WIĄZANIA CHEMICZNE

• Tworzenie cząsteczek umożliwia pierwiastkom uzyskanie na zewnętrznej powłoce konfiguracji elektronowej zapewniającej im minimum energetyczne i bierność chemiczną – takie działanie prowadzi do powstania wiązania chemicznego

• Według elektronowej teorii wiązań chemicznych: reagujące ze sobą atomy dążą do uzupełniania lub zredukowania walencyjnej (zewnętrznej) powłoki elektronowej do powłoki najbliższego helowca, tzn. do 8 (oktet) lub 2 (dublet) elektronów

• sposób w jaki następuje uzupełnianie lub redukcja elektronów walencyjnych i rodzaj tworzonego wiązania zależy od elektroujemności pierwiastków je tworzących:

przy znacznej różnicy elektroujemności (>1,7) przekazanie elektronów jednego atomu drugiemu
wiązanie jonowe

przy małej różnicy elektroujemności uwspólnienie (współużytkowanie) elektronów walencyjnych

wiązanie kowalencyjne (atomowe)

wiązanie donorowo – akceptorowe (koordynacyjne)

WIĄZANIE JONOWE

• przy znacznej elektroujemności pierwiastków (>1,7 wg. skali Paulinga), elektrony walencyjne jednego z atomów są bardzo silnie przyciągane przez drugi atom – bardziej elektroujemny, że zostają „przechwycone” i obsadzają powłokę walencyjną tylko tego atomu

• atom bardziej elektroujemny jon ujemny (anionem)

atom mniej elektroujemny jon dodatni (kation)

• pomiędzy takimi jonami powstaje wiązanie jonowe polegające na elektrostatycznym przyciąganiu się różnoimiennie naładowanych jonów

• wiązania jonowe powstają w cząsteczkach tworzonych przez atomy metali i niemetali (np. sole: NaCl, K₂SO₄, KJ)

• właściwości substancji jonowych:

• w stanie stałym tworzą sieci jonowe, w których nie ma ani cząsteczek ani atomów, tylko naprzemiennie ułożone jony dodatnie i ujemne

• substancje krystaliczne o dużej twardości

• dobrze rozpuszczalne w wodzie

• wysoka temperatura topnienia

• w stanie stałym nie przewodzą prądu elektrycznego (rozpuszczone jako roztwory lub stopione dobrze przewodzą elektryczność - wtedy łatwo dysocjują na jony, które są nośnikami elektronów)

• im większy jest udział charakteru jonowego w wiązaniu w tlenku czy wodorotlenku, tym bardziej zasadowy jest ten związek

WIĄZANIE KOWALENCYJNE (= ATOMOWE)

• powstaje pomiędzy atomami tego samego pierwiastka lub pomiędzy niemetalami o małej różnicy elektroujemności

• pierwiastki takie wspólnie użytkują (uwspólniają) niesparowane elektrony walencyjne, tworząc wspólną parę/pary elektronów

• wspólna para elektronowa jest równomiernie rozłożona i każdy pierwiastek dostarcza do wytworzenia wspólnej pary/ par taką samą liczbę niesparowanych elektronów

• uwspólnianie elektronów powoduje, że atomy uzyskują dublet bądź oktet elektronowy

• warunkiem utworzenia wiązania kowalencyjnego jest obecność przynajmniej jednego niesparowanego elektronu w każdym atomie i posiadania przez dwa łączące elektrony przeciwnych spinów

• wiązanie kowalencyjne powstaje m.in. w cząsteczkach dwuatomowych tj. H₂, O₂, N₂, Cl₂, Br₂, I₂

• substancje posiadające wiązania kowalencyjne:

• cząsteczki: O₂, CO₂ (wiązanie kowalencyjne w tlenkach wpływa na ich kwasowy lub obojętny charakter – im większy udział wiązania kowalencyjnego, tym bardziej kwasowy charakter tlenku)

• kryształy cząsteczkowe: S₈ (tworzą sieć krystaliczną zbudowaną z odrębnych czasteczek, niska temperatura wrzenia)

kryształy kowalencyjne: diament, Si, Ge (tworzą strukturę połączonych elementów, wysoka temperatura wrzenia)

• nie przewodzą prądu elektrycznego (wyjątkiem jest grafit)

• nie dysocjują na jony

• słabo rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych (woda,alkohol), natomiast dobrze
  w rozpuszczalnikach niepolarnych (benzen, benzyna)

• wiązanie tego typu trudno ulega rozerwaniu

Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane:

• powstaje jeżeli tworzące cząsteczkę pierwiastki są niemetalami o różnej elektroujemności

• wspólna para elektronowa jest przesunięta w kierunku jądra pierwiastka bardziej elektroujemnego, a z powodu nierównomiernego rozkładu ładunku jest to wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

• zjawisko przesunięcia uwspólnionej pary elektronów w kierunku jednego z atomów, nosi nazwę polaryzacji wiązania i ma to miejsce, gdy atomy pierwiastków różnią się elektroujemnością, ale różnica nie przekracza 1,7 w skali Paulinga

• występuje np. w cząsteczkach HCl, H₂O, HBr

• takie cząsteczki mają budowę polarną – biegunową (są dipolami o cząstkowym ładunku δ(+)
  w pobliżu atomu o mniejszej elektroujemności i δ(-) w pobliżu atomu bardziej elektroujemnego)

