Tematy wykładów przedmiotu: Chemia Ogólna i Fizyczna

Biotechnologia

Jądro atomowe

1. Nukleony jako składniki jadra atomowego.Izotopy

Nukleon - protony i neutrony w jądrze atomu. Liczba nukleonów, będzie odpowiadać zaokrąglonej względnej masie atomowej M. Określenie izotop oznacza zawsze jądra, które należą do tego samego pierwiastka, czyli mają taką samą liczbę atomową a różnią się liczbą masową.

2. Energia wiązania nukleonów w jądrze.

3. Promieniotwórczość naturalna

Zjawisko promieniotwórczości jest związane z przemianą atomu pierwiastka promieniotwórczego watom innego pierwiastka. Atom ten może być albo stabilny albo też nie. W tym drugim przypadku przemienia się on po raz kolejny. Łańcuch takich przemian nazywamy szeregiem promieniotwórczym. Ostatnim pierwiastkiem szeregu promieniotwórczego jest zawsze pierwiastek stabilny - niepodlegający rozpadowi. Samorzutnemu rozpadowi jąder pierwiastków towarzyszy emisja cząstek (alfa) (są to jądra helu 42He), cząstek beta (elektrony o dużej prędkości) i promieni gamma (fale elektromagnetyczne o długości mniejszej niż 0,1 mm/.

4. Rozszczepienie jąder atomowych.

alfa

beta

5. Reakcje termojądrowe.

Elektronowa struktura atomu

1. Dwoista natura światła i elektronów

2. Zasada nieoznaczoności Heisenberga

Reguła, która mówi, że istnieją takie pary wielkości, których nie da się jednocześnie zmierzyć z dowolną dokładnością. O wielkościach takich mówi się, że nie komutują. Akt pomiaru jednej wielkości wpływa na układ tak, że część informacji o drugiej wielkości jest tracona. Zasada nieoznaczoności nie wynika z niedoskonałości metod ani instrumentów pomiaru, lecz z samej natury rzeczywistości.

3. Funkcje falowe i równanie Schrodingera

Funkcję falową układu z jego energią całkowitą wiąże we wzajemnej zależności podstawowe równanie mechaniki falowej, zwane równaniem Schrodingera. Dla układów stacjonarnych, którymi są atomy z odpowiednio rozmieszczonymi wokół jądra elektronami, równanie Schrodingera zapisujemy w postaci.

HΨ = EΨ

gdzie: H - operator Hamiltona, Ψ - funkcja falowa, E - całkowita energia

4. Atom wodoru i orbitale atomowe wodoru.

5. Spin elektronowy.

Spinowa liczba kwantowa

Liczba ta może przyjmować tylko dwie wartości: + 1/2 albo - 1/2. oznacza się ją literą s. Charakteryzuje ona najmniejsze różnice w stanach energetycznych elektronu związane z kierunkiem obrotu elektronu dookoła własnej osi /tzw. spin elektronu/.

6. Orbitale w atomach wieloelektronowych.

s

p

d

7. Rozbudowa powłok elektronowych

Budowa cząsteczki

1. Główne rodzaje wiązań chemicznych. Teoria elektronowa.

Teoria elektronowa

Aby utworzona cząstka była trwała, musi być uboższa energetycznie niż wchodzące w jej skład oddzielne atomy.

Trwałość energetyczną osiągają cząsteczki przez utworzenie odpowiednich wiązań między łączącymi się atomami. Wiązania w cząsteczce powstają w wyniku

"uwspólnienia" elektronów walencyjnych reagujących z sobą atomów.

Wiązanie jonowe (elektronowalencyjne)

Wiązania jonowe występują w układach złożonych z atomów skrajnie różniących się elektroujemnością.W czasie powstawania wiązania jonowego atom pierwiastka elektrododatniego oddaje, a atom pierwiastka elektroujemnego przyłącza elektrony. Tworzą się dwa jony o różnoimiennych ładunkach, przyciągające się dzięki działaniu sił elektrostatycznych.Związki zawierające wiązania jonowe składają się z dodatnich i ujemnych jonów rozmieszczonych na przemian w przestrzeni. Siły oddziaływania elektrostatycznego pomiędzy jonami są równomiernie rozłożone we wszystkich kierunkach uprzywilejowanych,

Wiązanie atomowe (kowalencyjne)

Wiążące się atomy dążą do osiągnięcia struktury oktetowej najbliższego gazu szlachetnego, poprzez wytworzenie wspólnej pary elektronowej.

Wiązania atomowe (kowalencyjne) powstają również, gdy łączą się z sobą atomy pierwiastków elektroujemnych o takich samych wartościach elektroujemności.

