Mieszanina - zmieszane ze sobą co najmniej dwie substancje chemiczne.

Mieszanina jednorodna - mieszanina, której składników nie można zobaczyć gołym okiem lub za pomocą prostych przyrządów optycznych. Np.: powietrze, roztwór soli w wodzie, mosiądz, brąz, dwutlenek węgla, roztwór cukru z wodą.

Mieszanina niejednorodna – mieszanina, której składniki można zobaczyć gołym okiem lub za pomocą prostych przyrządów optycznych. Np.: piasek z wodą, opiłki żelaza z siarką, żwir z wodą, piasek z makiem.

Sposoby rozdzielania niektórych mieszanin jednorodnych:

Odparowanie – cieczy od ciała stałego

Krystalizacja – polega na wydzielaniu się z roztworu substancji w postaci kryształków wskutek np.: odparowania wody

Destylacja – rozdzielenie składników mieszaniny ciekłej jednorodnej, wykorzystując przy tym różnice temperatur wrzenia różnych cieczy.

Sposoby rozdzielania niektórych mieszanin niejednorodnych:

Dekantacja – oddzielenie ciała stałego od cieczy przez zlanie klarownej cieczy znad osadu

Sączenie(filtracja) – przelewanie mieszaniny cieczy z ciałem stałym przez sączek z bibuły

Sedymentacja – opadanie na dno naczynia cząsteczek ciała stałego w cieczy

Pierwiastek chemiczny – substancja prosta, której nie można rozłożyć na prostsze.

Związek chemiczny – substancja złożona z co najmniej dwóch różnych pierwiastków połączonych ze sobą trwale.

Substancja chemiczna – rodzaj materii o określonym stałym składzie chemicznym.

Właściwości substancji – zespół charakterystycznych cech danej substancji pozwalający na jej rozpoznanie. Dzielą się na:

Właściwości fizyczne – stan skupienia, gęstość, barwa, połysk, temp. Wrzenia i topnienia, przewodnictwo elektryczne i cieplne.

Właściwości chemiczne – zapach, smak, palność, trujące działania na organizmach żywych.

Zjawisko fizyczne – przemiana, w której wyniku nie powstaje żadna nowa substancja. Np.: topnienie parafiny, parowanie wody, rozdrabnianie kryształków cukru, wyciąganie drutu z miedzi, przepływ prądu przez przewodnik

Reakcja/ przemiana chemiczna – przemiana, w której wyniku powstaje nowa substancja o innych właściwościach. Np.: spalanie magnezu w powietrzu, powstanie tlenu z tlenku rtęci, czernienie miedzi ogrzewanej na powietrzu, spalanie parafiny.

Podstawowe pojęcia chemiczne

Układ okresowy - tabela zawierająca uporządkowane według wzrastających liczb atomowych pierwiastki chemiczne. Właściwości pierwiastków zmieniają się okresowo, stąd nazwa układu

Prawo okresowości zostało sformułowane przez Dimitrija Mendelejewa w roku 1869. Początkowo porządkowało pierwiastki według wzrastających mas atomowych, współcześnie wiadomo, że właściwości pierwiastków zmieniają się okresowo ( ze zmienną liczbą okresu: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32) i są ułożone według wzrastających liczb atomowych.

W układzie okresowym pionowe kolumny to grupy i są one oznaczane liczbami od 1 do 18 lub według starszej nomenklatury oznaczane cyframi rzymskimi od I do VIII i podzielone na grupy główne (A) i grupy poboczne (B). Pierwiastki znajdujące się w jednej grupie charakteryzują się podobnymi właściwościami chemicznymi; posiadają identyczną ilość elektronów walencyjnych.

Poziome wiersze w układzie okresowym to okresy. Oznaczane są cyframi od 1 do 7. Pierwiastki znajdujące się w jednym okresie posiadają jednakową liczbę powłok zapełnionych elektronami; numer okresu odpowiada liczbie tych powłok.

