 Alchemia; Robert Boyle, A. Lavoisier, F. Wöhler.

 Atom, historia budowy atomu, cząsteczka, jon, pierwiastek chem., związek chem., substancja chemiczna.

 Prawa chemiczne ( prawo stosunków objętościowych Gay-Lussaca, prawo Avogadra, prawo stałości składu Prousta, prawo stosunków wielokrotnych Daltona, prawo zachowania masy Łomonosow i Lavoisier, prawo równoważności masy i energii Einstein´a, prawo Hessa-prawo sumy ciepła, prawo triad Döbereiner´a, prawo oktaw Newlands´a, prawo działania mas – prawo równowagi chem., reguła przekory).

 Sposoby wyrażania masy ( mol, masa molowa, atomowa jednostka masy 1n, masa atomowa, masa cząsteczkowa).

 Podstawowe Jednostki układu SI.

 Rozwój poglądów na budowę materii – Demokryt i Dalton.

 J. Thomson – odkrycie elektronu, budowa atomu wg. J. T., model rodzynkowy i jądrowy (planetarny), model falowy, model Arystotelesa, E. Rutherford.

 Cząstki elementarne – elektron, proton, neutron, teoria kwasków i superstrunowa, jądro atomowe).

 Izotopy podział na trwałe i nietrwałe, wykorzystane w medycynie i w przemyśle oraz w badaniach naukowych, właściwości, izobary, izotony, promieniotwórczość, izotopy promieniotwórcze.

 Rodzaje emisji jądrowych (przemiana , przemiana ß).

 Emisja neutronu, przemiana K.

 Szybkość rozpadu promieniotwórczego – T ½ , jednostka – Bekerel, medycyna nuklearna.

 Zastosowanie izotopów w medycynie.

 Radiofarmaceutyki, scyntygrafia, radioizotopy, terapia izotopowa, radioterapia, radioimmunoterapia, emisyjna tomografia pozytonowa.

 Pierwiastki chem., Mendelejew, tablica Mendelejewa, współczesny układ pierwiastków, Niels Bohr, układ okresowy pierwiastków, grupy, okresy, konfiguracja elektronów.

 Stan kwantowy elektronu, gł. liczba kwantowa, poboczna, magnetyczna i spinowa, zakaz Pauliego, reguła Hunda.

 Promień atomowy i jonowy, orbitale, typy orbitali, diagramy energetyczne.

 Energia jonizacji pierwiastków, powinowactwo elektronowe, elektroujemność.

 Metody wyjaśniające geometrię cząsteczek, orbitale atomowe (s, p, d, f), orbitale molekularne (wiążące, antywiążące, niewiążące).

 Hybrydyzacja, teoria odpychania się par elektronowych powłoki walencyjnej USEPR.

 Wiązania chem., delokalizacja wiązań, reguła Lewisa i Kossela, typy wiązań: (wiązania jonowe, związki jonowe, wiązania kowalencyjne, niespolaryzowane – atomowe, spolaryzowane/moment dipolowy cząsteczek, wiązania koordynacyjne – A. Werner, wiązania wodorowe, wiązania metaliczne.

 Oddziaływania międzycząsteczkowe, atom centralny, ligandy.

 Związki kompleksowe, kompleks.

 Rodzaje ligandów: jedno donorowe, wielokleszczowe (ligandy chelatowe).

 Izometria związków kompleksowych (strukturalna, jonowa, hydratacyjna, wiązaniowa, stereoizometria przestrzenna, geometryczna, optyczna).

 Wpływ czynników na trwałość zw. kompleks. – wew. i zew.

 Inertność kompleksów, typy kompleksów, nazewnictwo kompleksów, znaczenie, zastosowanie.

 Stany skupienia materii, przemiany fazowe, własności ciał stałych.

 Ciała krystaliczne, budowa kryształów, podstawowe układy krystalograficzne, kryształy: jonowe, kowalentne, molekularne, kryształy o wiązaniu metalicznym.

 Izotropia, anizotropia, polimorfizm, alotropia, przemiana enancjotropowa i monotrapowa, izotypia, izomorfizm.

 Stan ciekły, własności cieczy, kryształy ciekłe.

 Stan gazowy, gaz doskonały, rzeczywisty, prawo Avogadra i prawo Boyle´a – Marietta (prawo izotermy).

 Równanie Clapeyrona (równanie gazu doskonałego)- wymagania, konsekwencje.

 Prawo Daltona i ciśnienie cząsteczkowe (parcjalne).

 Związki nieorganiczne (tlenki, kwasy, dysocjacja elektrolityczna, dys. termiczna, wielostopniowa, Teoria Brönsteda – Lowryego, teoria Lewisa, stopień dysocjacji, stała dysocjacji, rozpuszczalniki: aprotolityczne, protolityczne, prawo rozc. Oswalda, wodorotlenki, sole).

 Bufory (roztwór buforowy, bufor octanowy, bufor amonowy, bufor fosforanowy, bufor węglanowy, zastosowanie, źródła kwasów i zasad w organizmie- endogenne, egzogenne, różne układy buforowe krwi, sposoby transportu CO2 do płuc, mieszanin buforowych mechanizm działania, pojemność buforowa, wskaźniki alkacymetryczne).

 Elektrolity, nieelektrolity.

 Analiza chem. –ćwiczenia, podstawowe zagadnienia

Teoria Daltona ( twórca nowożytnej atomistycznej teorii budowy materii) Najmniejszą cząstka materii jest atom Atom jest niepodzielny Atomy danego pierwiastka są identyczne pod względem wymiarów, kształtu i masy Nie można zmienić jednego atomu w drugi Teoria kwarków Takie cząstki jak protony, neutrony i mezony zbudowane z cząstek fundamentalnych. Są to tzw. kwarki. Możemy je podzielić na cztery grupy Fotony Leptony – zaliczamy do nich cząstki o bardzo małej masie np. elektron , pozyton , neutrino i antyneutrino Mezony (bozony)– zaliczamy do nich grupy kilkudziesięciu cząstek elementarnych o masie mniejszej od 1u Bariony Oprócz kwarków są jeszcze mniejsze cząstki - struny ( małe jednowymiarowe włókna które nieustannie drgają. Właściwości cząstek uważanych dotychczas za elementarne zależą od drgań rezonansowych odpowiedniej struny). Różnice własności cząstek uważanych za elementarne ( masa, ładunek) wynikają z tego, że ich struny drgają według innych rezonansowych wzorów. Budowa jądra atomowego Atom = elektrony + nukleony Nukleony ( protony i neutrony) X^AZ Z- liczba protonów w jądrze A – suma protonów i neutronów w jądrze

 IZOTOPY

Odmiany pierwiastk???w chemicznych r????ni?cych si? liczb? neutron???w w j?drach (liczb? masow? )

Izotopy dziel? si? na:

• trwa?e -nie ul?gaj? samorzutnej przemianie

• nietrwa?e (promieniotw???rcze) ul?gaj? samorzutnej przemianie na inne izotopy, zazwyczaj innego pierwiastka

Izotopy Wodoru

Trwa?e :
proton  1H  1p 0n
deuter  2H   1p 1n

Nietrwa?y:
tryt  3H   1p2n
Ka?dy izotop danego pierwiastka jest odr?bnym nuklidem( okre?lona liczba proton???w i neutron???w )
Nuklid – j?dro atomowe o okre?lonej liczbie atomowej i masowej

ZASTOSOWANIE:

Izotopy wykorzystywane w przemy?le

Izotopy wykorzystywane w badaniach naukowych

W?a?ciwo?ci izotop???w

• Tworz? niemal identyczne wi?zania chemiczne

• Różnica mas izotopów niewielkie różnice w ich reaktywności

• R????nica mas izotop???w nie ma wp?ywu na kierunek reakcji chemicznej, jednak wp?ywa na szybko?? tych reakcji

• O przebiegu reakcji chemicznej decyduje uk?ad elektron???w wok???? j?dra. Jest on determinowany wy??cznie liczb? proton???w w j?drze

• R????nica mas atomowych wp?ywa na to , ?e izotopy maja r????ne niekt???re w?a?ciwo?ci fizyczne ( im wi?ksze r????nice tym wi?kszy rozrzut ich mas wzgl?dem siebie)

Izobary i Izotony

Izobary - nuklidy r????nych pierwiastk???w maj?cych tak? sama liczb? proton???w i neutron???w, tak? sama liczb? masow? i r????na liczb? atomow? np. 14 C , 14 N, 17N, 17 O, 17F
Izotony - nuklidy r????nych pierwiastk???w maj?cych tak? sam? liczb? neutron???w np. ²H, ³He lub ¹³C ¹⁴N

Promieniotwórczość

Jest to zjawisko rozpadu jąder atomowych związane z emisją cząstek α, β , czy fotonu γ.

Rodzaje emisji jądrowych Rozpad alfa (przemiana α) - przemiana jądrowa, w której emitowana jest cząstka α (jądro helu 42He2+). Strumień emitowanych cząstek alfa przez rozpadajace sią jądra to promieniowanie alfa.

Przykład

lub:


Rozpad beta minus, przemiana β^- - przemiana jądrowa, w której emitowany jest elektron e- (promieniowanie beta) oraz antyneutrino elektronowe. Zachodzi Przejście neutronu w proton.

