Masa atomowa jest masą atomu wyrażoną w jednostkach masy atomowej [u]. Jest ona sumą mas atomowych atomów wchodzących w skład cząsteczki. Za jednostkę mas atomowych uważa się 1/12 część masy izotopu węgla 12C. Oznaczeniem jednostki masy atomowej jest symbol u = 1/12 masy atomu 1,66057 x 10-24 g.
Masa cząsteczkowa = bezwzględna masa cząsteczki (kg) / 1,66 * 10 -27 (kg) -masa cząsteczkowa równa się sumie mas atomowych pierwiastków wchodzących w skład cząsteczki z uwzględnieniem indeksów przy symbolach pierwiastków.
Mol - ilość substancji, w skład której wchodzi tyle atomów , cząsteczek, jonów, wolnych rodników, cząstek elementarnych ( np. elektronów), ile atomów znajduje się w 0,012 kg węgla izotopu 12C. Liczba atomów, cząsteczek, jonów lub innych cząstek materialnych zawarta w jednym molu dowolnej substancji jest równa liczbie Avogadra (NA), która wynosi NA=6,023 x 1023 .
Masa molowa- masa jednego mola wyrażona w kg lub g na mol. Liczbowo równa jest masie atomowej lub cząsteczkowej, ale tylko, gdy jej wartość podana jest w gramach. Istnieje zależność między masą molową (M), a bezwzględną masą atomu, cząsteczki, lub innej cząstki materialnej (m), która wyraża się następująco : M = NA x m
Objętość molowa substacji
Objętość molowa dowolnej substancji, w określonej temperaturze ( objętość, jaka zajmuje 1 mol substancji ) to stosunek masy molowej ( M ) tej substancji do jej gęstości ( d ) w danej temperaturze
Vmol=M/d
W warunkach normalnych (T=0oC (273 K) p=1013 hPa) objętość molowa gazu wynosi 22,4 dm3.
Podstawowe prawa chemiczne:
-prawo działania mas-masa układu zamkniętego, w którym przebiegają reakcje chemiczne jest stała czyli masa produktów po reakcji jest równa masie substratów przed reakcja.
-prawo stałych stosunków wagowych-stosunek wagowy pierwiastków związku chemicznym jest wielkością stałą, czyli każdy związek chemiczny ma stały skład ilościowy.
-prawo wielokrotnych stosunków wagowych-jeżeli dwa pierwiastki tworzą ze sobą dwa lub więcej związków, to w związkach tych na tą samą masę jednego pierwiastka przypadają ściśle określone masy pierwiastka drugiego, pozostające do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.
-prawo stosunków objętościowych- objętości substancji gazowych (mierzone w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem), biorących udział w reakcji chemicznej, maja się do siebie jak niewielkie liczby całkowite. Prawo stałych stosunków objętościowych oparte jest na prawie Avogadra, które mówi; że w równych objętościach różnych gazów w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem znajduje się jednakowa liczba cząsteczek. Objętość 1mola subst. w warunkach normalnych wynosi 22,4dm3.
W atomie każdy ma inna energię. Stan energetyczny elektronu określany jest przez liczby kwantowe.
n - główna liczba kwantowa.
Określa energię elektronu i jego powłokę. Przyjmuje wartości 1(K),2(L),3(M),4(N),......
l - poboczna liczba kwantowa. Określa podpowłokę, moment pędu i kształt orbitalu.
m - magnetyczna liczba kwantowa. Określa na którym orbitalu znajduje się elektron. Przyjmuje wartości od -l przez 0 do +l np.
l=2 to m = -2, -1, 0 1 2
s - spinowa liczba kwantowa s = ± 1/2
Budowa atomu:
atom: jest to najmniejsza ilość danego pierwiastka chemicznego, która wykazuje właściwości chemiczne tego pierwiastka i wchodzi w związki chemiczne
→Główne części każdego atomu to jądro atomowe i elektrony przemieszczające się wokół niego po orbitach. Przestrzeń, w której poruszają się elektrony nazywa się strefą elektronową. Średnica jądra atomowego to zaledwie 1/10000 średnicy całego atomu.
Jądro zwiera dwa rodzaje cząstek elementarnych: protony i neutrony. Masa neutronu jest w przybliżeniu równa masie protonu. Masa całego atomu zleży wyłącznie od masy jądra atomowego, czyli o sumy mas neutronów i protonów w tym jądrze.
