Wykłady - tematyka zajęć

 

Budowa atomu i układ okresowy

1.Doświadczenia potwierdzające atomową budowę materii:

1. John Dalton-1807rok-mierzyl masy wiarzacych się ze soba pierwiastkow,np. 4g tlenu wiaza się z 6 gramami magnezu.A 8g tlenu laczy się z 12 gramami magnezu.Fakt,ze masa wiazacego się tlenu jest proporcjolana do masy magnezu sugeruje,ze atom tlenu laczy się z atomem magnezu,i ze podwaja mase magnezu(podwaja to liczbe atomow magnezu w probce,a tym samym podwaja liczbe wiarzacych się atomow tlenu)

2. W dzisiejszych czasach dzieki nowoczesnej aparaturze można uzyskac bezposrednie dowody istnienia atmow,a nawet orazy idywidualnych atomow.Indywidualne atomy można obserwowac jako wypuklosci na stalej powierzchni stosujac skaningowany mikrospok tunelowy.

2.Modele atomów: orbitale atomowe, poziomy energetyczne, liczby kwantowe, spin elektronu:

1. Jadrowy model atomu : atomy sa zbudowane z czastek subatomowych zwanych: elektronami, neutronami i protonami; protony i neutrony tworza zwarte centralne cialo zwane jadrem atomu, elektrony zas tworza w przestrzeni chmure otaczajaca jadro.

2. Orbitale atomowe: orbitale te opisują wszystkie elektrony, które w danym momencie nie uczestniczą w tworzeniu wiązań chemicznych ale są przypisane do określonych jąder atomowych..
   Postulat Borna - prawdopodobienstwo znalezienia elektronu w danym punkcie przestrzeni jest proporcjonalne do kwadratu funkcji falowej w tym punkcie. Tam gdzie funkcja falowa ma duza amplitude, istnieje duze prawdopodobienstwo znalezeinia przez nia elektronu i na odwrot.
   Orbital można pogladowo przedstawic jako chmure otaczajaca jadro atomu. Gestosc chmury reprezentuje prawdopodobienstwo znalezeinia elektronu.Im geestsze tym wyzsze.
   

3. Poziomy energetyczne: Każdy orbital ma charakterystyczna energie.Dozwolone energie elektronu w atomie wodoru sa okreslone przez wyrazenie: E=-(hR_H)/n² gdzie:
   - n - liczba calkowita okreslajaca poziomy energetyczne od 1(dla poziomu najnizszego) do n=~(dla najwyzszego).Jest to glowna liczba kwantowa.
   
   -R_H - to jest stala Rydberga dla wodoru (obliczona przez Schrodingera wartosc była dokladnie zgodna z doswiadczalna 3.29 *10¹⁵ Hz
   
   Znak ujemny w rownaniu oznacza,ze energia elektronu jest tym wieksza im dalej znajduje się on od jadra.

4. Liczby kwatnowe:
   - n - glowna liczba kwantowa [1,2,….], okresla energie elektronu oraz srednia odleglosc od jadra(im wieksza tym dalej).
   - l - orbitalne(poboczne)liczby kwatnowe [0,1,2,…,n-1], okresla ksztalt orbitalu
   podaje,np. czy chodzi o orbital s czy o orbital p
   - m - magnetyczna liczba kwantowa [l,l-1,l-2,…,-l], okresla indywidualny orbital o konrketnym ksztalcie.

5. Spin elektronu: Ruch elektronu nosi nazwe spinu. Zgodnie z mechanika kwantowa elektron ma dwa stany spinowe oznaczone strzalkami ↑ i ↓. Możemy sobie wyobrazic, ze elektron obraca się z pewna predkoscia zgodnie z ruchem wskazowek zegara ( stan ↓) lub z identyczna predkoscia w kierunku przeciwnym (stan ↑). Ponieważ wirujacy ladunek elektryczny wytwarza pole magnetyczne, elektrony znajdujace się w tych 2 stanach spinowych można rozruznic na podstawie ich zachowania w polu magnetycznym. Do ich identyfikowania sluzy 4 liczba kwantowa, spinowa liczba kwantowa [m_s]. Liczba ta może przybierac tylko dwie wartosci +0.5 (elektron ↑) i -0.5 (elektron ↓)..

3.Struktura elektronowa atomu wodoru:
Po dostarczeniu energii do atomu wodoru elektron przeskakuje (w zaleznosci od ilosci energii)na jedna z powlok atomu. Im wiecej energii tym dalsza powloka. Po przekroczeniu pewnej ilosci energii elektron wyskakuje poza atom i ulega jonizacji, wymaga to energi rownej hR_h.

4.Struktury atomów wieloelektronowych: Atomy wzbudzone energetycznie emituja swiatlo zalezne od ilosci elektronow, z wyjątkiem wodoru (ponieważ zawiera on tylko jeden elektron i nie mogą na siebie wplywac wzajemnie elektrony).
Proby plomieniowe stosuje się do identyfikacji pierwiastkow w zwiazku. Umozliwiaja one łatwe rozroznianie litowcow.

a)Li (Lit) ; b) Na (Sod) ; c) K (Potas) ; d) Rb (Rubid)

1. energie orbitali: orbitalem związana jest tzw. energia orbitalna (równa średniej wartości operatora Focka). Zgodnie z twierdzeniem Koopmansa, energia orbitalu HOMO (czyli najwyższego zajętego) jest zbliżona do potencjału jonizacji, a energia orbitalu LUMO (najniższego niezajętego) jest przybliżeniem energii powinowactwa elektronowego. W teorii funkcjonałów gęstości (DFT) odpowiednikiem twierdzenia Koopmansa jest twierdzenie Janaka.
   Roznice energii orbitali w roznych podpowlokach tej samej powloki sa wynikiem dzialania dwoch czynnikow: przyciagania się miedzy elektronami i jadrem oraz wzajemnego odpychania się elektronowy. W rezultacie elektron jest slabiej zwiazany z jadrem niż w przypadku gdyby wszystkie inne elektrony były nieobecne. Mowimy, ze każdy elektron jest ekranowany od pelnego przyciagania jadra przez inne elektrony w atomie. Ekranowanie efektywnie zmniejsza przyciagajace dzialanie jadra. Efektywny ladunek jadra jest mniejszy niż rzeczywisty ladunek jadra, gdyz przyciaganiu jadra przeciwdziala wzajemne odpychanie się elektronow, np. dzialanie jadra helu (He) na elektron w czasteczce He nie jest 2x wieksze tylko 1.3x wieksze.
   W przypadku atomu wieloelektronowego efekty przenikania i ekranowania elektronow powoduja, ze elektrony s maja mniejsza energie niż elektrony p tej samej powloki, energie orbitali w tej samej powloce wzrastaja w kolejnosci : s<p<d<f .
   