Wiązanie koordynacyjne (= semipolarne, donorowo-akceptorowe)

• powstaje, gdy tworząca je para elektronowa pochodzi od jednego z atomów – donor (dawca), a parę tą przyjmuje akceptor (biorca)

• warunkiem powstania wiązania koordynacyjnego jest zderzenie drobiny posiadającej wolną parę elektronową z drobiną dysponującą luką elektronową lub wolnym orbitalem w powłoce walencyjnej

• wiązanie koordynacyjne występuje, np.
  w cząsteczkach: SO₂, CO, HNO₃, H₂SO₄

w jonach: NH₄⁺ , SO₄^2-, [Cu(NH₃)₄]²⁺, K₃[Fe(CN)₆], [Fe(CNS)₆]^3-

• połączenia , w których występują wiązania koordynacyjne noszą nazwę związków koordynacyjnych, związków kompleksowych, albo po prostu kompleksów

WIĄZANIE WODOROWE

• jest to słabe oddziaływanie między związanym wodorem i atomem pierwiastka o dużej elektroujemności, ulokowanym w drugiej cząsteczce

• najczęściej są to atomy fluoru, chloru, tlenu i węgla

• wszystkie atomy biorące udział w wiązaniu posiadają wolną parę elektronową

• np. powstanie wiązania wodorowego w cząsteczce wody:

• woda zawiera silnie spolaryzowane wiązanie między tlenem i wodorem - atom tlenu ma większą elektroujemność i przyciąga on w swoim kierunku elektrony tworzące wiązanie, co powoduje, że wodoru zyskuje znaczny cząstkowy ładunek dodatni

• dodatnio naładowany atom wodoru jest z kolei przyciągany przez wolną parę elektronową znajdującą się na atomie tlenu sąsiadującej cząsteczki wody – na skutek takiego oddziaływania powstaje wiązanie wodorowe

• jeżeli wiązanie wodorowe występuje w obrębie jednej cząsteczki jest traktowane jako słabe wiązanie chemiczne, z kolei jeżeli wiąże ono więcej cząsteczek, traktuje je się jako oddziaływanie międzycząsteczkowe

• występowanie i rola wiązania wodorowego:

• przestrzenna budowa białek (nadają trwałości strukturze białek)

• w cząsteczkach wody (odpowiada za jej szczególne właściwości- np. lód ma mniejszą gęstość niż ciekła woda i pływa po jej powierzchni, ponieważ podczas krzepnięcia wiązania wodorowe utrzymują cząsteczki wody w pewnej odległości od siebie; znaczna pojemność cieplna wody, czyli powolne nagrzewanie i powolne stygnięcie)

• pomiędzy łańcuchami cząsteczek celulozy w drewnie (zapewnia wytrzymałość)

WIĄZANIE METALICZNE

• występuje w metalach i ich stopach

• jest to wiązanie pomiędzy kationami metali tworzącymi sieć krystaliczną i ich elektronami, które zajmują orbitale powłok walencyjnych wszystkich tworzących sieć atomów

• takie elektrony nazywa się elektronami zdelokalizowanymi

• elektrony te poruszają się swobodnie pomiędzy dodatnimi elementami sieci, tworząc ”gaz elektronowy” (chmurę elektronową) i równoważą sumaryczny ładunek dodatni kationów – dlatego metal jako całość jest elektrycznie obojętny

• wiązanie metaliczne nie jest ukierunkowane

• właściwości substancji posiadających wiązanie metaliczne:

• połysk

• duże przewodnictwo elektryczne i termiczne (związane z obecnością swobodnych elektronów)

• kowalność, ciągliwość, zdolność do poddania obróbce mechanicznej

• zwykle nie rozpuszczalne w wodzie, niektóre gwałtownie z nią reagują np. sód

• wysoka temperatura topnienia (z wyjątkiem: litowców, galu, indu, rtęci)

UKŁAD OKRESOWY

• PRAWO OKRESOWOŚCI: właściwości pierwiastków chemicznych uporządkowanych według wzrastających liczb atomowych (Z) powtarzają się okresowo: co 8-my, 18-ty, 32-gi pierwiastek wykazują podobne cechy chemiczne

• → numer grupy = liczba elektronów walencyjnych

↓ numer okresu = liczba powłok elektronowych

• maksymalna wartościowość pierwiastka – suma elektronów s i p na powłoce walencyjnej

• potencjał jonizacji atomu – energia potrzebna do oderwania pierwszego elektronu z powłoki walencyjnej atomu, wbrew siłom przyciągania przez ładunek jądra

• wzdłuż okresów potencjał jonizacji rośnie (największy u atomów gazów szlachetnych, mających oktet elektronowy na powłoce zewnętrznej)

• elektroujemność – miara zdolności przyciągania elektronów przez atom danego pierwiastka, wchodzącego w skład cząsteczki (określana jest w liczbach ułożonych wg. skali Paulinga)

• niska elektroujemność: metale (elektrododatnie, kationotwórcze)

wysoka elektroujemność: niemetale (elektroujemne, anionotwórcze)

najbardziej elektrododatnim pierwiastkiem jest cez, który najsłabiej przyciąga elektrony i łatwo je oddaje w reakcjach, z kolei najbardziej elektroujemny jest fluor

• wraz ze wzrostem numeru okresu maleje elektroujemność pierwiastków

• różnica elektroujemności pomiędzy atomami pierwiastków ma zasadniczy wpływ na tworzenie wiązań chemicznych

GRUPA → wzrost liczby elektronów walencyjnych

wzrost niemetalicznego charakteru

wzrost elektroujemności i potencjału jonizacji

OKRES ↓ rośnie liczba powłok elektronowych

wzrost metalicznego charakteru

wzrost aktywności chemicznej

wzrost zdolności oddawania elektronów

maleje elektroujemność i potencjał jonizacji

Scharakteryzuj strukturę (konfigurację) elektronową i wynikające z niej właściwości chemiczne pierwiastków z 1 grupy układu okresowego. Napisz równania charakterystycznych reakcji. Podaj dwa pierwiastki biogenne z tej grupy.

