Podstawowe prawa chemiczne
Drukuj
PRAWO TRIAD
Johann Wolfgang Döbereiner jako pierwszy próbował usystematyzować pierwiastki na podstawie ich mas atomowych. W 1829 roku stwierdził, że właściwości fizyczne i chemiczne bromu znajdują się pomiędzy właściwościami chloru i jodu.. Opierając się na ciężarze atomowym rozpoczął on badania innych grup składających się z trzech pierwiastków. Wykazał on, że można wyodrębnić „triady” pierwiastków (po 3 według wzrastających mas atomowych), gdzie masa atomowa środkowego pierwiastka jest w przybliżeniu średnią arytmetyczną mas atomowych pierwiastków skrajnych. Prawo Doebereinera posłużyło Mendelejewowi do sformułowania prawa okresowości.
przykład:
Li 7
Na 23 (7+39)/2=23
K 39
PRAWO OKTAW
Sformułowane w 1864 przez Johna Alexandera Reina Newlandsa prawo, polega na tym ze jeżeli ułoży się pierwiastki w kolejności rosnących mas atomowych, to okaże się ze właściwości co do ósmego pierwiastka są do siebie podobne.
PRAWO OKRESOWOŚCI MENDELEJEWA:
W 1869 roku rosyjski chemik Dymitr Mendelejew sformułował następujące prawo "Właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków i ich związków, pozostają w okresowej (periodycznej) zależności od ich mas atomowych". Mendelejew zestawił znane mu pierwiastki chemiczne w tablicę, przyjmując za podstawę klasyfikacji masę atomową oraz właściwości chemiczne. Prawo okresowości jest podstawą konstrukcji układu okresowego. Jednym z głównych sukcesów prawa okresowości było przewidzenie właściwości chemicznych i fizycznych jeszcze wówczas nie odkrytych pierwiastków oraz związków chemicznych, które zostały później potwierdzone doświadczalnie.
PRAWO STOSUNKÓW OBJĘTOŚCIOWYCH
Prawo stosunków objętościowych zostało sformułowane przez J.L. Gay-Lussaca w 1808 r. Mówi o tym że jeżeli reagujące ze sobą substancje znajdują się w stanie gazowym, to objętości poszczególnych gazów zarówno substratów jak i gazowych produktów tej reakcji pozostają do siebie z stosunku niewielkich liczb całkowitych.
Przykład:
PRAWO HESSA (PRAWO STAŁEJ SUMY CIEPEŁ)
Sformułowane w 1840 r. przez Germain Henri Hessa mówi, że efekt energetyczny zachodzącego procesu chemicznego nie zależy od drogi , jaką przebiega (z ilu i jakich etapów się składa), ale tylko od stanu początkowego i końcowego reakcji. Z prawa tego wynika, że efekt energetyczny przemiany dowolnej reakcji zawsze jest taki sam, niezależnie od tego, czy przechodzimy od substratów do produktów na drodze jednej przemiany, czy kilku.
PRAWO STAŁOŚCI SKŁADU
Prawo stałości składu sformułowane w 1799 przez Josepha Prousta u mówi ,że każdy związek chemiczny ma stały, ściśle określony skład ilościowy, który nie zależy od sposobu utworzenia danego związku.
Jednak nie wszystkie ciała stałe spełniają prawo stałości składu. Niektóre kryształy zwane bertolidami na skutek powstania w różnych warunkach mają nieco odmienne wzory sumaryczne.
Prawo stałości składu znane jest także w kontekście PRAWA STOSUNKÓW STAŁYCH
Stosunek mas pierwiastków lub składników związku jest zawsze jednakowy i nie zależy od sposobu utworzenia danego związku. Wynika z tego, że każdy związek chemiczny ma stały i charakterystyczny skład ilościowy.
Przykład:
Dwa pierwiastki wodór i tlen w próbce wody występująw każdejpróbce wody w stosunku wagowym 1:8
Woda H20
Stosunek wagowy pierwiastków H:O = 1:8
Amoniak NH3
Stosunek wagowy pierwiastków H:N =1:4,66
Prawo to przyczyniło się do powstania teorii atomistycznej budowy materii.
PRAWO STOSUNKÓW WIELOKROTNYCH
W 1803r. John Dalton odkrył, że w przypadku, gdy dwa pierwiastki tworzą między sobą więcej niż jeden związek chemiczny, to ilości wagowe jednego z pierwiastków w tym związku chemicznym przypadające na jednostkę wagową drugiego pierwiastka pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.
Przykład:
N2O NO N2O3 NO2 N2O5
28:16 14:16 28:48 14:32 28:80
7:4 7:8 7:12 7:16 7:20
1 2 3 4 5
PRAWO ZACHOWANIA MASY
Prawo to sformułowali niezależnie od siebie Michaił Wasilewicz Łomonosow (1748) i Antoine Laurent Lavoisier (1789).Prawo mówi, o tym że łączna ilość substratów i biorących udział w reakcji jest równa łącznej ilości produktów powstałych w wyniku reakcji.
Dla reakcji
A + B = C + D
mA + mB = mC + Md
gdzie: mi - masa i-tej substancji
Z prawa zachowania masy wynika konieczność bilansowania równań reakcji chemicznej, tj. takiego doboru współczynników stechiometrycznych ,aby liczba moli po lewej stronie była równa ilości moli po stronie prawej równania.
PRAWO ZACHOWANIA MATERII
Jest to prawo ogólniejsze od prawa zachowania masy . W przypadku reakcji jądrowych, nie możemy pominąć ciepła, więc obowiązuje prawo zachowania materii (masy i energii)i mówi, że w układach zamkniętych tzn. bez możliwości wymiany masy do energii z otoczeniem, suma masy i energii jest stała.
Pomiędzy masą a energią istnieje zależność określona przez Einsteina wzorem:
E = mc2
REGUŁA PRZEKORY
Jest to prawo stworzone przez Le- Chateline- Brauna. Jeżeli na układ będący w stanie równowagi podziała jakiś bodziec, to układ zachowa się tak, aby działanie tego bodźca zmniejszyć.
Przykład:
Układ gazowy w zamkniętym pojemniku z tłokiem . Gdy naciskamy na tłok układ odpowiada zwiększeniem ciśnienia aż do uzyskania równowagi sił.
PRAWO DZIAŁANIA MAS
Wyprowadzone w 1864 r. przez Guldberga i Waagego mówi, że iloczyn stężeń molowych produktów reakcji, zmierzonych w stanie równowagi, podzielony przez iloczyn stężeń molowych substratów , również określony w stanie równowagi, przyjmuje dla danej reakcji wartość stałą ( stała równowagi reakcji) zależną jedynie od temperatury, niezależną od początkowych stężeń reagentów.
K1, K2 - stałe szybkości reakcji prostej i odwrotnej [A], [B], [C], [D] - równowagowe stężenia molowe
PODSTAWOWE PRAWA GAZOWE
Gaz doskonały to hipotetyczny gaz, który spełnia następujące warunki:
nie występują oddziaływania międzycząsteczkowe z wyjątkiem odpychania w momencie zderzeń cząsteczek
objętość cząsteczek jest znikoma w stosunku do objętości gazu
zderzenia cząsteczek są doskonale sprężyste
cząsteczki znajdują się w ciągłym chaotycznym ruchu
W wysokiej temperaturze i przy niskim ciśnieniu gazy rzeczywiste w większości zachowują się w sposób bardzo zbliżony do gazu doskonałego.
Gaz rzeczywisty - wykazuje odstępstwa od gazów doskonałych. Posiadają wymiary a pomiędzy cząsteczkami występują oddziaływania.
RÓWNANIE CLAPEYRONA
- równanie stanu gazu doskonałego - opisuje związek pomiędzy temperaturą, ciśnieniem i objętością gazu doskonałego, a w sposób przybliżony opisujący gazy rzeczywiste, gdzie:
pV= nRT
P- ciśnienie, V - objętość, n - liczba moli gazu, T - temperatura, R - stała gazowa (R = Nk, N - liczba Avogadro, k - stała Boltzmanna).
Wymagania aby prawo Clapeyrona było spełnione:
1)Gaz składa się z poruszających się cząsteczek.
2)Cząsteczki zderzają się ze sobą oraz ze ściankami naczynia, w którym się znajdują.
3)Brak oddziaływań międzycząsteczkowych w gazie, z wyjątkiem odpychania w momencie zderzeń cząsteczek.
4)Objętośc (rozmiary) cząsteczek jest pomijana.
5)Zderzenia cząsteczek są doskonale sprężyste.
Prawo Clapeyrona powstało z połączenia trzech praw gazowych odkrytych wcześniej.