2. b) zasady rozbudowy powłok(inaczej Aufbauprinzip )::
   - Zakaz Pauliego: dowolny orbital może być obsadzony przez najwyzej 2 elektrony. Gdy 2 elektrony zajmuja ten sam orbital, ich spiny musza być sparowane (spiny sa sparowane jeżeli maja przeciwne spiny,jeden zgodny z ruchem wskazowek zegara a drugi przeciwny do tego ruchu); zdane dwa elektrony w atomie nie mogą mieć identycznego zestawu czterech liczb kwantowych.
   - Regula Hunda: Jeżeli w podpowloce dostepnych jest kilka orbitali elektrony obsadzaja puste orbitale, zanim utworza pare w jednym z orbitali.

3. Okresowość właściwości atomów: promień atomowy, promień jonowy, energia jonizacji, powinowactwo elektronowe: Ponieważ uklad okresowy pierwsiastkow jest oparty na regularnym powtarzaniu się struktury atomow, można go wykorzystac do przewidywania właściwości pierwiastkow.
   
   - Promień atomowy - odległość najdalej położonych elektronów występujących w danym atomie od jądra tego atomu, ustalana teoretycznie dla atomów uczestniczących w hipotetycznych wiązaniach chemicznych.
   Promienie atomowe są w odróżnieniu od rzeczywistych promieni walencyjnych ustalane na drodze teoretycznych obliczeń kwantowo-mechanicznych, a nie rzeczywistych danych eksperymentalnych, stąd - mimo że ich definicja jest bardzo podobna, ich wartości mogą się nieco różnić.
   Promień atomowy w grupach układu okresowego pierwiastków rośnie z góry na dół (elektrony obsadzają kolejne powłoki), a w okresach rośnie od prawej do lewej (jądro silniej przyciąga elektrony, których jest mniej).
   
   - Promień jonowy pierwiastka: udział pierwiastka miedzy sąsiednimi jonami w jonowej substancji stałej ( odległość miedzy jądrem anionu i jądrem kationu, suma 2 promieni jonowych) W praktyce wykorzystujemy promień jonu tlenkowego, 140 pm, do obliczania promieni innych jonów. Na ogół promienie jonowe wzrastają ku dołowi grupy maleją w okresie od strony ku prawej. Kationy sa mniejsze, a aniony - większe od swych macierzystych atomów
   
   - Energia jonizacji: energia potrzebna do oderwania elektronu od atomu pierwiastka w fazie gazowej. W przypadku pierwszej energii jonizacji (I₁)chodzi o atom obojetny, np. w przypadku miedzi:
   * Cu⁰ (g) -> Cu⁺ (g) + e (g)
   * I₁ = (energia Cu⁺ + e^-) - energia Cu⁰
   Druga energia jonizacji (I₂) jest energia potrzebna do oderwania pojedynczego elektronu kationu w facie gazowej.
   Energia jonizacji ZAWSZE jest dodatnia.
   Oderwanie elektronu od atomu lub kationu zawsze wymaga nakladu energii.
   
   -Powinowactwo elektronowe( electronegativity ): to wielkość charakteryzująca zdolność atomu (lub cząsteczki) do przyłączania elektronu i tworzenia jonu ujemnego (anionu). Ilościowo określa się je jako energię, która wydziela się w wyniku tego procesu. Tradycyjnie energię tę podaje się w elektronowoltach (eV).
   Powinowactwo elektronowe jest pośrednią miarą elektrujemności pierwiastków chemicznych. Czym większa wartość powinowactwa tym większa elektroujemność pierwiastka.
   
   

Wiązania chemiczne

1.Wiązania jonowe. Właściwości związków jonowych:

1. Wiazanie jonowe: jest wynikiem przyciagania się przeciwnych się ladunkow kationow i anionow, np. Na+ i Cl- (NaCL- chlorek sodu). Żadne wiazanie nie jest czysto jonowe, lecz model jonowy interpretujacy wiazanie jako wynik przyciagana się jonow dobrze opisuje zwiazki pierwiastkow metalicznych. Metal maja niska energie jonizacji, stosunkowo latwo oddaja swoje elektrony walencyjne, tworzac kationy.
   - Symbol Lewis'a sklada się z chemicznego symbolu pierwiastka i krpek reprezentujacych jego elektrony walencyjne.
   - Oktet, Dublet jest to przeniesienie się elektronow.(Oktet oddawanie, Dublet dostawanie).Zwiazki dubletowe sa bardzo mocne
   W ujeciu Lewisá, powstawanie wiazan jonowych jest przdstawianie jako utrata lub przylaczenie elektronow (reprezentowanych przez kropki)pprowadzace do uzyskania przez laczace się się atomy oktetu lub dubletu elektronowego.
   - Efekt wolnej (biernej) pary elektonowej- jest to tendencja do tworzenia jonow o ladunku o 2 jednostki mniejszym niż to wynika z numeru grupy. Tendencja ta wystepuje najsilniej w przypadku pierwiastkow ciezkich.
   - Zmiennna wartosciowosc- jest to zdolnosc tworzenia przez pierwiastek zwiazkow o roznych liczbach wiazan.
   - Entalpia sieciowa- jest to miara przyciagania się miedzy jonami. Entalpia ta jest duza dla zwiazkow utworzonych przez male jony o duzym ladunku.
   - Cykl Brona - Habera - Sluzy do pomiaru entalpii sieciowej wykorzystujac wyniki pomiarow ( cykl termodynamiczny zlozony z szeregu etapow, rozpoczynajacym się od pierwiastkow i konczacym się na pieriastkach).

2. Właściwości zwiazkow jonowych:
   Jony tworza uporzadkowane struktury krystaliczne. Substancje jonowe maja z reguly wysokie temperatury topnienia i wrzenia, sa kruche, a jeżeli rozpuszczaja się w wodzie, tworza roztwory elektrolitow.
   .

2.Wiązania kowalencyjne: reguła oktetu i struktury Lewisa:

• Wiazania kowalencyjne: powstaja wtedy, gdy nie mogą powstac wiazania jonowe ze względu na zbyt wysoka energie jonizacji.Atomy niemetali wiaza się ze soba przez uwspolnienie par elektronow..

• Regula oktetu: mowi nam o tym, ze wiazanie kowalencyjne powstaje wtedy, gdy atomy uwspolniaja elektrony by uzyskac konfiguracje gazu szlachetnego. W przypadku powstawania wiazania kowalencyjnego atomy daza w stopniu mozliwie maksymalnym do skompletowania oktetow przez uwspolnienie par elektronowych.

• Wartosciowosc (walencyjnosc) pierwiastka to liczba wiazan kowalencyjnych, które może utworzyc atom pierwiastka. Liczbe te można najlatwiej wyznaczyc stosujac takie same symbole Lewisá jak przy wiazaniach jonowych.