Wiązanie atomowe (kowalencyjne) spolaryzowane

Wiązanie atomowe spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między jonowym a atomowym; powstaje wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków różniących się elektroujemnością, lecz nie tak znacznie jak w przypadku tworzenia wiązania jonowego.

Cechą charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego.

Wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne)

Wiązanie donorowo-akceptorowe tym różni się od wiązania atomowego lub atomowego spolaryzowanego, że para elektronowa tworzących wiązanie oddawana jest przez jeden z dwóch łączących się atomów.

2. Metoda orbitali molekularnych.

Teoria ta zakłada, że podczas powstawania wiązania chemicznego chmury elektronowe orbitali (zawierających niesparowany elektron) każdego z wiążących się atomów przenikają się lub nakładają nawzajem i powstają w ten sposób tzw. orbitale molekularne. Przy kombinacji dwu orbitali atomowych tworzą się dwa energetycznie różne orbitale cząsteczkowe, jeden (nisko energetyczny) wiążący i jeden (wysoko energetyczny) antywiążący.

3. Homojądrowe czasteczki dwuatomowe.

4. Heterojądrowe czasteczki dwuatomowe.

5. Elektroujemność.

Pierwiastki, których atomy w reakcjach chemicznych przyłączają elektrony, przyjmując w związkach ujemne stopnie utlenienia lub tworzą jony ujemne nazywamy elektroujemnymi.
Pierwiastki, których atomy w reakcjach chemicznych "tracą" elektrony lub tworzą jony dodatnie, nazywamy elektrododatnimi.

Układ okresowy pierwiastków

1. Prawo okresowości.

Pierwiastki chemiczne ułożone zgodnie ze wzrastająca liczbą atomową wykazują okresowe powtarzanie się właściwości.

2. Elektroujemność

Stany skupienia

Ogólna charakterystyka stanów skupienia.

6. Siły międzycząsteczkowe.

Wiązania van der Waalsa (międzycząsteczkowe)

Siły van der Waalsa są wynikiem wzajemnego oddziaływania elektronów i jąder w cząsteczkach. Siły van der Waalsa są stosunkowo słabe w przypadku małych cząsteczek (kilkanaście razy słabsze od sił wiązania atomów w cząsteczce), ale w przypadku dużych cząsteczek mogą nawet przewyższać siły wiązania chemicznego np. w smarach albo w

tworzywach sztucznych.

7. Wiązania wodorowe.

Wiązanie wodorowe.

Wiązanie wodorowe tworzy się pomiędzy atomem wodoru związanym z atomem o dużej elektroujemności, a atomem z wolnymi parami elektronowymi.

8. Ciała anizotropowe i izotropowe

9. Sieć przestrzenna.

Typy kryształów

Równowagi chemiczne i równowagi fazowe.

1. Układy heterogeniczne i homogeniczne.

Układy makroskopowe

Niejednorodne Jednorodne

(heterogeniczne) (homogeniczne)

Można podzielić na części We wszystkich

różniące się własnościami częściach wykazują

jednakowe własności

np. granit np. wodny roztwór

NaCl

Układ heterogeniczny zawsze da się rozdzielić na części

homogeniczne.

2. Prawo dzialania mas w zastosowaniu do równowag chemicznych w układach heterogenicznych i homogenicznych.

3. Prawo przekory.

4. Reguła faz.

Reguła faz Gibbsa

Liczba niezależnych składników n - najmniejsza liczba składników z których można zbudować cały układ

Liczbę niezależnych składników można ustalić odejmując od liczby substancji obecnych w układzie, liczbę niezależnych reakcji chemicznych.

Układ zawierający: C ; CO ; CO2 - trzy składniki z których tylko dwa są niezależne gdyż:

C + CO2 = CO

Równowagi w roztworach elektrolitów.

1. Solwatacja jonów

Solwatacja - proces otaczania cząsteczek rozpuszczanego związku chemicznego przez cząsteczki rozpuszczalnika.

2. Pojęcie kwasu i zasady wg. Bronsteda.

Kwasami w/g Bronsteda nazywamy związki chemiczne lub jony zdolne do oddawania protonów, a zasadami związki chemiczne lub jony zdolne do przyłączania 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.

A  B + H+

Zasada B sprzężona z kwasem A

A1 + B2  A2 + B1

3. Pojęcie kwasu i zasady wg. Lewisa

Kwasem nazywamy związek lub jon, który przyjmując parę elektronową tworzy wiązanie kowalencyjne spolaryzowane, a zasadą związek lub jon, który dostarcza pary elektronowej do utworzenia tego wiązania.