• W pierwszej grupie układu okresowego znajdują się pierwiastki - metale zwane litowcami: lit, sód, potas, rubid, cez i frans (w grupie występuje również wodór, jednak ze względu na odmienne właściwości fizykochemiczne, nie zalicza się go do litowców)

• Litowce w reakcjach chemicznych tworzą jony dodatnie, w wyniku łatwego oddawania swojego jedynego elektronu walencyjnego.

• Wraz ze wzrostem liczby atomowej charakter metaliczny i aktywność chemiczna tych pierwiastków zwiększa się, a ich elektroujemność maleje (są pierwiastkami o najmniejszej elektroujemności i najsilniejszymi reduktorami).

• Konfiguracja na powłoce walencyjnej:

lit K²L¹

sód K²L⁸M¹

potas K² L⁸ M⁸ N¹

• Litowce należą do pierwiastków bloku s, więc mają w zewnętrznej powłoce elektronowej tylko jedną podpowłokę – orbital s

• Reakcje charakterystyczne:

• reagując z wodą tworzą wodorotlenki i wodór:

2K + 2H₂O 2KOH + H₂ ↑

• reagując z tlenem tworzą tlenki i nadtlenki

4Na + O₂ 2Na₂O

2Na + O₂ Na₂O₂ ( !!! w nadtlenkach tlen ma stopień utlenienia -1)

4Li + O₂ 2Li₂O

• reagując z kwasami tworzą sole i wodór:

2Rb + 2HCl 2RbCl + H₂ ↑

2K + 2HCl 2KCl + H₂ ↑

• reagując z niemetalami tworzą sole:

2Cs + Cl₂ 2CsCl

2Na + H₂ 2NaH (wodorek)

• reagując z alkoholami tworzą alkoholany:

2Na + 2C₂H₅OH 2C₂H₅ONa + H₂ ↑

• tlenki / nadtlenki litowców mają charakter silnie zasadowy i w reakcji z wodą tworzą silne zasady

Na₂O + H₂O 2NaOH

2Na₂O₂ + H₂O 2NaOH + O₂ ↑

K₂O + H₂O 2KOH

• Ich sole bardzo dobrze rozpuszczają się w wodzie, a wodorotlenki należą do najsilniejszych zasad (wyjątek: LiOH jest zasadą średniej mocy).

• Ze względu na swoją dużą reaktywność chemiczną litowce nie występują w przyrodzie w stanie wolnym, lecz wyłącznie w postaci związków (najczęściej jako chlorki, siarczany, węglany, rzadziej azotany i fosforany). Najważniejszymi i najbardziej rozpowszechnionymi w przyrodzie są sód i potas, wśród związków tego pierwszego największe znaczenie ma chlorek sodu (NaCl) i węglan sodowy (Na₂CO₃)

• Pierwiastki biogenne (niezbędne do życia organizmów) wśród litowców to: K potas i Na sód – makroelementy

Scharakteryzuj strukturę (konfigurację) elektronową i wynikające z niej właściwości chemiczne pierwiastków z 2 grupy układu okresowego. Napisz równania charakterystycznych reakcji. Podaj dwa pierwiastki biogenne z tej grupy.

• berylowce to grupa pierwiastków znajdujących się w II grupie w układzie okresowym pierwiastków. Są to: beryl, magnez, wapń, stront, bar, rad

• są to pierwiastki o charakterze metali, są elektrododatnie

• w przyrodzie w związkach występują w postaci dwudodatnich jonów np. Ca²⁺, Mg²⁺

• z powodu mniejszych promieni od litowców, berylowce posiadają nieco większą gęstość, twardość, mniejszą lotność i wyższe potencjały jonizacyjne

• wraz ze wzrostem masy atomowej maleje rozpuszczalność w wodzie, a wraz ze wzrostem liczby atomowej maleje potencjał jonizacyjny, a zwiększają się właściwości zasadowe

• konfiguracja elektronowa na powłoce walencyjne:

Be K²L²

Mg K²L⁸M²

Ca K²L⁸M⁸N²

• Berylowce należą do pierwiastków bloku s, więc mają w zewnętrznej powłoce elektronowej tylko jedną podpowłokę – orbital s

• Występują na +II stopniu utlenienia

• Reakcje charakterystyczne:

• reagują z tlenem (spalanie w tlenie) – tworzą tlenki; stront i bar mogą również tworzyć nadtlenki

2Mg + O₂ 2MgO

2Ca + O₂ 2CaO

Sr + O₂ SrO₂

Ba + O₂ BaO₂ – nadtlenek baru jest bardzo silnym utleniaczem

• reagują z azotem (spalają się w azocie) – tworzą azotki (w przeciwieństwie do litowców, które nie reagują z N)

Mg + N₂ Mg₃N₂

Be + N₂ Be₃N₂ (azotek berylu jest bardzo lotny)

• reagują z wodą – tworzą wodorotlenki i wydzielają z niej wodór (Ca, Sr, Ba – reagują już z zimną wodą, Be
  i Mg reagują z wodą wrzącą lub przegrzaną parą wodną)

Ca + H₂O Ca(OH)₂ + H₂ ↑

Be + H₂O BeO + H₂ ↑ - w reakcji berylu z wodą powstaje tlenek berylu!