• Struktura Lewis'a: jest to uwspolniona para elektronowa, np.
  H· + ·H -> H : H lub H - H

3.Wyjątki od reguły oktetu: rodniki:

1. Wyjatki od reguly oktetu: Regula oktetu umozliwiaprzewidywanie wartosciowosci pierwiastkow i struktur wielu zwiazkow. Atomy boru, wegla,azotu,tlenu i fluoru zachowuja się zgodnie z regula oktetu, gdy jest to arytmetycznie możliwe, czyli gdy istnieje dostatecznia liczba elektronow. atomy fosforu, siarki i chloru mogą jednak przylaczyc wiecej niż 8 elektronow.

2. Rodniki: Rodnik jest czastka zawierajaca niesparowany elektron; dwurodnik ma 2 niesparowane elektrony w tym samym lub roznych atomach.

Budowa cząsteczki

1.Rozkład ładunku w cząsteczkach: wiązania polarne i cząsteczki polarne, moment dipolowy:

1. Wiazania polarne: Wiazanie kowalencyjne spolaryzowane to wiazanie miedzy dwoma atomami,które maja czastkowe ladunki elektryczne wynikajace z roznicy ich elektroujemnosci. Z wystepowaniem ladunkow czastkowych zwiazany jest momont dipolowy.
   
   - Czastkowy ladunek ujemny: czastkowy ladunek ujemny posiada atom, który jest bardziej elektroujemny w czasteczce. Czastkowy ladunek dodatni na odwrot.
   
   - Dipol elektryczny: powstaje gdy atomy sa polaczone wiazaniem kowalencyjnym spolaryzowanym, zlozony jest z ladunku dodatniego i znajdujacego się blisko niego ladunku ujemnego.
   
   - Elektryczny moment dipolowy: Jest miara wielkosci dipola, jest rowny iloczynowi ladunku czastkowego. Jednostka jest Debaj [D]
   

2. Czasteczki polarne: czasteczka polarna jest to czasteczka o niezerowym momencie dipolowym. Czasteczka niepolarna to czasteczka, która ma zerowy moment dipolowy.
   Nie wszystkie czasteczki z wiazaniami polarnymi sa polarne. Chociaz kazde wiazanie w czasteczce wieloatomowej może być polarne, czasteczka jako calosc jest niepolarna, jeżeli dipole poszczegolnych wiazan znosza się wzajemnie

2.Siła i długość wiązań

1. Entalpia wiazania: jest to miara sily wiazania chemicznego, ΔH - zmiana entalpii towarzyszaca rozerwaniu wiazania w czasteczce w stanie gazowym ( wyrazona w kJ/mol czasteczek ). Entalpia z reguly wzrasta, gdy zwieksza się rzad wiazania, zmniejsza się, gdy wzrasta liczba wolnych par elektronowych polaczonych atomow, i maleje, gdy zwieksza się promien atomowy..

2. Dysocjacja wiazania: jest to rozerwanie wiazania kowalencyjnego, każdy atom zabiera ze soba jeden z elektronow z pary wiazacej. Rozerwanie wiazania wymaga zawsze dostarczenia energii, wszystkie entalpie wiazan sa wiec dodatnie.

3. Dlugosc wiazania: jest to odleglosc mieszy srodkami atomow polaczonych wiazaniem chemicznym. Promien kowalencyjny atomu to udzial tego atomu w dlugosci wiazania kowalencyjnego. Promienie kowalencyjne polaczonych atomow dodaje się w celu wyznaczenia dlugosci wiazan w czasteczkach.
   Dlugosci wiazan miedzy pierwiastkami sa z reguly zawarte w przedziale
   100 - 150 pm. Dlugosci te wyznacza się doswiadczalnie.

3.Teoria wiązań walencyjnych: wiązania i , promocja i hybrydyzacja:

Zgodnie z teoria wiazan walencyjnych wiazanie powstaje w wyniku sparowania niesparowanych elektronow w orbitalach atomowych powlok walencyjnych dwoch atomow. Zajmnowane przez te elektrony orbitale atomowe nakladaja się czolowo tworzac wiazania sigma, lub nakladaja się bok w bok tworzac wiazania pi.

1. Wiazania sigma (s) i pi (p):

- wiazania s: jest to charakterystyczny rozklad elektronow miedzy dwoma jadrami. Wiazanie to zapewnia spoistosc czasteczki wodoru. Zlewanie się orbitali 1s nosi nazwe nakladanie się orbitali atomowych. W podobny sposób powstaje wiazanie sigma (s) we fluorowcach.

- wiazania p: wiazanie p powstaje gdy elektrony dwoch orbitali miedzyjadrowych (niesparowane elektrony) tworza pare, orbitale te nakladaja się w ustawieniu „bok w bok”.
Wiazanie pojedyncze to wiazanie sigma;
Wiazanie podwojne to wiazanie sigma + jedno wiazanie pi;
Wiazanie potrojne to wiazanie sigma + dwa wiazania pi

Wiázania pi nadaja czasteczce odpornosc na skrecanie.

b) Promocja i hybrydyzacja:
- promocja jest to wzbudzenie elektronu do orbitalu o wyzsej . w wyniku prmopcji jednego z 2 sparowanych eektronow 2s do pustego orbitala 2p powstaja konf przedst. Wzorem 39.( atikns str 409) bez pormocji atom wegl ma tylko 2 niesprawoane elektrony, może wiec utworzyc tylko 2 wiazania; po pormocji atom ten ma 4 nie sparowane elektrony i może utworzyc 4 wiazania, powstaniu kazdego wizzania towarzyszy uwolnienie energi Promocja elektronu jest możliwa, jeżeli sumaryczna zmiana, np. mozliwosc utworzenia wiekszej liczby wiazan prowadzi do obnizenia energi.
- hybrydyzacja Orbital zhybrydyzowany jest mieszanina orbitali atomowych atmow w czasteczce. Nie należy mylic tego pojecia z hybryda rezonansowa, stnowjaca mieszane lewisa calej czasteczki.
W wyniku nakladania się 4 orbitali powstaja 4 nowe identyczne orbitale - orbitale zhybrydyzowane orbitale te sa skierowane ku narozon tetraedru każdy rbital ma wezel blisko jadra i po drugiej stronie wezla maly „ogonek”, w którym orbitale s i p nie znasza się calkowiceie. Cztery orbitale zhybrydyzowane okresla się jako hybrydy sp³
orbital niewiazacy jest to orbital zawierajacy elektrony które nie uczestnicza w wiazaniu
Orbitale zhybrydyzowane konstruje się dla danego atomu w celu odtworzenia konfiguracji elektronowej charakterystycznej dla wyznaczonego dooswiadczalnie ksztaltu czasteczki
Hybrydyzacja orbitalu sp²: otrzymuje sié mieszajac jeden orbital s z dwoma wizaniami p. Leza one w tej samej plaszczynie i sa skierowane ku wiercholkom trojkata równobocznego (atkins str. 411 rys. 9.32a)
Hybrydyzacja orbitalu sp: powstaje w wyniku zmieszania jednego orbitalu s i jednego orbitalu p ( atkins str. 412 rys.9.32 b)
W przypadku pierwiastkow drugiego kresu wystepuja trzy typy hybrydyzacji:

1) hybrydyzjca tetraedryczna: cztery zhybrydyzowane orbitale sp³, kat 109,5 °
2) hybrydyzacja trójkátna plaska: trzy zhybrydyzowane orbitale sp², kat 120 °

3) hybrydyzacja liniowa: dwa zhybrydyzowane orbitale sp, kat 180 °

Z notacji sp³ wynika ze kiedy orbital zhybrydyzowany jest utworzony przez jeden orbital s i trzy orbitale p, przewidujemy wiec istnienie czterech rownowaznych orbtali tego typu. Podobnie, zapis sp² mowi nam, ze kiedy orbital zhybrydyzowany jest utworzony przez jeden orbital s i dwa orbitale p, istnieja wiec trzy takie orbitale i pozostajejeden niezhybrydyzowany orbtal p.
Atom który ulegl hybrydyzaji sp ma dwa orbitlezhybrydyzowane, kazy utworzony przez jeden orbital s i jeden orbital p; pozostaja dwa nie zhybrydyzowane orbitale p.