PRAWO BOYLE'A-MARIOTTA - PRAWO PRZEMIANY GAZOWEJ IZOTERMICZNEJ (T=CONST.)
pV = const.
T=const
Ciśnienie danej masy gazu doskonałego w stałej temperaturze jest odwrotnie proporcjonalne do objętości, którą zajmuje ten gaz.
PRAWO GAY-LUSSACA - PRAWO PRZEMIANY GAZOWEJ IZOBARYCZNEJ (P=CONST. )
p= const
(pV)/T= const
Objętość danej masy gazu doskonałego jest wprost proporcjonalna do temperatury tego gazu.
PRAWO CHARLESA - PRAWO PRZEMIANY GAZOWEJ IZOCHORYCZNEJ (V=CONST. )
p/T = const
V=const
Ciśnienie danej masy gazu doskonałego jest wprost proporcjonalne do temperatury gazu.
PRAWO AVOGADRA
W szczelnych pojemnikach o takiej samej objętości różne gazy w takich samych warunkach fizycznych tj. temperatury, ciśnienia mają jednakowa ilość cząsteczek
Stała Avogadra - liczba cząstek (np. cząsteczek, atomów, jonów, elektronów) w jednym molu dowolnej substancj oznaczona NA
NA = 6,022137•1023 mol-1
Objętość 1 mola dowolnych gazów w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury wynosi 22,4 mol/dm3
RÓWNANIE VAN DER WAALSA
Gazy rzeczywiste wykazują pewne odstępstwa od praw stanu gazu doskonałego. Są one tym większe, im gaz rzeczywisty znajduje się pod wyższym ciśnieniem, a jego temperatura jest bliska temperatury skroplenia. Cząsteczki nie są masami punktowymi, lecz mają określone wymiary. Oznacza to, nie mogą swobodnie poruszać się w całej objętości v, czego wynikiem jest zmniejszenie swobodnej objętości. W gazach rzeczywistych istnieją także siły przyciągania pomiędzy cząsteczkami (np. siły van der Waalsa). W wyniku tych sił następuje zmniejszenie się ciśnienia wywieranego przez zbiór cząsteczek gazu. Oddziaływania te maleją ze wzrostem temperatury, gdyż zwiększa się wówczas stopień nieuporządkowania wskutek przypadkowego ruchu cząsteczek, których prędkość wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. Van der Waals wprowadził poprawki do gazowego równania stanu gazowego. Uwzględnił wzajemne oddziaływanie cząsteczek i objętość własną cząsteczek. Dla jednego mola gazu rzeczywistego równanie van der Waalsa ma postać:
gdzie:
v- objętość gazu rzeczywistego,
p - ciśnienie,
R - stała gazowa
T - temperatura w Kelvinach
a - stała charakterystyczna dla danego gazu, uwzględniająca oddziaływanie między cząsteczkami gazu (cząsteczki gazu przyciągają się, w wyniku czego rzeczywiste ciśnienie gazu na ścianki naczynia jest mniejsze niż w przypadku, gdyby tego oddziaływania nie było)
b - stała charakterystyczna dla danego gazu, uwzględniająca skończone rozmiary cząsteczek (cząsteczki zajmują jakąś objętość)
PRAWO DALTONA
Całkowite ciśnienie mieszaniny gazów równe jest sumie ciśnień cząstkowych wywieranych przez poszczególne składniki tej mieszaniny w stałej temperaturze i objętości.
gdzie:
P - ciśnienie w mieszaninie k-składnikowej (objętość V i temperatura T)
pi - ciśnienie cząstkowe składnika "i" (objętość V i temperatura T)
Budowa atomu
Drukuj
Teoria Daltona ( twórca nowożytnej atomistycznej teorii budowy materii)
Najmniejszą cząstka materii jest atom
Atom jest niepodzielny
Atomy danego pierwiastka są identyczne pod względem wymiarów, kształtu i masy
Nie można zmienić jednego atomu w drugi
Teoria kwarków
Takie cząstki jak protony, neutrony i mezony zbudowane z cząstek fundamentalnych. Są to tzw. kwarki. Możemy je podzielić na cztery grupy
Fotony
Leptony - zaliczamy do nich cząstki o bardzo małej masie np. elektron , pozyton , neutrino i antyneutrino
Mezony (bozony)- zaliczamy do nich grupy kilkudziesięciu cząstek elementarnych o masie mniejszej od 1u
Bariony
Oprócz kwarków są jeszcze mniejsze cząstki - struny ( małe jednowymiarowe włókna które nieustannie drgają. Właściwości cząstek uważanych dotychczas za elementarne zależą od drgań rezonansowych odpowiedniej struny). Różnice własności cząstek uważanych za elementarne ( masa, ładunek) wynikają z tego, że ich struny drgają według innych rezonansowych wzorów.
Budowa jądra atomowego
Atom = elektrony + nukleony
Nukleony ( protony i neutrony)
XAZ
Z- liczba protonów w jądrze
A - suma protonów i neutronów w jądrze
Modele budowy atomu
Drukuj
Model Thomsona
W 1903 r. J.J. Thomson zaproponował następujący model atomu. Atom ma postać kuli równomiernie wypełnionej elektrycznym ładunkiem dodatnim, wewnątrz której znajduje się elektron. Sumaryczny ładunek dodatni kuli równy jest ładunkowi elektronu, tak więc atom jako całość jest obojętny elektrycznie.
Model Rutherforda (planetarny)
W centralnej części atomu znajduje się dodatnie naładowane jądro, w którym skoncentrowana jest cała masa atomu. Dookoła jądra krążą ujemnie naładowane elektrony. Elektronów w atomie jest tyle, ile protonów w jądrze, ponieważ łączny ładunek elektryczny elektronów równa się łącznej liczbie ładunków dodatnich jądra , natomiast atom jako całość jest elektrycznie obojętny. Swoją teorię Rutherford stworzył na podstawie prowadzonych doświadczeń, które polegały na bombardowaniu cienkiej folii ze złota cząstkami emitowanymi przed rad. Fizyk zauważył że prawie wszystkie cząstki przenikają przez folię, tylko mała ich ilość odchyla się o niewielki kąt. Dalsze
Model Atomu Bohra
Elektron w atomie może przemieszczać się tylko po orbicie kołowej (inne są niedozwolone)
Elektron krążąc po typowej orbicie nie traci energii (Energia wysyłana jest gdy elektron przeskakuje z wyższej orbity na niższą)
Model Falowy
Współczesny model budowy atomu bierze pod uwagę falowe własności cząstek. Z poruszającym się w atomie elektronem związana jest fala materii (jest ona falą stojącą). Fala ta jest opisana tzw. funkcją falową. W związku z tym, że w mechanice kwantowej nie ma pojęcia toru ruchu, to falowy model budowy atomu odrzuca pojęcie orbity, możemy mówić jedynie o prawdopodobieństwie znalezienia elektronu w danym miejscu.
Izotopy
Drukuj
IZOTOPY
Odmiany pierwiastków chemicznych różniących się liczbą neutronów w jądrach (liczbą masową )
Izotopy dzielą się na:
trwałe -nie ulęgają samorzutnej przemianie
nietrwałe (promieniotwórcze) ulęgają samorzutnej przemianie na inne izotopy, zazwyczaj innego pierwiastka
Izotopy Wodoru
Trwałe :
proton 1H 1p 0n
deuter 2H 1p 1n
Nietrwały:
tryt 3H 1p2n
Każdy izotop danego pierwiastka jest odrębnym nuklidem( określona liczba protonów i neutronów )
Nuklid - jądro atomowe o określonej liczbie atomowej i masowej
ZASTOSOWANIE:
Izotopy wykorzystywane w przemyśle
Izotopy wykorzystywane w badaniach naukowych
Właściwości izotopów
Tworzą niemal identyczne wiązania chemiczne
Różnica mas izotopów niewielkie różnice w ich reaktywności
Różnica mas izotopów nie ma wpływu na kierunek reakcji chemicznej, jednak wpływa na szybkość tych reakcji
O przebiegu reakcji chemicznej decyduje układ elektronów wokół jądra. Jest on determinowany wyłącznie liczbą protonów w jądrze
Różnica mas atomowych wpływa na to , że izotopy maja różne niektóre właściwości fizyczne ( im większe różnice tym większy rozrzut ich mas względem siebie)
Izobary i Izotony
Izobary - nuklidy różnych pierwiastków mających taką sama liczbę protonów i neutronów, taką sama liczbę masową i różna liczbę atomową np. 14 C , 14 N, 17N, 17 O, 17F
Izotony - nuklidy różnych pierwiastków mających taką samą liczbę neutronów np. 2H, 3He lub 13C 14N
Promieniotwórczość
Jest to zjawisko rozpadu jąder atomowych związane z emisją cząstek α, β , czy fotonu γ.