Ogólnie:




Rozpad beta plus (przemiana β⁺) - przemiana jądrowa, w której emitowana jest cząstka β⁺ (zwana pozytonem lub antyelektronem) oraz neutrino elektronowe. Zachodzi przemiana protonu w neutron.

Ogólnie:


Emisja neutronu - przemiana jądrowa podczas której dochodzi do emisji neutronu z jądra atomowego

Wychwyt elektronu - przemiana jądrowa, w której jeden z elektronów atomu jest przechwytywany przez proton z jądra atomowego, w wyniku czego powstaje neutron (pozostający w jądrze) i neutrino elektronowe, które jest emitowane. Liczba protonów w jądrze maleje (liczba atomowa mniejsza o 1) a liczba neutronów rośnie o 1 więc masa atomowa pozostaje bez zmian. Przemianie bardzo często towarzyszy charakterystyczne promieniowanie rentgenowskie, ponieważ na miejsce przechwyconego elektronu „przeskakuje” elektron z wyższej orbity. Nadmiar jego energii jest więc emitowany.


Medycyna nuklearna zajmuje się zjawiskami w jądrze atomowym. Techniki medycyny nuklearnej pozwalają na śledzenie czynności i obrazu pewnych narządów i układów w organizmie ludzkim oraz na stosowanie dla celów diagnostycznych i leczniczych izotopów promieniotwórczych

ZASTOSOWANIE IZOTOPÓW W MEDYCYNIE Diagnostyka izotopowa

• In vivo (scyntygrafia, PET)

• In vitro (metoda radioimmunologiczna)

• Terapia (radioterapia, radioimmunoterapia

radiofarmaceutyk jest substancją powstającą z połączenia chemicznego dwóch wałnych składników:

• radioizotopu, czyli promieniotwórczego izotopu pewnego pierwiastka - promieniowanie emitowane przez ten izotop jest następnie rejestrowane i pozwala odtworzyć rozmieszczenie radiofarmaceutyku w ciele pacjenta.

• ligandu, czyli związku chemicznego, cząsteczki lub komórki wykazującej gromadzenie w obrazowanym narządzie lub tkance

Otrzymujemy w ten sposób substancje, które po wprowadzeniu do organizmu (najczęściej drogę dożylną), wbudowują się selektywnie w konkretny narząd lub układ narządów. Emitowane promieniowanie, w zależności od jego rodzaju, pozwala na wizualizacją narządu lub efekt niszczenia zmienionych tkanek.

Techniką obrazowania wykonywanego w medycynie nuklearnej nazywa się scyntygrafią.Pacjent skierowany na badanie scyntygraficzne otrzymuje dożylnie, wziewnie lub doustnie (rzadko) tzw. radiofarmaceutyk odpowiedni do zobrazowania narządu, który ma być zbadany. Dzięki scyntygrafii ocenia się wielkość, kształt, położenie, ale także funkcjonowanie konkretnego narządu.Radioizotopy emitują promieniowanie gamma, które jest wyłapywane przez gammakamerę, i na podstawie którego powstaje obraz wybranego narządu.Podstawą diagnozy podejmowanej na podstawie zobrazowania scyntygraficznego jest obecność w obrazie narządów „tworów gorących”
(miejsc, w których zgromadziło się szczególnie dużo izotopu) albo „tworów
zimnych” (miejsc, do których izotop nie jest wcale przyswajany.



Scyntygrafię przeprowadza się, by:

• sprawdzić, czy wystąpiły przerzuty nowotworowe do innych narządów

• przekonać się, jak wygląda przepływ krwi w mięśniu sercowym (np. czy grozi zawał)

• zbadać mózgowy przepływ krwi, krążenie płynu mózgowo-rdzeniowego (m.in. wykrył jego ewentualny przeciek)

• zbadał w nieinwazyjny sposób czynność nerek

• okreslić, czy nie doszło do zaburzeń krążenia płucnego (w tym zatorowości płucnej)

• zdiagnozować pracę wątroby, żołądka i dwunastnicy (zarzucanie treści pokarmowej)

• poszukać ognisk zapalnych w całym organizmie

• określić charakter guzów tarczycy i zlokalizować powiększone przytarczyce

• sprawdzić, czy stosowane leczenie jest skuteczne

EMISYJNA TOMOGRAFIA POZYTONOWA

Metodą PET wykorzystuje się najczęściej, aby:

• zdiagnozować wczesne stany nowotworowe

• sprawdzić, czy wystąpiły przerzuty nowotworowe do innych narządów

• perfekcyjnie zlokalizować ogniska patologiczne

• monitorować efekty prowadzonej terapii

• poszukać ognisk zapalnych w całym ciele

Układ okresowy pierwsiastków Biorąc pod uwagę konfiguracje elektronów (rozmieszczenie elektronów na powłokach i podpowłokach) w atomach wszystkie pierwiastki można podzielić na cztery bloki: blok s – litowce i berylowce + wodór i hel blok p – pozostałe grupy główne oraz gazy szlachetne (bez helu) blok d – pierwiastki grup pobocznych (pierwiastki przejściowe) blok f – lantanowce i aktynowce ENERGIA JONIZACJI Energia jonizacji pierwiastków - energia jaką trzeba doprowadzić do atomu, aby usunąć elektron z atomu (zjonizować atom) i utworzyć jon dodatni, czyli jest to minimalna energia potrzebna do oderwania elektronu najsłabiej związanego z atomem i przeniesienia go poza sferę oddziaływania dodatniego jądra.Energia jonizacji zależy od właściwości chemicznych pierwiastków struktury elektronowej pierwiastka. Wartości energii jonizacji wskazują, że kationy najłatwiej tworzą pierwiastki pierwszych grup układu okresowego. Stosunkowo łatwe jest pozbawienie litu elektronu 2s1. Najtrudniej jednak oderwać elektron od gazu szlachetnego – neonu, który posiada komplet elektronów na swej powłoce walencyjnej 2s2p6 W ramach grupy energia jonizacji maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej, co jest związane ze ze wzrostem promienia atomowego, a w okresach rośnie wraz ze zwiększeniem liczby atomowej, bo wzrasta efektywny ładunek jądra. POWINOWACTWO ELEKTRONOWE Powinowactwo elektronowe (Ep) - ilość energii, jaka wydziela się przy przyłączaniu elektronu do obojętnego atomu. Jest to zatem ilość energii jaka powstaje w wyniku tworzenia się jonu ujemnego atom +elektron = anion + Ep Najwyższe wartości powinowactwa posiadają pierwiastki, którym niewiele brakuje do „szczęścia” :)(mają niemal całkowicie zapełnione zewnętrzne powłoki). Jak wiadomo jony takie łatwo tworzą pierwiastki niemetaliczne i dla nich jest możliwy bezpośredni pomiar powinowactwa. Posługując się wartościami energii jonizacji (EJ) oraz powinowactwa elektronowego (PE) można obliczyć elektroujemności (X) w skali Paulinga (metoda Mullikena)

 

ELEKTROUJEMNOŚĆ - zdolność atomów danego pierwiastka do przyciągania elektronów podczas tworzenia wiązania chemicznego. Im wyższa elektroujemność tym silniej atom przyciąga wspólne elektrony. Przedział elektroujemności zawiera się miedzy 0,7-cez a 4,0- fluor. Elektroujemność wzrasta wraz ze wzrostem numeru grupy a maleje wraz ze wzrostem numeru okresu. W przypadku gdy wiązanie chemiczne tworzą atomy o różnych elekroujemnościach, wówczas jedno z jąder atomowych przyciąga elektrony z większą siłą od drugiego atomu pierwiastka. Skutkiem tego jest nierównomierne rozłożenie ładunku na cząsteczce,mówi się że ta cząsteczka jest dipolem i jest polarna. Polarność cząsteczki ma bardzo duży wpływ na jej właściwości chemiczne i biologiczne. Metody wyjaśniające geometrię cząsteczek Teoria orbitali molekularnych Hybrydyzacja Teoria odpychania się powłoki walencyjnej VSEPR Ad 1) Mówi o tym, że orbital cząsteczkowy powstaje w wyniku nakładania się orbitali atomowych atomów tworzących wiązania (orbital wiążący i antywiążący). Orbitale te różnią się energią. Przy czym orbital wiążący charakteryzuje się mniejszą energią od wyjściowych orbitali atomowych, a orbital antywiążący większą. ORBITALE Orbitale atomowe - są to orbitale, które opisują wszystkie elektrony, które w danym momencie nie uczestniczą w tworzeniu wiązań chemicznych, są jednak one przepisywane do określonych jąder atomowych. Wśród orbitali atomowych wyróżnia się orbitale: s, p, d, f Orbitale molekularne -są to orbitale, które opisują elektrony w cząsteczce, które w danym momencie mogą (ale nie muszą) tworzyą wiązania chemiczne. Dzielą są one na: orbitale wiążące- w których elektrony posiadają niższą energię niż gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych i nie uczestniczyły w tworzeniu wiązania orbitale antywiążące - w których elektrony posiadają wyęszą energię niż gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych. orbitale niewiążące - w których elektrony posiadają taką samą energię jak gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych. Ad2) zakłada się tworzenie molekularnych orbitali wymieszanych, inaczej hybrydyzowanych powstających przez liniową kombinację orbitali atomowych. Ad3)zakłada się rozmieszczenie par elektronowych wokół atomu centralnego tak, aby były możliwie najdalej od siebie oddalone. Jest to cel zminimalizowania odpychania.