- hybrydy obejmujace orbitale d: rozszerzenie powlowki walencyjnej, polega na wlaczeniu orbitali d, które mieszaja się z orbitalami s i p, tworzac orbitale zhybrydyzowane, zgodnie zarówno z modelme VSEPR jak i danymi doswadczalnymi(atkins str. 413 rys.9.37, 9.38)

4.Teoria orbitali atomowych

Duzy postep stanowila teoria wizan wlencyjnch, interpretujaca powstawanie wiazan jako tworzenie par elektronowych . Umozliwila ona nawet wyeliminowanie slabych stron metody lewisa, co było jednak dosc klopitliwe. Najbardziej udana teroia wizania chemiczego okazala się teoria orbitali molekularnych, opracowana niemal ronoczesnie z teoria wiazan walencyjnych: nie ma ona slabych stron teori lewisa i umozliwia latwiejsze przeprowadzanie obliczen niż teria wiazan walencyjnych
Wazna roznica

a) Ograniczenie teori Lewisa: Zwiazekiem z niedoborem elktronów jest diboram (B₂H₆) i przeczy on teori Lewisa która mowi ze do powiazania ze sobna 8 atomow potrzebych jes przynajmniej 7 wiazana czyli 14 elektronow a w diboranie jest 12 elektronow walencyjnych.

Teoria lewisa nie tlumaczy istnienia zwiazkow z niedoborem elektronow lub paramagnetyzmu tlenu ( paramgnetyzm jest zwiazany z obecnoscia niesparowanych elektronow dzialajacych jak miniaturowe magnesy; subs. Paramagnetyczna jest subs. Przyciagana przez pole magnetyczne) Wedlug tero orbitali molekularnych elektrony zajmuja orbitale rozprzechstrszenione na cala czasteczke. Zakaz Pauliego stwierdza, ze żaden orbital molekularny nie może być obsadzon przez wiecej niż 2 elektrony
Diamgnetyki sa ta subs. Tylko sprowane elektrony które sa odpychane prez pole magnetyczne.

b)orbitale molekularne wodoru : Gdy dwa atomy lacza się w czasteczke ,ich orbitale atomowe nakladaja się, tworzac orbitale molekularne. W wyniku nalozenia się 2 orbitali atomowych powstaja wirzacy orbital molekularn i antywiazacy orbital molekularny. Każdy orbital molekularny może być obsadzony przez najwyzej 2 elektrony.

c)orbitale molekularne w dwoch atomowych czasteczkach pierwiatkow drugiego okresu: Przczyna roznic w kolejnosci poziomowch energetycznych w roznych czasteczkach sa roznice we wzgledych energiach orbitali 2s i 2p, z których powstaja orbitale molekularne
konfiguracje elektronowe czasteczek 2 atomowych tworzac orbitale molekularne ze wszystkich orbitali atomowych powlok walencyjnych 2 atomow i obsadzajac orbiale molekularne elektronami w kolejnosci rosnacej energi, zgodnie z zasada rozbudowy powlok
d)orbitale w czasteczkach wieloatomowych : Teoria orbitali molekularnych czastecek wiloatomowych opeiro się na tych samychzasadach co w przypadku czasteczek dwuatomowych, z tym ze pamietac trzebaze orbitale molekularne obejmuja wszystkie atomu w czasteczceWynika z tego ze para elektronow zajmujaca orbital wiarzacy nie tylko laczy dwa konkretne atomy lecz uczestniczy w ukladzie wiazan calej czasteczki.
Elektrony zdelokalizowane: sa to elktrony rozpszestrzenione na cala czasteczke. Delokalizacja elektronow sugeruje ze wiarzaca para elektronow wywiwra wplyw na wszystkie atomy w czasteczce.
Na kazda pare zwiazanych ze soba atomow nie musi wiec przypadac jedna para elktronow; mniejsza liczba par elektronowych rozpszetrzonionych na cala czasteczke może powiazac ze soba wszystkie atomy. Jest tak w przypadku czasteczki B₂H₆, w ktorej szesc par elektronowych wiaze ze soba osiem jader (55).

Ciecze i ciała stałe

1.Siły międzycząsteczkowe: siły Londona, oddziaływania dipol-dipol, wiązania wodorowe:

Sily przyciagania i odpychania w czasteczce nosza nazwe oddzialywan miedzyczasteczkowych, a także zwanymi silami van der Waalsa.
Istnieja trzy glowne typy oddzialywan miedzyczasteczkowych.
Calkowita sila dzialajaca miedzy dwiema czasteczkami jest suma tych wszystkich odzialywan.

1. Sily Londona: Oddzialywania Londona sa wynikiem przyciagania miedzy chwilowymi dipolami elektrycznymi powstajacymi w sasiednich czasteczkach i dzialaja miedzy czasteczkami wszystkic typow; sila tych oddzialywan zwieksza się ze wzrostem liczby elektronow, a tym samym z masa molowa. W przypadku dwoch czasteczek o jednakowym wzorze chemicznym oddzialywania Londona sa silniejsze dla czasteczki o bardziej liniowym ksztalcie.

2. Oddzialywania dipol - dipol:
   - oddzialowywanie to wsytepuje w czasteczkach polarnych poniewazx czasteczki polarne maja trwale ladunki czastkowe, oprocz chwilowych ladukow czastkowych. Trwale laduni czastkowe czasteczki polarnej mogą oddzialywac z trwalymi ladunkami czastkowymi sasiedniej czasteczki, wówczas jest to oddzialywanie dipol - dipol.
   - wystepuja dwa rodzaje dipol-dipol:
   * czolowa ( „tył w tył”)
   * boczna („bok w bok”)
   
   
   - im silniejsze sa oddzialywania miedzyczasteczkowe w cieczy tym wieksza jest energia potrzebna do rozdzielenia czasteczek. Ciecze o duzych silach miedzyczasteczkowych maja wiec duze entalpie parowania i wysokie temperatury wrzenia. Temperatury te dostarczaja nam zatem inforamcji o wzglednej sile oddzialywan miedzyczasteczkowych
   - Tworzenie przez czastki polarne cieczy i substancji stalych jest czesciowo wynikiem oddzialywan dipol-dipol, przyciagania miedzy czastkowymi ladunkami tych czasteczek.