• w wysokiej temperaturze reagują z węglem – tworzą węgliki (z wyjątkiem berylu!)

Mg + C MgC₂

Ca + C CaC₂ – karbid - najbardziej znany węglik

• reagują z niemetalami – tworzą sole

2Sr + H₂ 2SrH

2Ca + Cl₂ 2CaCl

• tlenki berylowców reagują z wodą – tworzą wodorotlenki (z wyjątkiem berylu - jego tlenek jest nierozpuszczalny w wodzie!)

BaO + H₂O Ba(OH)₂

CaO + H₂O Ca(OH)₂

• tlenek berylu jest amfoteryczny (w reakcji berylu z wodnym roztworem mocnej zasady, beryl wypiera wodę
  i tworzy berylany):

Ba + NaOH + H₂O NaHBeO₂ + H₂

• pierwiastki biogenne: Ca, Mg – makroelementy; ten ostatni spełnia dużą rolę w procesie fotosyntezy, jako centralny składnik chlorofilu

potencjał jonizacji atomu - to energia potrzebna do oderwania pierwszego elektronu z powłoki walencyjnej atomu, wbrew siłom przyciągania przez ładunek jądra. Wzdłuż danego okresu potencjał jonizacji rośnie, osiągając największą wartość u atomów gazów szlachetnych, mających oktet elektronowy (s²p⁶) w powłoce zewnętrznej.

Na podstawie konfiguracji elektronowej atomów pierwiastków 13 grupy określ ich właściwości chemiczne podając odpowiednie równania reakcji.

• pierwiastki z grupy 13(IIIa) nazywamy borowcami lub glinowcami, należą do nich metale: glin, gal, ind, tal, oraz jeden półmetal: bor

• Konfiguracja elektronowa powłoki walencyjnej:

B K²L³

Al K²L⁸M³

Ga K²L⁸M¹³N³

• Glinowce znajdują się w układzie okresowym w bloku p, ich powłoka walencyjna złożona jest z dwóch podpowłok – zapełniony orbital s (s²), orbital p z jednym niesparowanym elektronem (p¹)

• właściwości fizykochemiczne boru są bardzo podobne do właściwości krzemu, pozostałe pierwiastki z tej grupy są nieszlachetnymi metalami, łatwo topliwymi, wraz ze wzrostem liczby atomowej wzrastają ich właściwości zasadowe oraz elektroujemność, a ich tlenki są amfoteryczne(np. w reakcji glinu z mocnymi zasadami tworzą się gliniany)

2Al + 2NaOH + 2H₂O --> 2 NaAlO₂ + 3H₂

• charakterystyczny stopień utleniania to III, a dla indu, gali i talu to także I

• pierwiastki biogenne to: Al - mikroelement

• Reakcje charakterystyczne(z wyj. boru):

• reagują z tlenem – tworzą tlenki(rozpuszczalne w zasadach i kwasach – amfoteryczne)

Al + O₂ Al₂O₃

• reagują z wodą – tworzą wodorotlenki

Al + H₂O Al₂(OH)₃

• reagują z kwasami – tworzą sole

2Ga + 3H₂SO₄ Ga₂(SO₄)₃ + 3H₂

2Al + 6HCl 2AlCl₃ + 3H₂

• najbardziej charakterystyczny jest glin: reaguje z chlorem – tworzy bezwodny chlorek glinowy, który jest silnie higroskopijny, wchłaniając wodę rozkłada się na tlenek glinu i chlorowodór:

Al + Cl₂ AlCl₃

2AlCl₃ + 3H₂O Al₂O₃ + 6HCl

Omów konfigurację elektronową atomów pierwiastków 15 grupy określ ich właściwości chemiczne podając odpowiednie równania reakcji.

• pierwiastki z grupy 15(Va) to azotowce, należą do nich dwa metale: azot, fosfor, dwa półmetale: arsen, antymon, oraz jeden metal: bizmut

• pierwiastki z tej grupy są elektroujemne, wraz ze wzrostem liczby atomowej elektroujemność i potencjał jonowy maleje

• Konfiguracja elektronowa powłoki walencyjnej:

N K²L⁵

P K²L⁸M⁵

As K²L⁸M¹⁸N⁵

• powłoka walencyjna składa sie z dwóch podpowłok: s² i p³

• w miarę wzrostu liczby atomowej zmienia się charakter chemiczny pierwiastków w tej grupie, od niemetali do metali

• azot i fosfor jako niemetale tworzą tlenki kwasowe, natomiast bizmut jako metal, tworzy tlenki zasadowe

• mają charakter średnich lub silnych utleniaczy, w związkach(z wyj. fosforu) występują na V stopniu utlenienia, w stanie wolnym są mało reaktywne. Możliwe stopnie utlenienia dla azotowców to III i V, a dla azotu również II, IV

Omów konfigurację elektronową atomów pierwiastków 17 grupy określ ich właściwości chemiczne podając odpowiednie równania reakcji.

