Prawo zachowania masy w chemii

Zachowanie masy podczas reakcji chemicznych stwierdzili i prawo zachowania masy w chemii sformułowali, niezależnie od siebie Rosjanin Michaił Łomonosow (1756) i Francuz Antoine Lavoisier (1785).

Prawo stałości składu, prawo stosunków stałych – fundamentalne prawo chemiczne odnoszące się do składu związków chemicznych. Mówi ono, że każdy związek chemiczny niezależnie od jego pochodzenia albo metody otrzymywania ma stały skład jakościowy i ilościowy. (1799,  Josepha Louisa Prousta)

Prawo objętości cząstkowych

Objętość zajmowana przez mieszaninę gazów jest równa sumie objętości, które byłyby zajmowane przez składniki mieszaniny, gdyby każdy z nich był umieszczony osobno w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury, czyli jest równa sumie objętości cząstkowych.

Stała Avogadra, to stała fizyczna liczbowo równa ilości atomów, cząsteczek lub innych cząstek materii zawartych w jednym molu tej materii. Oznaczana przez N_A (lub L - lepiej unikać ze względu na tak samo oznaczaną stałą Loschmidta), wynosi:

Stałej Avogadra nie należy mylić z liczbą Avogadra. Liczba Avogadra ma identyczne oznaczenie i wartość liczbową jak stała Avogadra, jednak - w odróżnieniu od niej - nie posiada jednostki. Liczba Avogadra jest tożsamościowo równa jednemu molowi.

Wiązanie σ – wiązanie chemiczne powstające przez czołowe nakładania się dwóch orbitali atomowych, w wyniku czego powstają dwa nowe orbitale: wiążący i antywiążący. Kształt wiązania σ wyznacza orbital molekularny σ. Przy opisie wiązania σ w indeksie dolnym lub po spacji podaje się, jakie orbitale tworzą dane wiązanie, np.: σ_sp-sp, σ_sp²_-sp, σ_sp³_-s, σ_p-p*, σ_s-s, gdzie * oznacza orbital antywiążący.

Wiązanie π - wiązanie chemiczne powstałe w wyniku nakładania bocznego orbitali atomowych (oprócz orbitali s). Kształt tego wiązania wyznacza orbital molekularny π. Przy opisie wiązania π w indeksie dolnym lub po spacji podaje się jakie orbitale tworzą dane wiązanie, np. π_d-d, π_p-p*, gdzie * oznacza orbital antywiążący.

AMFOTERYCZNOŚĆ

Amfoteryczność to właściwość niektórych pierwiastków i związków chemicznych polegająca na wykazywaniu przez nie charakteru zarówno kwasowego, jak i zasadowego. Nie rozpuszczają się w wodzie (nie reagują z nią), natomiast reagują z mocnymi kwasami (H₂SO4, HCl) oraz z mocnymi zasadami (NaOH, KOH). Do pierwiastków amfoterycznych należą m.in. glin, cynk, cyna i mangan. Tlenki oraz wodorotlenki tych pierwiastków roztwarzają się w roztworach mocnych kwasów i mocnych zasad (alkaliów) z utworzeniem odpowiednich soli. W reakcji z kwasem powstaje sól, w której kationem jest amfoteryczny metal, natomiast podczas reakcji z zasadą metal ten występuje w anionie tworzącej się soli. Związki wykazujące amfoteryczność nazywa się czasami amfolitami. Amfolity reprezentowane przez wodorotlenki pierwiastków amfoterycznych (np. As(OH)₃, Sn(OH)₂, Al(OH)₃, Zn(OH)₂) są zdolne do odszczepiania w określonych warunkach jonów wodorotlenkowych (dysocjacja zasadowa) lub wodorowych (dysocjacja kwasowa).

Przykłady

1) Reakcja glinu i cynku z mocnymi kwasami (np. HCl, H₂SO₄, HNO₃):

Al + 3H⁺ = Al³⁺ + 3/2H₂

Zn + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂

2) Reakcja tlenków glinu i cynku z mocnymi kwasami:

Al₂O₃ + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂O

ZnO + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂O

3) Reakcja wodorotlenków glinu i cynku z mocnymi kwasami:

Al(OH)₃ + 3H⁺ = Al³⁺ + 3H₂O

Zn(OH)₂ + 2H⁺ = Zn²⁺ + 2H₂O

4) Reakcja glinu i cynku z mocnymi zasadami:

Al + NaOH + 3H₂O = Na[Al(OH)₄] + 3/2H₂

Zn + 2KOH + 2H₂O = K₂[Zn(OH)₄] + H₂

5) Reakcja tlenków glinu i cynku z mocnymi zasadami:

Al₂O3 + 2KOH + 3H₂O = 2K[Al(OH)₄] (2H₂O + KAlO₂)

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] (2H₂O + Na₂ZnO₂)

Amfoteryczny tlenek glinu Al₂O₃ w reakcji z mocną zasadą (w zapisie jonowym z OH^-) zachowuje się jak kwas i przechodzi w postać anionu złożonego - anionu glinianowego AlO^2-. Odpowiednio tlenek cynku ZnO przechodzi w anion cynkanowy – ZnO₂^2-.

6) Reakcja wodorotlenków glinu i cynku z mocnymi zasadami:

Al(OH)₃ + OH^- = Al(OH)₄^- (2H₂O + AlO^2-)

Zn(OH)₂ + 2OH^- = Zn(OH)₄^2- (2H₂O + Zn^2-)

Właściwości kwasowe i zasadowe wodorotlenków amfoterycznych można wytłumaczyć porównywalnymi siłami wiązań w ich cząsteczkach pomiędzy atomem metalu i tlenem oraz atomem tlenu i atomem wodoru. Budowa cząsteczki wodorotlenku jest analogiczna do budowy cząsteczki kwasu tlenowego; atom wodoru połączony jest z atomem metalu poprzez mostek tlenowy:

Me --- O --- H

W zależności od środowiska (kwasowego, bądź alkalicznego) może ulegać rozluźnieniu wiązanie pomiędzy atomem metali i grupą wodorotlenkową. W środowisku kwaśnym dochodzi wówczas do dysocjacji zasadowej:

Me(OH)_n = Meⁿ⁺ + nHO^-

natomiast środowisko zasadowe sprzyja dysocjacji kwasowej:

Me(OH)_n = nH⁺ + MeO_n^n-

Innymi bardziej znanymi wodorotlenkami amfoterycznymi są Cr(OH)₃, Pb(OH)₄ oraz Sn(OH)₂.

Jeżeli pierwiastek amfoteryczny może występować w związkach na kilku stopniach utlenienia, wówczas kwasowość takich związków rośnie wraz ze stopniem utlenienia:

Tlenki arsenu(III), As₂O₃ oraz antymonu(III), Sb₂O₃, ulegają w silnie kwaśnym środowisku reakcji prowadzącej do utworzenia kationów Me³⁺. W środowisku alkalicznym tworzą się jony arsenianowe i antymonianowe o ogólnym wzorze MeO₃^3- lub MeO₂^-. Związki arsenu(V) i antymonu(V) mają właściwości znacznie bardziej kwasowe; w roztworze obojętnym praktycznie nie występują w postaci kationu Me⁵⁺ponieważ ulegają hydrolizie prowadzącej do utworzenia jonów arsenianowych(V) i antymonianowych(V), MeO₄^3- i MeO₃^-, podobnych do reszt kwasu fosforowego(V).