3. Wiazania wodorowe: Jest to trzeci typ oddzialywan miedzyczasteczkowych (silne; swiadczy o tym,np. wysoka temperatura wrzenia wody, ktora polaczona jest wiazaniem wodowowym O-H-O);
   - Wiazanie wodorowe jest utworzone przez atom wodoru polozony miedzy dwoma malymi, silnie elektroujemnymi atomami zawierajacymi wolne pary elektrone - w szczegolnosci N, O i F. Wiazanie wodorowe oznacza sie kropkami by odroznic je od prawdziwego wiazania kowalencyjnego;
   - Wiazanie wodorowe wystepujace miedzy atomami wodoru a atomami tlenu, azotu i fluoru, to najsilniejsze oddzialywania miedzyczasteczkowe.

2.Struktura cieczy: lepkość, napięcie powierzchniowe

Ciecz w stanie spoczynku przypomina gromade osob stloczonych w duzym pokoju; ciecz plynaca to gromada osob opuszczajaca pokoj.

1. Lepkosc: lepkosc cieczy (tarcie wewnetrzne) jest to opor przeciwdzialajacy jej plynieciu. Im wieksza jest lepkosc tym wolniejszy przeplyw cieczy. Ciesz o duzej lepkosci, np. melasa w temperaturze pokojowej lub stopione szko, jest okreslana jako lepka. Przyczyna lepkosci sa oddzialywania miedzyczasteczkowe ( czasteczki wiaza sie ze soba i utrudniaja przemieszczanie sie wzgledem innych czastek). Lepkosc zwykle maleje ze wzrostem temperatury, w wyzszej temperaturze czasteczki maja wieksza energie i moga latwiej przemieszczac sie wgzgledem innych, np woda w temperaturze 100^oC ma szesciokrotnie mniejsza lepkosc niz woda w temperaturze 0 stopni.

2. Napiecie powierzchniowe: powierzchnia cieczy jest gladka,poniewaz sily miedzyczasteczkowe wciagaja czasteczki do srodka. Napiecie powierzchniowe cieczy okresla dzialajaca na jej powierzchnie sile.
   
   - Sily kapilarne: sa to sily przyciagania sie miedzy woda a takimi materialami jak,np szklo, czyli sily powodujace wnoszenie sie cieczy w rurkach.
   
   - Adhezja: sa to sily, ktore powoduja, ze tworza sie kulki wody na powierzchni, w ktroa nie moze wniknac, poniewaz nie jest w stanie stworzyc wiazan wodorowych;
   
   - Kohezja: na odwrot do adhezji.
   
   - Menisk cieczy to zakrzywiona powierzchnia przez ciecz w waskiej rurce, menisk wody wklesly, bo sily adhezji sa mniejsze niz sily kohezji. Menisk rteci wypukly,bo sily adhezji sa wieksze niz sily kohezji.
   
   - Napiecie powierzchniowe jest wynikiem nie zrownowazenia sil miedzyczasteczkowych na powierzchni cieczy. Jest ono przyczyna tworzenia przez ciecze kropelek i wykazywania przez substancje dzialania kaplarnego. Napiecie powierzchniowe maleje ze wzrostem temperatury.

3.Właściwości wody:

Temperatura zamarzania 0 C, wrzenia 100 C, najgestsza przy 4 C (termoklima-jest to stala temperaatura wody na duzych glebokosciach w zbiornikach wodnych ), bezwonna, bezbarwna, zdestylowana(zdejonizowana) nie przewodzi pradu,temperatura krytyczna 374 C, cisnienie krytyczne 220.6 atm = 22.35 MPa

4.Struktura ciała stałego: klasyfikacja ciał stałych, kryształy metali, ciekłe kryształy:

Niemal wsyzstkie ciecze krzepna w dostatecznie niskiej temperaturze. W stanie stalym atomy, jony, lub czasteczki sa tak silnie powiazane ze soba, ze nie moga sie poruszac wzgledem siebie tworzac sztywna mase (ciasno upakowana siec).

1. Klasyfikacja cial stalych: Ciala stale dzieli sie na: krystaliczne i bezpostaciowe (amorfinczne).Cialo krystaliczne to cialo, w ktorym atomy, jony lub czasteczki tworza uporzadkowana siec. W ciele bezpostaciowym atomy, jony lub czasteczki sa rozmieczone w sposob bezwladny (np. kauczuk, maslo i szklo).
   
   - Ciala stale czasteczkowe skladaja sie z czasteczek w stalych polozeniach przez sily miedzyczasteczkowe.
   
   - Ciala stale metaliczne zwykle zwane metalami, skladaja sie z kationow zwiazanych ze soba przez morze elektronow walencyjnych.
   
   - Ciala stale jonowe sa zbudowane z przyciagajacych sie wzajemnie kationow i anionow.
   
   - Ciala stale usieciowane skladaja sie z atomow powiazanych kowalencyjnie z atomami sasiednimi w calej objetosci substancji.
   Ciala stale krystaliczne charakteryzuja sie uporzadkowanym wewnetrznym rozmieszczeniem atomow. Substancje te dzieli sie na wymienione powyzej.
   Promieniowanie Roentgena (RTX) to jesdna z najbardziej skutecznych metod adania struktur substancji stalych i zawartych w nich czasteczek.
   

2. Krysztaly metali: Atomy w metalach tworza strukture najgesciej ulozona ( strukture zwarta), tak by pozostawalo najmniej wolnej prezstrzeni.
   
   - Struktura heksagonalna o najgestszym ulozeniu(inaczej zwarta): kule (atomy) w warstwie A stykaja sie z szescioma kulami sasiednimi. Kule drugiej, gornej, warstwy B znajduja sie w zaglebieniach warstwy A. Struktura heks. o najgestszym ulozeniu ma uklad warstw ABABABAB.
   
   - Liczba koordynacyjna: Liczba ta informuje o tym ile kul znajduje,styka sie, z inna kula (max 12).
   
   - Struktura regularna o najgestszym ulozeniu (zwarta): wystepuje wtedy, gdy trzecia warstwa (C) lezy w zaglebieniach drugiej warstwy a nie nad atomami pierwszej warstwy. Ten uklad warstw opisuje sie ABCABCABC.

5.Właściwości metali, stopy, struktury jonowe:

1. Wlasciwosci metali:
   - Zdolnosci przewodzenia pradu elektrycznego,
   
   - przewodnictwo jonowe (ladunek elektryczny przenoszony jest przez jony),
   
   - opor elektryczny,
   
   - izolator (tak duzy opor elektryczny,ze nie przewodzi elektrycznosci),
   
   - przewodnik metaliczny,to przewodnik, ktorego opor zwieksza sie ze wzrostem temperatury,
   
   - polprzewodnik, to przewodnik elektronowy,ktorego opor maleje przy wzroscie temperatury,
   
   - nadprzewodnik, to przewodnik elektronowy, ktory wykazuje zerowy opor ( zwykle bardzo niskie temperatury).
   