 WIĄZANIA CHEMICZNE

są to charakterystyczne oddziaływania wystąpujące pomiędzy atomami, grupami atomów, jonami lub cząsteczkami. Wiązania chemiczne powstają w wyniku oddziaływania, przyjmowania lub uwspólniania elektronów walencyjnych reagujących ze sobą atomów. Ważną z przyczyn tworzenia wiązań jest dążenie pierwiastków do uzyskania oktetu lub dubletu elektronowego. Aby utworzyć typowe wiązanie chemiczne, potrzeba minimum 2 elektronów. Istnieją wiązania pojedyncze i wielokrotne (podwójne i potrójne) Wiązanie pojedyncze to wiązanie, które tworzą dwa elektrony. Natomiast, gdy w wiązaniu uczestniczą cztery elektrony to jest to wiązanie podwójne.

Delokalizacja wiązań
Wiele wiązań wielokrotnych jest zdelokalizowanych, tzn. tworzące je elektrony są uwspólniane przez więcej niż dwa atomy. Wiązania na skutek powstania zjawiska rezonansu chemicznego tak jak ma to miejscu np. w związkach aromatycznych „rozmywają się”. Nie można przez to dokładnie ustalić które wiązania są pojedyncze, a które podwójne.

REGUŁA LEWISA I KOSSELA (REGUŁA DUBLETU I OKTETU ELEKTRONOWEGO)

Według tej teorii wiązania chemiczne powstają poprzez uwspólnienie pewnych elektronów, które należą do wiążących się atomów.
Każdy z atomów dostarcza po jednym elektronie do każdej wspólnej pary elektronowej. Atomy
dążą do osiągni?cia oktetu (lit i beryl - dubletu) elektronów na powłoce walencyjnej - dążą do uzyskania struktury gazu szlachetnego.

Hel 1s²
Neon [He]2s²2p⁶
Argon [Ne]3s²2p⁶
Krypton [Ar]3d¹⁰2p⁶

Zależność os umiejscowienia par wiążących prowadzi do powstania wiązań o charakterze jonowym, koordynacyjnym lub kowalencyjnym. Wiązanie jonowe - wiązanie mocne, powstaje pomiędzy pierwiastkami, w których różnica elektroujemności jest większa od 1,7 (wg skali Paulinga),polega na przejściu jednego lub kilku elektronów walencyjnych z atomów pierwiastka elektrododatniego do atomów pierwiastka elektroujemnego. Powstałe różnoimienne jony przyciągają się siłami elektrostatycznymi, tworząc wiązanie - sieć jonową. Wiązania jonowe występują w mocnych elektrolitach (np. siole, mocne kwasy i zasady; wodorki i tlenki litowców i wapniowców.)

np.: chlorek sodu - Na Cl
Na - 1e --> Na⁺
Cl + 1e --> Cl ^-

Każdy jon sodu jest otoczony sześcioma jonami chlorkowymi, a każdy jon chlorkowy sześcioma jonami sodowymi. Nie można rozróżnić, który kation sodu do którego anionu chlorkowego należy, podobnie jak nie da się określić, który anion chlorkowy należy do którego kationu sodu. Cały kryształ traktuje się więc jako jedną makrocząsteczkę.

Sieć krystaliczna chlorku sodu

Cechy związków, w których występują wiązania jonowe (ΔEU>1,7):

• stan skupienia stały, substancje twarde, krystaliczne;

• tworzą kryształy jonowe, dlatego wzór sumaryczny NaCl przedstawia jedynie stechiometryczny stosunek jonów;

• w stanie stałym tworzą jonową sieć krystaliczną, po rozpuszczeniu całkowicie dysocjują i przewodzą prąd elektryczny;

• występują duże siły oddziaływania między jonami, dlatego substancje takie posiadają wysokie temperatury wrzenia i topnienia

• dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach silnie polarnych (np. woda)

WIĄZANIA KOWALENCYJNE

Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku łączenia się dwóch jednakowych lub różnych atomów (EU<1,7). Przy tworzeniu się tych wiązań towarzyszy powstawanie wspólnych par elektronowych, w których elektrony pochodzą od różnych atomów.

Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane (atomowe) – wiązanie powstające między dwoma atomami tego samego pierwiastka w cząsteczce, która nie zawiera oprócz nich innych atomów (np. H2, O2, Cl2). Wspólna para elektronów nie jest przesunięta w stroną żadnego z atomów.
Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane – powstaje między dwoma atomami, między którymi różnica elektroujemności jest mniejsza niż 1,7. Elektrony uwspólniane, które tworzą wiązanie są przesunięte w stronę jednego z atomów. Powoduje to, że przy jednym z atomów biorących udział w wiązaniu tworzy się cząstkowy ładunek elektryczny dodatni, a przy drugim ujemny. Dlatego wiązanie to ma cechy dipola elektrycznego. Miarą polarności wiązań jest moment dipolowy (µ). Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane ma właściwości pośrednie między typowym wiązaniem jonowym a kowalencyjnym niespolaryzowanym.

Moment dipolowy cząsteczki(µ) – wielkość fizyczna charakteryzująca dipol elektryczny, określana jest jako wektor skierowany wzdłuż osi cząsteczki od jej punktowego ładunku ujemnego do dodatniego. Wartość momentu dipolowego określa zależność:

µ =σ??l
σ – wartość ładunku cząstkowego
l – odległość między biegunami


Cechy związków chemicznych zawierających wiązania kowalencyjne:

• tworzą kryształy kowalencyjne lub cząsteczkowe;

• nie dysocjują (z wyjątkiem kwasów, które mają wiązania spolaryzowane);

• nie przewodzą prądu elektrycznego;

• rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych lub słabo polarnych.

WIĄZANIA KOORDYNACYJNE

Wiązanie koordynacyjne to rodzaj wiązania atomowego, w którym wiążącą parę elektronów dostarcza jeden z atomów. Od wiązania kowalencyjnego różni się sposobem powstawania.
W związkach koordynacyjnych wyróżnia się atom donora i atom akceptora elektronów. Z reguły donorem elektronów jest atom o mniejszej elektroujemności, a akceptorem atom o większej elektroujemności.
Warunkiem powstania wiązania koordynacyjnego jest skłonność akceptora do przyjęcia pary elektronowej oraz skłonność donora do przesunięcia tej pary.

WIĄZANIA WODOROWE

Wiązanie wodorowe polega na przyciąganiu elektrostatycznym pomiędzy atomem wodoru i atomem elektroujemnym, zawierającym wolne pary elektronowe. Jest to wiązanie stosunkowo słabe.
Przykłady donorów protonu w wiązaniach wodorowych:
-OH, -NH_x, -SH, -XH, -CH_x

Akceptorami protonu mogą być wszystkie atomy o bardzo dużej elektroujemności, np. fluor, azot, tlen, siarka, chlorowce oraz układy -elektronowe występujące w nienasyconych związkach organicznych

WIĄZANIA METALICZNE

Metale charakteryzują się specyficznymi właściwościami, polegającymi na dobrym przewodnictwie elektrycznym i cieplnym, co jest wynikiem łatwego przemieszczania się elektronów wewnątrz sieci krystalicznej metalu.
Kryształ metalu jest zbudowany z dodatnich jonów metalu osadzonych w węzłach sieci, między którymi poruszają się elektrony walencyjne.

ODDZIAŁYWANIA MIĘDZYCZĄSTECZKOWE

Oddziaływania międzycząsteczkowe są to inne niż wiązania chemiczne siły wiążące atomy i cząsteczki:
oddziaływanie jon - jon: zachodzi pomiędzy dwoma różnoimiennie naładowanymi cząsteczkami; ładunek w oddziałujących ze sobą cząsteczkach nie jest skoncentrowany na jednym atomie, lecz jest zdelokalizowany na kilku, kilkunastu atomach; ta cecha wyróżnia je od wiązań jonowych; siła oddziaływania proporcjonalna do 1/r2 (r – odległość między cząsteczkami).
oddziaływanie trwały dipol – trwały dipol: tworzy się między cząsteczkami posiadającymi trwałe momenty dipolowe; cząsteczki takie posiadają w jednych miejscach nadmiar ładunku ujemnego, a w innych jego niedomiar; oddziałują one ze sobą tak, jak jony, lecz jest to oddziaływanie słabsze, ponieważ mają tu znaczenie cząstkowe, a nie całkowite ładunki elektryczne; przyciąganiu pomiędzy ładunkami różnoimiennymi towarzyszy zawsze odpychanie pomiędzy ładunkami jednoimiennymi.
oddziaływania van der Waalsa – oddziaływania pomiędzy trwałym dipolem i wzbudzonym dipolem lub między dwoma wzbudzonymi dipolami; w cząsteczkach, które nie mają trwałego momentu dipolowego może on był wzbudzony przez cząsteczki z trwałym momentem; następnie taki wzbudzony dipol i trwały dipol oddziałują na siebie podobnie jak dwa trwałe dipole, lecz znacznie słabiej; w cząsteczkach bez trwałego momentu dipolowego występują natomiast przypadkowe fluktuacje ich chmur elektronowych powodujące powstawanie ich chwilowych momentów dipolowych; cząsteczka, która posiada chwilowy moment dipolowy może go wzbudzić w cząsteczce sąsiedniej, w wyniku czego obydwie cząsteczki mają możliwość chwilowego przyciągania się lub odpychania. Uśrednienie się odpychania i przyciągania daje oddziaływanie przyciągające proporcjonalne do 1/r6

