Chemia zaliczenie

Koloid- układ dwu lub wieloskładnikowy, niejednorodny (heterogeniczny) cząsteczki substancji rozpuszczonej są niedostrzegalne gołym okiem (10-9-10-7m) nie przenikają przez naturalne i sztuczne błony półprzepuszczalne

Właściwości fizyczne

• mechaniczne

Jedną z najbardziej charakterystycznych cech układów koloidalnych są ruchy Browna. Zjawisko polega na ciągłych chaotycznych ruchach postępowych, obrotowych i drgających fazy rozproszonej w ośrodku ciekłym lub gazowym. Ruchy Browna można zaobserwować przypatrując się np. cząstkom kurzu oświetlonym cienką wiązką światła w zaciemnionym pomieszczeniu

• optyczne

Jedną z najbardziej charakterystycznych cech układów koloidalnych jest efekt Tyndalla. Polega on na tym, że jeżeli przez roztwór koloidalny przepuszczamy wiązkę światła, to wskutek uginania się promieni na cząstkach fazy rozproszonej, mniejszych od długości fali, światło staje się widoczne w postaci smugi świetlnej. Intensywność tego efektu jest tym większa im większa jest różnica między współczynnikami załamania fazy rozproszonej i ośrodka dyspersyjnego

nie wykazuja cisnienia osmotycznego.

Koloidy ulegają

Koagulacji- łączenie się cząstek koloidu w większe zespoły; przejście zolu w żel. Zjawisko to może zachodzić pod wpływem temperatury, bodźców mechanicznych oraz wprowadzenia do roztworu niektórych substancji, takich jak alkohole, stężone roztwory soli, jony metali ciężkich

Denaturacji- nieodwracalne przejście zolu w żel, wywołane np. wysoką temperaturą, dużym stężeniem alkoholu, soli metali ciężkich

Wysalaniu- koagulacja odwracalna pod wpływem soli metali lekkich (o jonach ulegających silnej hydratacji). Jeden ze sposobów koagulacji koloidów liofilowych

Peptyzacji- proces przejścia żelu w zol, polegający na zwiększeniu rozdrobnienia cząstek koloidowych

Podział koloidów ze względu na budowę układu

Liofilowe- cząstki fazy rozproszonej są silnie solwatowane (czyli otoczone i połączone z cząsteczkami fazy rozpraszającej) co zapobiega ich sklejaniu w przypadku zderzeń i zwiększa trwałość zolu.np. białka, tanina, żelatyna

Liofobowe (supensoidy)- cząsteczki fazy rozproszonej nie ulegają solwatacji, co ułatwia koagulację zolu. Zole metali, wodorotlenków. Czynnikiem stabilizującym układ liofobowy jest ładunek elektryczny

Punkt izoelektryczny (pI) - takie pH środowiska, przy którym cząsteczka aminokwasu w danych warunkach jest obojętna. W punkcie izoelektrycznym cząsteczka nie ma wędrowania w polu elektrycznym.

Stan obojętny cz koloidowych, uzyskany po zobojętnieniu elektrycznym czastek, potencjał elektro kinetyczny jest = 0 minimum lepkości, najmniejsza ruchliwość podczas elektroforezy, najszybsza koagulacja

Klasyfikacja reakcji chemicznych

Według rodzaju przenoszonych cząsteczek

Reakcje redoks

Procesy w których następuje wymiana elektronów pomiędzy substancją utleniającą a redukującą, na skutek czego, atomy biorące udział w reakcji zmieniają swój stopień utlenienia

Utlenienie- oddawanie elektronów (deelektronizacja)

Utleniacze-posiadają zdolność przyjmowania elektronów (odbierania ich od innych atomów, powodując ich utlenienie. Same ulegają redukcji- ich stopień utlenienia maleje. Utleniaczami mogą być pierwiastki na możliwie najwyższych stopniach utlenienia

Redukcja- przyjmowanie elektronów

Reduktory- mają zdolność oddawania elektronów atomom, jonom lub cząsteczkom powodując ich redukcję, same ulegają utlenieniu, ich stopień utlenienia rośnie. Reduktorami mogą być pierwiastki na możliwie najniższych stopniach utlenienia.