   Ruchliwosc elektronow walencyjnych w metalu warunkuje jego polysk,
   kowalnosc, ciagliwosc i przewodnictwo elektryczne.
   

2. Stopy: To mieszaniny dwoch lub wiekszej liczby metali.
   - W stopie homogenicznym (jednofazowym) atomy roznych pierw. sa rozmieszczone rownomiernie (np. mosiadz, braz).
   
   - Stop heterogoniczny ( wielofazowy),np. lut = cyna-olow i amalgamat stosowany w stomatologii, stanowi mieszanine obszarow krystalicznych o roznym skladzie.
   
   - Stop substytucyjny: jest to stop, w ktorym atomy jednego metalu zostaly zastepione atomami innego metalu.
   
   - Luki miedzywezlowe: sa to wolne przestrzenie pomiedzy atomami w strukturach heksagonalnych (w stopach,np zelaza z weglem, moga tam wchodzic mniejsze atomy w tym wypadku wegla).

3. Struktury jonowe:
   Susbstancje jonowe sa zbudowane z przeciwnie naladowanych jonow. Jony te roznia sie wielkoscia i tworza konfiguracje maksymalizujaca przyciagania sie ladunkow i minimalizujaca odpychania sie ladunkow. Krysztal jako calosc jest elektrycznie obojetny. Bardzo rozpowszechnione sa dwie proste struktury:
   - sol kamienna, czyli minetal chlorku sodu. Kazdy jon jest otoczony szescioma jonami przeciwnie naladowanymi.
   
   - chlorek cezu, kazdy jon chlorkowy znajduje sie w srodku przestrzeni centrowanej komorki elementarnej, ktorej naroza obsadzone sa przez osiem jonow cezu.
   
   Jony ukladaja sie w strukture krystaliczna o najmniejszej energii. Dwie najpospolitsze struktury to chlork sodu i chlorek cezu. Kowalencyjne charakter wiazania jonowego powoduje jego ukierunkowanie.
   

6.Cząsteczkowe substancje stałe, usieciowane substancje stałe, polimery:
       właściwości fizyczne, białka, węglowodany, DNA i RNA:

1. Czasteczkowe substancje stale: substancje stale czasteczkowe sa z reguly mniej twarde i mniej kruche niz substancje stale jonowe i topia w nizszych temperaturach.
   - Stale substancje czasteczkowe zlozone z pojedynczych czasteczek, maja niskie temperatury topnienia: nawet slaby ruch cieplny wystarcza do pokonania stosunkowo slabych sil miedzyczasteczkowych, utrzymujacych czasteczki w ich polozeniach. Fizyczne wlasciwosci substancji zaleza od sily oddziawlywan wiazacych ze soba czasteczki.
   

2. Usieciowane substancje stale: atmy polaczone sa wiazaniami kowalencyjnymi. Ze wzgledu na duza moc wiazania kowalencyjnego sa to substancje bardzo twarde, sztywne, majace wysokie temperatury wrzenia, w wiekszosci to dielektryki.
   Odmiany alotropowe wegla:
   - diament: jest kowalencyjnie zwiazany z czterema atomami sasiednimi za pomoca wiazan sigma przez zhybrydyzowane orbitale sp³ . Bardzo twardy, stosowany przy narzedziach wiertniczych i jako material scierny, bardzo dobrze odprowadza cieplo.
   - grafit: stosowany do wyrobu olowkow, przewodzi elektrycznosc, lupliwy. Sklada sie z plaskich warstw utworzonych przez atomy wegla, ktore ulegy hybrydyzacji sp² . Grafit handlowy zawiera wiele zanieczyszczen miedzy wastwami ulatwiajac przesuwanie sie wzgledem siebie. Przewodnosc elektryczna grafitu jest wieksza w kierunku rownoleglym niz prostopadlym (do warstw grafitu).
   

3. Polimery: Wiele materialow organicznych jest polimerami, tzn. olbrzymimi czasteczkami zbudowanymi z lancuchow lub sieci utworzonych w wyniku laczenia sie malych czastek organicznych (syntetyczne: polipropylen, teflon; naturalne: jedwab, celuloza). Polimery skladaja sie z jednakowych, powtarzalnych jednostek, tzn. malych grup atomow (ulozone jedne za drugim w lancuchy polimerowe).
   
   - Wlasciwosci fizyczne: polimery topia sie w pelnym zakresie temperatury. Polimery o dlugich lancuchach maja zwykle duza lepkosc. Wytrzymalosc polimerow wzrasta wraz ze wzrostem dlugosci lancuchow, ze wzrostem polarnosci grup funkcyjnych polimeru oraz ze wzrostem stopnia jego krystalicznosci. Elastomery sa usieciowane, co zwieksza ich wyrzymalosc i sprezystosc. Materialy kompozytowe charakteryzuja sie lacznymi wlasciwosciami materialow skladowych.
   * sprezystosc: zdolnosc powrotu do pierwotnego stanu po rozciagnieciu
   * wulkanizacja: pewne polimery mozna poddac procesowi wulkanizacju, np. kauczuk ogrzewany z siarka. Atomy siarki tworza mostki miedzy lancuchami poliizoprenu. Poniewaz lancuchy sa polaczone, wulkanizowany kauczuk nie mieknie ze wzrostem temperatury tak bardzo jak zwykly kauczuk, a takze jest bardziej odporny na deformacje przy rozciaganiu.
   
   * elastomery: to materialy, ktore powracaja do stanu pierwotnego po rozciagnieciu.
   * materialy kompozytowe: zawietaja dwa (lub wiecej) roznych materialow, ktore razem ulegaja zestaleniu. W wyniku mieszania materialow kompozytowych mozna otrzymac wysokie wytrzymalosci, duze elastycznosci, lekkie kompozyty.
   

4. Bialka: Aminokwasy sa klockami, z ktorych budowane sa bialka.
   - aminokwasy podstawowe: nasze organizmy potrafia zsyntetyzowac 11 aminokwasow. Pozostale 9 aminokwasow nazywamy aminokwasami podstawowymi. Musimy dostarczyc je organizmowi z pozywieniem. Niepowtarzalnosc kazdego osobnika wynika z niewielkich roznic w bialkach.
   - peptydy: sa to czasteczki powstale z 2 lub wiekszej liczby aminokwasow.
   - wiazanie peptydowe: coś-CO-NH-coś
   - reszta aminokwasowa: jest to kazda jednostka aminokwasowa w peptydzie.
   - oligopeptyd: jest to czasteczka, ktora zawiera jedynie kilka reszt aminokwasowych.
   - dipeptyd: jest to czasteczka, ktora zawiera dwie reszty aminokwasowe (szczegolny rodzaj oligopeptydu).
   - denaturacja: jest to utrata struktury przez bialko co prowadzi to scinania sie (moze byc to spowodowane temperatura lub alkoholem)
   - I-rzedna struktura: jest to sekwencja reszt aminokwasowych;
   - II-rzedowa struktura: jest to geometryczne ulozenie lancuchow w przestrzeni.
   - III-rzedowa struktura: jest to pofaldowanie helis i harmonijek.
   - IV-rzedowa struktura: jest too ulozenie poszczegolnych lancuchow peptydowych obok siebie.
   - helisa: specyficzna konformacja lancucha polipeptydowego, ktora umozliwia utworzenie sie wiazania wodorowego miedzy resztami aminokwasowymi.
   - harmonijka: przybieraja bialko, znane jako jedwab. Przy takiej strukturze czasteczki bialka leza obok siebie tworzac prawie plaskie arkusze.
   

