Tematy wykładów przedmiotu: Chemia Ogólna i Fizyczna

Biotechnologia



Jądro atomowe

a.

Nukleony jako składniki jadra atomowego.Izotopy
Nukleon

– protony i neutrony w jądrze atomu. Liczba nukleonów, będzie odpowiadać

zaokrąglonej względnej masie atomowej M.

Określenie izotop oznacza zawsze jądra, które

należą do tego samego pierwiastka, czyli mają taką samą liczbę atomową a różnią się liczbą
masową.

b.

Energia wiązania nukleonów w jądrze.
energia potrzebna d

o rozdzielenia układu na jego elementy składowe i oddalenia ich od siebie

tak, by przestały ze sobą oddziaływać.
W przypadku cząsteczki chemicznej całkowita energia wiązania (nazywana również energią
atomizacji) jest energią potrzebną do rozbicia izolowanej cząsteczki na swobodne atomy;
pojęcie to jest używane znacznie rzadziej, niż energia wiązania chemicznego odniesiona do
dwóch określonych fragmentów cząsteczki (atomów lub grup funkcyjnych) połączonych
wiązaniem chemicznym.
W fizyce jądrowej pojęcie energii wiązania odnosi się do jądra atomowego.

c.

Promieniotwórczość naturalna

Zjawisko promieniotwórczości jest związane z przemianą atomu pierwiastka promieniotwórczego
watom innego pierwiastka. Atom ten może być albo stabilny albo też nie. W tym drugim przypadku
przemienia się on po raz kolejny. Łańcuch takich przemian nazywamy szeregiem
promieniotwórczym. Ostatnim pierwiastkiem szeregu promieniotwórczego jest zawsze pierwiastek
stabilny -

niepodlegający rozpadowi.

Samorzutnemu rozpadowi jąder pierwiastków towarzyszy

emisja cząstek (alfa) (są to jądra helu 42He), cząstek beta (elektrony o dużej prędkości) i promieni
gamma (fale elektromagnetyczne o długości mniejszej niż 0,1 mm/.

d.

Rozszczepienie jąder atomowych.

alfa

beta

e.

Reakcje termojądrowe.

Elektronowa struktura atomu

a.

Dwoista natura światła i elektronów

b.

Zasada nieoznaczoności Heisenberga

R

eguła, która mówi, że istnieją takie pary wielkości, których nie da się jednocześnie

zmierzyć z dowolną dokładnością. O wielkościach takich mówi się, że nie komutują. Akt
pomiaru jednej wielkości wpływa na układ tak, że część informacji o drugiej wielkości jest
tracona. Zasada nieoznaczoności nie wynika z niedoskonałości metod ani instrumentów
pomiaru, lecz z samej natury rzeczywistości.

c.

Funkcje falowe i równanie Schrodingera
Funkcję falową układu z jego energią całkowitą wiąże we wzajemnej zależności podstawowe
równanie mechaniki falowej, zwane równaniem Schrodingera. Dla układów stacjonarnych,
którymi są atomy z odpowiednio rozmieszczonymi wokół jądra elektronami, równanie
Schrodingera zapisujemy w postaci.

H



= E



gdzie: H - operator Hamiltona,



- funkcja falowa, E -

całkowita energia

d. Atom wodoru i orbitale atomowe wodoru.

e. Spin elektronowy.
Spinowa liczba kwantowa
Liczba ta może przyjmować tylko dwie wartości: + 1/2 albo - 1/2. oznacza się ją literą s.
Charakteryzuje ona najmniejsze różnice w stanach energetycznych elektronu związane z
kierunkiem obrotu elektronu dooko

ła własnej osi /tzw. spin elektronu/.

f. Orbitale w atomach wieloelektronowych.

s

p

d

g.

Rozbudowa powłok elektronowych

Budowa cząsteczki

a.

Główne rodzaje wiązań chemicznych. Teoria elektronowa.