Powinowactwo elektronowe - ilość energii, jaka zostaje wydzielona przy przejściu atomu w anion ( w czasie przyłączania elektronu).

ATOM + e- → ANION + Energia (powinowactwo elektronowe)

Wzrost powinowactwa elektronowego pierwiastki (zdolność przyłączanie elektronów) wiąże się ze wzrostem numeru grupy oraz zmniejszeniem numeru okresu. Najłatwiej elektrony przyłącza fluor, chlor, tlen.

Energia jonizacji - minimalna ilość energii potrzebna do oderwanie elektronu od atomu.

Energia potrzebna do przejścia atomu w kation.

ATOM + Energia (energia jonizacji) → KATION + e-

Najmniejszą energie jonizacji posiadają pierwiastki grupy IA i IIB (najłatwiej przeprowadzić je w kationy).

Elektroujemność - zdolność atomów do przyciągania elektronów.

Najbardziej rozpowszechnioną skalą elektroujemności jest skala Paulinga. Jest to skala bezwymiarowa określająca łatwość przyciąganie elektronów przez atomy. Według niej najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor, a elektroujemność maleje w dół grupy oraz w lewą stronę okresu.

Energia wiązania chemicznego - energia, jaką trzeba dostarczyć, aby rozerwać wiązanie chemiczne lub energia wydzielona w czasie powstawanie wiązania chemicznego.

Wiązania chemiczne:

Wiązanie kowalencyjne (atomowe)

Wiązanie kowalencyjne polega na uwspólnieniu pary elektronowej, która jest przyciągana z jednakową siłą przez oba jądra atomowe. W przypadku tego wiązanie wartościowość pierwiastka określana jest ilością wspólnych par elektronowych. Powstaje między atomami o różnicy elektroujemności od 0 do 0,4.

Przykłady: H2, O2, CH4

Wiązanie atomowe spolaryzowane

Wiązanie atomowe spolaryzowane polega na swarzeniu wspólnych par elektronowych, a następnie na przesunięciu ich w stronę atomu o większej elektroujemności. W przypadku tego wiązania wartościowość pierwiastków określana jest ilością przesuniętych, wspólnych par elektronowych. Powstaje między atomami o różnicy elektroujemności od 0,4 do 1,9.

Przykłady: HBr, MgO

* polaryzacja - przesunięcie ładunku elektrycznego

Wiązanie jonowe

Wiązanie jonowe polega na przekazaniu elektronów od pierwiastka bardziej elektrododatniego do pierwiastka bardziej elektroujemnego, w wyniku czego tworzą się jony: kationy i aniony. W tym przypadku wartościowość pierwiastków określana jest liczbą oddanych lub przyjętych elektronów (ładunkiem jonów w związku o budowie jonowej). Powstaje między atomami o różnicy elektroujemności większej niż 1,9 oraz we wszystkich solach.

Przykłady: NaCl, MgSO4 (wiązanie między magnezem, a tlenem)

Wiązanie koordynacyjne (donorowo- akceptorowe)

Wiązanie koordynacyjne powstaje między atomem posiadającym wolną parę elektronów, a atomem posiadającym lukę elektronową (wolne miejsce na elektrony). Donorem nazywa się atom dysponujący wolną parą elektronową, zaś akceptorem atom mający lukę elektronową.

Przykłady: SO2 (wiązanie między jednym atomem tlenu a atomem siarki), HNO3 (wiązanie między jednym atomem tlenu, a atomem azotu)

Wiązanie wodorowe (wiązanie międzycząsteczkowe)

Wiązanie wodorowe występuje między dwoma (lub więcej) cząsteczkami o budowie polarnej (w wodzie - dipolowym), polega ona na wzajemnym przyciąganiu się odmiennie naładowanych części różnych cząsteczek. Wiązanie to występuje najczęściej między atomami wodoru w jednej cząsteczce, a atomami tlenu w drugiej cząsteczce

Wiązanie wodorowe jest słabsze od wiązań powstających między atomami jednej cząsteczki.