Wraz ze wzrostem stopnia utlenienia pierwiastka następuje

Wzrost

• Właściwości utleniających

• Mocy kwasów tlenowych

• Tendencji do tworzenia anionów

Spadek

• Właściwości redukujących

• Mocy wodorotlenków

• Tendencji do tworzenia kationów

Proces utlenianie i redukcji na poziomie atomowym

Donor- cząsteczka oddająca elektrony-postać redukująca

Akceptor- cząsteczka przyjmująca elektrony-postać utleniajca

Zależność między donorem a akceptorem

Donor →utlenienie→ Akceptor + elektrony

Akceptor + elektrony → redukcja → Donor

A_u+n_ae^- ↔A_r

u- postać utleniona

r- postać zredukowana

n- liczba elektronów potrzebna do redukcji

Potencjał normalny jest to potencjał jaki posiada układ zawierający tyle samo formy utlenionej co zredukowanej względem elektrody wodorowej

Układ mający wyższy potencjał normalny redoks będzie utleniaczem, niższy- reduktorem

Biologicznie

Silny reduktor NADH- ujemny potencjał redoks

Silny utleniacz O2- dodatni potencjał redoks

Łańcuch oddechowy- są to uszeregowane według wzrastającego potencjału redoks przenośniki elektronów

Reakcje kwasów i zasad (przeniesienie protonów)

Teoria dysocjacji Arheniusa

• Kwasy-związki dysocjujące w roztworze wodnym na H+ i ujemnie naładowany aniona reszty kwasowe

• Zasady-związki dysocjujące w postaci stopionej oraz w roztworze wodnym na dodatnie jony metali i ujemne jony wodorotlenkowe (w alkoholach grupa OH- nie dysocjuje)

• Sole-związki dysocjujące w Stanie stopionym i w roztworach wodnych na kationy metali i aniony reszt kwasowych

Tworzenie soli

Zobojętnianie- polega na połączeniu w cząsteczkę H2O jonów H+ (H3O+) oraz OH-

Zasada + kwas = sól + woda

Hydroliza-rozszczepienie wiązania przez cząsteczkę H2O

Kwas + zasada ↔ sól + woda

←

hydroliza

zachodzi tylko wtedy gdy kwas, zasada, albo jedno i drugie są słabe

Miarą mocy kwasów i zasad jest stopień dysocjacji (wzrasta z rosnącym rozcieńczeniem i temperaturą)

Bronsted

Kwas- donor protonów (na poziomie atomowym- cząsteczka, jon oddający protony)

Zasada- akceptor protonów (na poziomie atomowym- cząsteczka, jon przyjmujący elektrony)

Donor ↔akceptor + proton

Kwas ↔ zasada + proton

Reakcje rozpadu przestrzennych sieci kryształów jonowych (strącania i rozpuszczania)

Sieci jonowe ulagają rozpadowi pod wpływem rozpuszczalnika. Obok wody mogą to być ciecze o charakterze dipolowym

Hydratacja- następuje otoczenie jonów przez cząsteczki wody (otoczka hydratacyjna)

Solwatacja- następuje otoczenie jonów przez cząsteczki rozpuszczalnika

Reakcje strącania i rozpuszczania

Gdy do nasyconego roztworu substancji jonowej doda się kolejną porcję jonów tworzących trudno rozpuszczalny osad

Iloczyn rozpuszczalności- jest to iloczyn stężeń elektrolitu w nasyconym roztworze wodnym. Wzrasta ze wzrostem temperatury. Jeśli zostanie przekroczony to nadmiar elektrolitu zostaje wydzielony w postaci osadu

Reakcje kompleksowania (przeniesienie cząsteczek jonów)

Dysocjacja kompleksu →

Jon kompleksowy ↔ jon metalu + ligandy

← tworzenie kompleksu

Kompleksy mogą być trwałe lub nietrwałe

Kompleksy w przyrodzie

Hemoglobina i mioglobina

Witamina B12

EDTA

Reakcje organiczne

Substytucja (wymiana atomu jednego pierwiastka na atom innego pierwiastka)

Addycja (przyłączenie atomów, w konsekwencji rozszczepienie wiązań wielokrotnych)

Eliminacji (odszczepienie atomów w konsekwencji tworzenie wiązań wielokrotnych)

Według stanu skupienia reagentów

• Gazowe

• W roztworach

• Ciał stałych

• Pomiędzy substancjami różnych stanach skupienia

Według rodzaju reagujących cząsteczek

• Jonowe

• Rodnikowe

• Cząsteczkowe

Według rodzaju przemian energetycznych

• Termochemiczne (wymiana ciepła)

• Fotochemiczne (emisja lub adsorpcja światła)

• Elektrochemiczne

Równowaga Donnana- zjawisko polegające na nierównomiernym rozmieszczeniu dyfundujących jonów elektrolitu gdy w jednej z dwóch sąsiadujących i oddzielonych błoną przestrzeni wodnych znajdują się niedyfundujące jony koloidalne. W efekcie jednak suma ładunków dodatnich równa się sumie ładunków ujemnych.

Osmoza- zjawisko polegające na samorzutnym przechodzeniu cząstek rozpuszczalnika przez błonę półprzepuszczalną, oddzielającą rozpuszczalnik od roztworu. Warunkiem koniecznym do wystąpienia osmozy jest różna liczba cząstek osmotycznie czynnych po obu stronach błony półprzepuszczalnej.