Jony manganu na stopniach utlenienia (II) i (III) występują praktycznie tylko jako kationy. Mn(IV) w silnie kwaśnym środowisku może być obecny jako kation, natomiast w środowisku obojętnym lub alkalicznym ulega hydrolizie, połączonej z utworzeniem jonu manganianowego(IV), MnO₃^2-. Jony manganu(VI) i Mn(VII) nie występują w postaci wolnych kationów, ale tworzą odpowiednie reszty kwasów tlenowych, manganiany(VI) MnO₄^2- i manganiany(VII), MnO₄^-. Jedną z najbardziej znanych soli kwasu manganianowego(VII) jest KMnO₄. 

Elektroujemność – miara tendencji do przyciągania elektronów przez atomy danego pierwiastka, gdy tworzy on związek chemiczny z atomami innego pierwiastka. Bardziej elektroujemny pierwiastek "ściąga" do siebie elektrony tworzące wiązanie z atomem mniej elektroujemnym, co prowadzi do polaryzacji wiązania. W skrajnym przypadku, gdy elektroujemności obu pierwiastków bardzo się różnią (np. sód i chlor), dochodzi do pełnego przeskoku elektronów na bardziej elektroujemny atom, co prowadzi do powstania wiązania jonowego.

Elektroujemność pierwiastków jest często zależna od układu atomów w danym związku, ich stopnia utlenienia, przyjętej w danym momencie hybrydyzacji i dość często zdarza się, że wiązania polaryzują się odwrotnie niżby to wynikało z formalnej elektroujemności związanych pierwiastków. Mimo to zaproponowano wiele sposobów, aby ilościowo zdefiniować ogólną elektroujemność pierwiastków.

Zakaz Pauliego mówi natomiast, że w jednym atomie dwa elektrony muszą różnić się wartością przynajmniej jednej liczby kwantowej (np. w jednym poziomie orbitalnym muszą mieć przeciwną orientację spinu).

Z punktu widzenia chemii najważniejszymi elektronami w atomie są elektrony walencyjne.

Chelaty (związki chelatowe) – związki kompleksowe, w których organiczny ligand łączy się z jonem centralnym za pomocą więcej niż jednego wiązania koordynacyjnego. Jonem centralnym chelatowego związku kompleksowego jest najczęściej dwu- lub trójwartościowy kation metalu.

Chelaty charakteryzują się wysoką trwałością termodynamiczną i kinetyczną, co jest skutkiem utworzenia tak zwanego pierścienia chelatowego – cyklicznegofragmentu, którego jednym z elementów jest koordynowany atom metalu. Najtrwalsze związki chelatowe posiadają pięcio- i sześcioczłonowe pierścienie.

Ligandy (addendy) – w związkach kompleksowych: atomy, cząsteczki lub aniony, które są bezpośrednio przyłączone do atomu centralnego lub kationu centralnego, zwanego centrum koordynacjialbo rdzeniem kompleksu. Pojęcie ligandu (jak również atomu centralnego) nie jest jednoznaczne i w wielu przypadkach jest kwestią umowną. W chemii organicznej określenie ligand jest stosowane wymiennie z określeniem podstawnik.

Elementem łączącym addend z atomem lub kationem centralnym jest, należący do addendu, tzw. atom ligandowy (czasem grupa atomów), który zawiera wolną parę elektronową, wbudowującą się w wolne orbitale rdzenia, lub zapełnione orbitale π, zachowujące się w ten sam sposób. W bardzo rzadkich przypadkach połączenie może odbywać się poprzez wolny orbital nakładający się na zajęte orbitale atomu centralnego. Atomem ligandowym może być atom pierwiastka silnie elektroujemnego (np. tlenu, azotu) lub pierwiastka niezbyt elektroujemnego – na przykład atom (lub grupa atomów)węgla, przez który z definicji przyłączają się wszystkie ligandy metaloorganiczne. Grupami donorowymi mogą być cząsteczki elektrycznie obojętne (np. NH₃, H₂O, CO, niektóre związki organiczne) lub aniony (OH^-, SO₄^2-, F^-, Cl^-). Bardzo złożone związki kompleksowe metali mogą zawierać nawet do 18 różnych ligandów.

Stopień utlenienia (liczba utlenienia) – formalna wartość ładunku atomu w związku chemicznym przy założeniu, że wszystkie wiązania chemiczne w danej cząsteczce mają charakter wiązań jonowych. Suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce obojętnej oraz dla wolnych pierwiastków wynosi 0, a w jonach ma wartość ładunku jonu^[1][2].

Podczas utleniania atomy oddają elektrony, a ich stopień utlenienia staje się bardziej dodatni, natomiast podczas redukcji atomy przyjmują elektrony, a ich stopień utlenienia staje się bardziej ujemny^[3].

Grupa funkcyjna (podstawnik) – szczególnie aktywna część cząsteczki, która jest odpowiedzialna za jej sposób reagowania w danej reakcji.

Większość cząsteczek posiadających określoną grupę funkcyjną zachowuje się w ten sam sposób w tych samych reakcjach chemicznych, niezależnie od budowy ich pozostałej części. Stąd, znając ogólne zasady, według których reagują dane grupy funkcyjne, można łatwo przewidzieć zachowanie cząsteczek, które je posiadają.

Pojęcie grupy funkcyjnej jest szczególnie przydatne w obszarze chemii organicznej.

ELEKTROLITY MOCNE I SŁABE

Elektrolitami mocnymi nazywamy elektrolity, które w roztworze wodnym są całkowicie zdysocjowane. Najbardziej typowymi przedstawicielami elektrolitów mocnych są sole i wodorotlenki litowców (za wyjątkiem litu) i berylowców (za wyjątkiem berylu i magnezu), a także chlorki, bromki, jodki, azotany(V) i chlorany(VII) niektórych metali pozostałych grup. Można do nich zaliczyć również rozcieńczone roztwory niektórych kwasów, np. azotowego(V), chlorowego(VII), siarkowego(VI), chlorowodorowego, bromowodorowego, jodowodorowego oraz i zasad (KOH, NaOH, ...). W przypadku, gdy wiązanie w cząsteczkach elektrolitu posiada charakter wiązania atomowego-spolaryzowanego, w roztworze występują obok siebie zarówno jony, jak i niezdysocjowane cząsteczki. Takie elektrolity nazywamy słabymi.

Stosunek ilości cząsteczek (moli) elektrolitu n, które uległy dysocjacji względnie stężenia c cząsteczek zdysocjowanych do wszystkich cząsteczek (moli) n_o lub wyjściowego stężenia elektrolitu c_o nazywamystopniem dysocjacji i oznaczamy symbolem α. Stopień dysocjacji zależy od stężenia elektrolitu, od temperatury roztworu, oraz od natury samego elektrolitu. Jest wielkością bezwymiarową, ale często można spotkać się z wyrażaniem go w postaci procentowej (α·100%).

Łatwo zauważyć, że dla elektrolitów mocnych n = n₀ (c = c₀) i stopień dysocjacji osiąga wartość 1. W przypadku elektrolitów słabych otrzymujemy nierówności: n < n₀ (c < c₀), a stopień dysocjacji mieści się w przedziale 0 < α < 1.

Należy w tym miejscu zaznaczyć, że podczas omawiania równowag w roztworach elektrolitów, wszędzie tam, gdzie jest mowa o stężeniu, będziemy rozumieli jego wyrażenie w postaci stężenia molowego.