Obecność wiązania wodorowego w cząsteczkach substancji powoduje, że mają ona na ogół wyższe temperatury przejść fazowych od substancji charakteryzujących się podobną masą i wzorem sumarycznym.

Rodzaje reakcji chemicznych

Reakcja chemiczna jest przemianą prowadzącą do powstania związków chemicznych o innych właściwościach niż substancje wyjściowe (substraty). Symbolicznym zapisem tego procesu jest równanie reakcji, które uwzględnia proporcje poszczególnych reagentów. Reakcje przebiegają z różną szybkością, wyrażana jako zmiana stężenia w jednostce czasu. Wielkość ta zależy wprost proporcjonalnie do iloczynu stężeń reagentów.

Typy reakcji chemicznych:

Synteza

Przykłady:

Cu + 1/2O2 = CuO

2Cu + 1/2O2 = Cu2O

Analiza

Przykład:

KClO3 = KCl + 3/2O2

Wymiana pojedyncza

Przykład:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

Wymiana podwójna

Przykład:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

Podział reakcji ze względu na rodzaj efektu cieplnego:

Reakcje egzotermiczne, w których następuje wydzielenie ciepła

Reakcje endotermiczne, w których należy dostarczyć ciepło do układu

Reakcje chemiczne mogą zachodzić w jednej fazie (reakcje homogeniczne), a także w różnych (reakcje heterogeniczne).

Procesy te mogą przebiegać ze zmianą stopnia utlenienia, z transferem elektronów od reduktora do utleniacza. Nazywa się je reakcjami redoks (utlenienia - redukcji).

Reakcje dysocjacji kwasów i zasad

Dysocjacja elektrolityczna jest odwracalnym procesem polegającym na rozpadzie na jony (kationy i aniony)

pod wpływem rozpuszczalnika - wody.

Kwasy, według teorii Arheniusa, są substancjami, które dysocjują na kationy wodorowe i aniony reszty kwasowej pod wpływem wody.

Zasady, według teorii Arheniusa, są substancjami, które dysocjują na kationy metali i aniony reszty wodorotlenkowej pod wpływem wody.

Kwasy, według teorii Bronsteda i Lowrey'ego, są substancjami, mogącymi oddawać protony (donor). Zasady, według teorii Bronsteda i Lowrey'ego, są substancjami, mogącymi przyjmować protony (akceptor).

Proces hydrolizy

Hydroliza polega na reakcji jonów jakiegoś związku z wodą w wyniku czego pojawia się odczyn kwaśny lub zasadowy.

Związki o charakterze amfoterycznym

Substancje amfoteryczne reagują zarówno z kwasami jaki i zasadami, a więc mogą przyjmować i oddawać elektrony, w zależności od środowiska reakcji.

Przykłady:

1. Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

2. H3AlO3 + 3NaOH = Na3AlO3 +3H2O

Szybkość reakcji

Definiuje się jako ilość przereagowanego substratu albo utworzonego produktu w jednostce czasu i objętości.

Szybkość reakcji zależy od:

Temperatury (wzrost wykładniczy)

Stężenia (wzrost co najmniej stężenia jednego substratu)

Powierzchni reakcyjnej (w przypadku układów heterogenicznych, zwiększenie powierzchni przyspiesza reakcję)

Pozostałe:

światło,

rodzaj rozpuszczalnika,

ciśnienie,

katalizatory,

inhibitory

Reakcje chemiczne mogą zostać przyspieszone przy użyciu katalizatorów lub zmniejszone dzięki inhibitorom. Zależnie od stanu skupienia katalizatora kataliza może być homogeniczna, gdy katalizator jest w tej samej fazie co substraty albo heterogeniczna, gdy katalizator jest w innej fazie. W wyjątkowych przypadkach mamy

do czynienia z autokatalizą, kiedy produkty reakcji są jednocześnie katalizatorami.