Zgodnie z elektronową teorią kwasów i zasad kation wodorowy (proton) jest kwasem, a amoniak zasadą, ponieważ wolna para elektronowa atomu azotu przyjmowana jest przez kation wodorowy:

H+ + NH3 <=> NH4+

4. Dysocjacja wody i pH.

5. Dysocjacja kwasów i zasad.

6. Hydroliza soli.

7. Roztwory buforowe.

Są to roztwory, których wartość pH po dodaniu mocnych kwasów albo zasad, jak i po rozcieńczeniu wodą zmienia się nieznacznie. Roztworami buforowymi są najczęściej wodne roztwory słabych kwasów albo zasad i ich odpowiednich soli o zbliżonych stężeniach.

Rolę mieszanin buforowych spełniają również roztwory wodorosoli np. NaH2PO4 i Na2HPO4.

Według teorii Bronsteda i Lowry'ego buforami są zatem roztwory słabych kwasów i sprzężonych z nimi zasad (np. CH3COOH i CH3COO-, HCOOH i HCOO-, HCO3- i CO22-, H2PO4- i HPO42- lub HPO42- i PO43-) albo roztwory słabych zasad i sprzężonych z nimi kwasów (np. NH3 i NH4+).

8. Iloczyn rozpuszczalności.

Utlenianie i redukcja.

1. Utlenianie i redukcja jako proces wymiany elektronów.

2. Stopień utlenienia.

Stopniem utlenienia pierwiastka wchodzącego w skład określonej substancji nazywamy liczbę dodatnich lub ujemnych ładunków elementarnych jakie przypisalibyśmy atomom tego pierwiastka gdyby cząsteczki tej substancji miały budowę jonową.

3. Ogniwa galwaniczne. Elektrody redoksowe, metaliczne, gazowe.

4. Potencjały normalne. Szereg napięciowy pierwiastków.

5. Samorzutność reakcji redoks na podstawie wartości potencjałów normalnych.

6. Potencjometryczny pomiar pH.

Do pomiarów pH wykorzystuje się elektrodę zespoloną stanowiącą w sobie gotowe ogniwo pomiarowe złożone z elektrody szklanej i kalomelowej. Siła elektromotoryczna takiego ogniwa jest równa różnicy potencjałów obu elektrod kalomelowej i szklanej:

E = Ekal - Eszkl = Ekal - A - = Ekal - A + 0,059 pH

w temperaturze 25oC iloraz 2,3 = 0,059, jeśli przyjmiemy ponadto, że:

b = Ekal - A, to

E = b + 0,059 pH

Zgodnie z podaną zależnością, siła elektromotoryczna E danego ogniwa jest liniową funkcją pH.

Układy dyspersyjne.

Roztwory koloidalne

1. Własności oraz otrzymywanie roztworów koloidalnych.

Do właściwości kinetycznych układów koloidalnych należą:

• ruchy Browna

• dyfuzja

• sedymentacja

• lepkość

• cisnienie osmotyczne

Do układów koloidalnych stosuje się te same prawa fizykochemiczne i podobne metody badawcze jak dla roztworów rzeczywistych.

2. Otrzymywanie koloidów.

Metody dyspersyjne

Rozdrobnienie aż do uzyskania rozdrobnienia koloidalnego osiąga się albo mechanicznie (np. młyn koloidalny), albo elektrycznie (łuk elektryczny).

Ten ostani spoób szczególnie stosuje się do otrzymania zoli metali, tlenków metali, koloidalnego grafitu itp.

W metodach dyspersyjnych wykorzystuje się również ultradzwięki (drgania akustyczne o częstości rzędu 20000 Hz). Otrzymuje się w ten sposób m.in. zole barwników, krochmalu, gipsu itp.)

Do tej grupy metod można zaliczyć peptyzację. Stosuje się tutaj peptyzatory (substancje o silnych własnościach adsorbcyjnych), które rozdzielają złączone cząstki koloidalne.

Metody kondensacyjne

W metodach tej grupy rozdrobnienie koloidalne osiąga się w wyniku łączenia pojedyńczych cząsteczek chemicznych. Stosuje się w tym celu takie procesy chemiczne jak:

• polimeryzacja

• zmniejszenie rozpuszczalności (np. otrzymywanie koloidalnego roztworu siarki w wodzie przez wlewanie do wody nasyconego roztworu siarki w alkoholu)

• redukcja

• utlenianie (np. H2S --> S koloidalna)

• wymiana (AgNO3 + KI --> AgI + AgNO3)

3. Koloidy hydrofilowe i hydrofobowe.

Koloidy liofobowe (hydrofobowe)

Koagulacja pod wpływem niewielkiej ilości elektrolitów.

Koloidy liofilowe (hydrofilowe)

Białka, oligosacharydy, barwniki. Koagulacja wymaga dodania znacznej ilości elektrolitów

---