Rodzaje emisji jądrowych Rozpad alfa (przemiana α) - przemiana jądrowa, w której emitowana jest cząstka α (jądro helu 42He2+). Strumień emitowanych cząstek alfa przez rozpadajace się jądra to promieniowanie alfa.
Przykład
lub:
Rozpad beta minus, przemiana β- - przemiana jądrowa, w której emitowany jest elektron e- (promieniowanie beta) oraz antyneutrino elektronowe. Zachodzi Przejście neutronu w proton.
Ogólnie:
Rozpad beta plus (przemiana β+) - przemiana jądrowa, w której emitowana jest cząstka β+ (zwana pozytonem lub antyelektronem) oraz neutrino elektronowe. Zachodzi przemiana protonu w neutron.
Ogólnie:
Emisja neutronu - przemiana jądrowa podczas której dochodzi do emisji neutronu z jądra atomowego
Wychwyt elektronu - przemiana jądrowa, w której jeden z elektronów atomu jest przechwytywany przez proton z jądra atomowego, w wyniku czego powstaje neutron (pozostający w jądrze) i neutrino elektronowe, które jest emitowane. Liczba protonów w jądrze maleje(liczba atomowa mniejszą o 1) a liczba neutronów rośnie o 1 więc masa atomowa pozostaje bez zmian. Przemianie bardzo często towarzyszy charakterystyczne promieniowanie rentgenowskie, ponieważ na miejsce przechwyconego elektronu „przeskakuje” elektron z wyższej orbity. Nadmiar jego energii jest więc emitowany.
Medycyna nuklearna zajmuje się zjawiskami w jądrze atomowym. Techniki medycyny nuklearnej pozwalają na śledzenie czynności i obrazu pewnych narządów i układów w organizmie ludzkim oraz na stosowanie dla celów diagnostycznych i leczniczych izotopów promieniotwórczych
ZASTOSOWANIE IZOTOPÓW W MEDYCYNIE Diagnostyka izotopowa
In vivo (scyntygrafia, PET)
In vitro (metoda radioimmunologiczna)
Terapia (radioterapia, radioimmunoterapia
radiofarmaceutyk jest substancją powstałą z połączenia chemicznego dwóch ważnych składników:
radioizotopu, czyli promieniotwórczego izotopu pewnego pierwiastka - promieniowanie emitowane przez ten izotop jest następnie rejestrowane i pozwala odtworzyć rozmieszczenie radiofarmaceutyku w ciele pacjenta.
ligandu, czyli związku chemicznego, cząsteczki lub komórki wykazującej gromadzenie w obrazowanym narządzie lub tkance
Otrzymujemy w ten sposób substancje, które po wprowadzeniu do organizmu (najczęściej drogą dożylną), wbudowują się selektywnie w konkretny narząd lub układ narządów. Emitowane promieniowanie, w zależności od jego rodzaju, pozwala na wizualizację narządu lub efekt niszczenia zmienionych tkanek.
Technikę obrazowania wykonywanego w medycynie nuklearnej nazywa się scyntygrafią.Pacjent skierowany na badanie scyntygraficzne otrzymuje dożylnie, wziewnie lub doustnie (rzadko) tzw. radiofarmaceutyk odpowiedni do zobrazowania narządu, który ma być zbadany. Dzięki scyntygrafii ocenia się wielkość, kształt, położenie, ale także funkcjonowanie konkretnego narządu.Radioizotopy emitują promieniowanie gamma, które jest wyłapywane przez gammakamerę, i na podstawie którego powstaje obraz wybranego narządu.Podstawą diagnozy podejmowanej na podstawie zobrazowania scyntygraficznego jest obecność w obrazie narządów „tworów gorących”
(miejsc, w których zgromadziło się szczególnie dużo izotopu) albo „tworów
zimnych” (miejsc, do których izotop nie jest wcale przyswajany.
Scyntygrafię przeprowadza się, by:
sprawdzić, czy wystąpiły przerzuty nowotworowe do innych narządów
przekonać się, jak wygląda przepływ krwi w mięśniu sercowym (np. czy grozi zawał)
zbadać mózgowy przepływ krwi, krążenie płynu mózgowo-rdzeniowego (m.in. wykryć jego ewentualny przeciek)
zbadać w nieinwazyjny sposób czynność nerek
określić, czy nie doszło do zaburzeń krążenia płucnego (w tym zatorowości płucnej)
zdiagnozować pracę wątroby, żołądka i dwunastnicy (zarzucanie treści pokarmowej)
poszukać ognisk zapalnych w całym organizmie
określić charakter guzów tarczycy i zlokalizować powiększone przytarczyce
sprawdzić, czy stosowane leczenie jest skuteczne
EMISYJNA TOMOGRAFIA POZYTONOWA
Metodę PET wykorzystuje się najczęściej, aby:
zdiagnozować wczesne stany nowotworowe
sprawdzić, czy wystąpiły przerzuty nowotworowe do innych narządów
perfekcyjnie zlokalizować ogniska patologiczne
monitorować efekty prowadzonej terapii
poszukać ognisk zapalnych w całym ciele
Układ okresowy pierwsiastków
Biorąc pod uwagę konfiguracje elektronów (rozmieszczenie elektronów na powłokach i podpowłokach) w atomach wszystkie pierwiastki można podzielić na cztery bloki:
blok s - litowce i berylowce + wodór i hel
blok p - pozostałe grupy główne oraz gazy szlachetne (bez helu)
blok d - pierwiastki grup pobocznych (pierwiastki przejściowe)
blok f - lantanowce i aktynowce
ENERGIA JONIZACJI
Energia jonizacji pierwiastków - energia jaką trzeba doprowadzić do atomu, aby usunąć elektron z atomu (zjonizować atom) i utworzyć jon dodatni, czyli jest to minimalna energia potrzebna do oderwania elektronu najsłabiej związanego z atomem i przeniesienia go poza sferę oddziaływania dodatniego jądra.Energia jonizacji zależy od
właściwości chemicznych pierwiastków
struktury elektronowej pierwiastka.
Wartości energii jonizacji wskazują, że kationy najłatwiej tworzą pierwiastki pierwszych grup układu okresowego. Stosunkowo łatwe jest pozbawienie litu elektronu 2s1. Najtrudniej jednak oderwać elektron od gazu szlachetnego - neonu, który posiada komplet elektronów na swej powłoce walencyjnej 2s2p6 W ramach grupy energia jonizacji maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej, co jest związane ze ze wzrostem promienia atomowego, a w okresach rośnie wraz ze zwiększeniem liczby atomowej, bo wzrasta efektywny ładunek jądra.
POWINOWACTWO ELEKTRONOWE
Powinowactwo elektronowe (Ep) - ilość energii, jaka wydziela się przy przyłączaniu elektronu do obojętnego atomu. Jest to zatem ilość energii jaka powstaje w wyniku tworzenia się jonu ujemnego
atom +elektron = anion + Ep
Najwyższe wartości powinowactwa posiadają pierwiastki, którym niewiele brakuje do „szczęścia” :)(mają niemal całkowicie zapełnione zewnętrzne powłoki). Jak wiadomo jony takie łatwo tworzą pierwiastki niemetaliczne i dla nich jest możliwy bezpośredni pomiar powinowactwa. Posługując się wartościami energii jonizacji (EJ) oraz powinowactwa elektronowego (PE) można obliczyć elektroujemności (X) w skali Paulinga (metoda Mullikena)
Elektroujemność, metody wyjaśniające geometrię cząsteczek,orbitale.
Drukuj
ELEKTROUJEMNOŚĆ - zdolność atomów danego pierwiastka do przyciągania elektronów podczas tworzenia wiązania chemicznego. Im wyższa elektroujemność tym silniej atom przyciąga wspólne elektrony. Przedział elektroujemności zawiera się miedzy 0,7-cez a 4,0- fluor.
Elektroujemność wzrasta wraz ze wzrostem numeru grupy a maleje wraz ze wzrostem numeru okresu.
W przypadku gdy wiązanie chemiczne tworzą atomy o różnych elekroujemnościach, wówczas jedno z jąder atomowych przyciąga elektrony z większą siłą od drugiego atomu pierwiastka. Skutkiem tego jest nierównomierne rozłożenie ładunku na cząsteczce,mówi się że ta cząsteczka jest dipolem i jest polarna. Polarność cząsteczki ma bardzo duży wpływ na jej właściwości chemiczne i biologiczne.