• pierwiastki z grupy 17(VIIa) to fluorowce, należą do nich niemetale: fluor, chlor, brom, jod, oraz półmetal: astat, wszystkie występują w postaci cząsteczki dwuatomowej

• pierwiastki tej grupy są elektroujemne, ich elektroujemność, aktywność chemiczna oraz potencjał jonowy maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej

• są silnymi utleniaczami, najsilniejszy to fluor, najsłabszy to jod

• fluor utlenia wodę do wolnego tlenu:

F₂ + H₂O 2H⁺ + 2F^- + 1/2O₂ - reakcja samorzutna i wysoko egzotermiczna

• Konfiguracja elektronowa:

F K²L⁷

Cl K²L⁸M⁷

Br K²L⁸M¹⁸N⁷

• Pierwiastki 17 grupy mają w powłoce walencyjnej konfigurację elektronową s²p⁵, możliwe stopnie utlenienia tych pierwiastków to -I, II, V, VII, z wyjątkiem fluoru, który występuje tylko na -I stopniu utlenienia

• Reakcje charakterystyczne:

• reagują z metalami – tworzą sole kwasów beztlenowych

2Mg + Cl₂ 2MgCl

• reagują z tlenem:

związki fluoru z tlenem: F₂O

związki chloru z tlenem: (HClO, Cl₂O), HClO₂, ClO₂, HClO₃, (HClO₄, Cl₂O₇)

związki bromu z tlenem: HBrO, HBrO₃

związki jodu z tlenem: HIO, (HIO₃, I₂O₅), H₅IO₆

• reagują z wodorem – tworzą fluorowcowodory

Br₂ + H₂ HBr

F₂ + H₂ HF

Napisz konfigurację elektronową danego pierwiastka, wiedząc że znajduje się w danej grupie
i okresie. Napisz ile ma elektronów walencyjnych i podaj liczbę atomową.

• BROM 17 grupa, 4 okres

₃₅Br (liczba atomowa 35)

konfiguracja elektronowa: K² L⁸ M¹⁸ N⁷ (posiada 7 elektronów walencyjnych)

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁵

• AZOT 15 grupa, 2 okres

₇Br (liczba atomowa 7)

konfiguracja elektronowa: K² L⁵ (posiada 5 elektronów walencyjnych)

1s² 2s² 2p³

• MAGNEZ 2 grupa, 3 okres

₁₂Mg (liczba atomowa 12)

konfiguracja elektronowa: K² L⁸ M² (posiada 2 elektrony walencyjne)

1s² 2s² 2p⁶ 3s²

• WAPŃ 2 grupa, 4 okres

₂₀Mg (liczba atomowa 20)

konfiguracja elektronowa: K² L⁸ M⁸ N² (posiada 2 elektrony walencyjne)

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

Na podstawie podanej konfiguracji elektronowej atomu pierwiastka określ: położenie tego pierwiastka w układzie okresowym, symbol, liczbę atomową i masową, charakter pierwiastka, maksymalną wartościowość:

CHLOR 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

• numer grupy: 17 (VIIA)

• numer okresu: 3

• blok: p

• symbol: Cl

• liczba atomowa: 16 liczba masowa: 35,453

• charakter pierwiastka: niemetal

• max. wartościowość: VII

AZOT 1s² 2s² 2p³

• numer grupy: 15 (VA)

• numer okresu: 2

• blok: p

• symbol: N

• liczba atomowa: 7 liczba masowa: 14

• charakter pierwiastka: niemetal

• max. wartościowość: V

ALOTROPIA

ALOTROPIA – zjawisko występowania różnych odmian krystalograficznych lub cząsteczek zawierających różną liczbę atomów tego samego pierwiastka chemicznego

Zjawisko analogiczne, zachodzące w przypadku związków chemicznych nazywa się POLIMORFIZMEM
i nie należy mylić go z alotropią.

• odmiany alotropowe nie są stanami skupienia w sensie fizycznym, a przejścia z jednej odmiany alotropowej do drugiej nie zachodzą w ściśle określonych warunkach, lecz są zależne od termicznej historii próbek – powoduje to, że dany pierwiastek może występować w tych samych warunkach w dwóch różnych odmianach alotropowych

• najbardziej znane pierwiastki tworzące odmiany alotropowe:

WĘGIEL diament, grafit, fulleren, forma nanorurek

FOSFOR biały, czerwony, fioletowy, czarny

• fosfor biały: najaktywniejszy, skrajnie łatwopalny; przechowywany pod wodą, gdyż ze względu na jego szybkie utlenianie w powietrzu dochodzi do samozapłonu – nie wolno gasić go wodą, gdyż w wysokich temp. reaguje z nią i rozprasza się, silnie trujący dla człowieka

• fosfor czerwony: bezpostaciowy, łatwopalny – pali się nawet przy ograniczonym dostępie tlenu

SIARKA romboidalna, jednoskośna, amorficzna

ŻELAZO regularna przestrzennie centrowana sieć, regularna ściennie centrowana sieć