Ciśnienie osmotyczne- ciśnienie, przy którym ustala się równowaga dynamiczna- jednakowe ilości cząstek rozpuszczalnika dyfundują w obu kierunkach. Jest ono zawsze skierowane ku roztworowi bardziej stężonemu, a przemieszczanie się rozpuszczalnika z jednej przestrzeni do drugiej warunkowane różnicą ciśnień osmotycznch jakie panują między tymi przestrzeniami. Jest wyrażane w jednostkach ciśnienia lub stężenia- w osmolach (1 osmol odpowiada ciśnieniu osmotycznemu jakie w temp. 0 st. C wywiera względem wody roztwór niedysocjującej substancji o stężeniu 1 mol/kg rozpuszczalnika [osmolność] lub roztworu)

Ciśnienie onkotyczne (koloido-osmotyczne)- ciśnienie uwarunkowane obecnością koloidów. Umożliwia krążenie krwi.

Roztwór izotoniczny- podzielony błoną naturalną nie wywiera żadnego ciśnienia osmotycznego. Toniczność jest uwarunkowana stężeniami cząstek niedyfundujących przez błonę. Dla błon doskonałych (dyfundują tylko cząsteczki rozpuszczalnika)- roztwory izoosmotyczne są izotoniczne dla błon rzeczywistych (częściowo przepuszczalne również dla związków niskocząsteczkowych)- roztwory izoosmotyczne nie muszą być izotoniczne.

Roztwór hipotoniczny - roztwór, który posiada mniejsze ciśnienie osmotyczne od innego roztworu.

Aby roztwór posiadał tę cechę musi mieć mniejsze stężenie związków chemicznych, które są zdolne do przechodzenia przez błonę półprzepuszczalną, przez którą kontaktuje się z innym roztworem. Następuje przenikanie wody do wnętrza komórki- błona komórkowa ulega rozerwaniu.(hemoliza)

Roztwór hipertoniczny- roztwór, którego stężenie jest wyższe niż stężenie soku komórkowego. Następuje przenikanie wody z płynu komórkowego o niższym ciśnieniu osmotycznym na zewnątrz do środowiska o wyższym ciśnieniu osmotycznym.(plazmoliza)

Rozpuszczalność- maksymalna ilość gramów substancji, która w temperaturze i pod danym ciśnieniem można rozpuszczać w 100g rozpuszczalnika otrzymując roztwór nasycony.

• Rozpuszczalność substancji zależy od:

• I - rodzaju rozpuszczanej substancji ( substancje o budowie polarnej lepiej się rozpuszczają w rozpuszczalnikach polarnych, a substancje o budowie niepolarnej lepiej rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych ).

II - rodzaju rozpuszczalnika.

III - temperatury (rozpuszczalność ciał stałych w cieczach rośnie ze wzrostem temperatury, a gazów maleje ).

IV - ciśnienia ( rozpuszcalność gazów w cieczach rośnie ze wzrostem ciśnienia ).

Różnice w rozpuszczalności wykorzystuje się do oczyszczania substancji przez krystalizację

Wskaźnik zmienia swoją barwę zależnie od pH roztworu. Nawet bardzo mała ilość wolnego kwasu lub zasady wywołuje w użytym wskaźniku natychmiastowe zmiany zabarwienia. Zmiana zabarwienia jest spowodowana dysocjacją lub cofnięciem dysocjacji wskaźnika. Wynika z tego wniosek, że barwa roztworu zależy od barwy jonów lub od barwy niezdysocjowanych cząsteczek wskaźnika. Dlatego najczęściej jako wskaźników używamy słabych kwasów lub słabych zasad organicznych.

stosowane wskaźniki można podzielić na: 1)jednobarwne 2) dwubarwne.

Jednobarwne charakteryzują się tym, że mają jedną tylko odmianę barwną. Przykładem może być fenoloftaleina, która w środowisku kwaśnym jest bezbarwna (cofnięcie dysocjacji), a w środowisku zasadowym ma zabarwienie czerwone. Barwa ta pochodzi od obecności w roztworze jonów wskaźnika.

Wskaźniki dwubarwne mają dwie odmiany różnie zabarwione (jedna barwa pochodzi od jonów wskaźnika, druga zaś od niezdysocjowanych cząstek wskaźnika). Przejście jednej barwy w drugą zależy od pH roztworu.

Nazwa wskaźnika	Barwa w śr. kwaśnym	Barwa w śr. zasadowym
Błękit tymolowy	Czerwona	Żółta
Oranż metylowy	Czerwona	Pomarańczowo- żółta
Fenoloftaleina	Bezbarwna	Malinowo- czerwona
Błękit bromotymolowy	Żółta	Niebieska

---