Teoria elektronowa
Aby utworzona cząstka była trwała, musi być uboższa energetycznie niż wchodzące w jej skład
oddzielne atomy.
Trwałość energetyczną osiągają cząsteczki przez utworzenie odpowiednich wiązań między
łączącymi się atomami. Wiązania w cząsteczce powstają w wyniku
"uwspólnienia" elektronów walencyjnych reagujących z sobą atomów.
Wiązanie jonowe (elektronowalencyjne)
Wiązania jonowe występują w układach złożonych z atomów skrajnie różniących się
elektroujemnością.W czasie powstawania wiązania jonowego atom pierwiastka
elektrododatniego oddaje, a

atom pierwiastka elektroujemnego przyłącza elektrony. Tworzą się

dwa jony o różnoimiennych ładunkach, przyciągające się dzięki działaniu sił
elektrostatycznych.Związki zawierające wiązania jonowe składają się z dodatnich i ujemnych
jonów rozmieszczonych na przemian w przestrzeni. Siły oddziaływania elektrostatycznego
pomiędzy jonami są równomiernie rozłożone we wszystkich kierunkach uprzywilejowanych,
Wiązanie atomowe (kowalencyjne)
Wiążące się atomy dążą do osiągnięcia struktury oktetowej najbliższego gazu szlachetnego,
poprzez wytworzenie wspólnej pary elektronowej.
Wiązania atomowe (kowalencyjne) powstają również, gdy łączą się z sobą atomy pierwiastków
elektroujemn

ych o takich samych wartościach elektroujemności.

Wiązanie atomowe (kowalencyjne) spolaryzowane
Wiązanie atomowe spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między jonowym a atomowym;
powstaje wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków różniących się
elektroujemnością, lecz nie tak znacznie jak w przypadku tworzenia wiązania jonowego.
Cechą charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w
kierunku atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego.
Wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne)
Wiązanie donorowo-akceptorowe tym różni się od wiązania atomowego lub atomowego
spolaryzowanego, że para elektronowa tworzących wiązanie oddawana jest przez jeden z
dwóch łączących się atomów.

b. Metoda orbitali molekularnych.
Teoria ta zakłada, że podczas powstawania wiązania chemicznego chmury elektronowe orbitali
(zawierających niesparowany elektron) każdego z wiążących się atomów przenikają się lub
nakładają nawzajem i powstają w ten sposób tzw. orbitale molekularne. Przy kombinacji dwu
orbitali atomowych tworzą się dwa energetycznie różne orbitale cząsteczkowe, jeden (nisko
energetyczny) wiążący i jeden (wysoko energetyczny) antywiążący.
c.

Homojądrowe czasteczki dwuatomowe.

d.

Heterojądrowe czasteczki dwuatomowe.

e.

Elektroujemność.
Pierwiastki, których atomy w reakcjach chemicznych przyłączają elektrony, przyjmując w
związkach ujemne stopnie utlenienia lub tworzą jony ujemne nazywamy elektroujemnymi.
Pierwiastki, których atomy w reakcjach chemicznych "tracą" elektrony lub tworzą jony dodatnie,
nazywamy elektrododatnimi.

Układ okresowy pierwiastków

a.

Prawo okresowości.

Pierwiastk

i chemiczne ułożone zgodnie ze wzrastająca liczbą atomową wykazują okresowe

powtarzanie się właściwości.

b.

Elektroujemność

Stany skupienia

Ogólna charakterystyka stanów skupienia.
f.

Siły międzycząsteczkowe.
Wiązania van der Waalsa (międzycząsteczkowe)
Siły van der Waalsa są wynikiem wzajemnego oddziaływania elektronów i jąder w
cząsteczkach. Siły van der Waalsa są stosunkowo słabe w przypadku małych cząsteczek
(kilkanaście razy słabsze od sił wiązania atomów w cząsteczce), ale w przypadku dużych
cząsteczek mogą nawet przewyższać siły wiązania chemicznego np. w smarach albo w
tworzywach sztucznych.

g.