Reguła Le Chateliera - Brauna

Inaczej nazywana regułą przekory. Głosi ona, że jeśli układ zostaje wytrącony ze stanu równowagi to układ ten będzie dążył do takiego procesu, przeciwdziałającego zakłóceniom, by powstał nowy stan równowagi.

Napięcie powierzchniowe

Powstaje ono wskutek oddziaływania cząsteczek między sobą siłami Van der Wasala we wnętrzu

i na powierzchni cieczy. Napięcie jest proporcjonalne do pracy i odwrotnie proporcjonalne do przyrostu powierzchni cieczy.

Napięcie powierzchniowe można określić używając następujących metod:

kapilarnej

stalagmometrycznej

ciśnieniowej

Metody analityczne

Podstawowymi metodami stosowanymi w chemii analitycznej jest analiza wagowa i miareczkowa. Ta ostatnia polega na miareczkowaniu roztworu o nieznanym stężeniu titrantem (roztwór mianowany). Miareczkowanie prowadzi się do tzw. punktu równoważnikowego, kiedy oznaczana substancja przereagowała całkowicie,

a obserwowany dzięki zmianie zabarwienia wskaźnika. Nieznane stężenie wyznacza się korzystając z równania reakcji oraz prawie Prousta.

Elektrochemia

Podział przewodników:

I - wszego rodzaju, gdy nie mamy do czynienia z przepływem masy (przewodniki elektronowe)

II - go rodzaju, kiedy oprócz przepływu prądu następuje przepływ masy (przewodniki jonowe)

Elektrodę (półogniwo) składa się z metalu umieszczonego w roztworze zawierającym jony tego metalu.

Rodzaje elektrod:

Redoksowa

Gazowa

Metaliczna (składająca się z soli nierozpuszczalnej tego metalu)

Każde ogniwo charakteryzuje się siła elektromotoryczną (SEM), którą definiuje się jako różnicę potencjałów poszczególnych elektrod w niepracującym ogniwie.

Typy ogniw:

Galwaniczne, które w trakcie pracy powoduje przepływ prądu elektrycznego, następuje przemieszczenie się elektronów z reduktora do utleniacza

Daniela, zbudowane z półogniwa: cynkowego (metal znużony w siarczanie(VI) cynku) i półogniwa miedziowego (miedź znużona w siarczanie (VI) miedzi)

Stężeniowe, w których SEM powstaje dzięki różnicy stężeń w półogniwach

Elektroliza jest procesem odwrotnym do pracy ogniwa. Do jej przebiegu niezbędne jest dostarczenie prądu elektrycznego. Na początku następuje migracja jonów w kierunku elektrod, które ulegają dejonizacji,

na katodzie następuje redukcja, a anodzie utlenianie.

Ilość utworzonego produktu jest proporcjonalna do ilości przepływającego ładunku elektrycznego. Stwierdzenie to stanowi treść prawa Faradaya.

Korozja jest również związana z procesami elektrochemicznymi oraz wpływem środowiska (powietrze, woda). Metal niszczeje, najpierw na powierzchni, a potem stopniowo wewnątrz.

Twardość wody

Jest ona związana z obecnością węglanów i siarczanów wapnia oraz magnezu.

Typy twardości:

wapniową

magnezową

węglanową

niewęglanową

pH

Wartość pH mówi nam czy dany roztwór ma odczyn kwasowy, obojętny czy zasadowy. Jest ona funkcją stężenia katonów [H3O+] w danym roztworze:

pH = -log10[H3O+]

Gdy pH przyjmuje wartości mniejsze od 7, wówczas roztwór ma odczyn kwaśny, kiedy pH = 7 - obojętny,

a powyżej 7 - zasadowy.

PH przyjmuje wartości od 0 do 14.

Zjawisko adsorpcji

Polega ono na przyleganiu jakiejś substancji (adsorbent) do powierzchni ciała stałego albo cieczy (nazywana adsorbentem) w wyniku czego substancja ta ulega zagęszczeniu.