W przypadku dysocjacji cząsteczek słabych elektrolitów, w każdej temperaturze ustala się stan równowagi pomiędzy cząsteczkami niezdysocjowanymi i jonami, które powstały podczas ich rozpadu. Przy zapisie reakcji dysocjacji fakt ten podkreślony jest przez użycie w miejsce znaku „=”, zarezerwowanego dla reakcji nieodwracalnych, znaku strzałek skierowanych w przeciwne strony, np. „” lub „”.

K_aA_b  aK^b+ + bA^a- (2)

Do matematycznego opisu reakcji dysocjacji elektrolitycznej można wykorzystać wyrażenie sformułowane w 1864 r. przez K.M. Guldberga i P. Waagego jako tzw. prawo działania mas. Można je sformułować następująco:

W stanie równowagi chemicznej, w ustalonej temperaturze, iloczyn stężeń produktów do iloczynu stężeń substratów, podniesionych do potęg równych współczynnikom stechiometrycznym, jest wielkością stałą.

Nazwa „prawo działania mas” jest obecnie wypierana przez nazwę „prawo równowagi chemicznej”. W zależności od procesu, który opisywany jest tym wyrażeniem, odpowiednie wartości stałych równowag otrzymują różne nazwy. Np. dla procesu dysocjacji mamy stałą dysocjacji K_d, dla hydrolizy – stałą hydrolizy K_h, itd. W opisywanym przypadku ogólnym stała dysocjacji elektrolitu K_aA_b (2) wyraża się wzorem:

gdzie wyrażenia umieszczone w nawiasach kwadratowych oznaczają równowagowe stężenia jonów ([K^b+], [A^a-]) oraz niezdysocjowanych cząsteczek [K_aA_b].

Wiele spośród cząsteczek elektrolitów ulega dysocjacji wielostopniowej. Dotyczy to zwłaszcza cząsteczek kwasów zawierających dwa lub więcej kwasowe atomy wodoru oraz cząsteczek zasad, zawierających dwie lub więcej grupy wodorotlenkowe. Często mamy do czynienia z taką sytuacją, że mocny kwas, czy zasada, których cząsteczki ulegają całkowitej dysocjacji w przypadku utraty jednego atomu wodoru lub odpowiednio – jednej grupy wodorotlenkowej, na kolejnych etapach dysocjacji okazują się elektrolitami słabymi.

Przykłady:

1) Dysocjacja kwasu siarkowego(VI)
H₂SO₄ = H⁺ + HSO₄^- Dysocjacja całkowita – elektrolit mocny. W roztworze nie ma cząsteczek kwasu

HSO₄^-  H⁺ + SO₄^2- Dysocjacja częściowa. W roztworze znajdują się wszystkie rodzaje jonów: HSO₄^-, H⁺, SO₄^2-.

W drugim etapie dysocjacji kwas siarkowy(VI) jest elektrolitem słabym. Stała dysocjacji K₂ w roztworze wodnym, w temp. 25⁰C wynosi:

2) Dysocjacja wodorotlenku wapnia
Ca(OH)₂ = CaOH^- + OH^- Dysocjacja całkowita – elektrolit mocny. W roztworze nie ma cząsteczek zasady.

CaOH^-  Ca²⁺ + OH^- Dysocjacja częściowa – elektrolit słaby.

Stała dysocjacji K₂ w roztworze wodnym, w temp. 25⁰C wynosi:

Powyższe przykłady stanowią potwierdzenie faktu, że jeżeli nawet oderwanie pierwszego atomu wodoru lub pierwszej grupy wodorotlenkowej od obojętnej cząsteczki następuje łatwo, to oderwanie od naładowanej cząstki dodatkowych jonów zachodzić musi znacznie bardziej opornie, bo wymaga pokonania dodatkowej siły przyciągania różnoimiennych ładunków.

3) Dysocjacja kwasu ortofosforowego
Kwas tetraoksofosforowy(V) jest kwasem słabym na wszystkich trzech etapach dysocjacji.Liczba atomowa i liczba masowa, nuklidy, izotopy, izobary

Wprowadzimy teraz kilka użytecznych definicji, którymi będziemy się posługiwać w dalszym ciągu wykładu:

Zauważmy, że znając liczbę masową A i liczbę atomową Z możemy wyznaczyć liczbę neutronów N w jądrze:

N = A – Z

Wykażmy też, że czasem stosujemy uproszczoną notację w odniesieniu do nuklidów. Zamiast pisać piszemy krócej ²³⁸U uważając, że symbol U (uran) i tak określa jednoznacznie liczbę atomową Z tego pierwiastka, którą możemy odczytać z układu okresowego. Można też spotkać notację: U-238.

BUDOWA ATOMU A POŁOŻENIE W UKŁADZIE OKRESOWYM

Specyficzne właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków wynikają z konfiguracji elektronowej atomów a w szczególności struktury najbardziej zewnętrznych powłok elektronowych (tzw. powłok walencyjnych) mających decydujący wpływ na przykład na wartościowość, czyli liczbę wiązań chemicznych, które mogą te atomy utworzyć.

Strukturę powłoki elektronowej atomu określa się dla stanu podstawowego podając główną liczbę kwantową n (odpowiadającą głównej powłoce), następnie symbol literowy orbitalu (podpowłoki): s, p, d, finformujący o pobocznej liczbie kwantowej l oraz prawy wskaźnik górny pisany tak, jak wykładnik potęgowy, oznaczający liczbę elektronów w danym stanie. I tak np. symbol 1s¹ oznacza najniższą powłokę elektronową Kobsadzoną jednym elektronem zajmującym orbital s.

W ustalaniu konfiguracji elektronowej pierwiastków układu okresowego pomocne są ogólne reguły zapełniania kolejnych orbitali:

• Elektrony zajmują kolejne orbitale na kolejnych powłokach tak, aby atom jako całość posiadał jak najniższą energię.

• Liczba elektronów, mogących zajmować powłokę określona jest zakazem Pauliego mówiącym, że dwa identyczne elektrony nie mogą zapełniać tego samego stanu. W związku z tym na orbitalach s mogą znajdować się maksymalnie 2 elektrony, na p - 6, na d - 10 i na f -14.

• W przypadku orbitali zdegenerowanych, (t.j. o tej samej energii) kolejność ich zapełniania określona jest regułą Hunda (zasada jak największej liczby niesparowanych elektronów) zgodnie, z którą najpierw wypełniany jest jeden z orbitali przez elektrony o tym samym spinie, następnie w ten sam sposób kolejny z orbitali, a po zapełnieniu wszystkich dopełniane są orbitale już częściowo zapełnione przez elektrony o spinie przeciwnym.

Zasadniczo energia elektronów zależy od numeru zajmowanej przez nie powłoki (głównej liczby kwantowej n). W następnej kolejności odgrywa wartość pobocznej liczby kwantowej. Dlatego w pierwszych 3 powłokach w kolejności najpierw zapełniane są orbitale s, a następnie p. Wpływ pobocznej liczby kwantowej może być tak duży, że niektóre poziomy energetyczne d lub f z niższej powłoki będą charakteryzowały się wyższą energią od poziomów z powłoki wyższej. Wcześniej zapełnia się orbital 4s niż 3d, 5s niż 4d, 6s niż 4f, pomimo że niżej leżące powłoki elektronowe nie zostały całkowicie wypełnione. W niektórych przypadkach można zaobserwować wyjątki w kolejności zapełniania powłok. Zapełnianie orbitalu 3d w przypadku Cr i Cuprzebiega ze zmianą kolejności w zapełnianiu podpowłoki 4s w stosunku do 3d (tzw. promocji), której nie da się przewidzieć na podstawie przedstawionych powyżej ogólnych zasad. Podobne wyjątki można zaobserwować wśród pozostałych miedziowców oraz wśród lantanowców i aktynowców. Ogólną kolejność zapełniania poszczególnych orbitali przedstawia Tabela 3.