Metody wyjaśniające geometrię cząsteczek
Teoria orbitali molekularnych
Hybrydyzacja
Teoria odpychania się powłoki walencyjnej VSEPR
Ad 1) Mówi o tym, że orbital cząsteczkowy powstaje w wyniku nakładania się orbitali atomowych atomów tworzących wiązania (orbital wiążący i antywiążący).
Orbitale te różnią się energią. Przy czym orbital wiążący charakteryzuje się mniejszą energią od wyjściowych orbitali atomowych, a orbital antywiążący większą.
ORBITALE
Orbitale atomowe - są to orbitale, które opisują wszystkie elektrony, które w danym momencie nie uczestniczą w tworzeniu wiązań chemicznych, są jednak one przepisywane do określonych jąder atomowych.
Wśród orbitali atomowych wyróżnia się orbitale: s, p, d, f
Orbitale molekularne -są to orbitale, które opisują elektrony w cząsteczce, które w danym momencie mogą(ale nie muszą) tworzyć wiązania chemiczne. Dzielą się one na:
orbitale wiążące- w których elektrony posiadają niższą energię niż gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych i nie uczestniczyły w tworzeniu wiązania
orbitale antywiążące - w których elektrony posiadają wyższą energię niż gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych.
orbitale niewiążące - w których elektrony posiadają taką samą energię jak gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych.
Ad2) zakłada się tworzenie molekularnych orbitali wymieszanych, inaczej hybrydyzowanych powstających przez liniową kombinację orbitali atomowych.
Ad3)zakłada się rozmieszczenie par elektronowych wokół atomu centralnego tak, aby były możliwie najdalej od siebie oddalone. Jest to cel zminimalizowania odpychania.
Wiązania chemiczne, oddziaływania międzycząsteczkowe
Drukuj
WIĄZANIA CHEMICZNE
są to charakterystyczne oddziaływania występujące pomiędzy atomami, grupami atomów, jonami lub cząsteczkami. Wiązania chemiczne powstają w wyniku oddziaływania, przyjmowania lub uwspólniania elektronów walencyjnych reagujących ze sobą atomów. Ważną z przyczyn tworzenia wiązań jest dążenie pierwiastków do uzyskania oktetu lub dubletu elektronowego. Aby utworzyć typowe wiązanie chemiczne, potrzeba minimum 2 elektronów. Istnieją wiązania pojedyncze i wielokrotne (podwójne i potrójne) Wiązanie pojedyncze to wiązanie, które tworzą dwa elektrony. Natomiast, gdy w wiązaniu uczestniczą cztery elektrony to jest to wiązanie podwójne.
Delokalizacja wiązań
Wiele wiązań wielokrotnych jest zdelokalizowanych, tzn. tworzące je elektrony są uwspólniane przez więcej niż dwa atomy. Wiązania na skutek powstania zjawiska rezonansu chemicznego tak jak ma to miejscu np. w związkach aromatycznych „rozmywają się”. Nie można przez to dokładnie ustalić które wiązania są pojedyncze, a które podwójne.
REGUŁA LEWISA I KOSSELA (REGUŁA DUBLETU I OKTETU ELEKTRONOWEGO)
Według tej teorii wiązania chemiczne powstają poprzez uwspólnienie pewnych elektronów, które należą do wiążących się atomów.
Każdy z atomów dostarcza po jednym elektronie do każdej wspólnej pary elektronowej. Atomy
dążą do osiągnięcia oktetu (lit i beryl - dubletu) elektronów na powłoce walencyjnej - dążą do uzyskania struktury gazu szlachetnego.
Hel 1s2
Neon [He]2s22p6
Argon [Ne]3s22p6
Krypton [Ar]3d102p6
Zależność os umiejscowienia par wiążących prowadzi do powstania wiązań o charakterze jonowym, koordynacyjnym lub kowalencyjnym. Wiązanie jonowe - wiązanie mocne, powstaje pomiędzy pierwiastkami, w których różnica elektroujemności jest większa od 1,7 (wg skali Paulinga),polega na przejściu jednego lub kilku elektronów walencyjnych z atomów pierwiastka elektrododatniego do atomów pierwiastka elektroujemnego. Powstałe różnoimienne jony przyciągają się siłami elektrostatycznymi, tworząc wiązanie - sieć jonową. Wiązania jonowe występują w mocnych elektrolitach (np. siole, mocne kwasy i zasady; wodorki i tlenki litowców i wapniowców.)
np.: chlorek sodu - Na Cl
Na - 1e --> Na+
Cl + 1e --> Cl -
Każdy jon sodu jest otoczony sześcioma jonami chlorkowymi, a każdy jon chlorkowy sześcioma jonami sodowymi. Nie można rozróżnić, który kation sodu do którego anionu chlorkowego należy, podobnie jak nie da się określić, który anion chlorkowy należy do którego kationu sodu. Cały kryształ traktuje się więc jako jedną makrocząsteczkę.
Sieć krystaliczna chlorku sodu
Cechy związków, w których występują wiązania jonowe (ΔEU>1,7):
stan skupienia stały, substancje twarde, krystaliczne;
tworzą kryształy jonowe, dlatego wzór sumaryczny NaCl przedstawia jedynie stechiometryczny stosunek jonów;
w stanie stałym tworzą jonową sieć krystaliczną, po rozpuszczeniu całkowicie dysocjują i przewodzą prąd elektryczny;
występują duże siły oddziaływania między jonami, dlatego substancje takie posiadają wysokie temperatury wrzenia i topnienia
dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach silnie polarnych (np. woda)
WIĄZANIA KOWALENCYJNE
Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku łączenia się dwóch jednakowych lub różnych atomów (?EU<1,7). Przy tworzeniu się tych wiązań towarzyszy powstawanie wspólnych par elektronowych, w których elektrony pochodzą od różnych atomów.
Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane (atomowe) - wiązanie powstające między dwoma atomami tego samego pierwiastka w cząsteczce, która nie zawiera oprócz nich innych atomów (np. H2, O2, Cl2). Wspólna para elektronów nie jest przesunięta w stronę żadnego z atomów.
Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane - powstaje między dwoma atomami, między którymi różnica elektroujemności jest mniejsza niż 1,7. Elektrony uwspólniane, które tworzą wiązanie są przesunięte w stronę jednego z atomów. Powoduje to, że przy jednym z atomów biorących udział w wiązaniu tworzy się cząstkowy ładunek elektryczny dodatni, a przy drugim ujemny. Dlatego wiązanie to ma cechy dipola elektrycznego. Miarą polarności wiązań jest moment dipolowy (µ). Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane ma właściwości pośrednie między typowym wiązaniem jonowym a kowalencyjnym niespolaryzowanym.
Moment dipolowy cząsteczki(µ) - wielkość fizyczna charakteryzująca dipol elektryczny, określana jest jako wektor skierowany wzdłuż osi cząsteczki od jej punktowego ładunku ujemnego do dodatniego. Wartość momentu dipolowego określa zależność:
µ =σ×l
σ - wartość ładunku cząstkowego
l - odległość między biegunami
Cechy związków chemicznych zawierających wiązania kowalencyjne:
tworzą kryształy kowalencyjne lub cząsteczkowe;
nie dysocjują (z wyjątkiem kwasów, które mają wiązania spolaryzowane);
nie przewodzą prądu elektrycznego;
rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych lub słabo polarnych.
WIĄZANIA KOORDYNACYJNE
Wiązanie koordynacyjne to rodzaj wiązania atomowego, w którym wiążącą parę elektronów dostarcza jeden z atomów. Od wiązania kowalencyjnego różni się sposobem powstawania.
W związkach koordynacyjnych wyróżnia się atom donora i atom akceptora elektronów. Z reguły donorem elektronów jest atom o mniejszej elektroujemności, a akceptorem atom o większej elektroujemności.
Warunkiem powstania wiązania koordynacyjnego jest skłonność akceptora do przyjęcia pary elektronowej oraz skłonność donora do przesunięcia tej pary.
WIĄZANIA WODOROWE
Wiązanie wodorowe polega na przyciąganiu elektrostatycznym pomiędzy atomem wodoru i atomem elektroujemnym, zawierającym wolne pary elektronowe. Jest to wiązanie stosunkowo słabe.
Przykłady donorów protonu w wiązaniach wodorowych:
-OH, -NHx, -SH, -XH, -CHx
Akceptorami protonu mogą być wszystkie atomy o bardzo dużej elektroujemności, np. fluor, azot, tlen, siarka, chlorowce oraz układy ?-elektronowe występujące w nienasyconych związkach organicznych
WIĄZANIA METALICZNE
Metale charakteryzują się specyficznymi właściwościami, polegającymi na dobrym przewodnictwie elektrycznym i cieplnym, co jest wynikiem łatwego przemieszczania się elektronów wewnątrz sieci krystalicznej metalu.