5. Weglowodany: nazywamy zwiazki, ktore czesto maja empiryczny wzor CH₂O sugerujacy nazwe wodzian wegla (weglo - wodan). Naleza do nich: skrobia, celuloza i cukry.
   - polisacharydy: sa polimerami glukozy. Naleza do nich skrobia, ktora mozemy strawic, oraz celuloza (jest materialem budulcowym roslin), ktorej nie trawimy.
   - glukoza: jest alkoholem i aldehydem, ktory polimeryzuje tworzac skrobie i celuloze.
   
   
   
   

6. DNA i RNA:
   - DNA: kwas deoksyrybonukleinowy, sluzy do przechowywania informacji genetycznej, ktora umozliwia reprodukowanie formy zycia. Kazda zywa komorka zawiera conajmniej jedna czasteczke DNA, ktora kontroluje produkcje bialek i przenosi informacje genetyczna z jednej generacji komorek do nastepnej.
   
   - RNA: kwas rybonukleinowy, jest scisle zwiazane z DNA. Jednym z jego zadan jest przenoszenie informacji zawartej w DNA (do tych obszaro komorki, w ktorych informacja jest potrzebna do syntezy bialka).
   
   ­- nukleozyd: jest to zwiazek utworzony zasady z atomem wegla 1 deoksyrybozy. Wszystkie nukleozydy maja taka sama strukture.
   
   - nukleotyd: jest to podstawowy skladnik budulcowy kwasow nukleinowych (DNA i RNA). Jest on zbudowany z cukru - pentozy (w DNA występuje deoksyryboza, zas w RNA ryboza), co najmniej jednej reszty fosforanowej i zasady azotowej (zasady purynowej, pirymidynowej lub flawinowej). W nukleotydach DNA wystepuja takie zasady azotowe jak: adenina (A), guanina (G), cytozyna (C) i tymina (T). W nukleotydach RNA występuja takie zasady azotowe jak: adenina (A), guanina (G), cytozyna (C) i uracyl (U). Adenina (A) oraz guanina (G) to zasady purynowe. Cytozyna (C), tymina (T) oraz uracyl (U) to zasady pirymidynowe. W postaci monomerów niektore z nukleotydow (zwlaszcza rybonukleotydy) odgrywaja wazna role jako kofaktory enzymow (NAD⁺, FMN), przenosniki energii (np. ATP, GTP) lub czasteczki sygnalowe (np. cAMP).
   

Roztwory i mieszaniny

1.Molekularna interpretacja rozpuszczania:

1. Ciala stale rozpuszczaja sie w wodzie, gdy pojedyncze czasteczki lub jony przyciagane sa przez pojedyncze czasteczki wody i oddzielaja sie od powierzchni ciala.

2.Koloidy: Koloidy skladaja sie z czastek rozproszonych w innym medium. Czasti sa zbyt male aby byly widoczne pod mikroskopem, lecz wystarczajaco duze aby rozproszyc swiatlo.

1. zawiesina: sa to czasteczki niektorych substancji rozproszonych zbitych w siebie.

2. micele: tworza sie wtedy, gdy substancja powierzchniowo czynna, np. mydlo, rozpuszczone w czystej wodzie, tworzy setki czasteczek, ktore zbijaja sie.

3. micel+rozpuszczalnik jest przykladem koloidu.

4. ZOL: jest to koloid zlozony z czastek substancji stalej rozproszonych w cieczy.

5. Emulsja: jest to koloid zlozony z mikroskopijnych kropelek cieczy rozporoszoonych w innej cieczy.

6. Stala emulsja: sklada sie z malych czasteczek cieczy lub ciala stalego rozproszonych w ciele stalym (maslo jest stala emulsja mleka w tluszczu maslanym).

7. ŻEL: jest to rodzaj stalej emulsji, ktora jest miekka, lecz zachowuje swoj ksztal

8. Ruchy Brown'a: mikroskopijne czastki koloidu wykonuja ruchy wynikajace z ciaglego ich bombardowania przez czasteczki rozpuszczalnika. Te ruchy zabezpieczaja czastki przed skoagulowaniem i oddzieleniem sie od rozpuszczalnika.
   
   

Reakcje chemiczne

1.Definicja szybkości reakcji: szybkosc reakcji jest to zmiana stezenia czastek podzielona przez czas, w ktorym zachodzi ta reakcja, wszystkie wartosci szybkosci sa dodatnie. Jednostki szybkosci nalezy odczytac, jako " mole HI(HI- stezenie molowe) na lirt na sekunde.

2.Równania kinetyczne:

• k, stala szybkosci reakcji,

• szybkosc=k*stezenie --> jest to przyklad rownania kinetycznego, czyli rownania wyrazajacego zaleznosc chwilowej szybksoci reakcji od stezenia czastek wystepujacych w chemicznym rownaniu reakcji.

• Reakcja I rzedu: czyli reakcja, w ktorej szybkosc jest proporcjonalna do pierwszej potegi stezenia. W reakcji pierwszego rzedu podwojenie stezenia substratu powoduje dwukrotne zwiekszenie szybkosci reakcji.

• Reakcja II rzedu: czyli reakcja, w ktorej szybkosc jest prpoporcjonalna do drugiej potegi stezenia. Podwojenie stezenia substratu w dowolnej reakcji drugiego rzedu zwieksza szybkosc reakcji czterokrotnie.

• Reakcja rzedu zerowego: czyli reakcja, w ktorej szybkosc jest niezalezna od stezenia.
  

Wiele reakcji mozna zaklasyfikowac zgodnie z ich rzedem wzgledem okreslonych czastek. Rzad reakcji jest to wykladnik potegi, w ktorej wystepuje stezenie czastek w rownaniu kinetycznym. Calkowity rzad reakcji jest to suma rzedow reakcji wzgledem poszczegolnych substratow.