Tabela 3. Schemat kolejności zapełniania powłok atomowych w układzie okresowym.

Powyższy schemat odzwierciedla też zasady rozmieszczenia pierwiastków w układzie okresowym. Typ orbitalu atomowego pierwiastka, w którym znajdują się elektrony walencyjne determinuje “blok”, do którego ten pierwiastek należy. Grupa 1 i 2 należy do bloku s, grupy 13-18 do bloku p (za wyjątkiem helu), grupy 3-12 do bloku d, a lantanowce i aktynowce (za wyjątkiem lantanu i aktynu) do bloku f. Liczba elektronów walencyjnych określa rodzinę, lub grupę pierwiastka. Całkowita liczba w pełni lub częściowo zapełnionych powłok elektronowych jest równa okresowi, w którym znajduje się pierwiastek.

Ponieważ najbardziej zewnętrzne elektrony decydują o właściwościach chemicznych zwykle podaje się konfigurację ostatnich powłok wraz z poprzedzającym je symbolem gazu szlachetnego, który określa powłoki należące do tzw. rdzenia atomowego np. dla strontu - [Kr] 5s².

Zależności w grupach

Przesuwając się wzdłuż grup od najlżejszego pierwiastka do najcięższego można zauważyć, że elektrony walencyjne znajdują się na tym samym typie orbitalu, lecz o coraz większej energii i średniej odległości od jądra atomowego. Przykładowo elektrony walencyjne 2 grupy (berylowców) mają dwa elektrony obsadzające orbital s (konfiguracja typu ns²). W atomach pierwszego pierwiastka grupy - berylu zajmują one 2 powłokę o niskiej energii (orbital 1s został już całkowicie zapełniony) a w atomach radu powłokę 7 znacząco dalej odległą od jądra niż powłoki o niższej energii. W związku z tym wraz ze wzrostem numerów kolejno obsadzanych powłok w grupie rośnie promień atomowy pierwiastków. Jednocześnie każdy z kolejnych pierwiastków grupy posiada niższą energię jonizacji potrzebną do oderwania elektronu. Podobnie można zaobserwować systematyczny spadek elektroujemności z powodu rosnącej odległości elektronów walencyjnymi od jądra.

Liczba elektronów walencyjnych decyduje o maksymalnej wartościowości pierwiastka. W przypadku berylowców wynosi ona II. W związku z tym pierwiastki te tworzą związki tego samego typu np.: tlenki - BeO, MgO, CaO itd., chlorki – CaCl₂, SrCl₂, BaCl₂ i inne. Ze względu na kulisty kształt orbitalu s oraz małą elektroujemność (dużą elektrododatniość) pierwiastki w tej grupie zwykle tworzą wiązania jonowe o bezkierunkowym charakterze. Najbardziej elektrododatnim pierwiastkiem w tej grupie jest promieniotwórczy rad.

W grupie 17, znanej jako halogenki, pierwiastki posiadają dokładnie jeden brakujący elektron potrzebny do utworzenia całkowicie wypełnionych powłok elektronowych. Dlatego w reakcjach chemicznych mają tendencje do przyłączania elektronów. Właściwość ta jest najbardziej widoczna w przypadku fluoru (najbardziej elektroujemny pierwiastek w całym układzie okresowym) i stopniowo obniża się wraz z rosnącym okresem. W rezultacie wszystkie halogenki mogą tworzyć beztlenowe kwasy o ogólnej postaci HX takie jak kwas chlorowodorowy, fluorowodorowy, bromowodorowy i jodowodorowy. Moc tych kwasów wzrasta wraz z wyższym okresem. Pierwiastki z tej grupy, za wyjątkiem fluoru, mogą tworzyć też kwasy tlenowe typu HXO, HXO₂, HXO₃, HXO₄, w których wykazują dodatnie stopnie utlenienia (odpowiednio: +1,+3,+5 i+7). Istnienie tych kwasów jest możliwe dzięki większej elektroujemności tlenu niż chlorowca.

Wszystkie pierwiastki grupy 18 – gazy szlachetne posiadają w pełni obsadzone powłoki walencyjne. Oznacza to, że nie muszą tworzyć wiązań z innymi atomami w celu uzyskania całkowicie wypełnionej powłoki walencyjnej i dlatego są zdecydowanie mniej podatne do tworzenia trwałych związków niż pierwiastki innych grup. W warunkach normalnych helowce są bezwonnymi, bezbarwnymi jednoatomowymi gazami.

Hel jest najbardziej obojętnym pierwiastkiem spośród wszystkich gazów szlachetnych. Reaktywność w tej grupie rośnie jednak wraz z okresem - pozostałe helowce są w stanie tworzyć związki z powodu większych rozmiarów powłok elektronowych. Znane są nieliczne związki gazów szlachetnych (głównie halogenki), których cząsteczki trwałe mogą istnieć jedynie w stanie wzbudzonym jak np. fluorki argonu ArF i kryptonu KrF, chlorek ksenonu XeCl otrzymywane m.in. w trakcie wyładowań elektrycznych w mieszaninach rozrzedzonych gazów.

Zależności w okresach

Podobnie do zależności w grupach, pierwiastki znajdujące się w tym samym okresie wykazują trendy m.in., w promieniach atomowych, energiach jonizacji oraz elektroujemności. Promień atomowy maleje zwykle z lewej na prawą stronę okresu. Dzieje się tak, dlatego ponieważ każdy z następnych pierwiastków posiada o jeden proton i elektron więcej, co sprawia, że elektrony przyciągane są bliżej w kierunku jądra atomowego. Spadek promienia atomowego powiązany jest ze wzrostem wartości energii jonizacji ze względu na mniejszą średnią odległość elektronów od jądra. Podobnie jak energia jonizacji zmienia się elektroujemność pierwiastków.

Powyższe trendy najwyraźniej widoczne są w grupie metali przejściowych (zewnętrznoprzejściowych).Zwyczajowo nazwa tej grupy odnosi się pierwiastków znajdujących się w bloku d (grupy 3 do 12) układu okresowego włączając cynk, kadm i rtęć. Z drugiej strony zgodnie z definicją IUPAC, metal przejściowy jest “pierwiastkiem, którego atom posiada niepełną podpowłokę d lub może tworzyć kationy z niekompletną powłoką d”. Należy zauważyć, że zgodnie z tą definicją cynk, kadm i rtęć są wyłączone z grupy metali przejściowych, ponieważ posiadają kompletną konfigurację elektronową d¹⁰. Znane jest jedynie parę związków tych pierwiastków, w których istnieją jony tych metali z częściowo wypełnionymi podpowłokamid. W szczególności rtęć(I) nie tworzy pojedynczych jonów z niepełną podpowłoką d lecz występuje w cząsteczkach dwuatomowych Hg₂²⁺. Pomimo, że położenie w długich okresach sugerowałoby zaliczenie cynkowców do metali przejściowych to jednak swoimi właściwościami wynikającymi z zamkniętej podpowłoki d zbliżają się raczej do pierwiastków grup głównych.