Kryształ metalu jest zbudowany z dodatnich jonów metalu osadzonych w węzłach sieci, między którymi poruszają się elektrony walencyjne.
ODDZIAŁYWANIA MIĘDZYCZĄSTECZKOWE
Oddziaływania międzycząsteczkowe są to inne niż wiązania chemiczne siły wiążące atomy i cząsteczki:
oddziaływanie jon - jon: zachodzi pomiędzy dwoma różnoimiennie naładowanymi cząsteczkami; ładunek w oddziałujących ze sobą cząsteczkach nie jest skoncentrowany na jednym atomie, lecz jest zdelokalizowany na kilku, kilkunastu atomach; ta cecha wyróżnia je od wiązań jonowych; siła oddziaływania proporcjonalna do 1/r2 (r - odległość między cząsteczkami).
oddziaływanie trwały dipol - trwały dipol: tworzy się między cząsteczkami posiadającymi trwałe momenty dipolowe; cząsteczki takie posiadają w jednych miejscach nadmiar ładunku ujemnego, a w innych jego niedomiar; oddziałują one ze sobą tak, jak jony, lecz jest to oddziaływanie słabsze, ponieważ mają tu znaczenie cząstkowe, a nie całkowite ładunki elektryczne; przyciąganiu pomiędzy ładunkami różnoimiennymi towarzyszy zawsze odpychanie pomiędzy ładunkami jednoimiennymi.
oddziaływania van der Waalsa - oddziaływania pomiędzy trwałym dipolem i wzbudzonym dipolem lub między dwoma wzbudzonymi dipolami; w cząsteczkach, które nie mają trwałego momentu dipolowego może on być wzbudzony przez cząsteczki z trwałym momentem; następnie taki wzbudzony dipol i trwały dipol oddziałują na siebie podobnie jak dwa trwałe dipole, lecz znacznie słabiej; w cząsteczkach bez trwałego momentu dipolowego występują natomiast przypadkowe fluktuacje ich chmur elektronowych powodujące powstawanie ich chwilowych momentów dipolowych; cząsteczka, która posiada chwilowy moment dipolowy może go wzbudzić w cząsteczce sąsiedniej, w wyniku czego obydwie cząsteczki mają możliwość chwilowego przyciągania się lub odpychania. Uśrednienie sił odpychania i przyciągania daje oddziaływanie przyciągające proporcjonalne do 1/r6
Rodzaje, izomeria, związków kompleksowych
Drukuj
Związki kompleksowe to pochodne związków chemicznych, w których do jednego lub kilku atomów lub jonów dysponujących wolnymi obszarami orbitalnymi przyłączyły się cząsteczki lub jony drugiego związku chemicznego, posiadające wolne pary elektronowe.
KOMPLEKS = sfera zewnętrzna (koordynacyjna) + sfera wewnętrzna (jon kompleksowy)
np.: K[Al.(OH)4]
[Al.(OH)4]-
Al3+ - jon centralny
OH- - ligandy
4 - liczba koordynacyjna jonu centralnego
- - wypadkowy ładunek elektryczny jonu kompleksowego
Atom lub jon centralny przyłącza, czyli koordynuje pewną liczbę jonów ujemnych, np. F-, Cl-, CN-, lub cząsteczek obojętnych, np. H2O, NH3, zwanych ligandami. Ligandy bezpośrednio otaczające atom lub jon centralny tworzą wewnętrzną sferę koordynacyjną. Liczbę atomów bezpośrednio koordynowanych przez jon centralny nazywa się liczbą koordynacyjną.
Ze względu na zdolność tworzenia kompleksów jony metali możemy podzielić na:
jony metali alkalicznych, metali ziem alkalicznych, lantanowców i aktynowców - wykazują słabe właściwości kompleksotwórcze;
jony metali przejściowych - wykazują dużą zdolność do tworzenia trwałych kompleksów.
RODZAJE LIGANDÓW
ligandy jednodonorowe: F-, Cl-, H2O, NH3, OH-, CN- i inne ligandy wielokleszczowe: (wielodonorowe, chelatujące, chylaty) - zajmują więcej niż jedno miejsce w kompleksie, posiadają więcej niż jedną wolną parę elektronową, zawierają więcej niż jeden atom ligandowy; związki z udziałem takich ligandów nazywamy kompleksami chylatowymi
Przykłady:
Ligandy dwukoordynacyje
Ligandy trój, cztero, a nawet sześciokoordynacyjne, przykład - kwas etylenodiaminotetraoctowy:
Związek kompleksowy chelatowy:
IZOMERIA ZWIĄZKÓW KOMPLEKSOWYCH
Izomeria jest to występowanie dwóch lub większej liczby związków chemicznych o takim samym składzie chemicznym i masie cząsteczkowej, różniących się ułożeniem atomów w cząsteczce lub przestrzeni.
Podstawowe rodzaje izomerii związków kompleksowych:
strukturalna (konstytucyjna) izomery mają ten sam skład chemiczny, ale różnią się szeregowaniem atomów
stereoizomeria (izomeria przestrzenna)
Rodzaje izomerii strukturalnej w związkach kompleksowych:
izomeria jonowa
- różne położenie anionów i kationów, np.: [Co(NH3)5Br]SO4 i czerwony [Co(NH3)5(SO4)]Br
izomeria hydratacyjna
- różne położenie cząsteczek wody w wewnętrznej lub zewnętrznej sferze koordynacyjnej kompleksu, np.: [Cr(H2O)6]Cl3 oraz [Cr(H2O)5Cl]Cl2 · H2O
izomeria koordynacyjna
występuje w kompleksach mających dwa centra koordynacyjne, w których ligandy przyłączane są do różnych metali, np.: [Co(NH3)6][Cr(CN)6] i [Cr(NH3)6][Co(CN)6]
izomeria wiązaniowa
- istnieje wtedy, gdy ligand może się łączyć z atomem centralnym za pośrednictwem dwóch różnych atomów, np. NO2 może łączyć się z atomem centralnym - kobaltem przy pomocy atomu azotu lub atomu tlenu, np.: [Co(-NO2)(NH3)5]Cl2[Co(-ONO)(NH3)5]Cl2
Rodzaje izomerii przestrzennej w związkach kompleksowych
Izomeria geometryczna
- istnienie kompleksów cis i trans dla niektórych związków o liczbie koordynacyjnej 4 i 6.
Np. [Pt(NH3)2Cl2]
Izomeria optyczna
- związki kompleksowe mogą występować w dwóch odmianach, które skręcają płaszczyznę światła spolaryzowanego w przeciwnych kierunkach; są to cząsteczki, które mają się do siebie tak, jak obraz i jego zwierciadlane odbicie. Takie cząsteczki nazywane są enancjomerami.
Trwałość, znaczenie, zastosowanie związków kompleksowych
Drukuj
WPŁYW RÓŻNYCH CZYNNIKÓW NA TRWAŁOŚĆ ZWIĄZKÓW KOMPLEKSOWYCH
czynniki wewnętrzne - zależą od właściwości atomu centralnego i ligandów, np. duży wpływ na trwałość wiązania metal - ligand ma elektroujemność atomu ligandowego, inny wpływ na trwałość kompleksu ma możliwość utworzenia przez dany ligand pierścienia, ligandy wielokleszczowe tworzą kompleksy chylatowe, które są bardziej trwałe na kompleksy proste - im wyższy ładunek jonu centralnego i im mniejszy jego promień, tym wyższa jest trwałość jonu kompleksowego;
czynniki zewnętrzne - zależą od warunków prowadzenia reakcji, np. temperatury, ciśnienia, stężenia ligandu i jonu centralnego, pH roztworu (np. zależność trwałości kompleksu II i III od pH roztworu)
Reakcja powstawania kompleksu jest reakcją odwracalną, stan równowagi opisuje stan równowagi reakcji odwracalnej, zwana w tym przypadku stałą trwałości kompleksu
Men+ + XL › [(MeLx)]n+
Ktw. = [[MeLx]n+]x / ([Men+] · [L]x)
Ze względu na wielkość tej stałej (trwałość kompleksu) związki kompleksujące dzieli się na:
Ligandy będące receptorami jonów bądź cząsteczek organicznych, tworzą kompleksy o dużej stałej trwałości;
Ligandy będące nośnikami jonów (jonofory), bądź cząsteczek organicznych, tworzą kompleksy o niższej stałej trwałości.