Zjawisko absorpcji

Polega na pochłanianiu przez ciecz albo ciało stałe danej substancji.

Termochemia

Wygodną metoda opisu efektów cieplnych reakcji jest podanie entalpii reakcji. Jest ona funkcją stanu, dlatego też nie zależy od drogi przemiany, definiowanej jako:

H = U + pV

Gdzie U - energia wewnętrzna

p - ciśnienie

V - objętość

W warunkach izotermiczno - izochorycznych lub izobaryczno - izochorycznych, efekt cieplny reakcji zależy jedynie od stanu początkowego i końcowego, a nie zależy od drogi przemiany. Treść tego stwierdzenia stanowi prawo Hessa.

Osmoza

Jest zjawiskiem występującym często w organizmach żywych, np. miedzy komórkami. Polega ona

na samorzutnym przedostawaniu się rozpuszczalnika, najczęściej wody, z roztworu o mniejszym stężeniu

do roztworu o większym stężeniu przez błonę półprzepuszczalną.

PODSTAWOWE POJĘCIA

Chemia jest działem nauki opisującym materię; jej właściwości, budowę, strukturę, przemiany którym ulega oraz prawa rządzące tymi przemianami. W niniejszym rozdziale podano w skrótowej formie podstawowe pojęcia i prawa chemii, których znajomość jest konieczna do rozpoczęcia nauki chemii.

Pierwiastek

Pierwiastek chemiczny to substancja składająca się z atomów o tej samej liczbie protonów w jądrze, czyli posiadających tą samą liczbę atomową.

Historycznie, jako pierwiastek chemiczny rozumiano substancję prostą, której nie da się rozłożyć metodami chemicznymi na prostsze składniki.

Liczba atomowa

Liczba atomowa (Z) określa liczbę protonów znajdujących się w jądrze danego atomu, i jest ona równa liczbie elektronów w atomie.

Jest to zarazem liczba porządkowa danego pierwiastka w układzie okresowym.

Liczba masowa

Liczba masowa (A) to liczba opisująca liczbę nukleonów (czyli protonów i neutronów) w jądrze danego izotopu.

Liczbę masową izotopów podaje się w lewym górnym indeksie symbolu pierwiastka. Przykładowo, symbol 12C oznacza izotop węgla posiadający 12 nukleonów w jądrze (6 neutronów i 6 protonów), natomiast 13C oznacza izotop węgla posiadający 6 nukleonów (6 protonów i 7 neutronów)

Nuklid

Nuklidem nazywamy jądro atomowe o określonej liczbie nukleonów.

Nuklidy możemy podzielić na:

- Nuklidy posiadające tą samą liczbę protonów i różną liczbę neutronów (czyli o tej samej liczbie atomowej i różnej liczbie masowej), są to izotopy. Również atomy posiadające takie nuklidy nazywa się izotopami takiego pierwiastka.

- Nuklidy zawierające taką samą ilość neutronów, zwane izotonami.

- Nuklidy zawierające taką samą ilość nukleonów w jądrze (o równej liczbie masowej), ale różniące się liczbą atomową nazywane są izobarami.

Izotop

Izotopy to atomy posiadające ściśle określoną liczbę protonów oraz różne liczby neutronów.

Izotopy danego pierwiastka różnią się liczbą masową (czyli liczbą neutronów w jądrze) i mają prawie identyczne właściwości chemiczne.

Różne masy atomowe izotopów powodują, że różne są niektóre właściwości fizyczne, takie jak np. gęstość, temperatura wrzenia, topnienia, sublimacji.

Izotopy mogą być trwałe i nietrwałe. Trwałe izotopy nie ulegają samorzutnej przemianie na izotopy innych pierwiastków. Natomiast izotopy nietrwałe, zwane promieniotwórczymi ulegają samorzutnej przemianie na inne izotopy, przeważnie innego pierwiastka.