Wiele interesujących właściwości pierwiastków przejściowych jest wynikiem ich częściowo wypełnionych orbitali. Okresowe zmiany właściwości w bloku d są o wiele bardziej widoczne niż w reszcie układu okresowego. Pierwiastki przejściowe są metalami o srebrzystej barwie (z wyjątkiem miedzi i złota), mają zwykle wysoką gęstość, wytrzymałość na rozciąganie, wysokie temperatury topnienia i wrzenia. Jak wiele innych właściwości tych pierwiastków jest to wynikiem zdolności elektronów orbitalu d do jednoczesnego tworzenia kilku wiązań, czyli tzw. delokalizacji elektronów w sieci krystalicznej. W materiałach metalicznych parametry wytrzymałościowe silnie związane są z liczbą elektronów dzielonych pomiędzy atomami.

Do innych szczególnych właściwości pierwiastków przejściowych należy:

• tworzenie barwnych związkow

• różnorodność stopni utlenienia (np. w Mn: +II, +III, +IV, +V, +VI, +VII)

• katalityczne właściwości

• tworzenie jonów kompleksowych (w tym akwakompleksów)

• właściwości paramagnetyczne lub ferromagnetyczne z powodu obecności niesparowanych elektronów.

W przeciwieństwie do grup 1 i 2 jony metali przejściowych posiadają wiele trwałych stopni utlenienia, ponieważ mogą oddawać elektrony d bez wysokich kosztów energetycznych. Na przykład mangan posiada dwa elektrony w podpowłoce 4s i pięć w elektronów 3d, które równie łatwo mogą być usunięte. Stąd managan w związkach może przyjmować stopnie utlenienia (od +2 do +7). Osm i ruten wyjątkowo mogą występować nawet na +8 stopniu utlenienia. Generalnie jony o wyższych stopnia utlenienia mają właściwości utleniające a o niższych redukujące. Możliwość przyjmowania zmiennych stopni utlenienia tłumaczy katalityczne właściwości pierwiastków przejściowych. W reakcjach katalitycznych metale te bowiem mogą tworzyć różnego typu związki pośrednie umożliwiając powstawanie alternatywnych dróg reakcji o niższej całkowitej energii aktywacji.

 Biorąc pod uwagę nakładanie się trendów w grupach i okresach można stwierdzić, że powyższe właściwości zmieniają się najsilniej po przekątnej układu okresowego. I tak, największą elektroujemność posiada fluor (9) a najmniej elektroujemnym (najbardziej elektrododatnim) jest frans (87). Analogicznie, w górnym, prawym rogu tablicy Mendelejewa znajdują się pierwiastki o najsilniej zaznaczonym charakterze kwasotwórczym - a w dolnym, lewym rogu - pierwiastki tworzące najsilniejsze zasady.

BUDOWA UKŁADU OKRESOWEGO

Układ okresowy ma postać tabeli skonstruowanej tak by ilustrowała periodyczne właściwości chemiczne oraz fizyczne pierwiastków. Pierwiastki ułożone są w kolejności wzrastających liczb atomowych (tzn. liczby protonów w jądrze atomowym) a nie mas atomowych jak pierwotnie zaproponował Mendelejew. Pierwiastki o podobnych właściwościach znajdują się w pionowych kolumnach nazywanej grupami o numerach od 1 do 18. Poziome rzędy w tabeli nazywane są okresami. Pierwiastki znajdujące się w pewnych grupach wykazują wyraźne podobieństwa właściwości chemicznych i fizycznych. Dla tych grup przyjęły się utarte nazwy zwyczajowe:

• metale alkaliczne (1)

• metale ziem alkalicnzych (2)

• halogenki (17)

• gazy szlachetne (18)

Niezależnie od tego używane są nazwy przyjęte od nazw pierwiastków otwierających grupę (tj.:litowce, berylowce, borowce, itp). Chociaż przynależność do grup jest najbardziej powszechnym sposobem klasyfikacji, w niektórych obszarach tabeli wspólne cechy pierwiastków w okresach są bardziej znaczące niż w grupach. W szczególności dotyczy to bloku metali przejściowych (grupy od 3 do 12). Niektóre trójki pierwiastków posiadają podobne właściwości i uzyskały własne nazwy np.: żelazowce Fe-Co-Ni, czyplatynowce Ru-Rh-Pd. W tzw. bloku f lantanowce i aktynowce tworzą dwie serie pierwiastków wyłączone z głównej tabeli i zamieszczane są zwykle poniżej niej. Aktynowce o liczbach atomowych większych od uranu (92) nazywane są też transuranowcami. Pierwiastki te praktycznie nie występują w przyrodzie, otrzymywane są w sposób sztuczny m.in. w akceleratorach. Do pierwiastków syntetycznych należą także pierwiastki 43 (technet) i 61 (promet) pomimo mas atomowych niższych niż naturalnie występujący uran (92). Pierwiastki 93 (neptun) i 94 (pluton) są wyliczane wśród pierwiastków syntetycznych, mimo że zostały znalezione w śladowych ilościach na Ziemi.

WIĄZANIE JONOWE

W zależności od liczby obsadzonych powłok elektronowych oraz liczby elektronów na ostatniej (zwykle nie całkiem wypełnionej) powłoce, czyli powłoce walencyjnej, pierwiastki wykazują różne zdolności tworzenia wiązań chemicznych. Niektóre pierwiastki stosunkowo łatwo oddają elektron/y z ostatniej powłoki. Zdolność do oddawania elektronów można wyrazić ilościowo, mierząc tzw. energię jonizacji, czyli energię potrzebną do usunięcia elektronu z ostatniej powłoki. Do pierwiastków o najniższych energiach jonizacji należą metale, zwłaszcza zaś metale mające 1 lub 2 elektrony na ostatniej powłoce. Są to metale alkaliczne, litowce – 1 elektron walencyjny (grupa 1 układu okresowego) oraz metale ziem alkalicznych, berylowce – 2 elektrony walencyjne (grupa 2 układu okresowego). Oddając swój elektron, do czego potrzebny jest stosunkowo niski nakład energii, atomy tych pierwiastków zyskują wypadkowy ładunek dodatni.

Inne pierwiastki chemiczne, w których powłoka walencyjna jest prawie całkowicie zapełniona – fluorowce (grupa 17) – liczba elektronów walencyjnych o 1 mniejsza od maksymalnej możliwej, tlenowce (grupa 16) – liczba elektronów walencyjnych o 2 mniejsza od maksymalnej możliwej – charakteryzują się wysokimi wartościami energii jonizacji. Oznacza to, że usunięcie elektronu z ich ostatniej powłoki jest prawie niemożliwe. Z drugiej zaś strony, całkowite zapełnienie ostatniej powłoki (charakterystyczne dla helowców – gazów szlachetnych) wiąże się z pewnym obniżeniem energii atomu, które nosi nazwę powinowactwa elektronowego. Atomy te mogą zatem przyjmować elektrony na swoją ostatnią powłokę, co oznacza, że uzyskują wypadkowy ładunek ujemny.