Atom jako całość jest układem trwałym. Pomiędzy protonami i elektronami występują jednoczesne siły przyciągani spowodowane tym iż maja one różnoimienne ładunki elektryczne. Protony obdarzone są dodatnim a elektrony ujemnym ładunkiem elektrycznym. Liczba protonów w jądrze równa jest liczbie elektronów krążących wokół jądra, dlatego atom jako całość jest elektrycznie obojętny.
Energia jonizacji
energia potrzebna do jednostkowej jonizacji atomu, tzn. oderwania jednego elektronu z atomu. Energia jonizacji maleje ze wzrostem numeru okresu (większa odległość od jądra i słabsze siły przyciągania elektronu z powłoki walencyjnej) a generalnie (z licznymi wyjątkami, biorąc pod uwagę kolejne wartości) rośnie wraz ze wzrostem numeru grupy.
Szybkość reakcji
stosunek zmiany stężenia produktów bądź substratów do czasu, w którym nastąpiła.
Ponieważ chwilowa szybkość reakcji jest proporcjonalna do stężeń (lub ciśnień dla reakcji w stanie gazowym), a te zmieniają się w sposób ciągły w czasie trwania reakcji, nie wyznacza się dla reakcji wartości szybkości (bo ta jest zmienna) lecz wartość zwaną stałą szybkości reakcji. Szybkość reakcji definiuje się zatem jako różniczkę dc/dt (zmianę stężenia produktów w nieskończenie krótkim czasie).
Dla reakcji odwracalnych szybkość reakcji substratów w kierunku produktów z upływem czasu maleje, zaś rosnące stężenia produktów powodują wzrost szybkości reakcji przeciwnej. W stanie równowagi szybkość reakcji w kierunku produktów jest równa szybkości reakcji biegnącej od produktów do substratów (reakcji odwrotnej)
Stała równowagi reakcji (dotyczy reakcji odwracalnych w stanie równowagi) - stosunek iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń substratów
.Powinowactwo elektronowe
- efekt energetyczny towarzyszący przyłączeniu przez atom dodatkowego elektronu do swej powłoki walencyjnej
Im mniejszy jest promień atomu, tym silniej oddziałuje dodatnie jądro na elektron i tym większe jest powinowactwo elektronowe atomu. Ponieważ ze wzrostem liczby atomowej pierwiastków w okresie maleje promień atomowy, musi następować wzrost powinowactwa elektronowego atomów. W obrębie grupy, ze wzrostem promieni atomowych powinowactwo elektronowe będzie malało. Przyłączenie dodatkowego elektronu do atomów fluorowców związane jest z wydzieleniem energii z reagującego układu. Pozostałe pierwiastki do przyłączenia elektronu wymagają dostarczania energii. Największe powinowactwo elektronowe odpowiada największej elektroujemności.
Elektroujemność- zdolność atomu do przyłącznia elektronów. Charakter elektroujemny (niemetaliczny) pierwiastków zmienia się wraz ze wzrostem liczb atomowych. Maleje w grupie, a rośnie w okresie. Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor. Atom pierwiastka w wyniku przyłącznia jednego lub kilku elektronów przechodzi w stan jonowy tworząc anion. Powstały promień anionowy jest większy od promienia macierzystego atomu. Dla ilościowego ujęcia elektroujemności stosuje się skalę Paulinga. Na podstawie wartości eletroujeności można przewidzieć charakter wiązań poszczególnymi atomami.
Wiązania chemiczne:
Wiązanie jonowe
Wiązanie między atomami o dużej różnicy elektroujemności (>1,4). Jego nietrwałość prowadzi do zjawiska dysocjacji w roztworach polarnych. Różni się od wiązań atomowych tym, że siła wiążąca atomy nie pochodzi ze wspólnoty pary elektronów (jak w wiązaniach atomowych, kowalencyjnych), lecz wyłącznie oddziaływania elektrostatycznego między atomem akceptora elektronów (bardziej elektroujemny atom wiązania) a donorem (atom o ładunku dodatnim).
Wiązanie wodorowe
Forma łączenia się cząsteczek (także w roztworach), pośrednia między oddziaływaniem dipolowym a słabym wiązaniem atomowym. Występuje w przypadku cząsteczek posiadających wodór związany z silnie elektroujemnym pierwiastkiem, w atomie którego występują wolne pary elektronowe (N, O, S,..). Spolaryzowany dodatnio wodór jednej cząsteczki oddziałuje z ujemno naładowanym atomem, donorem pary elektronowej, tworząc wiązania wodorowe. Siły wiązań wodorowych są na tyle słabe, że w roztworach rozpadają się pod wpływem rozcieńczania, są jednak na tyle silne, że wyraźnie manifestują swoją obecność poprzez zmianę właściwości fizykochemicznych i fizycznych substancji.