Wiązania wodorowe.
Wiązanie wodorowe.
Wiązanie wodorowe tworzy się pomiędzy atomem wodoru związanym z atomem o dużej
elektroujemn

ości, a atomem z wolnymi parami elektronowymi.

h.

Ciała anizotropowe i izotropowe
Wykazywanie odmiennych właściwości (rozszerzalność termiczna, przewodnictwo elektryczne,
współczynnik załamania światła, szybkość wzrostu i rozpuszczania kryształu) w zależności od
kierunku. Ciała anizotropowe wykazują różne właściwości w zależności od kierunku, w którym
dana właściwość jest rozpatrywana.
Anizotropię sprężystości i prędkości wzrostu wykazują wszystkie kryształy. Pozostałe
własności kryształów mogą być anizotropowe lub izotropowe.
Ważną konsekwencją anizotropii prędkości wzrostu w warunkach swobodnego narastania jest
samorzutne tworzenie się prawidłowych postaci wielościennych.
I

zotropowość materiału jest to brak różnic we właściwościach fizycznych tego materiału, takich

jak: rozszerzalność termiczna, przewodzenie ciepła, przewodnictwo elektryczne czy
współczynnik załamania światła, niezależnie od tego w jakim kierunku są one mierzone.
Izotropowość jest cechą ciał amorficznych oraz kryształów układu regularnego.

i.

Sieć przestrzenna.

Sieć przestrzenna jest definiowana jako nieskończenie rozciągający się, regularny, przestrzennie
periodyczny układ punktów, które są równoważne w tym sensie, że otoczenie obserwowane z
każdego z nich wygląda jednakowo. W każdej sieci daje się wydzielić komórkę elementarną
opisaną długością jej krawędzi a, b, c i trzema kątami (a, b, g).

Typy kryształów

regularny -

trzy jednakowe osie o długości a, tworzące z sobą kąty proste

tetragonalny -

dwie jednakowe krawędzie oraz trzecia krawędź o innej długości, wzajemne

pr

ostopadłe

heksagonalny i trygonalny nieromboedryczny -

dwie równe krawędzie, pod kątem 120o, i trzecia

krawędź o innej długości, prostopadła do dwóch pierwszych
rombowy -

trzy krawędzie o niejednakowych długościach, wszystkie wzajemne prostopadłe

jednoskośny - dwie krawędzie a i c pod kątem b względem siebie i trzecia krawędź pod kątem
prostym do a i c
trójskośny - trzy krawędzie a, b, c z trzema kątami a, b, g między nimi
trygonalny romboedryczny -

trzy krawędzie a, b i c oraz kąty a, b, g są jednakowe

Równowagi chemiczne i równowagi fazowe.

a.

Układy heterogeniczne i homogeniczne.

Układy makroskopowe

Niejednorodne Jednorodne
(heterogeniczne) (homogeniczne)

Można podzielić na części We wszystkich
różniące się własnościami częściach wykazują

jednakowe własności

np. granit

np. wodny roztwór

NaCl


Układ heterogeniczny zawsze da się rozdzielić na części
homogeniczne.

b.

Prawo dzialania mas w zastosowaniu do równowag chemicznych w układach
heterogenicznych i homogenicznych.

c. Prawo przekory.

Reguła przekory (Le Chatelier’a, Brauna)
Równowagi chemiczne są dynamiczne i dlatego reagują na zmiany warunków. Jeżeli na układ
będący w stanie równowagi zadziała czynnik zewnętrzny, który równowagę zaburzy, to w
układzie zajdzie przemiana zmierzająca do zminimalizowania skutków działanie tego czynnika
i osiągnięcia nowego stanu równowagi.
Na stan układu będącego w równowadze wpływa: zmiana stężenia któregokolwiek z
reagentów, zmiana ciśnienia (dla reakcji z udziałem reagentów gazowych), zmiana
temperatury.
Równowaga przesunięta w prawo → (wzrost stężenia produktów)
- dodawanie substratu
- usuwanie produktu
-

ogrzewanie układu, w którym przebiega reakcja endotermiczna

-

chłodzenie układu, w którym przebiega reakcja egzotermiczna

-

wzrost ciśnienia w układzie, w którym przebiega reakcja, dla której Vsubstratu>Vproduktu