Oddanie elektronu przez atom A oznacza zatem, że stanie się on jonem dodatnim, a przyjęcie elektronu przez atom B oznacza, że stanie się on jonem ujemnym. Ponieważ dwa różnoimienne ładunki przyciągają się, jony A i B połączą się trwale wiązaniem jonowym. Jego powstawanie przedstawiono schematycznie na rysunku 1 na przykładzie fluorku cezu. Cez ma niską energię jonizacji dla elektronu na powłoce walencyjnej, a fluor posiadający wysokie powinowactwo elektronowe charakteryzuje się również powinowactwem elektronowym. Utworzenie wiązania polega w tym wypadku na „oddaniu” elektronu walencyjnego atomu cezu atomowi fluoru. Atom cezu zyskuje wypadkowy ładunek dodatni (ładunek jądra jest o 1 wyższy niż wynosi liczba pozostałych elektronów) – staje się jonem dodatnim; atom fluoru zyskuje wypadkowy ładunek ujemny (ładunek jądra jest o 1 niższy niż liczba elektronów po przyjęciu dodatkowego elektronu cezu) – staje się jonem ujemnym.

Rysunek 1. Tworzenie się wiązania jonowego we fluorku cezu. a/Oba atomy mają zrównoważone ładunki elektryczne. b/Każdy z jonów uzyskał wypadkowy ładunek elektryczny.

Skutkiem wytworzenia wiązania jonowego cez-fluor – czyli utworzenia się dwóch jonów (Cs⁺ oraz F^-) jest trwały układ dwóch połączonych atomów. Oddziaływanie pola elektrycznego, wytworzonego przez oba jony nie zależy od kierunku – jest takie samo zarówno w stronę jonu o przeciwnym znaku, jak i w innych kierunkach.

Wiązanie jonowe tworzy się tylko wtedy, kiedy różnica potencjału jonizacji i potencjału elektronowego pomiędzy pierwiastkami, których atomy tworzą wiązanie jest bardzo duża.

WIĄZANIE ATOMOWE (KOWALENCYJNE)

 Jeżeli przybliżamy do siebie dwa atomy o podobnej energii jonizacji i podobnym powinowactwie elektronowym, to jedynym sposobem na obniżenie sił odpychania pozostaje umieszczenie elektronów pomiędzy jadrami atomowym. W ten sposób możemy oczekiwać, że siły przyciągania zrównoważą siły odpychania. Najprostszym przykładem tworzenia takiego wiązania jest tworzenie się dwuatomowych cząsteczek gazów, np. wodoru czy fluoru. Mówimy wówczas, że powstaje wspólna para elektronowa, liczba elektronów pozostających w strefie oddziaływania jądra atomowego jest równa maksymalnej liczbie elektronów, które mogą znajdować się na powłoce walencyjnej. Na Rysunku 2 przedstawiono tworzenie się wiązania kowalencyjnego w cząsteczce wodoru. Każdy z atomów ma po jednym elektronie. walencyjnym. Mogą zatem utworzyć jedną wspólną parę elektronową (maksymalna możliwa liczba elektronów na pierwszej powłoce wynosi 2).

Rysunek 2. Tworzenie się wiązania kowalencyjnego – wspólnej pary elektronowej w cząsteczce wodoru  

Nieco inaczej wygląda sytuacja w przypadku utworzenia się cząsteczki fluoru. Atom fluoru posiada 7 elektronów walencyjnych (maksymalna możliwa liczba elektronów na powłoce walencyjnej wynosi 8). Tutaj również tworzy się wspólna para elektronowa (Rysunek 3).

Rysunek 3. Tworzenie się wiązania kowalencyjnego – wspólnej pary elektronowej w cząsteczce fluoru

 Można zatem uznać, że utworzenie się wiązania kowalencyjnego polega na wytworzeniu wspólnej pary elektronowej pomiędzy dwoma atomami. Liczba wspólnych par elektronowych, które tworzą się pomiędzy dwoma atomami może być równa lub większa od 1. W roku 1917 Lewis, Kossel i Langmuir przyjęli, że liczba par elektronowych (wiązań chemicznych) utworzonych przez dany pierwiastek równa jest różnicy pomiędzy faktyczną liczbą elektronów walencyjnych, a liczbą maksymalną liczbą elektronów, która może obsadzić daną powłokę (zazwyczaj 2 lub 8). Zgodnie z tym, w cząsteczce O₂ tworzą się 2 wspólne pary elektronowe, a w cząsteczce azotu – 3 wspólne pary elektronowe. Lewis zaproponował, by wspólne pary elektronowe oznaczać kreskami, np. H-H, F-F oraz O=O i NN.

WIĄZANIE METALICZNE

Jeżeli łączą się ze sobą wyłącznie atomy o niskim potencjale jonizacyjnym (czyli takie, które łatwo „oddają” elektrony), tworzące się wiązania nie mają charakteru jonowego, gdyż żaden z atomów nie przyjmuje łatwo oddawanych elektronów. Jednak elektrony walencyjne są słabo związane z „rdzeniami atomowymi” (rdzeń atomowy to dodatni jon pierwiastka, zwykle metalicznego, składający się z jądra i wszystkich – poza walencyjną – całkowicie wypełnionych powłok elektronowych). W metalach zatem nie możemy przypisać elektronów konkretnym rdzeniom atomowym, mówimy, że wiązanie ma charakter kolektywny, a elektrony ulegają łatwo przemieszczeniu pod wpływem np. zewnętrznej różnicy potencjałów, czy różnicy temperatury. Czasem nawet na określenie stanu elektronów w metalach używa się pojęcia „gaz elektronowy”, gdyż elektrony słabo przyciągane przez rdzenie atomowe mogą się poruszać podobnie jak cząsteczki w gazie. Pozwala to na wyjaśnienie całego szeregu właściwości metali, takich jak połysk, dobre przewodzenie ciepła, czy wysokie przewodnictwo elektryczne. Na rysunku 4 przedstawiono schematycznie fragment metalicznego sodu.

Rysunek 4. Wiązanie metaliczne. Rdzenie atomowe otacza „gaz elektronowy”

CZĄSTECZKI HETEROJĄDROWE. WIĄZANIA SPOLARYZOWANE.

Liczba elektronów walencyjnych, które posiada atom pierwiastka oraz jego położenie w układzie okresowym mają zasadniczy wpływ zarówno na jego potencjał jonizacyjny, jak i powinowactwo elektronowe. Zwykle bowiem pierwiastki o niewielkiej liczbie elektronów walencyjnych (poniżej 3) mają niskie potencjały jonizacyjne, podczas gdy pierwiastki o liczbie elektronów bliskiej maksymalnemu wypełnieniu powłoki walencyjnej (mające 6 i więcej elektronów walencyjnych) mają wysokie potencjały jonizacyjne, a także wyższe od innych pierwiastków powinowactwo elektronowe.

Różnice we właściwościach elektronowych pierwiastków decydują o rodzaju wiązania, jaki mogą tworzyć ze sobą ich atomy. O ile bowiem w przypadku pierwiastków silnie różniących się tymi właściwościami powstają wiązania jonowe, o tyle w przypadku niewielkich różnic – wiązania kowalencyjne. Wspólna para elektronowa jest przyciągana przez oba atomy, choć różnice w elektroujemności powodują, że orbital molekularny nie jest symetryczny (jak w cząsteczkach homojądrowych).

W takich samych atomach poziomy o tej samej głównej i pobocznej liczbie kwantowej mają taką samą energię. Dlatego w cząsteczce azotu orbitale 2s jednego z atomów mogą nakładać się z orbitalami 2s drugiego atomu, ale nie z orbitalami 2p_x tego atomu, gdyż warunek zbliżonej energii nie jest spełniony, nawet jeśli mają one taka samą symetrię względem osi wiązania (patrz Rysunek 7).

