I. Pojęcia elementarne

1. Jednostka masy atomowej

Od 1961r. obowiązującą jednostką jest „unit” (ang. jednostka) -
odpowiadający wzorcowej masie 1/12 izotopu
.







Ze względu na swą znikomą wielkość bezwględna masa atomowa nie znajduje bezpośredniego zastosowania w praktyce. Dlaczego?

Bezwględna masa wspomnianego już powyżej izotopu
to zaledwie:



Przykład 1. Spróbujmy obliczyć masę izotopu tlenu -
.

Zanim to jednak uczynimy, potrzebujemy jeszcze zapoznać się z pojęciem masy atomowej.
Jest to wielkość względna - czyli porównujemy ze sobą dwie wartości:

masę danego pierwiastka do masy
izotopu
(czyli
), czyli:













W tym miejscu warto wyraźnie podkreślić, że masy atomowe (w
) podawane w układzie okresowym pierwiastków, są w istocie średnimi ważonymi mas wszystkich występujących na Ziemi stabilnych izotopów danego pierwiastka.

Innym pojęciem mającym związek z masą atomową jest masa cząsteczkowa.

Najogólniej - jest to suma mas atomowych poszczególnych pierwiastków tworzących cząsteczkę związku chemicznego. Wyrażamy ją także w unitach -
.

Przykład 2. Obliczmy masę cząsteczkową kwasu siarkowego (VI) o wzorze H2SO4:

W pierwszej kolejności odczytujemy z układu okresowego masy atomowe poszczególnych pierwiastków tworzących cząsteczkę tego kwasu.








Następnie uwzględniamy liczby atomów:

2. Mol

Jak to możemy przeczytać w każdym podręczniku - mol jest jednostką liczności materii. Jest jedną z podstawowych jednostek układu SI.


Co oznacza 'liczność materii'?

Pod pojęciem 1 mola kryje się liczba cząstek.


Jakie to mogą być cząstki?
Bardzo różne, np.: atomy, cząsteczki, jony, wolne rodniki, cząstki elementarne (elektrony, protony...).

Aż chce się zadać pytanie - „czyli ile?”... 1 mol równy jest liczbie atomów zawartych w 12 gramach izotopu
. W tej ilości
znajduje się:


atomów.

Liczbę tą nazywamy stałą lub liczbą Avogadra (oznaczamy ją jako
).




gdzie:
- stała Avogadro,
- całkowita liczba cząstek,
- liczba moli


Jak wyznaczamy liczbę moli (
) ?




gdzie:
- liczba moli,
- masa substancji,
- masa molowa

liczbę moli można wyrazić także wzorem:




Przykład 3. Obliczmy ile moli atomów C znajduje się w tonie węgla...

Dane:





Szukane:

(nasza szukana liczba moli atomów węgla)

Rozwiązanie:

Korzystamy z przytoczonego powyżej wzoru na liczbę moli:












(pamiętamy o jednostkach !)


ponieważ:


Czyli jedna tona węgla zawiera 83,33 [kmol] atomów.

3. Masa molowa (
)

Jest to masa jednego mola wyrażona w [g/mol].




Liczbowo jest ona równa masie atomowej lub cząsteczkowej (ale tylko liczbowo!) - gdy jej wartość podana jest w [g/mol]

4. Objętość molowa substancji

Objętość jaką zajmuje 1 mol dowolnej substancji.

gdzie:

- objętość molowa

- masa molowa

- gęstość

:idea: Zapamiętaj

1 mol gazu rzeczywistego (zbliżonego właściwościami do gazu doskonałego) w warunkach normalnych (T= 273 K, p = 1013 hPa) zajmuje objętość





Przykład 4. Oblicz jaką objętość w warunkach normalnych zajmuje 1 kg tlenu.

Dane:



Szukane:

(szukana objętość)

Rozwiązanie:

Wspomniano wcześniej, że 1 mol gazu rzeczywistego w warunkach normalnych zajmuje
.
Obliczmy więc ile moli tlenu zawiera dane w zadaniu 1000 g.

Korzystamy ze znanego już wzoru




(dla przypomnienia:
- liczba moli,
- masa substancji,
- masa molowa)

Wiemy, że masa atomowa tlenu to
. Masa cząsteczkowa -
(2 atomy tlenu w cząsteczce).
Wiedząc, że masa molowa wyrażona w
równa jest liczbowo masie molowej otrzymujemy:




Teraz możemy już przystąpić do obliczenia liczby moli tlenu w 1000 g:







Korzystamy z proporcji: "skoro 1 mol zajmuje objętość
, to jaka objętość zostanie zajęta przez 31,25 [mol]? Jej matematyczny zapis:


-


-

5. Gęstość względna

Stosunek gęstości dwóch różnych gazów w tej samej temperaturze i pod takim samym ciśnieniem równy jest stosunkowi ich mas molowych. Stosunek ten nazywamy gęstością względną.