TLEN O₂, O₃ (ozon występujący podczas silnych wyładowań atmosferycznych)

CYNA cyna biała = β (metaliczna o krystalicznej sieci, warunki normalne), α (szary proszek, temp. >13°C)

IZOTOPY

IZOTOPY = są to odmiany tego samego pierwiastka, o takiej samej liczbie protonów w jądrze, ale różniące się liczbą neutronów w jądrze

• izotopy posiadają takie same właściwości chemiczne, natomiast nieznacznie różnią się właściwościami fizycznymi (np. gęstością, temperaturą wrzenia i topnienia)

• poszczególne izotopy danego pierwiastka charakteryzuje ich liczba masowa

tlen: wodór:

¹⁶O ¹H – prot (p+n)

¹⁷O ²H – deuter (p+2n)

¹⁸O ³H – tryt (p+3n)

• atomy poszczególnych izotopów noszą nazwę nuklidów – każdemu izotopowi odpowiada inny rodzaj nuklidu

• izotopy tego samego pierwiastka mają nuklidy o takiej samej liczbie atomowej, lecz różnej liczbie masowej

• izotopy różnych pierwiastków różnią się liczbą atomową i najczęściej także masową (nuklidy o takiej samej liczbie masowej, różniące się liczbą atomową to izobary, np. ³₁H i ³₂He

• izotopy mogą być trwałe lub nietrwałe = promieniotwórcze (naturalne lub sztuczne)

• w związku z tym, że pierwiastki występują w kilku izotopach masa atomowa pierwiastka jest średnią masą atomową wynikającą z procentowej zawartości jego izotopów

BIOPIERWIASTKI

BIOPIERWIASTKI – pierwiastki biogenne

• wszystkie pierwiastki ukł. okresowego biorą udział w procesach zachodzących w przyrodzie, ale tylko niektóre z nich są konieczne do życia organizmów żywych, inne są jedynie przez nie tolerowane,
  a niektóre działają toksycznie

• życie roślin (18 pierwiastków): C, O, H, N, S, P, Na, K, Mg, Ca, Mn, Fe, Cu, Zn, B, Si, Mo, Cl

• życie zwierząt (24 pierwiastki):

makroelementy: C, O, H, N, Na, Mg, Ca, P, S, Cl

mikroelementy: Cu, Zn, Fe, Cr, Mo, V, Mn, Co, Si, B, Sn, Se, F, J, Li, Ni, Al.

• budowa organizmu:
  węgiel, tlen, wodór, azot, siarka, fosfor synteza białek, cukrów, tłuszczy i kwasów nukleinowych

wapń budowa kości

krzem szkielet roślin, okrzemek, gąbek

utrzymanie odczynu i ciśnienia osmotycznego płynów ustrojowych oraz równowagi jonowej:

kationotwórcze: sód, potas, wapń, magnez

anionotwórcze: chlor, siarka, fosfor, azot

sterowanie procesami metabolicznymi: wchodzą w skład enzymów, hormonów, białek transportowych

pierwiastki śladowe: żelazo, cynk, miedź, chrom, bor, mangan, jod, cyna, selen, fluor, lit, glin

pierwiastki ultraśladowe: nikiel, molibden, kobalt, wanad

• pierwiastki dostają się do organizmów z pożywieniem i bezpośrednio ze środowiska (gleby, wody, atmosfera)

• ich rozmieszczenie w organizmach jest nierównomiernie – zarówno niedobór, nadmiar, jak i niewłaściwy wzajemny stosunek może mieć szkodliwe wpływy

• w przyrodzie pierwiastki ulegają przemianom, które nazywane są cyklami bio-geo-chemicznymi

WĘGIEL – organiczne związki węgla (np. polisacharydy, lipidy, białka) są podstawowym budulcem wszystkich organizmów; cząsteczki organiczne są bogatsze w energię niż cząsteczki nieorganicznych związków węgla i jej nadmiar oddają w procesach utleniania, np. spalania, oddychania, fermentacji

SIARKA – w materii organicznej stanowi budulec białka (wiązanie S-S pełni kluczową rolę w podtrzymywaniu trzeciorzędowej struktury białka); jest pobierana przez organizmy żywe głów nie z nieorganicznych siarczanów

FOSFOR – w org. żywych występuje głównie pod postacią połączeń nieorganicznych; nierozpuszczalne fosforany są budulcem kości i zębów, a rozpuszczalne – mineralnym składnikiem kwasów nukleinowych, nukleotydów, fosfatydów, fosfoprotein, fosfolipidów i fityny.

POTAS – uczestniczy w systemie buforowym regulującym pH krwi, w przemianie węglowodanów
i w syntezie białka; niezbędny do rozwoju roślin – dostarczany w postaci nawozów sztucznych

SÓD – bardzo ważny dla organizmów zwierzęcych, wchodząc w skład NaCl wspomaga utrzymanie pH krwi i właściwe ciśnienie osmotyczne komórek

WAPŃ – wraz z resztą fosforanową jest budulcem układu kostnego i zębów, jony wapniowe uczestniczą w kontrolowaniu funkcji układu nerwowego

MAGNEZ – w organizmie ludzkim występuje głównie w tkance kostnej, ale także w mięśniach i innych tkankach, jest aktywatorem enzymów, bierze udział w przemianie cukrów, reguluje działanie układu nerwowego; w roślinach jest składnikiem chlorofilu decydującym o fotosyntezie.