3.Wpływ temperatury: wiekszosc reakcji przebiega szybciej w wyzszej temperaturze, wzrost temperatury o 10 stopni C powoduje zwykle wzrost szybkosci o 1.5 - 4 krotnie.
Wykres Arrheniusa - zaleznosc ln(k) od 1/T - stoswany jest do wyznaczania parametrow reakcji; wysoka energia aktywacji oznacza silna zaleznosc stalej szybkosci reakcji od temperatury.

k - stała szybkości reakcji; A - stała dla danej reakcji; Ea - energia aktywacji;
R -(uniwersalna) stała gazowa; T - temperatura

4.Kataliza: Jest to przyspieszanie szybkosci reakcji bez wzrostu temperatury. Nie ma uniwersalnego katalizatora, do kazdej reakcji trzeba dobrac indywidualny katalizator. Wystarzy mala ilosc katalizatora, poniewaz reaguja one wielokrotnie. Dzialanie wszystkich katalizatorow polega na wspolnej zasadzie (przyspiesza on reakcje umozliwiajac zachodzenie jej na innej drodze).

1. katalzator homogeniczny: jesli znajduje sie w tej samej fazie co substraty, np. w przypadku substratow gazowych katalizator, takze jest w formie gazu. W przypadku substratow cieklych, katalizator jest ciecza.
   

2. katalizator heterogeniczny: jest jesli znajduje sie on w innej fazie niz substraty. Najpospolitszymi katalizatorami heterogenicznymi sa silnie rozdrobnione lub porowate ciala stale, np. katalizatorz zelazny stosowany w procesie Habera w produkcji amoniaku.
   

3. adsorpcja substratu: substrat adsorbuje sie lub przyczepia do powierzchni katalizatora. Po zaadsorbowaniu czasteczki substratu jej wiazanie zostaje oslabione i reakcja moze przebiegac szybciej, poniewaz wiazanie jest latwije rozerwac.
   

4. zatrucie (dezaktywacja) katalizatora: powszechna przyczyna takiego zatrucia jest silna adsorpcja innej czasteczki, ktora blokuje powierzchnie katalizatora przed dalsza reakcja.

Katalizatory uczestnicza w reakcji, ale sie w niej nie zuzywaja. Umozliwiaja zajscie drugiej reakcji, w ktorej energia aktywacji jest nizsza. Katalizatory moga byc albo homogeniczne albo heterogeniczne.

5.Mechanizmy reakcji chemicznych:

1. Mechanizm reakcji chemicznych to opis ich faktycznego przebiegu, razem ze wszystkimi stadiami i produktami pośrednimi. Czasami za integralną część mechanizmu reakcji uważa się też opis jej przebiegu z energetycznego punktu widzenia, a także jej podstawowe dane kinetyczne.
   

2. Typowe równania chemiczne są zwykle tylko sumarycznym zapisem reakcji, bez wnikania w jej szczegółowy przebieg. Większość reakcji składa się jednak z od kilku do kilkudziesięciu procesów zrywania i powstawania poszczególnych wiązań chemicznych. Poszczególne akty zrywania lub powstawania wiązań nazywa się reakcjami elementarnymi. Kompletny zapis wszystkich równań elementarnych zachodzących w trakcie reakcji jest właśnie tym, co zwykło się nazywać jej mechanizmem.
   
   
   
   

3. Poznanie mechanizmu reakcji, oprócz znaczenia czysto poznawczego, ma także ogromne znaczenie praktyczne. Znając mechanizm reakcji można nią świadomie sterować zmieniając parametry jej środowiska. Na podstawie mechanizmu wyznacza się także efekty energetyczne reakcji i jej kinetykę, których znajomość jest często niezbędna do zastosowania danej reakcji w przemyśle.

4. Typy mechanizmów reakcji

* Jakkolwiek reakcje chemiczne przebiegają na setki różnych sposobów, typowe mechanizmy zostały dość dokładnie sklasyfikowane. Nazwy klas mechanizmów reakcji składają się ze skrótów literowo-cyfrowych. Wielkie litery określają ogólny rodzaj reakcji (eliminacja, substytucja, addycja), małe określają charakter chemiczny cząsteczki "atakującej", a cyfra określa ile cząsteczek uczestniczy w etapie limitującym szybkość całej reakcji (czyli najwolniejszym). I tak np.

• Ee1 to eliminacja elektrofilowa, jednocząsteczkowa - czyli w reakcji z wyjściowej cząsteczki coś ubywa, cząsteczka ma w kluczowym etapie charakter elektrofilowy i w etapie tym uczestniczy tylko jedna cząsteczka

• Sn2 to substytucja nukleofilowa dwucząsteczkowa - czyli w wyniku reakcji dochodzi do wymiany jednych atomów na drugie, cząsteczka "atakująca" ma charakter nuklefilowy w kluczowym etapie i w etapie tym uczestniczą dwie cząsteczki.

• ACn4 to addycja skoordynowana (czasami mówi się też jednoczesna) (concerted), obojętna (neutral) czterocząsteczkowa - czyli w reakcji dochodzi do połączenia się cząsteczek w sposób skoordynowany, bez powstawania produktów ubocznych, a w kluczowym etapie uczestniczą wszystkie 4 cząsteczki na raz.

5. Ustalanie mechanizmów reakcji

* Mechanizmy reakcji ustala się na różne sposoby:

• Najbardziej podstawowym jest zbadanie kinetyki danej reakcji. Reakcje chemiczne zachodzące według jednego z ogólnych typów mają zazwyczaj bardzo zbliżony mechanizm i podobną kinetykę. Dzięki temu istnieją stablicowane katalogi ogólnych schematów kinetycznych odpowiadających danemu typowi reakcji. Typ reakcji można więc w dużym stopniu ustalić porównując dane kinetyczne (szybkość reakcji, jej rząd względem wszystkich substratów) badanej reakcji ze schematem przypisanym do danego typu.

• Drugim sposobem jest próba analizy produktów pośrednich reakcji. Robi się to albo w trakcie samej reakcji (zwykle metodami spektroskopowymi) albo usiłuje się "zatrzymać" reakcję na etapie pośrednim i wyodrębnić pośrednie produkty.

• Trzecim sposobem jest bezpośrednia obserwacja przebiegu zrywania i powstawania kolejnych wiązań chemicznych. Pomocne są tu często tzw. szybkie (tj. możliwe do przeprowadzenia szybciej niż sama reakcja) techniki analityczne takie jak np. chromatografia stop flow.
  
  
  

• Czwartym jest izotopowe śledzenie, co się dzieje z wybranymi fragmentami cząsteczek w czasie reakcji. Robi się to syntezując najpierw substraty zawierające duże ilości nietypowego izotopu (izotopu C¹⁴ w określonych ściśle miejscach, a następnie analizując, w których miejscach znalazły się one w produktach. Wymaga to już jednak posiadania ogólnej koncepcji przebiegu danej reakcji.

• Ostatnim etapem jest zwykle weryfikacja eksperymentalna proponowanego mechanizmu. Polega ona na zmianach tych warunków, które według proponowanego mechanizmu powinny mieć istotny wpływ na nią i badaniu, czy wpływ ten jest rzeczywiście taki, jak to wynika z mechanizmu.

---