25.11.2007

WYKŁAD CHEMIA KOSMETYKÓW

Właściwości fizyczne i chemiczne pierwiastków wynikają z liczby elektronów i sposobu ich rozmieszczania na orbitach atomowych (są określone przez podanie liczby atomowej pierwiastka).

Podstawą klasyfikacji pierwiastków jest prawo okresowości (tablica Mendelejewa 1869).

Właściwości chemiczne i fizyczne ulegają cyklicznym zmianom od pierwiastków o niższych masach atomowych do pierwiastków o wyższych masach atomowych.

Okresowość właściwości chemicznych i fizycznych jest spowodowana regularnym powtarzaniem się typów konfiguracji elektronowej.

Właściwościami powtarzającymi się okresowo są:

• wartościowość pierwiastków

• właściwości fizyczne (gęstość, promienie atomu, temperatura topnienia i wrzenia)

• potencjał jonizacji

• powinowactwo elektronowe

Układ okresowy podzielony jest na:

• 7 poziomych rzędów (okresy)

• 18 kolumn pionowych (grupy)

• 8 grup głównych (1, 2, 13-18)

• 10 grup pobocznych (3-12)

Okres jest zbiorem pierwiastków uporządkowanych według wzrastających liczb atomowych, których atomy zawierają identyczną liczbę powłok elektronowych. Numer okresu odpowiada liczbie powłok.

Grupa jest zbiorem pierwiastków, których atomy zawierają identyczną liczbę elektronów walencyjnych, biorących udział
w procesie tworzenia cząsteczek związków chemicznych. Numer grupy odpowiada liczbie elektronów walencyjnych.

Pierwiastki wewnątrzprzejściowe, czyli lantanowce i aktynowce, nie podlegają indywidualnej numeracji grupowej. Przypisuje się im wspólne położenie w grupie i umieszcza poza układem okresowym.

Spadek charakteru metalicznego (elektrododatniego) tłumaczy się wzrostem ładunku jądra, które przy tej samej ilości powłok elektronowych atomów pierwiastków tego samego okresu silniej oddziałuje na elektrony walencyjne zwiększając elektroujemność pierwiastków. W obrębie grup wzrasta elektrododatni charakter pierwiastków, maleje elektroujemność. Ma to związek z rosnącym promieniem atomowym pierwiastków i większym efektem przesłaniania jądra większą liczbą powłok elektronowych.

Potencjał jonizacji jest to energia niezbędna do oderwania po jednym elektronie z 6,023x10²³ atomów zawartych w jednym molu. Potencjał wzrasta w obrębie okresu, gdyż ze wzrostem liczby atomowej maleje promień atomu (wzrasta ładunek jądra). W obrębie grupy wraz ze wzrostem liczby powłok elektronowych wzrasta promień atomu, a potencjał jonizacji maleje. Wymiary atomów i wartości potencjału jonizacji są ze sobą związane (im mniejszy promień atomu tym bliżej jądra znajdują się elektrony walencyjne- tym większej energii potrzeba do oderwania elektronu).

Powinowactwo elektronowe określa wielkość energii uwalnianej w czasie wychwytu elektronu prze obojętne elektrycznie atomy. Im mniejszy jest promień atomu, tym silniej oddziałuje jądro na elektron- tym większe jest powinowactwo elektronowe atomu. W obrębie okresu zmniejsza się promień atomowy, wzrasta powinowactwo. W obrębie grupy ze wzrostem promieni atomów powinowactwo maleje. Największą wartość powinowactwa mają atomy fluorowców.

Wiązania chemiczne powstają w wyniku zmian położenia elektronów walencyjnych. Podstawy tworzenia wiązań stworzył chemik amerykański G.N. Lewis w 1916r.

Związek chemiczny to substancja złożona z dwóch lub większej liczby pierwiastków. Pomiędzy atomami musi istnieć jakieś oddziaływanie wiążące atomy między sobą. Atomy związku mogą być ze sobą powiązane i tworzyć cząsteczki lub mogą występować jako jony.

Cząsteczka to określona, odrębna, obojętna elektrycznie grupa powiązanych ze sobą atomów.

Jon to dodatnio lub ujemnie naładowany elektrycznie atom albo grupa powiązanych ze sobą atomów.

Symbol jonu podaje się w postaci symbolu atomu lub grupy atomów z ładunkiem umieszczonym w prawym górnym indeksie np. dodatnie: Na⁺, Ca²⁺, Al³⁺ ujemne: F^-, S^2-, SO₄^2-

Atomy, które oddają elektrony stają się jonami dodatnimi- kationy.

Atomy, które przyjmują elektrony stają się jonami ujemnymi- aniony.

Reguła dubletu i oktetu każdy z łączących się atomów dąży do osiągnięcia takiej struktury (konfiguracji elektronowej), która będzie bardziej trwała jak dotychczasowa. Taką strukturą jest konfiguracja elektronowa najbliższego gazu szlachetnego.

Rodzaje wiązań chemicznych:

• jonowe (heteropolarne)

• kowalencyjne/ atomowe (homopolarne spolaryzowane)

• koordynacyjne (semipolarne)

• metaliczne

Oddziaływania międzycząsteczkowe:

• wiązania (siły) Van der Waalsa

• wiązania wodorowe

Wiązanie jonowe powstaje między atomami pierwiastków różniących się znacznie elektroujemnością. Elektrony walencyjne odgrywają znaczącą role w tworzeniu wiązań chemicznych. Wiązanie jonowe powstaje wtedy, kiedy mamy do czynienia
z atomem - donorem i atomem - akceptorem elektronów. Przyjmując i oddając elektrony atomy osiągają strukturę najbliższego gazu szlachetnego.