Rodzaje, izomeria, związków kompleksowych

Związki kompleksowe to pochodne związków chemicznych, w których do jednego lub kilku atomów lub jonów dysponujących wolnymi obszarami orbitalnymi przyłączyły się cząsteczki lub jony drugiego związku chemicznego, posiadające wolne pary elektronowe. KOMPLEKS = sfera zewnętrzna (koordynacyjna) + sfera wewnętrzna (jon kompleksowy) np.: K[Al.(OH)4] [Al.(OH)4]^- Al^3+ - jon centralny OH^- - ligandy 4 - liczba koordynacyjna jonu centralnego - - wypadkowy ładunek elektryczny jonu kompleksowego Atom lub jon centralny przyłącza, czyli koordynuje pewną liczbę jonów ujemnych, np. F^-, Cl^-, CN^-, lub cząsteczek obojętnych, np. H2O, NH3, zwanych ligandami. Ligandy bezpośrednio otaczające atom lub jon centralny tworzą wewnętrzną sferę koordynacyjną. Liczbą atomów bezpośrednio koordynowanych przez jon centralny nazywa się liczbą koordynacyjną. Ze względu na zdolność tworzenia kompleksów jony metali możemy podzielić na: jony metali alkalicznych, metali ziem alkalicznych, lantanowców i aktynowców – wykazują słabe właściwości kompleksotwórcze; jony metali przejściowych – wykazują dużą zdolność do tworzenia trwałych kompleksów. RODZAJE LIGANDóW ligandy jednodonorowe: F^-, Cl^-, H2O, NH3, OH^-, CN^- i inne ligandy wielokleszczowe: (wielodonorowe, chelatujące, chylaty) – zajmują więcej niż jedno miejsce w kompleksie, posiadają więcej niż jedną wolną parę elektronową, zawierają więcej niż jeden atom ligandowy; związki z udziałem takich ligandów nazywamy kompleksami chylatowymi Przykłady: Ligandy dwukoordynacyje Ligandy trój, cztero, a nawet sześciokoordynacyjne, przykład - kwas etylenodiaminotetraoctowy: Związek kompleksowy chelatowy: IZOMERIA ZWIĄZKÓW KOMPLEKSOWYCH Izomeria jest to występowanie dwóch lub większej liczby związków chemicznych o takim samym składzie chemicznym i masie cząsteczkowej, różniących się ułożeniem atomów w cząsteczce lub przestrzeni. Podstawowe rodzaje izomerii związków kompleksowych: strukturalna (konstytucyjna) izomery mają ten sam skład chemiczny, ale różnią się szeregowaniem atomów stereoizomeria (izomeria przestrzenna) Rodzaje izomerii strukturalnej w związkach kompleksowych: izomeria jonowa - różne położenie anionów i kationów, np.: [Co(NH3)5Br]SO4 i czerwony [Co(NH3)5(SO4)]Br izomeria hydratacyjna - różne położenie cząsteczek wody w wewnętrznej lub zewnętrznej sferze koordynacyjnej kompleksu, np.: [Cr(H2O)6]Cl3 oraz [Cr(H2O)5Cl]Cl2 · H2O izomeria koordynacyjna występuje w kompleksach mających dwa centra koordynacyjne, w których ligandy przyłączane są do różnych metali, np.: [Co(NH3)6][Cr(CN)6] i [Cr(NH3)6][Co(CN)6] izomeria wiązaniowa - istnieje wtedy, gdy ligand może się łączyć z atomem centralnym za pośrednictwem dwóch różnych atomów, np. NO2 może łączyć się z atomem centralnym – kobaltem przy pomocy atomu azotu lub atomu tlenu, np.: [Co(-NO2)(NH3)5]Cl2[Co(-ONO)(NH3)5]Cl2 Rodzaje izomerii przestrzennej w związkach kompleksowych Izomeria geometryczna – istnienie kompleksów cis i trans dla niektórych związków o liczbie koordynacyjnej 4 i 6. Np. [Pt(NH3)2Cl2] Izomeria optyczna - związki kompleksowe mogą występować w dwóch odmianach, które skracają płaszczyznę światła spolaryzowanego w przeciwnych kierunkach; są to cząsteczki, które mają się do siebie tak, jak obraz i jego zwierciadlane odbicie. Takie cząsteczki nazywane są enancjomerami.

Trwałość, znaczenie, zastosowanie związków kompleksowych

WPŁYW RÓŻYCH CZYNNIKÓW NA TRWAŁOŚĆ ZWIĄZKÓW KOMPLEKSOWYCH czynniki wewnętrzne – zależą od właściwości atomu centralnego i ligandów, np. duży wpływ na trwałość wiązania metal – ligand ma elektroujemność atomu ligandowego, inny wpływ na trwałość kompleksu ma możliwość utworzenia przez dany ligand pierścienia, ligandy wielokleszczowe tworzą kompleksy chylatowe, które są bardziej trwałe na kompleksy proste – im wyższy ładunek jonu centralnego i im mniejszy jego promień, tym wyższa jest trwałość jonu kompleksowego; czynniki zewnętrzne – zależą od warunków prowadzenia reakcji, np. temperatury, ciśnienia, stężenia ligandu i jonu centralnego, pH roztworu (np. zależność trwałości kompleksu II i III od pH roztworu) Reakcja powstawania kompleksu jest reakcją odwracalną, stan równowagi opisuje stan równowagi reakcji odwracalnej, zwana w tym przypadku stałą trwałości kompleksu Men^+ + XL › [(MeLx)]^n+ Ktw. = [[MeLx]^n+]x / ([Men^+] · [L]x) Ze względu na wielkość tej stałej (trwałość kompleksu) związki kompleksujące dzieli się na: Ligandy będące receptorami jonów bądź cząsteczek organicznych, tworzą kompleksy o dużej stałej trwałości; Ligandy będące nośnikami jonów (jonofory), bądź cząsteczek organicznych, tworzą kompleksy o niższej stałej trwałości. Interntość kompleksów – podział kompleksów ze względu na szybkość tworzenia: Labilne – rozpadają się i tworzą w ciągu jednej minuty, kiedy reakcja zachodzi w 90% Inertne (bierne) – rozpadają się i tworzą się długo, trudno wymieniają ligandy Przykładowe typy kompleksów TYP LIGAND (nazwa kompleksu) akwakomplels H2O - akwa aminokompleks NH3 - amina cyjanokompleks CN^- - cyjano halohenokompleks F^- - fluoro, Cl^- - chloro, Br^- - bromo, I^- - jodo hydroksokompleks OH^- - hydrokso tiosiarczanokompleks S2O3^2- - tiosiarczano azotanokompleks NO3 – azotano kompleks organiczny Ph – fenyl, en - etylenodiamina NAZEWNICTWO KOMPLEKSÓW: Tworzenie wzoru: [atom centralny_ligandy naładowane ligandy_obojętne]ładunek Np. [Cr(NH)3(H2O)4]^3+ Tworzenie nazwy: wielokrotność_nazwa ligandu_atom centralny(stopień utlenienia atomu centralnego, jeśli kompleks jest anionem, to do nazwy jonu centralnego dodajemy końcówkę –an) Przykłady: K3[FeF6] heksafluorożelazian (III) potasu K[Ag(CN)2] dicyjanosrebrzan (I) potasu K[B(Ph)4] tetrafenyloboran (III) potasu Na3[Ag(S2O3)2] bistiosiarczanosrebrzan (I) sodu WIELOKROTNOść Dla ligandów prostych: mono, di, tri, tetra, penta, heksa Dla ligandów złożonych: bis, tris, tetrakis, pentakis Przykłady: [Cr(H2O)6]Cl2 chlorek heksaakwachromu (III) [CrCl2(H2O)4]Cl chlorek tetraakwadichlorochromu (III) [Ni(CN)2(H2O)2] diakwadicyjanonikiel (II) [Ni(H2O)4(NH3)2]^2+ kation tetraakwadiaminaniklu (II) [NiI4(H2O)4]^- anion tetrajodotetraakwaniklu (II) [Pt(NH2CH2CH2NH2)3]Br4 bromek tri(etylenodiamina) platyny (IV) - piszemy wzór kation – anion - czytamy nazwę anion – kation ZNACZENIE ZWIĄZKÓW KOMPLEKSOWYCH Rola w przyrodzie: budują chlorofil tworzą białka zawierające lub transportujące metale wchodzą w skład enzymów ZASTOSOWANIE KOMPLEKSÓW analiza i synteza chemiczna katalizatory reakcji chemicznych wydobycie metali z rud przeróbka paliwa z reaktorów jądrowych medycyna i farmacja Ogólny schemat radiofarmaceutyku peptydowego zawierającego cząsteczkę nośnika (np. peptydu) z ugrupowaniem zawierającym chelator wraz z radionuklidem:

Stany Skupienia materii

STANY SKUPIENIA MATERII Stan skupienia jest to podstawowa forma, w jakiej występuje substancja określająca jej podstawowe właściwości .fizyczne. 3 główne stany skupienia: stały – ciało ma stały, niezmienny kształt, cząsteczki budujące ciało stałe są mocno zbite i wykonują tylko znikome ruchy; posiadają stałą objętość; np. kamień, plastik, drewno; ciekły – ciało przyjmuje kształt naczynia, w którym się znajduje; lotny (gazowy) – substancja zmienia kształt i objętość; momentalnie rozprzestrzenia się. Inne stany skupienia: Plazma (gaz zjonizowany), kondensat Bosego – Einsteina (powstaje z gazu składającego się z atomu rubidu), kondensat fermionów. Zmiany stanów skupienia: temperatura krytyczna – powyżej tej temperatury dana substancja istnieje tylko w stanie gazowym;

Tlenki

Tlenki są to dwuskładnikowe związki tlenu z innymi pierwiastkami, metalami lub niemetalami, w których tlen występuje na II stopniu utlenienia. Wyjątek: tlenkami nie nazywamy związków tlenu z fluorem OF2 i O2F2, z powodu większej elektroujemności fluoru. W zależności od pierwiastków budujących tlenki, wykazują one różne właściwości fizyczne i chemiczne. W większości przypadków wzory tlenków są wzorami najprostszymi,w których iloczyn wartościowości pierwiastków i ilości ich atomów są jednakowe: En^WOm^II Podział tlenków ze względu na właściwości chemiczne: tlenki zasadowe - reagują z kwasami dając sole. W większości są to tlenki metali. Substancje te trudno się rozpuszczają i mają budowę jonową, np. N2O, CaO; CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O Tlenki metali najsilniej elektrododatnich (litowców i berylowców z wyjątkiem berylu) reagują energicznie z wodą: Na2O +H 2O → 2NaOH   tlenki kwasowe - reagują z zasadami tworząc sole. Tlenki niemetali i metali na wyższych stopniach utlenienia (CrO3, Mn2O7). Występują we wszystkich stanach skupienia, np. CO, SO2, SO3, NO2. SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O Tlenki kwasowe w większości reagują bezpośrednio z wodą: SO3 + H2O → H2SO4 2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2 tlenki amfoteryczne - posiadają własności kwasowe lub zasadowe w zależności od środowiska, w którym się znajdują, np. Al2O3, BeO, ZnO. Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O Al2O3 + 6NaOH → 2Na3AlO3 + 3H2O   tlenki obojętne - nie reagują z kwasami ani z zasadami, np. CO, NO. CrO tlenek chromu (II) - zasadowy Cr2O3 tlenek chromu (III) - amfoteryczny CrO3 tlenek chromu (VI) - zasadowy MnO tlenek manganu (II) - zasadowy MnO2 tlenek manganu (IV) - amfoteryczny MnO3 tlenek manganu (VI) - kwasowy Mn2O7 tlenek manganu (VII) - kwasowy N2O tlenek azotu (II) - obojętny NO tlenek azotu (II) - obojętny N2O3 tlenek azotu (III) - kwasowy NO2 tlenek azotu (IV) - kwasowy N2O5 tlenek azotu (V) - kwasowy Podział tlenków ze względu na strukturę chemiczną:   tlenki normalne - występują w nich wiązania wyłącznie pomiędzy tlenem a atomem pierwiastka (X-O); tlen na -2 stopniu utlenienia; podtlenki - występują w nich oprócz wiązań X-O wiązania między atomami pierwiastka (X-X), np. N2O, P2O; nadtlenki - oprócz wiązań X-O występują wiązania pomiędzy atomami tlenu O-O, np. H2O2, K2O2 (tlen na -1 stopniu utlenienia) ponadtlenki - tlenki posiadające rodnikoanion O2^-(wolny rodnik), np. KO2 (tlen na -1/2 stopniu utlenienia) Metody otrzymywania tlenków: 1) Bezpośrednia synteza pierwiastków: S + O2 → SO2 2Mg + O2 → 2MgO 2Fe + 3/2O2 → Fe2O3 2) Utlenianie niższych tlenków: 2CO + O2 → 2CO2 2NO + O2 → 2NO2 3) Odtlenianie (redukcja) wyższych tlenków: MnO2 + H2 → MnO + H2O Fe2O3 + C → 2FeO + H2O (reduktorem jest wodór) CO2 +Mg → MgO + CO (reduktorem jest metal) 4) Rozkład soli nietrwałych kwasów tlenowych: CaCO3 → CaO + CO2 Na2SO3 → Na2O + SO2 Pb(NO3) → PbO + 2NO2 + 1/2O2 5) Rozkład niektórych wodorotlenków: 2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O Cu(OH)2 → CuO + H2O 6) Rozkład nietrwałych kwasów: H2CO3 → CO2 + H2O H2SO3 → SO2 + H2O NAZEWNICTWO TLENKÓW IUPAC (Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej) - międzynarodowa organizacja zajmująca się głównie standaryzacją symboliki, nazewnictwa i wzorców wielkości fizycznych stosowanych przez chemików na całym świecie, zaleca stosowanie systemu Stocka. Aby nadać tlenkowi nazwę przy użyciu tego systemu używamy słowa "tlenek" oraz podajemy nazwę pierwiastka, który tworzy dany tlenek (jeśli jest to konieczne podajemy wartościowość lub stopień utlenienia), np: CO2 - tlenek węgla (IV) lub tlenek węgla (+4) CO - tlenek węgla (II) Na2O - tlenek sodu Fe2O3 - tlenek żelaza (III) Gdy w cząsteczce występuje ugrupowanie nadtlenkowe -O-O-, to do nazwy dodajemy przedrostek "nad-". Gdy występuje anionorodnik *O-O z jednym niesparowanym elektronem oraz kation metalu, to do nazwy dodajemy przedrostek "pod-". Dla niektórych tlenków stosuje się następujące nazewnictwo przedrostkowe: CO2 - ditlenek węgla N2O3 - tritlenek diazotu SO2 - ditlenek siarki Cu2O - tlenek dimiedzi Takie nazewnictwo jest jednak mniej zalecane. NAJBARDZIEJ ZNANE TLENKI H2O - tlenek wodoru (woda)   N2O - tlenek azotu (II) (podtlenek azotu) - gaz rozweselający, stosowany do znieczulania anestezjologicznego oraz jako chemiczny dodatek do żywności, np. jako naturalny gaz używany jako gaz rozprężający do spieniania, m.in. przetworów mleczarskich (E-942)   SO2 - tlenek siarki (IV) (ditlenek siarki) - gaz obecny w spalinach przemysłowych (produkt uboczny spalania paliw kopalnych), z wodą tworzy tzw. kwaśne deszcze (razem z SO3), powszechnie stosowany w produkcji win jako antyutleniacz i substancja stabilizująca mikrobiologicznie żywność (E-220)   CaO - tlenek wapnia (wapno palone) - ma zastosowanie w budownictwie jako zaprawa murarska, w metalurgii, w przemyśle szklarskim i ceramicznym, rolnictwie (jako nawóz), garbarstwie (odwłasianie skór, przemyśle spożywczym (syntetyczny regulator kwasowości E-529)   Fe3O4 - magnetyd, najlepsza dla przemysłu ruda żelaza; zlokalizowane u ptaków i nasady nozdrza drobne kryształki magnetydu to prawdopodobnie miejsce odbioru pola magnetycznego.   TiO2 - ditlenek tytanu - składnik bieli tytanowej, stosowany w przemyśle spożywczym jako E-171 (syntetyczny mineralny barwnik).   CO - tlenek węgla (II) - toksyczny gaz obecny w spalinach, wykazuje 300 razy większe powinowactwo do hemoglobiny niż tlen (0,16% objętościowego CO powoduje po dwóch godzinach zgon)   CO2 - tlenek węgla (IV) (ditlenek węgla) - tworzy się podczas spalania i oddychania, obecny w spalinach gaz cieplarniany, stosowany jest w laboratorium jako tzw. suchy lód do chłodzenia (-80st.C), stosowany również przy produkcji napojów gazowanych oraz do napełniania gaśnic   MgO (tlenek magnezu) - Stosowany jest do wyrobu cementów, odlewów, naczyń ognioodpornych, czyszczenia olejów; zapobiega jełczeniu tłuszczów Ma również zastosowanie w medycynie jako lek na nadkwasotę i zatrucia. W fotografii służy do zobojętniania emulsji fotograficznej. Zał proszek błyskowy potocznie nazywany jest magnezją. SiO2 (tlenek krzemu IV-krzemionka- jest podstawowym składnikiem kilku powszechnie stosowanych materiałów. Są to: szkło kwarc silikażel W przyrodzie występuje jako minerały np. ametyst, kwarc. W różnych postaciach jest stosowany do wyrobu pryzmatów i soczewek w przyrządach optycznych, szkła, zaprawy murarskiej, cementu, wyrobów ceramicznych, także jest używany w radiotechnice. Znalazł zastosowanie w elektronice jako izolator. Krzem znalazł też zastosowanie w kosmetyce. Jest niezbędny do tworzenia się kolagenu i elastyny oraz utrzymania odpowiedniej elastyczności i przepuszczalności naczyń krwionośnych. Oznaki niedoboru krzemu to: kruche i łamliwe paznokcie oraz zniszczone i wypadające włosy. Dużo krzemionki znajduje się w skrzypie. As2O3 (tlenek arsenu III-arszenik) – bardzo silna trucizna (dawka śmiertelna 0,06-0,2 g) Zastosowanie: do wyrobu szkła (o zielonym zabarwieniu do wyrobu emalii i farb (tzw. zieleń arszenikowa do konserwacji skór i drewna jako trucizna na gryzonie Cr2O3 (tlenek chromu III-zieleń chromowa)2 – używa się go do produkcji farb i lakierów, stosowany w ceramice i jako katalizator CrO3 (tlenek chromu VI)- bardzo silny utleniacz C2H4O (tlenek etylenu- oksiran) stosowany do gazowej sterylizacji sprzętu medycznego, przypraw spożywczych i środków farmaceutycznych; środek bakterio i grzybobójczy (np. przy konserwacji książek).