Hydroliza - typ reakcji polegającej na rozpadzie złożonej cząsteczki związku organicznego (np. estru) lub nieorganicznego (np. węglan sodu) na prostsze składniki pod wpływem reakcji z cząsteczką wody. dla nieorganicznego węglanu sodu Na2CO3 przebiega reakcja:
Na2CO3 + 2H2O ——> 2Na+ + 2OH- + H2CO3
W przypadku elektrolitów reakcja hydrolizy zachodzi wówczas, gdy mamy do czynienia z elektrolitem słabym. Elektrolity mocne nie ulęgają hydrolizie. W przypadku soli oznacza to, że gdy chociaż jeden z elementów wyjściowych soli (kwas lub zasada) należy do elektrolitów słabych to taka sól będzie ulegać hydrolizie, a tym samym będzie zmieniać pH roztworu.
Dysocjacja
Zjawisko rozpadu cząsteczki zawierającej wiązanie jonowe na poszczególne jony pod wpływem polarnego rozpuszczalnika, który wnikając pomiędzy atomy powiązane elektrostatycznym wiązaniem jonowym i solwatując powstałe jony utrzymuje elektrolit w roztworze w postaci jonowej. Silne elektrolity są zdysocjowane całkowicie, słabe tylko w pewnym stopniu (dynamiczna równowaga form jonowych i niezdysocjowanych cząsteczek - stała dysocjacji)
Stopień dysocjacji
określenie, w postaci procentowej lub ułamka dziesiętnego, względnej ilości cząsteczek zdysocjowanych. Ze stałą dysocjacji łączy go prawo rozcieńczeń. Dla silnych elektrolitów wynosi zawsze 1, dla elektrolitów słabych zmienia się wraz z rozcieńczeniem i temperaturą. W rozcieńczeniach nieskończenie dużych także dla słabych elektrolitów wynosi 1.
Stała dysocjacji
wartość stała dla danej reakcji dysocjacji (dotyczy elektrolitów słabych!), nie zależy od stężenia a jedynie od temperatury roztworu. Wiąże stężenia produktów reakcji (jonów; w liczniku) i substratów (cząsteczek niezdysocjowanych; w mianowniku). Poprzez prawo rozcieńczeń wiąże się ze stopniem dysocjacji. Iloczyn rozpuszczalności
Ponieważ iloczyn rozpuszczalności w danej temperaturze jest wartością stałą, zwiększając w roztworze stężenie jednego z jonów tworzących słabo rozpuszczalną sól, której ten iloczyn dotyczy, powodujemy wytrącanie drugiego jonu w postaci nierozpuszczalnego osadu. Tym sposobem możemy doprowadzić do praktycznie całkowitego usunięcia jednego z jonów z roztworu. Ma to praktyczne znaczenie np. w analizie wagowej, gdy wytrącając całkowicie jeden z jonów w postaci nierozpuszczalnego osadu możemy poprzez jego zważenie określić ilość (stężenie) jonu w roztworze.
Prawo rozcieńczeń Ostwalda
Wyrażenie podające stopień dysocjacji elektrolitycznej słabego elektrolitu. Gdy słaby kwas dysocjuje w wodzie: HA↔H++A-
stała dysocjacji elektrolitycznej Ka dana jest wzorem
Ka = a2n/(1 - a)V,
gdzie a jest stopniem dysocjacji, n początkową ilością substancji (przed dysocjacją), a V objętością. Jeżeli a jest małe w porównaniu z 1, to a2 = KaV/n, czyli stopień dysocjacji jest proporcjonalny do pierwiastka kwadratowego z rozcieńczenia.Czyli w miarę rozcieńczania słabego elektrolitu, rośnie stopień (procent) dysocjacji.
hybrydyzacja orbitali atomowych:
to inaczej mieszanie, uśrednienie elektronów walencyjnych. Jest to matematyczny proces uśrednienia energii elektronów i kształtu ich orbitali pozwalający na wyjaśnienie symetrii i charakteru wiązań. Liczba zhybrydyzowanych orbitali jest zawsze równa liczbie orbitali, które ulegają hybrydyzacji. Orbital zhybrydyzowany oznacza się połączeniem liter orbitali, które uległy hydrydyzacji, np. sp3 oznacza, iż ten zhybrydyzowany orbital powstał z jednego orbitalu s i trzech orbitali p.