Magnez wykazuje działanie swoiste i nie może być zastąpiony innym pierwiastkiem – jest antagonistą ołowiu, rakotwórczego chromu i glinu wywołującego chorobę Alzheimera

SZEREG AKTYWNOŚCI METALI

SZEREG AKTYWNOŚCI METALI (= SZREG NAPIĘCIOWY, SZEREG ELEKTROCHEMICZNY)

• jest to zestawienie pierwiastków chemicznych o właściwościach metalicznych (metali) pod względem ich potencjału standardowego E⁰ - wg. malejącej zdolności do oddawania elektronów, czyli utleniania się w reakcjach redoks

• im wyżej w szeregu napięciowym znajduje się dany metal, tym łatwiej utlenia się i jest aktywniejszy chemicznie (im niżej – tym łatwiej ulega redukcji i jest mniej aktywny)

• każdy metal leżący wyżej w szeregu wypiera z roztworu soli ten, który znajduje się poniżej (np. miedź będzie wypierać srebro z r-r jego soli, ale nie żelazo)

• punktem odniesienia dla tego zestawienia jest wodór, którego potencjał standardowy przyjmuje się za umowne 0

• metale leżące powyżej wodoru wypierają go z kwasów, a leżące poniżej – nie mają tej właściwości

Li K Na Ca Mg Al. Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb < H < Sb Bi Cu Ag Hg Pt Au

AMFOTERYCZNOŚĆ

SUBSTANCJE AMFOTERYCZNE (= AMFOTERY)

• substancje, które mogą wykazywać zarówno właściwości kwasowe, jak i zasadowe

• istnieje grupa pierwiastków, których wodorotlenki i tlenki mają zdolność reagowania z mocnymi kwasami i mocnymi zasadami

• wodorotlenki metali w r-r mocnych kwasów przejawiają właściwości słabych zasad, z kolei w r-r mocnych zasad zachowują się jak słabe kwasy

• tlenki amfoteryczne: Al₂O₃, ZnO, MnO₂, As₂O₃

w reakcji z mocnymi kwasami powstają sole, w których metal jest kationem

1. Sn(OH)₄ + 2H₂SO₄ Sn(SO₄)₂ + 4H₂O siarczan(VI) cyny(IV)

2. Zn + 2HCl ZnCl₂ + H₂ chlorek cynku

3. Al₂O₃ + 6HCl 2AlCl₃ + 3H₂O chlorek glinu

w reakcji z mocnymi zasadami powstają sole, w których metal wchodzi w skład anionu

1. H₂SnO₃ + 2NaOH Na₂SnO₃ + 2H₂O metacynian(IV) sodu

2. Zn + 2NaOH + 2H₂O Na₂[Zn(OH)₄] + H₂ tetrahydroksocynkan sodu

3. Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O 2Na[Al (OH)₄] tetrahydroksoglinian sodu

Przedstaw dwa równania reakcji, w których glin występuje: w formie anionu i w formie kationu – o jakich właściwościach chemicznych glinu świadczą te reakcje.

• reakcja wodorotlenku glinu z mocną zasadą Al(OH)₃ zachowuje się jak słaby kwas

Al(OH)₃ + NaOH NaAlO₂ + 2H₂O

Al(OH)₃ + Na⁺ + OH^- Na⁺ + AlO₂^- + 2H₂O

Al(OH)₃ + OH^- AlO₂^- + 2H₂O anion metaglinianowy

• reakcja wodorotlenku glinu z mocnym kwasem Al(OH)₃ zachowuje się jak słaba zasada

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

2Al(OH)₃ + 6H⁺ + 3SO₄^2- 2Al³⁺ + 3SO₄^2- + 6H₂O

2Al(OH)₃ + 6H⁺ 2Al³⁺ + 6H₂O kation glinu

Powyższe reakcje świadczą o właściwościach amfoterycznych glinu

Podaj dwie substancje amfoteryczne i poprzyj je przykładami.

• wodorotlenek cynku

Zn(OH)₂ + 2HCl ZnCl₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2NaOH Na₂ZnO₂ + 2H₂O

• wodorotlenek glinu

Al(OH)₃ + 3HCl AlCl₃ + 3H₂O

Al(OH)₃ + NaOH NaAlO₂ + 2H₂O

KWASY I ZASADY

ELEKTRONOWA TEORIA KWASÓW I ZASAD TEORIA LEWISA

• teoria Lewisa określa kwasy i zasady niezależnie od ich zdolności protonodawczych i protonobiorczych

kwas = substancja (cząsteczki, jony), która posiada atomy mogące być akceptorem pary elektronowej, wykorzystanej na tworzenie wiązania - akceptor

zasada = substancja (cząsteczki, jony), która posiada atomy dysponujące i dostarczające wolną parę
elektronową na wytworzenie wiązania – donor

• przykłady:

KWAS ZASADA

FeCl₃ + Cl^- FeCl₄^-

Ag⁺ + 2NH₃ [Ag(NH₃)₂]⁺

SO₃ + H₂O H₂SO₄

H⁺ + H₂O ↔ H₃O⁺

H⁺ + NH₃ ↔ NH₄⁺

PROTONOWA TEORIA KWASÓW I ZASAD TEORIA BRÖNSTEDA i LOWRY’EGO

• teoria kwasów i zasad oparta na mechanizmie odszczepiania i przyłączania jonu wodorowego przez różne substancje