Kwasy

• Teoria Arrheniusa (klasyczna, jonowa)

Kwasy – są to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z wydzieleniem kationów wodorowych
np. kwas chlorowodorowy

Zasady – są to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z wydzieleniem anionów wodorotlenowych. Np. zasada sodowa

Jednak istnieją wady tej teorii ponieważ traktuje ona kwasy i zasady jako odrębne substancje oraz nie tłumaczy zasadowych właściwości związków organicznych, które nie posiadają w swojej budowie grup hydroksylowych. Dysocjacja elektrolityczna - jest to proces rozpad cząsteczek kwasów , zasad i soli na jony swobodne pod wpływem wody. Dzięki temu procesowi w roztworach wodnych powstają kationy i aniony , które stają się nośnikami prądu elektrycznego. Roztwory wodne substancji chemicznej przewodzą prąd chemiczny nazywany elektrolitycznym. Do elektrolitów zaliczamy kwasy, zasady i sole. Dysocjacji ulegają zw. Chemiczne zawierające wiązania jonowe lub kowalencyjne spolaryzowane (zw. nieorganiczne-kwasy, zasady, sole; zw. organiczne zawierające ugrupowania –SO3H, -COOH, -NH2) . W roztworze dysocjacja jest zawsze procesem odwracalnym. Dysocjacja termiczna następuje pod wpływem odpowiednio wysokiej temperatury, ulegają jej wszystkie związki chemiczne.

NH4Cl ↔ NH3 + HCl

Chlorek amonu rozpada się na amoniak i chlorowodór

• Teoria Bronsteda i Lowryego (teoria protonowa).

Kwasami tej teorii nazywamy związki chemiczne lub jony zdolne do oddawania protonów, a zasadami związki chemiczne lub jony zdolne do przyłączania protonów

HA <=> H⁺ + A ^-

kwas <=> proton + zasada

Związek A^- jest zatem zasadą sprzężoną z odpowiednim kwasem HA, a kwas HA jest sprzężony z zasadą A^-.

Według protonowej teorii kwasów i zasad, kwas może wykazywać swoje własności kwasowe tylko wobec zasady, która przyjmuje proton i odwrotnie zasada może nią być tylko w obecności kwasu, który proton oddaje. Z przedstawionych przykładów widoczne jest, że woda zachowuje się obojnaczo, raz jak kwas, innym razem jak zasada w zależności od rodzaju rozpuszczonej w niej substancji.

Sam rozpuszczalnik wg teorii protonowej może być donorem lub akceptorem protonów - wpływa zatem na właściwości związków chemicznych rozpuszczonych w rozpuszczalniku.

Podział rozpuszczalników

• I) aprotyczne (bierne)- nie biorą udziału w reakcji bo nie tworzą jonów; rozpuszczone w nich substancje nie dysocjują, nie wpływają na własności kwasowo-zasadowe rozpuszczonych substancji np. pentan, benzen

• II) proteolityczne (czynne) – biorą udział w wędrówce jonów

  • protonoakceptorowe(zasadowe, protonofilne) – wykazują duże powinowactwo do protonów, są silnymi zasadami w porównaniu z wodą, w tych rozpuszczalnikach dobrze zdysocjonowane są kwasy np. aminy, ciekły amoniak.

  • protonodonorowe (kwasowe, protonogenne) - wykazują małe powinowactwo do protonów, w tych rozpuszczalnikach dobrze zdysocjonowane są zasady np. bezwodny kwas octowy, kwas siarkowy.

  • amfiprotyczne (amfoteryczne) – w zależności od warunków reakcji mogą przyłączać i oddawać protony np. woda i etanol.

Kwasy anionowe

Kwas Zasada Zasada Kwas

H₂PO₄^- + H₂O <=> HPO₄^2- + H₃O⁺ Kwasy kationowe

Kwas Zasada Zasada Kwas

NH₄⁺ + H₂O <=> NH₃ + H₃O⁺

Zasady anionowe

Zasada Kwas Kwas Zasada

CH₃COO^- + H₂O <=> CH₃COOH + OH^-
Zasady kationowe

Zasada Kwas Kwas Zasada

N₂H₅⁺ + H₂O <=> N₂H₆²⁺ + OH^-



Dysocjacja wielostopniowa

Kwasy, które w czasie dysocjacji odczepiają jeden kation wodorowy nazywamy jednoprotonowymi. Kwasy posiadające w cząsteczkach więcej niż jeden atom wodoru nazywamy: dwuprotonowymi - odczepiają dwa kationy wodorowe, trójprotonowymi - odczepiają trzy kationy wodorowe.

Wieloprotonowe kwasy dysocjują stopniowo. W pierwszym etapie następuje odłączenie 1 kationu wodoru - dysocjacja pierwszego stopnia, w następnym etapie zachodzi odłączenie kolejnego kationu wodoru i tak do momentu, gdy wszystkie jony zdysocjują, np.:
I stopień dysocjacji:

H₂SO₄ --> H⁺ + HSO₄ ^-

II stopień dysocjacji:

HSO₄ - --> H₊ + SO₄2 -

• Teoria Lewisa.

Bardziej ogólną definicją kwasów i zasad podał Lewis. Według 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 amoniak zasadą, ponieważ wolna para elektronowa atomu azotu przyjmowana jest przez kation wodorowy:

H+ + NH3 <=> NH₄⁺

Przykłady kwasów i zasad według Lewisa Kwas Zasada H ⁺ + Cl^- <=> HCl

H⁺ + NH₃ <=> NH₄⁺

AlCl₃ + Cl^- <=> AlCl₄^-

Ag⁺ + 2NH₃ <=> Ag(NH₃)²⁺

Woda może być kwasem i zasadą

(kwas)H⁺ + (zasada)HOH <=> H₃O ⁺

Bufory

Bufory Roztwór buforowy (bufor pH) – roztwór mający właściwości utrzymywania praktycznie stałego pH pomimo rozcieńczania wodą lub dodawania niewielkich ilości mocnych kwasów lub zasad. roztwory słabych kwasów i ich soli z mocna zasadą CH3COOH + CH3COONa - – bufor octanowy roztwory słabych zasad i ich soli z mocnym kwasem NH3 H2O + NH4Cl - – bufor amonowy roztwory dwóch kwasów wieloprotonowych na różnym stopniu dysocjacji NaH2PO4 + Na2HPO4 – bufor fosforanowy NaHCO3 + H2CO3 – bufor węglanowy Zastosowanie buforów w chemii i farmacji chemia analityczna (utrzymywanie pH w trakcie analiz miareczkowych, wzorce pH) < • chemia organiczna (rozdziały z wykorzystaniem chromatografii jonowymiennej) • biochemia (utrzymywanie pH w reakcjach w biologii molekularnej, np. PCR) • technologia postaci leku (np. badanie uwalniania leku z postaci leku)   źródła kwasów i zasad w organizmach (które wymagają buforowania) endogenne -powstające w wyniku metabolizmu: kwas węglowy, mlekowy, moczowy (produkt katabolizmu DNA i RNA), amoniak (produkt metabolizmu aminokwasów) - wydzieliny soków trawiennych: sok żołądkowy (kwas solny), sok trzustkowy (o właściwościach zasadowych) egzogenne - pokarm o właściwościach kwasowych lub zasadowych - drobnoustroje (jama ustna, pochwa)   Układy buforowe in vivo czyli utrzymywanie równowagi kwasowo-zasadowej w organizmach Głównym czynnikiem regulującym pH organizmu jest osocze krwi, w którym działają równocześnie różne układy buforowe: bufor wodorowęglanowy bufor fosforanowy bufor białczanowy (białko/aniony białek) bufor hemoglobinianowy (obecny tylko w erytrocytach)   Bufory krwi człowieka utrzymują pH w granicach: 7.35-7.45. Sposoby transportu CO2 do płuc transport w postaci jonów HCO3 - (składnik naturalnego układu buforującego HCO3^-/ H2CO3) powstających z dysocjacji kwasu węglowego powstającego podczas wiązania CO2 przez wodę przy udziale anhydrazy węglanowej (70%) transport w postaci karbaminianów powstałych z CO2 i białek osocza i hemoglobiny (20%) działanie układu hemoglobinianowego sprowadza się więc do wiązania jonów H+ powstających w wyniku dysocjacji kwasu węglowego (tkanki) oraz uwalniania CO2 (płuca) - rozpuszczony na zasadzie rozpuszczalności fizycznej w osoczu i cytoplazmie erytrocytów (10%)   Mechanizm działania mieszanin buforowych np. CH3COOH + CH3COONa Z punktu widzenia teorii kwasów i zasad Bronsteda i Lowry’ego bufory są mieszaniną sprzężonego kwasu i zasady. Kwas (np. CH3COOH) może oddać proton w reakcji z zasadą (zobojętnić ją), zasada (np. CH3COO-) może przyjść proton pochodzący od dodawanego kwasu (i zobojętnić go) CH3COOH + CH3COONa Kwas jest słabo zdysocjowany i odgrywa rolę donora protonów (odłączenie protonów), natomiast jony CH3COO - rolą sprzężonej z nim zasady (przyłączenie protonów). Kwas octowy jako donor protonów zabezpiecza roztwór przed zmianą pH podczas dodawania do tego roztworu zasady. Dodawana do roztworu mocna zasada łączy się z protonem oddanym przez kwas octowy CH3COOH + OH ^- → CH3COO ^- + H2O kwas zasada zasada kwas W wyniku tej reakcji zmniejsza się liczba jonów OH-, czyli znika mocna zasada, a zamiast niej powstaje słabsza zasada CH3COO -; pH roztworu wzrośnie więc nieznacznie. Anion octanowy CH3COO - jako akceptor protonów zabezpiecza roztwór buforowy przed zmianą pH po dodaniu do układu niewielkich ilości mocnego kwasu. Dodany do roztworu kwas, np. H3O+ , oddaje proton jonowi octanowemu. W wyniku tej reakcji zmniejsza się liczba jonów H3O+, a na miejsce mocnego kwasu powstaje słaby kwas octowy, wskutek czego pH roztworu obniża się tylko nieznacznie. CH3COO ^- + H3O^+ → CH3COOH + H2O zasada kwas kwas zasada Bufor octanowy (CH3COOH + CH3COONa) CH3COOH + OH^- → CH3COO^- + H2O kwas octowy pełni role donora protonów i wiąże jony OH- podczas dodawania zasady CH3COO^- + H3O+ CH3COOH + H2O jon octanowy (pochodzący z dysocjacji CH3COONa) jest akceptorem protonów i tworzy słabo zdysocjowany kwas Bufor fosforanowy (NaH2PO4 + Na2HPO4) H2PO4- + OH^- → HPO4 - + H2O kwas Bronsteda HPO4^2- + H3O^+ → H2PO4 ^2- + H2O zasada Bronsteda Pojemność buforowa – miara zdolności do buforowania (utrzymywania pH na stałym poziomie) Pojemność buforowa jest to stosunek ilości moli dodanego kwasu lub zasady do 1 dm3 buforu do zmiany pH, jaką wywołał dodatek tego kwasu będą zasady. A=Δn\Δph gdzie: A – pojemnoąć buforowa Δn – liczba moli dodanego mocnego kwasu lub mocnej zasady do 1dm3 roztworu buforowego ΔpH – zmiana pH Pojemność buforowa wzrasta ze stężeniem roztworu i maleje wraz z jego rozcięczeniem (ale rozcieęczenie nie zmienia pH !). Im większe ogólne stężenie składników tym większe jest buforowanie. Na zdolność buforowania ma wpływ również proporcja składników do siebie. Pojemność buforowa osiąga maksimum wtedy, gdy oba składniki są w takich samych ilościach 1:1 wtedy: [HA]=[A^-] Wizualna obserwacja zmian pH – wskaźniki alkacymetryczne (wskaźniki pH, indykatory) Wskaźniki alkacymetryczne są słabymi kwasami lub zasadami organicznymi, których jony mają inne zabarwienie niż cząsteczki niezdysocjowane

 

Materiały

• Atomy i cząsteczki

• Izotopy promieniotwórcze

• Układ okresowy pierwsiastków

• Mechanizmy tworzenia i rodzaje wiązań

• Związki kompleksowe

• Stany skupienia materii

• Klasyfikacja związków nieorganicznych

  • Bufory

  • Tlen

• Woda

Stworzone dzięki Joomla!. Designed by: Free Joomla Them

Bufory

Bufory Roztwór buforowy (bufor pH) – roztwór mający właściwości utrzymywania praktycznie stałego pH pomimo rozcieńczania wodą lub dodawania niewielkich ilości mocnych kwasów lub zasad. roztwory słabych kwasów i ich soli z mocna zasadą CH3COOH + CH3COONa - – bufor octanowy roztwory słabych zasad i ich soli z mocnym kwasem NH3 H2O + NH4Cl - – bufor amonowy roztwory dwóch kwasów wieloprotonowych na różnym stopniu dysocjacji NaH2PO4 + Na2HPO4 – bufor fosforanowy NaHCO3 + H2CO3 – bufor węglanowy Zastosowanie buforów w chemii i farmacji chemia analityczna (utrzymywanie pH w trakcie analiz miareczkowych, wzorce pH) < • chemia organiczna (rozdziały z wykorzystaniem chromatografii jonowymiennej) • biochemia (utrzymywanie pH w reakcjach w biologii molekularnej, np. PCR) • technologia postaci leku (np. badanie uwalniania leku z postaci leku)   źródła kwasów i zasad w organizmach (które wymagają buforowania) endogenne -powstające w wyniku metabolizmu: kwas węglowy, mlekowy, moczowy (produkt katabolizmu DNA i RNA), amoniak (produkt metabolizmu aminokwasów) - wydzieliny soków trawiennych: sok żołądkowy (kwas solny), sok trzustkowy (o właściwościach zasadowych) egzogenne - pokarm o właściwościach kwasowych lub zasadowych - drobnoustroje (jama ustna, pochwa)   Układy buforowe in vivo czyli utrzymywanie równowagi kwasowo-zasadowej w organizmach Głównym czynnikiem regulującym pH organizmu jest osocze krwi, w którym działają równocześnie różne układy buforowe: bufor wodorowęglanowy bufor fosforanowy bufor białczanowy (białko/aniony białek) bufor hemoglobinianowy (obecny tylko w erytrocytach)   Bufory krwi człowieka utrzymują pH w granicach: 7.35-7.45. Sposoby transportu CO2 do płuc transport w postaci jonów HCO3 - (składnik naturalnego układu buforującego HCO3^-/ H2CO3) powstających z dysocjacji kwasu węglowego powstającego podczas wiązania CO2 przez wodę przy udziale anhydrazy węglanowej (70%) transport w postaci karbaminianów powstałych z CO2 i białek osocza i hemoglobiny (20%) działanie układu hemoglobinianowego sprowadza się więc do wiązania jonów H+ powstających w wyniku dysocjacji kwasu węglowego (tkanki) oraz uwalniania CO2 (płuca) - rozpuszczony na zasadzie rozpuszczalności fizycznej w osoczu i cytoplazmie erytrocytów (10%)   Mechanizm działania mieszanin buforowych np. CH3COOH + CH3COONa Z punktu widzenia teorii kwasów i zasad Bronsteda i Lowry’ego bufory są mieszaniną sprzężonego kwasu i zasady. Kwas (np. CH3COOH) może oddać proton w reakcji z zasadą (zobojętnić ją), zasada (np. CH3COO-) może przyjść proton pochodzący od dodawanego kwasu (i zobojętnić go) CH3COOH + CH3COONa Kwas jest słabo zdysocjowany i odgrywa rolę donora protonów (odłączenie protonów), natomiast jony CH3COO - rolą sprzężonej z nim zasady (przyłączenie protonów). Kwas octowy jako donor protonów zabezpiecza roztwór przed zmianą pH podczas dodawania do tego roztworu zasady. Dodawana do roztworu mocna zasada łączy się z protonem oddanym przez kwas octowy CH3COOH + OH ^- → CH3COO ^- + H2O kwas zasada zasada kwas W wyniku tej reakcji zmniejsza się liczba jonów OH-, czyli znika mocna zasada, a zamiast niej powstaje słabsza zasada CH3COO -; pH roztworu wzrośnie więc nieznacznie. Anion octanowy CH3COO - jako akceptor protonów zabezpiecza roztwór buforowy przed zmianą pH po dodaniu do układu niewielkich ilości mocnego kwasu. Dodany do roztworu kwas, np. H3O+ , oddaje proton jonowi octanowemu. W wyniku tej reakcji zmniejsza się liczba jonów H3O+, a na miejsce mocnego kwasu powstaje słaby kwas octowy, wskutek czego pH roztworu obniża się tylko nieznacznie. CH3COO ^- + H3O^+ → CH3COOH + H2O zasada kwas kwas zasada Bufor octanowy (CH3COOH + CH3COONa) CH3COOH + OH^- → CH3COO^- + H2O kwas octowy pełni role donora protonów i wiąże jony OH- podczas dodawania zasady CH3COO^- + H3O+ CH3COOH + H2O jon octanowy (pochodzący z dysocjacji CH3COONa) jest akceptorem protonów i tworzy słabo zdysocjowany kwas Bufor fosforanowy (NaH2PO4 + Na2HPO4) H2PO4- + OH^- → HPO4 - + H2O kwas Bronsteda HPO4^2- + H3O^+ → H2PO4 ^2- + H2O zasada Bronsteda Pojemność buforowa – miara zdolności do buforowania (utrzymywania pH na stałym poziomie) Pojemność buforowa jest to stosunek ilości moli dodanego kwasu lub zasady do 1 dm3 buforu do zmiany pH, jaką wywołał dodatek tego kwasu będą zasady. A=Δn\Δph gdzie: A – pojemnoąć buforowa Δn – liczba moli dodanego mocnego kwasu lub mocnej zasady do 1dm3 roztworu buforowego ΔpH – zmiana pH Pojemność buforowa wzrasta ze stężeniem roztworu i maleje wraz z jego rozcięczeniem (ale rozcieęczenie nie zmienia pH !). Im większe ogólne stężenie składników tym większe jest buforowanie. Na zdolność buforowania ma wpływ również proporcja składników do siebie. Pojemność buforowa osiąga maksimum wtedy, gdy oba składniki są w takich samych ilościach 1:1 wtedy: [HA]=[A^-] Wizualna obserwacja zmian pH – wskaźniki alkacymetryczne (wskaźniki pH, indykatory) Wskaźniki alkacymetryczne są słabymi kwasami lub zasadami organicznymi, których jony mają inne zabarwienie niż cząsteczki niezdysocjowane