Wodorotlenkami nazywamy wszystkie związki nieorganiczne, których cząsteczki zawierają kationy metali i aniony wodorotlenowe (OH-)
Wzór ogólny - M(OH)n
gdzie: n - ilośc grup wodorotlenowych, równa wartościowości metalu
ZASADA
Związek chemiczny, który w roztworze wodnym dysocjuje m.in. na jony zasadowe OH-. Może to być wodorotlenek, np. wodorotlenek sodu NaOH jest zasadą, ale nie każdy wodorotlenek jest zasadą. Nie każda zasada również jest wodorotlenkiem.
KWAS - jest to związek chemiczny lub jon, który we wzajemnym oddziaływaniu z zasadą (często z cząsteczką wody) oddaje jony wodorowe - protony (donor protonów). wg Arrheniusa - kwas jest zdolny odłączyć jon wodorowy, zasada odłącza w czasie dysocjacji jon wodorotlenowy
Roztworem buforowym (buforem) nazywamy złożony roztwór, który praktycznie nie zmienia wartości swojego pH po dodaniu do niego niewielkiej ilości silnego kwasu lub zasady (a także po rozcieńczeniu).
Dany bufor określamy dwoma parametrami - wartością pH i pojemnością buforową. Tę ostatnią określamy jako ilość kwasu lub zasady, którą trzeba dodać do 1 l roztworu buforowego, aby zmienić jego pH o jednostkę.
Konfiguracja elektronowa atomu podaje, które stany są w nim obsadzone zgodnie z zakazem Pauliego. Ten katalog elektronowy stanowi podstawę współczesnego układu okresowego.
Każdy atom składa się z protonów, elektronów i neutronów:
Protony i neutrony budują jądro atomowe. Jądro jest bardzo niewielkie, w porównaniu z rozmiarami całego atomu, a skupia się w nim większość masy. Wokół jądra krążą elektrony. Liczba tych elektronów jest równa liczbie protonów w jądrze, dzięki czemu atom jest elektrycznie obojętny. Liczba ta to liczba atomowa.
Suma liczby neutronów i protonów w jądrze to masa atomowa pierwiastka.
Wszystkie atomy danego pierwiastka mają tyle samo protonów w jądrze. Różna może być liczba neutronów - mówimy wtedy o izotopach.
Elektrony krążące wokół jądra atomowego krążą po tzw. powłokach. Liczba tych powłok jest równa numerowi okresu w jakim znajduje się pierwiastek. Pierwsza powłoka to powłoka K, druga L, kolejne to M, N, O, P... W powłokach znajdują się podpowłoki: pierwsza to s, kolejne: p, d, f. Podpowłoka s mieści maksymalnie 2 elektrony, p 6, a podpowłoka d 10.
Konfiguracja elektronowa pierwiastka to zapis przedstawiający ilość elektronów w każdej z podpowłok elektronowych pierwiastka. Konfiguracja elektronowa dla np. strontu jest następująca:
1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6 5s2.
Elektrony ostatniej powłoki, bądź dla pierwiastków grup przejściowych powłoki ostatniej i przedostatniej podpowłoki, to tak zwane elektrony walencyjne. Elektrony walencyjne biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych.
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d
Amfoteryczność to właściwość niektórych pierwiastków i związków chem. polegająca na wykazywaniu przez nie charakteru zarówno kwasowego, jak i zasadowego. Pierwiastki amfoteryczne występują w odmianach alotropowych metalicznych i niemetalicznych, a ich tlenki roztwarzają się w roztworach kwasów i zasad i, oprócz kationów prostych, tworzą aniony złożone (np. chrom tworzy Cr3+ i CrO2); należą tu m.in. mangan, cynk, cyna, glin. Związki amfoteryczne (amfolity), reprezentowane przez wodorotlenki pierwiastków amfoterycznych (np. As(OH)3, Sn(OH)2, Al(OH)3, Zn(OH)2), są zdolne do odszczepiania w określonych warunkach jonów wodorotlenkowych (dysocjacja zasadowa) lub wodorowych (dysocjacja kwasowa).
Aby potwierdzić zmienny charakterek potrzeba go sprawdzić z mocnym kwasem:
2 Al + 6 HCl > 2 AlCl3 + 3 H2
i mocną zasadą:
2 Al + 2 KOH + 6 H2O > 2 K[Al(OH)4] + 3 H2
2 Al + 6 KOH + 6 H2O > 2 K3[Al(OH)4] + 3 H2
Odwadniając te sole otrzymujemy:
K[Al(OH)4] > 2 H2O + KAlO2
K3[Al(OH)4] > 3 H2O + K3AlO3