Izotopy oznacza się symbolem pierwiastka chemicznego z liczbą masową podaną po lewej stronie u góry, np. 16O (izotop tlenu 16). Niektóre pierwiastki mają po kilka lub nawet kilkanaście izotopów.

Jedynie izotopy wodoru mają swoje oddzielne nazwy (prot - 1H, deuter - 2H, tryt - 3H), natomiast izotopy pozostałych pierwiastków nie mają oddzielnych nazw.

Mol

Mol (atomów, cząsteczek, jonów, elektronów lub innych cząstek) jest to taka ilość materii, która zawiera tyle cząstek, ile atomów węgla zawartych jest w 0,012 kg izotopu węgla 12C.

Mol jest podstawową jednostką układu SI, jest mianowaną jednostką chemiczną [g∙mol-1] będącą miarą ilości materii.

Przykłady:

15,9994 g tlenu to 1 mol atomów tlenu

31,9988 g tlenu to 1 mol cząsteczek tlenu O2 (ale 2 mole atomów tlenu)

12,011 g węgla to 1 mol atomów tlenu

44,0098 g tlenku węgla(IV) to 1 mol cząsteczek CO2

Mol odpowiada liczbowo masie atomowej lub cząsteczkowej danej substancji.

Oprócz mola używa się także jednostek pochodnych, np. kilomol [kmol] = 103 mola, milimol [mmol] = 10-3 mola, zgodnie z ogólnymi zasadami tworzenia jednostek pochodnych.

Masa atomowa

Masa atomowa jest to liczba określająca ile razy masa atomu danego pierwiastka chemicznego jest większa od 1/12 masy atomu izotopu węgla 12C.

Przykłady:

Jak łatwo zauważyć masy atomowe nie są liczbami całkowitymi. Wynika to przede wszystkim z faktu, że większość pierwiastków występujących w przyrodzie stanowią mieszaniny izotopów. Podane wartości są więc średnimi masami atomowymi, uwzględniającymi masy atomowe poszczególnych izotopów oraz ich udział procentowy w mieszaninie.

Masa cząsteczkowa

Masa cząsteczkowa jest to liczba określająca ile razy masa danej cząsteczki jest większa od 1/12 masy atomu izotopu węgla 12C.

Masę cząsteczkową obliczamy poprzez zsumowanie mas atomowych atomów wchodzących w skład danej cząsteczki.

Masa molowa

Masa molowa jest to masa jednego mola materii.

Jednostką masy molowej jest [g/mol]. Masa molowa jest liczbowo równa masie atomowej lub cząsteczkowej.

Liczba Avogadra

Liczba cząstek zawartych w jednym molu jakiejś substancji zwana jest liczbą Avogadra i oznaczana jest symbolem NA.

Może ona być wyznaczona doświadczalnie wieloma metodami fizykochemicznymi, przyjmuje się obecnie, że jej wartość wynosi:

NA = 6,022045(31)∙1023 mol-1

Znajomość liczby Avogadra pozwala m.in. na obliczenie bezwzględnej masy atomu i cząsteczki.

Objętość molowa gazów

Objętość molowa gazów jest to objętość jednego mola gazu (ilości cząsteczek równej liczbie Avogadro). Objętość ta w tzw. warunkach normalnych wynosi około 22,4 dm3

Warunki normalne, warunki standardowe

Pod pojęciem warunków normalnych przyjmuje się temperaturę 0oC (273,15 K) i ciśnienie 1 atm (101325 Pa).

Pod pojęciem warunków standardowych przyjmuje się temperaturę 25oC (298,15 K) oraz ciśnienie 1 atm (101325 Pa).

Warunki normalne i warunki standardowe stanowią swego rodzaju punkty odniesienia (pozwalają na porównanie właściwości różnych substancji) w niektórych obliczeniach fizykochemicznych, szczególnie w przypadku obliczeń prowadzonych dla fazy gazowej.