-

obniżenie ciśnienia w układzie, w którym przebiega reakcja, dla której Vsubstratu<Vproduktu

Równowaga przesunięta w lewo ← (wzrost stężenia substratów)
- dodawanie produktu
- usuwanie substratu
-

ogrzewanie układu, w którym przebiega reakcja egzotermiczna

-

chłodzenie układu, w którym przebiega reakcja endotermiczna

-

obniżenie ciśnienia w układzie, w którym przebiega reakcja, dla której Vsubstratu>Vproduktu

-

wzrost ciśnienia w układzie, w którym przebiega reakcja, dla której Vsubstratu<Vproduktu

d.

Reguła faz.
Reguła faz Gibbsa
Liczba niezależnych składników n – najmniejsza liczba składników z których można zbudować
cały układ

Liczbę niezależnych składników można ustalić odejmując od liczby substancji obecnych w
układzie, liczbę niezależnych reakcji chemicznych.

Układ zawierający: C ; CO ; CO2 – trzy składniki z których tylko dwa są niezależne
gdyż:

C + CO2 = CO

Równowagi w roztworach elektrolitów.

a.

Solwatacja jonów
Solwatacja

– proces otaczania cząsteczek rozpuszczanego związku chemicznego przez

cząsteczki rozpuszczalnika.

b.

Pojęcie kwasu i zasady wg. Bronsteda.
Kwasami w/g Bronsteda nazywamy związki chemiczne lub jony zdolne do oddawania
protonów, a zasadami związki chemiczne lub jony zdolne do przyłączania protonów.
Cząsteczka lub jon kwasu po oddaniu protonu staje się cząsteczką lub jonem zasady i
odwrotnie -

cząsteczka zasady po przyłączeniu protonu staje się cząsteczką lub jonem kwasu.

Zasada B sprzężona z kwasem A

c.

Pojęcie kwasu i zasady wg. Lewisa
Kwasem nazywamy związek lub jon, który przyjmując parę elektronową tworzy wiązanie
kowalencyjne spolaryzowane, a zasadą związek lub jon, który dostarcza pary elektronowej do
utworzenia tego wiązania.

Zgodnie z elektronową teorią kwasów i zasad kation wodorowy (proton) jest kwasem, a
am

oniak zasadą, ponieważ wolna para elektronowa atomu azotu przyjmowana jest przez

kation wodorowy:

H+ + NH3 <=> NH4+

d. Dysocjacja wody i pH.

Wiele związków chemicznych w stanie ciekłym i gazowym ulega też samorzutnej dysocjacji,
choć jej stopień jest zazwyczaj dość niski, np. woda ulega samorzutnej dysocjacji zgodnie ze
schematem:
H2O + H2O → H3O+ + OH−

Iloczyn jonowy tej dysocjacji w warunkach normalnych wynosi ok. 10−14, co oznacza że na
każde 107 (10 000 000) cząsteczek wody tylko jedna ulega samorzutnej dysocjacji. Stała ta
jest podstawą skali pH.

e.

Dysocjacja kwasów i zasad.

f. Hydroliza soli.
g. Roztwory buforowe.

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. NaH2PO4 i Na2HPO4.

Według teorii Bronsteda i Lowry'ego buforami 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+).

h.

Iloczyn rozpuszczalności.
iloczyn odpowiednich potęg stężeń jonów (stężeniowy) lub aktywności jonów
(termodynamiczny) znajdujących się w nasyconym roztworze elektrolitu. Ma charakter stałej
równowagi dynamicznej i zależy od temperatury. W zależności od tego, czy reakcja
rozpuszczania soli jest egzoenergety

czna, czy endoenergetyczna, rozpuszczalność albo

maleje, albo rośnie ze wzrostem temperatury, zgodnie z regułą przekory Le Chateliera-Brauna.
Iloczyn rozpuszczalności służy do ilościowego przewidywania wpływu składu roztworu na
rozpuszczalność.