Doskonałymi donorami elektronów są pierwiastki 1 i 2 grupy układu okresowego (metale) a doskonałymi akceptorami są pierwiastki 17 grupy układu okresowego (fluorowce).

Atomy pierwiastków 1 i 2 grupy (metale) powłoki walencyjne mają umieszczone w znacznie większej odległości od jądra atomu niż pozostałe elektrony. Dlatego elektrony tych powłok są słabo związane w atomie i można łatwo je oderwać.

W przypadku pierwiastków 17 grupy (niemetale) atomy niemetali łatwo pobierają elektrony od innych atomów.

W wiązaniach jonowych nie ma cząsteczek są tylko ugrupowania jonów. Wzór chemiczny związku jonowego przedstawia stosunek stechiometryczny jonów.

Wiązania kowalencyjne (atomowe) powstają, gdy łączą się z sobą atomy pierwiastków zaliczanych do niemetali za pomocą wspólnych par elektronowych. Atomy dążą do przyjęcia konfiguracji najbliższego gazu szlachetnego (reguła dubletu, oktetu). Skompletowanie oktetów (dubletu) w wiązaniu atomowym następuje poprzez uwspólnienie par elektronowych. Przykładem jest cząsteczka wodoru, w której dublet jest osiągany poprzez uwspólnienie dwóch elektronów pochodzących od dwóch atomów wodoru. Wiązania te przedstawia się za pomocą kresek. Pojedyncza kreska przedstawia parę elektronową wykorzystaną do utworzenia wiązania między atomami. Przykład - wiązania w cząsteczkach H2, Cl2, O2, N2.

Wiązanie kowalencyjne (atomowe) spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między jonowym a atomowym i powstaje wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków różniących się rozmiarami i ilością powłok, lecz nie tak znacznie jak
w przypadku tworzenia wiązania jonowego. Cecha charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka, który w jądrze atomu ma więcej protonów. Przykład- połączenie chloru
i wodoru w cząsteczce chlorowodoru. Cząsteczki o budowie polarnej nazywamy dipolami. Wolne pary elektronowe to elektrony walencyjne nie biorące udziału w tworzeniu wiązania kowalencyjnego.

Wiązanie koordynacyjne (donorowo- akceptorowe) to odmiana wiązania atomowego, w którym wiążącą parę elektronów dostarcza jeden z atomów. W wiązaniu wyróżnia się atom donora (dostarczyciela) i akceptora (przyjmującego) elektronów.
W większości przypadków donorem elektronów jest atom bardziej elektrododatni, a akceptorem bardziej elektroujemny.

Wiązanie metaliczne polega na przekształceniu atomów tego samego metalu lub różnych metali w zbiór kationów
i swobodnie poruszającymi się między nimi elektronów. Wiązanie to istnieje tylko w stanie ciekłym lub stałym. Metale są dobrymi przewodnikami elektrycznymi i cieplnymi, co jest skutkiem łatwego przemieszczania się elektronów wewnątrz sieci krystalicznej. Cechą charakterystyczną jest dekolizacja elektronów i łatwość ich przemieszczania pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego.

Wiązanie wodorowe polega na przyciąganiu jednego protonu przez kilka elektronów. Atom wodoru (proton) jest przyciągany przez innym atom o dużej elektroujemności (np. tlenem) zawierający wolne pary elektronowe i w ten sposób uzyskuje nadmiar ładunku dodatniego. W wyniku tego wiązanie wodór - inny atom ulega częściowemu osłabieniu, powstaje zaś nowe, wiązanie między wodorem i innym atomem.

Oddziaływanie międzycząsteczkowe atomy mogą wiązać się w cząsteczki. Cząsteczki nawet te pozbawione ładunku elektrycznego oddziałują między sobą. Tylko dzięki tym oddziaływaniom możliwe jest istnienie cieczy i większości ciał stałych. Siły międzycząsteczkowe nazywane często są siłami Van der Waalsa. Teoria oddziaływań dwóch molekuł jest sumą energii oddziaływania elektrostatycznego i indukcyjnego. Całkowitą pracę potrzebną do rozbicia stałego na izolowanie cząsteczki w przeliczeniu na jedną molekułę nazywamy energią kohezji (spójności).

Reakcje utleniania i redukcji (redoks) to reakcje chemiczne, które przebiegają ze zmianą elektrowartościwości (stopnia utlenienia) reagujących jonów (atomów). Zmiana stopnia utlenienia wiąże się z pobraniem lub oddaniem elektronów przez atom. Proces utleniania nieodłącznie wiąże się z procesem redukcji, czyli obydwie te reakcje są zawsze ze sobą sprzężone.

Reguły, które pozwalają łatwo wyznaczyć stopnie utlenienia:

1. fluor we wszystkich związkach -1

2. wodór +1, z wyjątkiem połączeń z metalami -1

3. tlen -2, z wyjątkiem połączeń nadtlenkowych -1

4. litowce +1, berylowce +2

5. pierwiastki w stanie wolnym 0

6. suma stopnia utlenienia w cząsteczce 0, a w jonie jest równa ładunkowi jonu

7. nie bierze się pod uwagę wkładu w stopień utlenienia pomiędzy atomami tego samego pierwiastka

Przykłady obliczania stopnia utlenienia:

NH_3: wodór +1 (reguła 2)

ładunek cząsteczki 0 (reguła 6) x+3(+1)=0, x=-3

azot -3

Na₂S₂O₃: sód +1 (reguła 4)

tlen -2 (reguła 3)

ładunek cząsteczki 2(+1)+2x+3(-2)=0, x=+2

siarka +2

Dobór współczynników równania reakcji

---