 

Materiały

• Atomy i cząsteczki

• Izotopy promieniotwórcze

• Układ okresowy pierwsiastków

• Mechanizmy tworzenia i rodzaje wiązań

• Związki kompleksowe

• Stany skupienia materii

• Klasyfikacja związków nieorganicznych

  • Bufory

  • Tlen

• Woda

Woda

Woda (tlenek wodoru, wg IUPAC oksydan) jest to bezbarwna ciecz, w grubych warstwach niebieskawa, nie posiada zapachu ani smaku, rozpuszczalnik substancji polarnych, katalizator wielu reakcji chemicznych, utlenia metale znajdujące się w szeregu napięciowym przed wodorem. W przyrodzie występuje w ilości 2 x 1018 ton. temperatura topnienia: pod ciśnieniem 1 atm: 0°C = 273,152519 K temperatura wrzenia: pod ciśnieniem 1 atm: 99,97°C = 373,12 K punkt potrójny: 0,01°C = 273.16 K, 611.657 Pa gęstość: w temperaturze 3,98°C: 1 kg/l (gęstość maksymalna) temperatura krytyczna: 374°C = 647,15 K ciśnienie krytyczne: 220,6 atm = 22.35 MPa ciepło właściwe: 4187 J/(kg*K) = 1 kcal masa cząsteczkowa: 18,01524 Da stała dielektryczna w stałym polu elektrycznym: 87.9 (0°C), 78.4 (25°C), 55.6 (100°C) Twardość wody - własność wody spowodowana rozpuszczonymi w niej solami, głównie wapnia i magnezu.   twardość węglanowa (przemijająca, nietrwała)jest to rodzaj twardości wody, którą wywołuje głównie obecność wodorowęglanów: wapniowych Ca(HCO3)2 oraz magnezowych Mg(HCO3)2. Związki te przy ogrzewaniu wody rozkładają się do nierozpuszczalnych węglanów tworzących kamień kotłowniczy. Ca(HCO3)2 → CaCO + CO2 + H2O Mg(HCO3)2 → MgCO3 + CO2 + H2O   twardość niewęglanowa (trwała) - jest to rodzaj twardości wody, wywoływanej głównie przez sole wapnia i magnezu w postaci siarczanów, które dają trudny do usunięcia kamień gipsowy (np. CaSO4) oraz chlorki. Sole te mogł być naturalnie obecne w wodzie oraz powstawać wtórnie, np. w trakcie gotowania. Uzdatnianie wody - dostosowanie wody do określonych wymagań. Skład elementarnych procesów uzdatniania wody dobiera się zgodnie z zastosowaniem produktu finalnego. Głównymi metodami pozyskiwania wody uzdatnionej są: odżelazianie zmiękczanie (zmiękczanie jonitowe) demineralizacja (np. poprzez destylację) filtracja (mineralna, węglowa, mechaniczna) dezynfekcja (chemiczna, promieniowaniem UV) proces odwróconej osmozy Metody oczyszczania wody: biologiczne: bakterie chemiczne: ozonowanie, strącanie osadów, wymiana jonowa mechaniczne (fizyczne): destylacja, filtracja, odwrócona osmoza, sedymentacja, krystalizacja. WODA DO CELÓW FARMACEUTYCZNYCH Farmakopea Polska VI (suplement) opisuje następujące rodzaje wody celów farmaceutycznych:   Woda oczyszczona (Aqua purificata) - jest to woda do wytwarzania produktów leczniczych, którym nie stawia się jednocześnie wymagał jałowości i pirogenności, z wyjątkiem przypadków gdzie jest to uzasadnione i dozwolone. Wyróżniamy: - wodą oczyszczoną produkcyjną – jest to inaczej woda oczyszczona do bezpośredniego użycia, powinna wykazywać przewodność nie większą niż 4,3µS/cm (w temp. 20°C); - wodą oczyszczoną w pojemnikach – jest to woda oczyszczona produkcyjna, która została rozdozowana do odpowiednich pojemników i wyjałowiona. Jest najczęściej stosowana w praktyce farmaceutycznej.   Woda wysokooczyszczona (Aqua valde purificata) - jest to woda przeznaczona do wytwarzania produktów leczniczych, dla których wymagane jest użycie wody o wysokiej jakości biologicznej, z wyjątkiem przypadków, kiedy należy zastosować wodę do wstrzykiwań. Jest to woda o takiej samej jakości jak woda do wstrzykiwań, lecz otrzymywana innymi metodami.   Woda do wstrzykiwań (Aqua od iniectabilia) - jest to woda stosowana jako rozpuszczalnik w procesie wytwarzania leków do podawania pozajelitowego (woda do wstrzykiwań produkcyjna) oraz do rozpuszczania lub rozcieńczania leków do podania pozajelitowego (woda do wstrzykiwań wyjaśowiona). Jest to woda o większej czystości chemicznej – przewodność nie większa niż 1,1 µS/cm (w temp. 20°C).   Woda do sporządzania leków do oczu (Aqua pro usu ophthalmico) - do sporządzania leków do oczu w recepturze aptecznej używa się wody do wstrzykiwań lub wody wysokooczyszczonej. Do sporządzania leków do oczu nie poddawanych wyjaławianiu używa się wody jałowej.   Woda do rozcieńczania koncentratów do hemodializy (Aqua ad dilutionem solutionium concentratarum ad haemodialysim) - wodę do rozcieńczania koncentratów do hemodializy otrzymuje się z wody przeznaczonej do spożycia przez ludzi metodą destylacji, odwróconej osmozy, wymiany jonowej lub inną właściwą metodą. Do hemodializy w warunkach ambulatoryjnych, gdy nie jest dostępna woda otrzymana którąkolwiek z wymienionych metod, dopuszcza się użycie wody przeznaczonej do spożycia przez ludzi (należy uwzględnić różnice w składzie chemicznym w zależności od ujścia). Woda mineralna - naturalna woda wzbogacona w znacznym stopniu solami mineralnymi (lub innymi składnikami) w postaci jonów. Wody mineralne dzielimy na: wody mineralne - naturalnie zmineralizowane wody zawierające ponad 1g/l rozpuszczonych składników stałych. wody zwykłe - wody słodkie, słabo zmineralizowane, zawierające nie więcej niż 1g/l rozpuszczonych składników stałych. wody termalne - nazywane również wodami geotermalnymi- to wody podziemne o temp. powyżej 20°C. wody lecznicze - wody o niewielkich wahaniach składu fizykochemicznego, o udokumentowanych właściwościach leczniczych. Nadtlenek wodoru Związek ten został wykryty w 1818 r. przez J.T. Thenarda. Zastosowanie w medycynie: H. Oliver (1929 r.) – dożylnie chorym na wirusowe zapalenie płuc w Indiach. Od 1960 r. (USA) – dożylnie w niedotlenieniu mięśnia sercowego, w migotaniu przedsionków i zmianach miażdżycowych. Zastosowanie H2O2 usuwanie SO2 i NOx z gazów odlotowych produkcja nadboranów, nadwęglanów, K2S2O8, nadtlenków organicznych unieszkodliwianie NO2, fenoli, S^2-, SO3^2-, merkaptanów, cyjanków w ściekach środek bakteriobójczy w przemy?le spo?ywczym i w uzdatnianiu wody bielenie celulozy, makulatury, włókien do produkcji tlenku propylenu, tlenku etylenu, epichlorohydryny, nadkwasów organicznych, alkoholu alkilowego