w jądrze atomowym. Grupy atomów o takiej samej liczbie protonów w jądrze, a różnej ilości neutronów określamy jako izotopy danego pierwiastka (określonego liczbą protonów).

Atomy są podstawowymi elementami budującymi materię z punktu widzenia chemii i pozostają najmniejszymi cząstkami rozróżnianymi metodami chemicznymi. Nie zmieniają się w reakcjach chemicznych.

Rozmiary atomów są rzędu 10-10 m ale nie są dokładnie określone z punktu widzenia mechaniki kwantowej. Zależą od rodzaju atomu i stopnia wzbudzenia. Masa ich rośnie w miarę wzrostu liczby atomowej w przedziale od 10-27 do 10-25 kg.