• zgodnie z teorią:

kwas = substancja, która ma zdolność odszczepienia (oddania) protonu, czyli jonu wodorowego

zasada = substancja, która ma zdolność do przyłączenia protonu

• cząsteczka kwasu oddając proton staje się zasadą, która może przyłączyć proton i stać się kwasem:

kwas ↔ zasada + H⁺

• równowaga kwasowo-zasadowa teorii zakłada, że z każdym kwasem musi być sprzężona odpowiednia zasada

KWAS ZASADA

H₂O ↔ OH^- + H⁺

H₃O⁺ ↔ H₂O + H⁺

NH₄⁺ ↔ NH₃ + H⁺

CH₃COOH ↔ CH₃COO^- + H⁺

• reakcja proteolityczna – reakcja przebiegająca z przekazaniem protonu między dwiema parami sprzężonych kwasów i zasad, np.

KWAS ZASADA KWAS ZASADA

HCl + H₂O H₃O⁺ + Cl^-

HNO₃ + H₂O H₃O⁺ + NO₃^-

H₂O + NH₃ NH₄⁺ + OH^-

NH₄⁺ + H₂O H₃O⁺ + NH₃

HCO₃^- + H₂O H₃O⁺ + CO₃^2-

H₂O + HCO₃^- H₂CO₃ + OH^-

• wg. teorii protonowej kwasami, oprócz tych uznanych za Arrheniusa są również: kompleksowe kationy (NH₄⁺, H₃O⁺) oraz aniony (HCO₃^-, HSO₄^-, H₂PO₄^2- i inne)

zasadami są: aniony (Cl^-, NO₃^-, HSO₄^-, CH₃COO^-, OH^-) oraz inne cząsteczki posiadające wolną parę elektronową mogącą przyłączyć proton (NH₃, H₂O)

SOLE

RODZAJE SOLI:

• sole obojętne:

sole proste: zawierają jeden rodzaj kationów i jeden rodzaj anionów np. Na₂SO₄, Ca(NO₃)₂

sole podwójne: zawierają dwa rodzaje kationów i jeden rodzaj anionu, np. MgAl₂(SO₄)₄ lub jeden rodzaj kationu i dwa rodzaje anionów, np. Pb₂Cl₂CO₃

KOH + HCl NaCl + H₂O

• wodorosole: zawierają aniony powstające podczas stopniowej dysocjacji kwasów

NaOH + H₃PO₄ NaH₂PO₄ + H₂O (diwodorofosforan(V) sodu)

Zn + 2H₂SO₄ Zn(HSO₄)₂ + H₂ (wodorosiarczan cynku)

• hydroksosole: zawierają aniony OH^-, aniony reszt kwasowych i kationy metalu (lub NH₄⁺) – pochodzą od wodorotlenków wielowodorotlenowych, w których nie wszystkie jony OH^- zostały zobojętnione kwasem

Cu(OH)₂ + HCl Cu(OH)Cl + H₂O (hydroksochlorek wapnia)

2Ca(OH)₂ + CO₂ [Ca(OH)₂]CO₃ + H₂O (węglan hydroksowapnia)

• hydraty = sole uwodnione: zawierają wbudowane w sieć krystaliczną cząsteczki wody, np.

CuSO₄ • 5H₂O pięciowodny siarczan(VI) miedzi(II)

CaSO₄ • 2H₂O dwuwodny siarczan(VI) wapnia

SPOSOBY OTRZYMYWANIA SOLI

• metal + niemetal (lub tl. niemetalu)

Cu + Cl₂ CuCl₂

2Na + N₂O₅ 2NaNO₃

• metal + kwas

Zn + H₂SO₄ ZnSO₄ + H₂ ↑

Mg + HCl MgCl₂ + H₂ ↑

• tl. zasadowy + tl.kwasowy

CO₂ + BaO BaCO₃

• tl. zasadowy + kwas

CaO + 2HNO₃ Ca(NO₃)₂ + H₂O

• tl. kwasowy + wodorotlenek

SO₂ + 2KOH K₂SO₃ + H₂O

• wodorotlenek + kwas (reakcja zobojętniania)

KOH + HCl NaCl + H₂O

K⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- K⁺ + Cl^- + H₂O

• reakcja wymiany

AgNO₃ + HCl AgCl↓ + HNO₃

(Ag⁺ + Cl^- AgCl↓)

BaCl₂ + K₂SO₄ BaSO₄↓ + 2KCl

(Ba²⁺ + SO₄^2- BaSO₄↓)

GŁÓWNE REAKCJE SOLI

• reakcje rozkładu

termicznego: 2KHCO₃ K₂CO₃ + CO₂ + H₂O

fotochemicznego: 2AgCl 2Ag↓ + Cl₂↑

• reakcja wymiany pojedynczej

(wypieranie z r-r soli metalu mniej aktywnego)

Zn + CuSO₄ ZnSO₄ + Cu↓

• reakcja wymiany podwójnej

(dobrze rozpuszczalna sól reaguje z inną dobrze rozpuszczalną solą, przy czym powstaje trudno rozpuszczalny produkt)

2AgNO₃ + CuBr₂ 2AgBr↓ + Cu(NO₃)₂

• reakcja jonów soli z wodą (hydroliza)