Interntość kompleksów - podział kompleksów ze względu na szybkość tworzenia:
Labilne - rozpadają się i tworzą w ciągu jednej minuty, kiedy reakcja zachodzi w 90%
Inertne (bierne) - rozpadają się i tworzą się długo, trudno wymieniają ligandy
Przykładowe typy kompleksów
TYP LIGAND (nazwa kompleksu)
akwakomplels H2O - akwa
aminokompleks NH3 - amina
cyjanokompleks CN- - cyjano
halohenokompleks F- - fluoro, Cl- - chloro, Br- - bromo, I- - jodo
hydroksokompleks OH- - hydrokso
tiosiarczanokompleks S2O32- - tiosiarczano
azotanokompleks NO3 - azotano
kompleks organiczny Ph - fenyl, en - etylenodiamina
NAZEWNICTWO KOMPLEKSÓW:
Tworzenie wzoru:
[atom centralny_ligandy naładowane_ligandy obojętne]ładunek
Np. [Cr(NH)3(H2O)4]3+
Tworzenie nazwy:
wielokrotność_nazwa ligandu_atom centralny(stopień utlenienia atomu centralnego, jeśli kompleks jest anionem, to do nazwy jonu centralnego dodajemy końcówkę -an)
Przykłady:
K3[FeF6] heksafluorożelazian (III) potasu
K[Ag(CN)2] dicyjanosrebrzan (I) potasu
K[B(Ph)4] tetrafenyloboran (III) potasu
Na3[Ag(S2O3)2] bistiosiarczanosrebrzan (I) sodu
WIELOKROTNOŚĆ
Dla ligandów prostych: mono, di, tri, tetra, penta, heksa
Dla ligandów złożonych: bis, tris, tetrakis, pentakis
Przykłady:
[Cr(H2O)6]Cl2 chlorek heksaakwachromu (III)
[CrCl2(H2O)4]Cl chlorek tetraakwadichlorochromu (III)
[Ni(CN)2(H2O)2] diakwadicyjanonikiel (II)
[Ni(H2O)4(NH3)2]2+ kation tetraakwadiaminaniklu (II)
[NiI4(H2O)4]- anion tetrajodotetraakwaniklu (II)
[Pt(NH2CH2CH2NH2)3]Br4 bromek tri(etylenodiamina) platyny (IV)
- piszemy wzór kation - anion
- czytamy nazwę anion - kation
ZNACZENIE ZWIĄZKÓW KOMPLEKSOWYCH
Rola w przyrodzie:
budują chlorofil
tworzą białka zawierające lub transportujące metale
wchodzą w skład enzymów
ZASTOSOWANIE KOMPLEKSÓW
analiza i synteza chemiczna
katalizatory reakcji chemicznych
wydobycie metali z rud
przeróbka paliwa z reaktorów jądrowych
medycyna i farmacja
Ogólny schemat radiofarmaceutyku peptydowego zawierającego cząsteczkę nośnika (np. peptydu) z ugrupowaniem zawierającym chelator wraz z radionuklidem:
STANY SKUPIENIA MATERII
Stan skupienia jest to podstawowa forma, w jakiej występuje substancja określająca jej podstawowe właściwości .fizyczne.
3 główne stany skupienia:
stały - ciało ma stały, niezmienny kształt, cząsteczki budujące ciało stałe są mocno zbite i wykonują
tylko znikome ruchy; posiadają stałą objętość; np. kamień, plastik, drewno;
ciekły - ciało przyjmuje kształt naczynia, w którym się znajduje;
lotny (gazowy) - substancja zmienia kształt i objętość; momentalnie rozprzestrzenia się.
Inne stany skupienia:
Plazma (gaz zjonizowany), kondensat Bosego - Einsteina (powstaje z gazu składającego się z atomu rubidu), kondensat fermionów.
Zmiany stanów skupienia:
temperatura krytyczna - powyżej tej temperatury dana substancja istnieje tylko w stanie gazowym; temperatura krytyczna jest cechą charakterystyczną danej substancji;
dla pary wodnej temperatura krytyczna wynosi 374,2°C
punkt potrójny - punkt na wykresie fazowym odpowiadający stanowi równowagi trzech faz układu jednoskładnikowego
= stan, w którym jednocześnie mogą istnieć 3 stany skupienia danej substancji; jest to wielkość charakterystyczna dla danej substancji, uzależniona od temperatury i ciśnienia; punkt potrójny dla wody w stanie ciekłym lodu i pary wodnej ma parametry: temp.: 0,01st.C i ciśn..: 611,73 Pa.
Własności ciał stałych
Stan stały wyróżnia się uporządkowanym układem atomów (cząsteczek), które tworzą trwałą strukturę, zwaną siecią krystaliczną; uporządkowanie polega na periodycznym (regularnym) powtarzaniu się w trzech kierunkach układu współrzędnych podstawowego modelu przestrzennego, zw. komórką elementarną kryształu. Cząsteczki (atomy) ciała stałego mają tendencję do „ekonomicznego” wykorzystania przestrzeni i zajmowania ściśle określonych miejsc w przestrzeni co różni stan stały od stanu gazowego i ciekłego.
Ciała stałe tworzą kryształy lub formy przypadkowe o chaotycznym ułożeniu atomów i cząsteczek zwane ciałami amorficznymi (ciałami bezpostaciowymi).
Ciała krystaliczne ulegają przemianom fazowym - topnieniu, sublimacji - w ściśle określonej temperaturze zwanej temperaturą topnienia i temperaturą sublimacji
Izotropia - to brak różnic właściwości fizycznych materiałów, takich jak np: rozszerzalność termiczna, przewodnictwo elektryczne czy współczynnik załamania światła, niezależnie od tego w jakim kierunku są one mierzone. Jest cechą ciał amorficznych oraz kryształów regularnych
Anizotropia - oznacza zależność własności materiału od kierunku badania. Zjawisko fiz. występujące gł. przy badaniu kryształów; zmienność własności fizycznych (optycznych, elektrycznych, twardości, itd.) i chemicznych (np. szybkość rozpuszczania się) ciała, uzależniona od kierunku przestrzennego, w którym prowadzi się badania; konsekwencja uporządkowanej struktury krystalicznej;
Budowa kryształów Atomy, jony lub cząsteczki tworzą w w kryształach siec krystaliczną.
Podstawowe układy krystalograficzne:
regularny
tetragonalny
heksagonalny
trygonalny
rombowy
jednoskośny
trójskośny
Sieci przestrzenne proste - atomy, jony lub cząsteczki tylko w narożach
Sieci złożone - nałożenie się dwóch lub więcej sieci prostych
sieć ściennie centrowana (dodatkowe elementy wewnątrz ścian)
sieć przestrzennie centrowana (dodatkowy element wewnątrz komórki)
Kryształy jonowe
W węzłach sieci krystalicznej znajdują się kationy i aniony tworzące podsieci: kationową i anionową. Ułożenie w nich jonów jest takie, że wyróżniamy dwie nakładające się podsieci kationową i anionową tworzące kryształ jonowy.
Kryształy molekularne
Kryształy te zbudowane są z cząsteczek i są stabilizowane przez wiązania wodorowe (np. H2O - lód) lub Van der Waalsa (stały CO2). Ten typ kryształu występuje częściej w związkach organicznych.
Kryształy o wiązaniu metalicznym - metale
W sieci metalicznej węzły sieci przestrzennej są obsadzone przez atomy pozbawione elektronów walencyjnych. Elektrony nie mogą być przyporządkowane jako para wiążąca poszczególnym atomom, lecz należą do sieci metalicznej jako całość. Obecność „gazu elektronowego” ogranicza siły odpychania pomiędzy kationami tworzącymi sieć i stabilizuje w ten sposób strukturę krystaliczną metalu.
Polimorfizm, wielopostaciowoś - występowanie tej samej substancji w kilku odmianach różniących się własnościami fizycznymi (postać krystaliczna, struktura sieci przestrzennej, odmiany enancjotropowe, odmiany monotropowe) lub chemicznymi.
Alotropia - polimorfizm pierwiastków
tlen - tlen i ozon
węgiel - diament, grafit, fuleren
fosfor- fosfor czerwony, biały, fioletowy, czarny
siarka- romboidalna, jednoskośna, polimeryczna
żelazo - o sieci regularnej przestrzennie centrowanej (α i δ) oraz regularnej ściennie centrowanej (γ).
Przemiana enancjotropowa - odwracalna przemiana jednej odmiany w drugą
Przemiana monotropowa - przemiana nieodwracalna
Izotypia - występowanie kryształów substancji w tym samym typie struktury wewnętrznej. Są to więc kryształy izostrukturalne.