Utlenianie i redukcja.

a. Utlenianie i r

edukcja jako proces wymiany elektronów.

b.

Stopień utlenienia.
Stopniem utlenienia pierwiastka wchodzącego w skład określonej substancji nazywamy liczbę
dodatnich lub ujemnych ładunków elementarnych jakie przypisalibyśmy atomom tego
pierwiastka gdyby cząsteczki tej substancji miały budowę jonową.

c. Ogniwa galwaniczne. Elektrody redoksowe, metaliczne, gazowe.

d.

Potencjały normalne. Szereg napięciowy pierwiastków.

e. Samorzutno

ść reakcji redoks na podstawie wartości potencjałów normalnych.

f. Potencjometryczny pomiar pH.

Do pomiarów pH wykorzystuje się elektrodę zespoloną stanowiącą w sobie gotowe ogniwo
pomiarowe złożone z elektrody szklanej i kalomelowej. Siła elektromotoryczna takiego ogniwa
jest równa różnicy potencjałów obu elektrod kalomelowej i szklanej:

E = Ekal - Eszkl = Ekal - A - = Ekal - A + 0,059 pH

w temperaturze 25oC iloraz 2,3 = 0,059, jeśli przyjmiemy ponadto, że:
b = Ekal - A, to

E = b + 0,059 pH

Zgodnie z

podaną zależnością, siła elektromotoryczna E danego ogniwa jest liniową funkcją

pH.

Układy dyspersyjne.

Roztwory koloidalne

1.

Własności oraz otrzymywanie roztworów koloidalnych.

Do właściwości kinetycznych układów koloidalnych należą:
•

ruchy Browna

•

dyfuzja

•

sedymentacja

•

lepkość

•

cisnienie osmotyczne

Do układów koloidalnych stosuje się te same prawa fizykochemiczne i podobne metody badawcze
jak dla roztworów rzeczywistych.
2. Otrzymywanie koloidów.
Metody dyspersyjne
Rozdrobnienie aż do uzyskania rozdrobnienia koloidalnego osiąga się albo mechanicznie (np.
młyn koloidalny), albo elektrycznie (łuk elektryczny).
Ten ostani spoób szczególnie stosuje się do otrzymania zoli metali, tlenków metali, koloidalnego
grafitu itp.
W metodach dyspersyjnych wyko

rzystuje się również ultradzwięki (drgania akustyczne o częstości

rzędu 20000 Hz). Otrzymuje się w ten sposób m.in. zole barwników, krochmalu, gipsu itp.)
Do tej grupy metod można zaliczyć peptyzację. Stosuje się tutaj peptyzatory (substancje o silnych
własnościach adsorbcyjnych), które rozdzielają złączone cząstki koloidalne.
Metody kondensacyjne
W metodach tej grupy rozdrobnienie koloidalne osiąga się w wyniku łączenia pojedyńczych
cząsteczek chemicznych. Stosuje się w tym celu takie procesy chemiczne jak:
•

polimeryzacja

•

zmniejszenie rozpuszczalności (np. otrzymywanie koloidalnego roztworu siarki w wodzie

przez wlewanie do wody nasyconego roztworu siarki w alkoholu)
•

redukcja

•

utlenianie (np. H2S --> S koloidalna)

•

wymiana (AgNO3 + KI --> AgI + AgNO3)

3. Koloidy hydrofilowe i hydrofobowe.
Koloidy liofobowe (hydrofobowe)
Koagulacja pod wpływem niewielkiej ilości elektrolitów.
Koloidy liofilowe (hydrofilowe)
Białka, oligosacharydy, barwniki. Koagulacja wymaga dodania znacznej ilości elektrolitów