Znacznie bardziej skomplikowana jest sytuacja w cząsteczkach hetero jądrowych, gdyż np. w cząsteczce HF poziomy energetyczne fluoru (konfiguracja w stanie podstawowym 1s²2s²2p⁵) różnią się znacznie od poziomu energetycznego wodoru (1s²). W atomie fluoru najbardziej zbliżoną do elektronu atomu wodoru energie mają elektrony orbitali 2p (jest ona tylko o 3,8 eV niższa niż energia orbitalu 1s wodoru). Dlatego w cząsteczce HF wspólną parą elektronową będzie obsadzony przez 2 elektrony orbital wiążący utworzony z orbitali 1s wodoru i 2p_x fluoru. Ponieważ jednak orbital 2p_x fluoru ma niższą energię, przeto w orbitalu wiążącym σ będzie miał on większy udział. Skoro tak, to znaczy, że w orbitalu wiążącym będzie miał on większy udział. Elektrony orbitalu wiążącego σ będą zatem częściej przebywały w pobliżu jądra fluoru, a orbital cząsteczkowy nie będzie symetryczny.

Rysunek 12. Diagram energetyczny dla cząsteczki fluorowodoru

Elektrony fluoru opisywane przez orbitale 2s, 2p_y i 2p_z nie tworzą żadnych orbitali molekularnych, gdyż wodór nie ma żadnych orbitali atomowych o podobnych energiach i symetrii. które mogłyby się z nimi nakładać. Dlatego mówimy, że przy atomie fluoru pozostają 3 pary elektronowe.

Skoro jednak ładunek wiązania został przesunięty w stronę fluoru, możemy mówić, że cząsteczka ta wykazuje charakter biegunowy, czyli polarny. Jeśli przesunięty został ładunek efektywny δ, to „od strony fluoru” cząsteczka będzie posiadać ładunek – δ, a ”od strony wodoru” ładunek +δ. Jeśli pomnożymy wielkość ładunku przez odległość „l” na jaką został przesunięty, otrzymamy moment dipolowy cząsteczki: μ=δ×l.

Moment dipolowy charakteryzuje rodzaj wiązania, jakie występuje w cząsteczce. Jeśli w cząsteczce homojądrowej ładunek jest symetryczny, δ wynosi 0, a zatem μ również wynosi 0. Jest to wiązanie o charakterze kowalencyjnym. Jeżeli δ=e, czyli wielkość przesuniętego ładunku jest równa ładunkowi elektronu, to wówczas tworzy się wiązanie jonowe (elektron przemieścił się całkowicie od jednego atomu do drugiego). Jeżeli 0< δ<e, to wówczas mamy do czynienia z wiązaniem o charakterze pośrednim, które nazywamy wiązaniem kowalencyjnym spolaryzowanym. Znając różnicę energii pomiędzy dwoma orbitalami tworzącymi orbital molekularny możemy przewidzieć jaki będzie charakter wiązania i jaki będzie ewentualny moment dipolowy powstałej cząsteczki. Porównując jego wartość z całkowitym przesunięciem ładunku możemy oszacować ilościowo polaryzację wiązania, podając tzw. jonowość wiązania:

W tej skali jonowość wiązania kowalencyjnego wynosi 0, a wiązania jonowego 100 %, zaś wszystkie wiązania kowalencyjne spolaryzowane charakteryzują się pośrednimi wartościami jonowości.

ELEKTROUJEMNOŚĆ PIERWIASTKÓW. PRZEWIDYWANIE CHARAKTERU WIĄZANIA.

Jednak dla celów praktycznych nie potrzebujemy na ogół precyzyjnych danych o energiach nakładających się orbitali; nie musimy również obliczać precyzyjnie wartości momentu dipolowego (który można określić doświadczalnie). Półempirycznym sposobem na określenie charakteru pierwiastka i jego zdolności do tworzenia wiązań chemicznych o różnym charakterze stało się pojęcie elektroujemności, stanowiącej miarę przyciągania wspólnych par elektronowych przez atom danego pierwiastka. Elektroujemność jest pojęciem względnym, określa bowiem właściwości danego pierwiastka w stosunku do innych pierwiastków. Podstawą ustalenia elektroujemności danego pierwiastka są informacje o jego potencjale jonizacyjnym, jego powinowactwie elektronowym a także charakterze wiązań, tworzonych z atomami innych pierwiastków. Zostało zaproponowanych kilka skal elektroujemności, które na podstawie danych empirycznych szeregują pierwiastki. Jedną z nich jest przedstawiona poniżej – dla pierwiastków grup 1-2 i 13-18 – skala Paulinga.

Rysunek 13. Wartość elektroujemności najważniejszych pierwiastków wg Paulinga

Można również określić związek pomiędzy różnicą elektroujemności dwóch tworzących wiązanie pierwiastków, a charakterem tworzonego przez nie wiązania. Taką empiryczną zależność przedstawiono na Rysunku 14.

Rysunek 14. Jonowość wiązania jako funkcja różnicy elektroujemności

Korzystając z tabeli elektroujemności i powyższego wykresu można w przybliżeniu określić charakter i kierunek polaryzacji wiązania. Np. w cząsteczce OF₂ wspólne pary elektronowe będą przesunięte w stronę fluoru (jonowość wiązania będzie rzędu 10 %), a wiązaniu pomiędzy Na i Cl (różnica elektroujemności 2,3) jonowość wiązania wyniesie około 80 %. Dla fluorku cezu (różnica elektroujemności 3,2) otrzymamy wiązanie jonowe. Naturalnie dla cząsteczek homojądrowych oraz dla nieznacznych różnic elektroujemności jonowość wiązania będzie bardzo niska lub wręcz równa zero.

pH I pOH

 Jak już wspomniano, wartość iloczynu jonowego wody zależy jedynie od temperatury, a nie od tego, czy oznaczamy stężenia jonów wodorowych lub wodorotlenkowych w czystej wodzie, czy też w roztworach wodnych substancji ulegających dysocjacji elektrolitycznej: kwasów, zasad i soli. Zawsze bowiem, w temperaturze 25⁰C spełniona będzie zależność:

[H⁺][OH^-] = 10^-14  (13)

 Jeżeli [H⁺]=[OH^-]=10^-7 mol·dm^-3 mówimy, że roztwór jest obojętny. Jeżeli stężenie [H⁺]>[OH^-] roztwór ma charakter kwaśny ([H⁺]>10^-7 mol·dm^-3), zaś w przypadku gdy [H⁺]<[OH^-] - zasadowy ([H⁺]<10^-7 mol·dm^-3). Ponieważ większość rzeczywistych roztworów ma charakter słabo kwaśny lub słabo zasadowy, określanie ich charakteru za pomocą stężeń jonów wodorowych względnie wodorotlenkowych jest bardzo uciążliwe ponieważ trzeba operować bardzo małymi liczbami lub potęgami o wykładniku ujemnych. W celu uproszczenia tych zapisów i uniknięcia posługiwania się małymi liczbami w 1909 roku duński biochemik i fizykochemik S.Peter Sörensen (1868-1939) wprowadził tzw. skalę pH:

pH = - log[H⁺]  (14)

Jak łatwo zauważyć, przyjęcie tej skali oznacza, że roztwory posiadające pH < 7 mają odczyn kwaśny, przy wartościach pH > 7 są natomiast zasadowe. O roztworach obojętnych mówimy, gdy pH = 7. pH nosi często nazwę „wykładnika mocy kwasu”.