Izomorfizm występowanie różnych substancji w tym samym typie struktury krystalicznej - równopostaciowość.Substancje izomorficzne powinny posiadać zdolność tworzenia roztworów stałych (kryształów mieszanych).
Stan ciekły
Własności cieczy
Napięcie powierzchniowe - powstaje w wyniku wzajemnego oddziaływania cząsteczek we wnętrzu i na powierzchni cieczy. Cząsteczki położone w warstwie powierzchniowej znajdują się w zupełnie innych warunkach jak cząsteczki znajdujące się we wnętrzu cieczy .
Lepkość - jest wynikiem sił tarcia wewnętrznego pomiędzy cząsteczkami cieczy. Lepkość cieczy zależy od, rodzaju cieczy i temperatury cieczy. Wraz z podwyższeniem temperatury lepkość cieczy silnie maleje. Mało ruchliwe płyny o dużej lepkości, jak oleje lub gliceryna, to ciecze o dużym tarciu wewnętrznym.
KRYSZTAŁY CIEKŁE - materiały, które przy przejściu w stan ciekły zachowują większość uporządkowania (istnieje częściowe dalekozasięgowe uporządkowanie cząsteczek). Charakteryzują się własnościami zbliżonymi do cieczy gdzie brak sztywnej sieci krystalicznej powoduje brak sprężystości kształtu i umożliwia płynięcie, ale nie są one już prawdziwymi cieczami. Mają jednak zwykle znaczną lepkość. Ciekłe kryształy jednocześnie posiadają strukturalne własności ciał stałych. Wykazują więc anizotropię własności fizycznych, co oznacza, że wielkości fizyczne mierzone w różnych kierunkach przyjmują różne wartości.
Stan gazowy Stan gazowy charakteryzuje się tym, że próbka nie ma ani własnego kształtu, ani objętości i może rozprzestrzeniać się po całej objętości naczynia, w której jest zawarta.
Tlenki
Drukuj
Tlenki są to dwuskładnikowe związki tlenu z innymi pierwiastkami, metalami lub niemetalami, w których tlen występuje na II stopniu utlenienia.
Wyjątek: tlenkami nie nazywamy związków tlenu z fluorem OF2 i O2F2, z powodu większej elektroujemności fluoru. W zależności od pierwiastków budujących tlenki, wykazują one różne właściwości fizyczne i chemiczne.
W większości przypadków wzory tlenków są wzorami najprostszymi,w których iloczyn wartościowości pierwiastków i ilości ich atomów są jednakowe:
EnWOmII
Podział tlenków ze względu na właściwości chemiczne:
tlenki zasadowe - reagują z kwasami dając sole. W większości są to tlenki metali. Substancje te trudno się rozpuszczają i mają budowę jonową, np. N2O, CaO;
CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O
Tlenki metali najsilniej elektrododatnich (litowców i berylowców z wyjątkiem berylu) reagują energicznie z wodą:
Na2O +H 2O → 2NaOH
tlenki kwasowe - reagują z zasadami tworząc sole. Tlenki niemetali i metali na wyższych stopniach utlenienia (CrO3, Mn2O7). Występują we wszystkich stanach skupienia, np. CO, SO2, SO3, NO2.
SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O
Tlenki kwasowe w większości reagują bezpośrednio z wodą:
SO3 + H2O → H2SO4
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
tlenki amfoteryczne - posiadają własności kwasowe lub zasadowe w zależności od środowiska, w którym się znajdują, np. Al2O3, BeO, ZnO.
Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 6NaOH → 2Na3AlO3 + 3H2O
tlenki obojętne - nie reagują z kwasami ani z zasadami, np. CO, NO.
CrO tlenek chromu (II) - zasadowy
Cr2O3 tlenek chromu (III) - amfoteryczny
CrO3 tlenek chromu (VI) - zasadowy
MnO tlenek manganu (II) - zasadowy
MnO2 tlenek manganu (IV) - amfoteryczny
MnO3 tlenek manganu (VI) - kwasowy
Mn2O7 tlenek manganu (VII) - kwasowy
N2O tlenek azotu (II) - obojętny
NO tlenek azotu (II) - obojętny
N2O3 tlenek azotu (III) - kwasowy
NO2 tlenek azotu (IV) - kwasowy
N2O5 tlenek azotu (V) - kwasowy
Podział tlenków ze względu na strukturę chemiczną:
tlenki normalne - występują w nich wiązania wyłącznie pomiędzy tlenem a atomem pierwiastka (X-O); tlen na -2 stopniu utlenienia;
podtlenki - występują w nich oprócz wiązań X-O wiązania między atomami pierwiastka (X-X), np. N2O, P2O;
nadtlenki - oprócz wiązań X-O występują wiązania pomiędzy atomami tlenu O-O, np. H2O2, K2O2 (tlen na -1 stopniu utlenienia)
ponadtlenki - tlenki posiadające rodnikoanion O2-(wolny rodnik), np. KO2 (tlen na -1/2 stopniu utlenienia)
Metody otrzymywania tlenków:
1) Bezpośrednia synteza pierwiastków:
S + O2 → SO2
2Mg + O2 → 2MgO
2Fe + 3/2O2 → Fe2O3
2) Utlenianie niższych tlenków:
2CO + O2 → 2CO2
2NO + O2 → 2NO2
3) Odtlenianie (redukcja) wyższych tlenków:
MnO2 + H2 → MnO + H2O
Fe2O3 + C → 2FeO + H2O (reduktorem jest wodór)
CO2 +Mg → MgO + CO (reduktorem jest metal)
4) Rozkład soli nietrwałych kwasów tlenowych:
CaCO3 → CaO + CO2
Na2SO3 → Na2O + SO2
Pb(NO3) → PbO + 2NO2 + 1/2O2
5) Rozkład niektórych wodorotlenków:
2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O
Cu(OH)2 → CuO + H2O
6) Rozkład nietrwałych kwasów:
H2CO3 → CO2 + H2O
H2SO3 → SO2 + H2O
NAZEWNICTWO TLENKóW
IUPAC (Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej) - międzynarodowa organizacja zajmująca się głównie standaryzacją symboliki, nazewnictwa i wzorców wielkości fizycznych stosowanych przez chemików na całym świecie, zaleca stosowanie systemu Stocka.
Aby nadać tlenkowi nazwę przy użyciu tego systemu używamy słowa "tlenek" oraz podajemy nazwę pierwiastka, który tworzy dany tlenek (jeśli jest to konieczne podajemy wartościowość lub stopień utlenienia), np:
CO2 - tlenek węgla (IV) lub tlenek węgla (+4)
CO - tlenek węgla (II)
Na2O - tlenek sodu
Fe2O3 - tlenek żelaza (III)
Gdy w cząsteczce występuje ugrupowanie nadtlenkowe -O-O-, to do nazwy dodajemy przedrostek "nad-".
Gdy występuje anionorodnik *O-O z jednym niesparowanym elektronem oraz kation metalu, to do nazwy dodajemy przedrostek "pod-".
Dla niektórych tlenków stosuje się następujące nazewnictwo przedrostkowe:
CO2 - ditlenek węgla
N2O3 - tritlenek diazotu
SO2 - ditlenek siarki
Cu2O - tlenek dimiedzi
Takie nazewnictwo jest jednak mniej zalecane.
NAJBARDZIEJ ZNANE TLENKI
H2O - tlenek wodoru (woda)
N2O - tlenek azotu (II) (podtlenek azotu) - gaz rozweselający, stosowany do znieczulania anestezjologicznego oraz jako chemiczny dodatek do żywności, np. jako naturalny gaz używany jako gaz rozprężający do spieniania, m.in. przetworów mleczarskich (E-942)
SO2 - tlenek siarki (IV) (ditlenek siarki) - gaz obecny w spalinach przemysłowych (produkt uboczny spalania paliw kopalnych), z wodą tworzy tzw. kwaśne deszcze (razem z SO3), powszechnie stosowany w produkcji win jako antyutleniacz i substancja stabilizująca mikrobiologicznie żywność (E-220)
CaO - tlenek wapnia (wapno palone) - ma zastosowanie w budownictwie jako zaprawa murarska, w metalurgii, w przemyśle szklarskim i ceramicznym, rolnictwie (jako nawóz), garbarstwie (odwłasianie skór, przemyśle spożywczym (syntetyczny regulator kwasowości E-529)
Fe3O4 - magnetyd, najlepsza dla przemysłu ruda żelaza; zlokalizowane u ptaków i nasady nozdrza drobne kryształki magnetydu to prawdopodobnie miejsce odbioru pola magnetycznego.
TiO2 - ditlenek tytanu - składnik bieli tytanowej, stosowany w przemyśle spożywczym jako E-171 (syntetyczny mineralny barwnik).
CO - tlenek węgla (II) - toksyczny gaz obecny w spalinach, wykazuje 300 razy większe powinowactwo do hemoglobiny niż tlen (0,16% objętościowego CO powoduje po dwóch godzinach zgon)
CO2 - tlenek węgla (IV) (ditlenek węgla) - tworzy się podczas spalania i oddychania, obecny w spalinach gaz cieplarniany, stosowany jest w laboratorium jako tzw. suchy lód do chłodzenia (-80st.C), stosowany również przy produkcji napojów gazowanych oraz do napełniania gaśnic
MgO (tlenek magnezu) - Stosowany jest do wyrobu cementów, odlewów, naczyń ognioodpornych, czyszczenia olejów; zapobiega jełczeniu tłuszczów Ma również zastosowanie w medycynie jako lek na nadkwasotę i zatrucia. W fotografii służy do zobojętniania emulsji fotograficznej. Zaś proszek błyskowy potocznie nazywany jest magnezją.
SiO2 (tlenek krzemu IV-krzemionka)- jest podstawowym składnikiem kilku powszechnie stosowanych materiałów. Są to:
szkło
kwarc
silikażel
W przyrodzie występuje jako minerały np. ametyst, kwarc. W różnych postaciach jest stosowany do wyrobu pryzmatów i soczewek w przyrządach optycznych, szkła, zaprawy murarskiej, cementu, wyrobów ceramicznych, także jest używany w radiotechnice. Znalazł zastosowanie w elektronice jako izolator. Krzem znalazł też zastosowanie w kosmetyce. Jest niezbędny do tworzenia się kolagenu i elastyny oraz utrzymania odpowiedniej elastyczności i przepuszczalności naczyń krwionośnych. Oznaki niedoboru krzemu to: kruche i łamliwe paznokcie oraz zniszczone i wypadające włosy. Dużo krzemionki znajduje się w skrzypie.
As2O3 (tlenek arsenu III-arszenik) - bardzo silna trucizna (dawka śmiertelna 0,06-0,2 g)
Zastosowanie:
do wyrobu szkła (o zielonym zabarwieniu)
do wyrobu emalii i farb (tzw. zieleń arszenikowa)
do konserwacji skór i drewna
jako trucizna na gryzonie
Cr2O3 (tlenek chromu III-zieleń chromowa)2 - używa się go do produkcji farb i lakierów, stosowany w ceramice i jako katalizator
CrO3 (tlenek chromu VI)- bardzo silny utleniacz C2H4O (tlenek etylenu- oksiran) stosowany do gazowej sterylizacji sprzętu medycznego, przypraw spożywczych i środków farmaceutycznych; środek bakterio i grzybobójczy (np. przy konserwacji książek)
Kwasy
Teoria Arrheniusa (klasyczna, jonowa)
Kwasy - są to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z wydzieleniem kationów wodorowych.
np. kwas chlorowodorowy
Zasady - są to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z wydzieleniem anionów wodorotlenowych. Np. zasada sodowa
Jednak istnieją wady tej teorii ponieważ traktuje ona kwasy i zasady jako odrębne substancje oraz nie tłumaczy zasadowych właściwości związków organicznych, które nie posiadają w swojej budowie grup hydroksylowych. Dysocjacja elektrolityczna - jest to proces rozpad cząsteczek kwasów , zasad i soli na jony swobodne pod wpływem wody. Dzięki temu procesowi w roztworach wodnych powstają kationy i aniony , które stają się nośnikami prądu elektrycznego. Roztwory wodne substancji chemicznej przewodzą prąd chemiczny nazywany elektrolitycznym. Do elektrolitów zaliczamy kwasy, kwasy i sole. Dysocjacji ulegają zw. Chemiczne zawierające wiązania jonowe lub kowalencyjne spolaryzowane (zw. nieorganiczne-kwasy, zasady, sole; zw. organiczne zawierające ugrupowania -SO3H, -COOH, -NH2) . W roztworze dysocjacja jest zawsze procesem odwracalnym. Dysocjacja termiczna następuje pod wpływem odpowiednio wysokiej temperatury, ulegają jej wszystkie związki chemiczne.
NH4Cl ↔ NH3 + HCl
Chlorek amonu rozpada się na amoniak i chlorowodór
Teoria Teoria Bronsteda i Lowry'ego (teoria protonowa).
Kwasami tej teorii nazywamy związki chemiczne lub jony zdolne do oddawania protonów, a zasadami związki chemiczne lub jony zdolne do przyłączania proton
HA <=> H+ + A-
kwas <=> proton + zasada
Związek A- jest zatem zasadą sprzężoną z odpowiednim kwasem HA, a kwas HA jest sprzężony z zasadą A-. Przykłady tak zdefiniowanych kwasów i zasad są następujące
Kwas Zasada Kwas Zasada HCl H2O H3O+ HCO3+ H2O + H2O + NH3 + OH- + H2O + HCO3+ <=> H3O+ <=> NH4+ <=> H2O <=> H3O+ <=> H2CO3 + Cl- + OH- + H2O + CO32- + OH- Według protonowej teorii kwasów i zasad, kwas może wykazywać swoje własności kwasowe tylko wobec zasady, która przyjmuje proton i odwrotnie zasada może nią być tylko w obecności kwasu, który proton oddaje. Z przedstawionych przykładów widoczne jest, że woda zachowuje się obojnaczo, raz jak kwas, innym razem jak zasada w zależności od rodzaju rozpuszczonej w niej substancji.
Sam rozpuszczalnik wg teorii protonowej może być donorem lub akceptorem protonów- wpływa zatem na właściwości związków chemicznych rozpuszczonych w rozpuszczalniku. Podział rozpuszczalników I) aprotyczne (bierne)- nie biorą udziału w reakcji bo nie tworzą jonów; rozpuszczone w nich substancje nie dysocjują, nie wpływają na własności kwasowo-zasadowe rozpuszczonych substancji np. pentan, benzen II) proteolityczne (czynne) - biorą udział w wędrówce jonów protonoakceptorowe (zasadowe, protonofilne) - wykazują duże powinowactwo do protonów, są silnymi zasadami w porównaniu z wodą, w tych rozpuszczalnikach dobrze zdysocjonowane są kwasy np. aminy, ciekły amoniak. protonodonorowe (kwasowe, protonogenne) - wykazują małe powinowactwo do protonów, w tych rozpuszczalnikach dobrze zdysocjonowane są zasady np. bezwodny kwas octowy, kwas siarkowy. Amfiprotyczne (amfoteryczne) - w zależności od warunków reakcji mogą przyłączać i oddawać protony np. woda i etanol.
Kwasy anionowe
Kwas Zasada Zasada Kwas
H2PO4- + H2O <=> HPO42- + H3O+ Kwasy kationowe
Kwas Zasada Zasada Kwas
NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+
Zasady anionowe
Zasada Kwas Kwas Zasada
CH3COO- + H2O <=> CH3COOH + OH- Zasady kationowe Zasada Kwas Kwas Zasada
N2H5+ + H2O <=> N2H62+ + OH-
Dysocjacja wielostopniowa
Kwasy, które w czasie dysocjacji odczepiają jeden kation wodorowy nazywamy jednoprotonowymi. Kwasy posiadające w cząsteczkach więcej niż jeden atom wodoru nazywamy: dwuprotonowymi - odczepiają dwa kationy wodorowe, trójprotonowymi - odczepiają trzy kationy wodorowe.
Wieloprotonowe kwasy dysocjują stopniowo. W pierwszym etapie następuje odłączenie 1 kationu wodoru - dysocjacja pierwszego stopnia, w następnym etapie zachodzi odłączenie kolejnego kationu wodoru i tak do momentu, gdy wszystkie jony zdysocjują, np.: I stopień dysocjacji:
H2SO4 --> H+ + HSO4 -
II stopień dysocjacji:
HSO4 - --> H+ + SO42 -
3) Teoria Lewisa.
Bardziej ogólną definicję kwasów i zasad podał Lewis. Według 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+
Przykłady kwasów i zasad według Lewisa Kwas Zasada H+ + Cl- <=> HCl
H+ + NH3 <=> NH4+
AlCl3 + Cl- <=> AlCl4-
BF3 + F- <=> BF4-
Ag+ + 2NH3 <=> Ag(NH3)2+
Woda może być kwasem i zasadą
(kwas)H+ + (zasada)HOH <=> H3O+
Wyszukiwarka