Analogicznie do skali kwasowości (pH) można również wprowadzić skalę zasadowości:

pOH = - log[OH^-]  (15)

Przy posługiwaniu się tą skalą roztwory kwaśne będą miały pOH większe od 7, a zasadowe – mniejsze od 7.Praktyczna skala pH obejmuje zakres od 0 do 14. Skrajne wartości będą osiągały odpowiednio mocne, 1,1-wartościowe kwasy oraz mocne, 1,1-wartościowe zasady o stężęniu 1 mol·dm^-3. Jak widać, w przypadku gdy stężenie tych kwasów bądź zasad przekroczy wartość 1 mol·dm^-3, roztwory mogą mieć pH nieco mniejsze od 0 lub nieco większe od 14.

TEORIE KWASÓW I ZASAD

Teoria Arrheniusa

Teorie kwasów i zasad mają na celu wytłumaczenie wpływu rozpuszczalnika oraz budowy cząsteczek na właściwości związków chemicznych. Chronologicznie najstarszą z tych teorii jest opracowana przez Svante Arrheniusa w 1887 r., zgodnie z którą:

― kwasami nazywamy substancje, których cząsteczki ulegają w roztworach wodnych dysocjacji elektrolitycznej połączonej z odszczepieniem kationu wodorowego H⁺ (H₃O⁺,H₉O₄⁺):

HR  H⁺ + R^-

― zasadami nazywamy substancje, których cząsteczki ulegają w roztworach wodnych dysocjacji elektrolitycznej połączonej z odszczepieniem jonu wodorotlenkowego OH^-:

MeOH  Me⁺ + OH^-

W powyższych zapisach dysocjacji symbol R^‑ oznacza tzw. resztę kwasową, natomiast Me⁺ - kation metalu lub jon dodatni.

Teoria kwasów i zasad Arrheniusa stosuje się tylko do roztworów wodnych i wiele związków, określanych według tej teorii jako kwasy i zasady, zmienia swój charakter w innych rozpuszczalnikach.

Teoria Brønsteda – Lowry’ego

Teorię tę, zwaną również teorią protonową kwasów i zasad, opracował duński chemik Brønsted i niezależnie od niego Anglik Lowry (1923). Zgodnie z nią kwasami nazywamy związki chemiczne lub jony zdolne do oddawania protonów (donory protonów), a zasadami związki chemiczne lub jony zdolne do przyłączania protonów (akceptory protonów). Cząsteczka lub jon kwasu po oddaniu protonu staje się cząsteczką lub jonem zasady i odwrotnie - cząsteczka zasady po przyłączeniu protonu staje się cząsteczką lub jonem kwasu. W każdym zapisie reakcji przyłączania i oddawania protonów można wyróżnić po każdej stronie reakcji sprzężone ze sobą pary: kwas-zasada. Woda jest rozpuszczalnikiem o właściwościach amfoterycznych, może bowiem spełniać zarówno rolę kwasu, jak i zasady:

Na podstawie teorii Lowry’ego–Brønsteda można wyjaśnić kwasowy względnie zasadowy charakter soli, które nie zawierają jonów wodorowych i wodorotlenkowych. Z równania (20) można wnioskować, że obecność w cząsteczce soli kationu amonowego NH₄⁺ nadaje jej charakter kwasu, natomiast z równania (21) wynika, że anion octanowy wprowadza do cząsteczki czynnik zasadowy.

Teoria Lewisa

Teoria opracowana przez amerykańskiego fizykochemika Gilberta Newtona Lewisa w 1923 r. wiąże właściwości kwasowo zasadowe nie z atomami wodoru tylko strukturami elektronowymi. Lewis zdefiniował kwasy jako substancje będące akceptorami pary elektronowej, zaś zasady – jako donory pary elektronowej. Np. reakcję amoniaku z jonem wodorowym

NH₃ + H⁺  NH₄⁺

można przedstawić jako tworzenie wiązania koordynacyjnego pomiędzy cząsteczką amoniaku, dysponującego wolną parą elektronową, a jonem wodorowym:

W ogólności, reakcję kwasowo-zasadową wg Lewisa można zapisać w postaci:

Teoria Lewisa jest bardziej ogólna od opisanych powyżej. Dzięki wprowadzonym modyfikacjom praktycznie wszystkie kwasy i zasady, zarówno Arrheniusa, jak i Brønsteda-Lowry'ego, są sklasyfikowane jak poprzednio, natomiast można dodatkowo sklasyfikować nowe związki. W reakcji amoniaku z wodorkiem boru można ten ostatni uważać za kwas, czego nie dałoby się objaśnić poprzednimi teoriami:

Teoria Usanowicza

Jeszcze bardziej ogólną teorię sformułował M. Usanowicz w 1939 r. Zgodnie z nią kwasem nazywamy substancję, której cząsteczka odszczepia kation, przyłącza anion lub elektron i zdolna jest do zobojętniania zasad i tworzenia soli. Z kolei zasadą jest substancja, której cząsteczki odszczepiają anion, przyłączają kation i zdolna jest do zobojętniania zasad i tworzenia soli.

REAKCJE ZOBOJĘTNIANIA

Reakcja zobojętniania jest reakcją pomiędzy kwasem i zasadą, w wyniku której tworzy się sól i woda. Reakcję tę można zapisać schematycznie w postaci równania:

W ogólności reakcja zobojętniania polega na łączeniu się jonów wodorowych (hydroksoniowych) z jonami wodorotlenkowymi na słabo zdysocjowane cząsteczki wody, np. w reakcji wodorotlenku potasu z kwasemsolnym:

K⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- = K⁺ + Cl^- + H₂O

biorą udział jedynie jony wodorowe i wodorotlenkowe

OH^- + H⁺ = H₂O

 Reakcja zobojętniania jest reakcją silnie egzoenergetyczną. Ciepło reakcji wyzwalające się podczas zobojętniania 1 mola zasady i 1 mola kwasu w roztworze jest w przybliżeniu stałe (ponieważ jest równe ciepłu tworzenia się 1 mola wody z jonów H⁺ i OH^-) i wynosi ok. 57 800 J (13 800 cal) w temperaturze 20⁰C.

Bezwodniki kwasowe – grupa związków chemicznych, które w wyniku praktycznej lub teoretycznej reakcji z wodą tworzą kwasy zarówno organiczne jak i nieorganiczne. Formalnie bezwodnikiem kwasowym jest cząsteczka powstająca po usunięciu dwóch atomów wodoru i jednego atomu tlenu z cząsteczki kwasu[1].

Są to tlenki kwasowe, które podczas reakcji z wodą tworzą określone kwasy.

Przykłady bezwodników:

kwasu siarkowego(VI) jest tlenek siarki(VI):

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

kwasu węglowego jest dwutlenek węgla:

CO₂ + H₂O → H₂CO₃

kwasu borowego jest tlenek boru(III):

B₂O₃ + 3H₂O → 2H₃BO₃

Bezwodnikami kwasowymi są na ogół tlenki, w których centralny atom znajduje się na tym samym stopniu utlenienia co w tworzonym kwasie. Czasami do bezwodników kwasowych zalicza się też związki tworzące z wodą kwasy beztlenowe, np. chlorowodór:

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