Przykład 5. Oblicz masę molową nieznanego gazu, wiedząc że jego gęstość względem helu wynosi



Wykorzystujemy powyższy wzór:




Po przekształceniu:




Podstawiamy wartość masy molowej helu:

II. Obliczenia na podstawie wzorów chemicznych

Przy rozwiązywaniu zadań spotkamy się na ogół z dwoma typami wzorów - wzorami sumarycznymi oraz elementarnymi.

Wzór sumaryczny pozwala nam określić faktyczną liczbę atomów w danej cząsteczce. Elementarny odzwierciedla proporcje między tymi liczbami.

Np. wzór sumaryczny alkoholu etylowego to
a elementarny:


Aby lepiej zrozumieć te pojęcia oraz nawiązać do wcześniej omawianych przeanalizujmy następujący przykład

Przykład 6. Oblicz masę molową związku o wzorze
.


.

Na wstępie ustalmy jakie pierwiastki tworzą oraz ile atomów każdego z nich zawiera cząsteczka analizowanego przez nas związku...


- 3 razy atom azotu w
plus 6 razy


- 6 razy


- 3 razy 4 atomy wodoru w


- 6 razy


Masy molowe 1 mola atomów...










Masę molową tego związku obliczymy zatem mnożąc masy 1 mola atomu przez liczbę atomów - dla każdego pierwiastka a następnie dodając otrzymane wartości.









Przykład 7. Oblicz skład elementarny związku o wzorze
.

Procentowa zawartość pierwiastka X w związku obliczamy korzystając z przytaczanego pierwszy raz w tym opracowaniu wzoru:




w którym to:
- masa pierwiastka X w 1 molu substancji

- masa molowa substancji.

Zadanie rozpoczynamy analogicznie jak uczyniliśmy w przykładzie 6 - rozbieramy nasz związek na czynniki pierwsze. Określamy pierwiastki składowe oraz liczby atomów tych pierwiastków. Postępujemy tak do momentu obliczenia masy molowej tego związku. Jak już policzyliśmy poprzednio:




Obliczmy teraz udział procentowy każdego z pierwiastków. Zacznijmy podobnie jak ostatnio od azotu:



Wartość

jest nam doskonalne znana. Brakuje jedynie całkowitej masy azotu zawartej w tym związku. Jak łatwo możemy policzyć 1 mol związku zawiera...








Teraz już bez przeszkód podstawiamy wszystko do naszego wzoru...










Analogicznie postępujemy dla pozostałych pierwiastków...

III. Interpretacja równania reakcji chemicznej

\longrightarrow
W równaniu chemicznym podobnie jak w matematycznym lewa strona (substratów) musi równać się prawej. Uzupełnianie/bilansowanie równań chemicznych wykracza poza ramy tego opracowania i nie będzie tutaj omawiane.

Warto w tym miejscu wprowadzić/przypomnieć pojęcie stosunku stechiometrycznego
. JEst to w istocie stosunek ilościowy substancji reagujących określany przez równanie opisujące tą reakcję chemiczną.

1. Molekularna

Przykład 8. (ogólny)




Komentarz: Jedna cząsteczka związku
łącząc się z 3 cząsteczkami

daje 2 cząsteczki


Przykład 9.




Komentarz: Dwie cząsteczki wodoru reagując z jedną cząstęczką tlenu (dwa substraty) dają produkt w postaci 2 cząsteczek wody.

Przykład 10.




Komentarz: Trzy cząsteczki wodoru łączą się z jedną azotu i powstają dwie cząsteczki amoniaku


2. Molowa
Molowy stosunek stechiometryczny. Czyli do określenia naszego stosunku stechiometrycznego używamy w tym przypadku mola.

Przykład 11.




Komentarz: Trzy mole wodoru łączą się z jednym molem azotu i powstają dwa mole amoniaku


3. Objętościowa
Określamy objętościowy stosunek stechiometryczny.

Jak łatwo się domyślić główne zastosowanie przypadnie jej gdy będziemy mieć do czynienia z substratami i produktami gazowymi w jednakowej warunkach temperatury i ciśnienia.

Przykład 12.




Komentarz: Trzy objętości wodoru łączą się z jedną objętością azotu i powstają dwie objętości amoniaku


4. Masowa masowy stosunek stechiometryczny

Przykład 13.




W tym przypadku musimy wykonać dodatkowe obliczenia. Równanie chemiczne nic nam nie mówi na temat mas molowych czy też atomowych.

Korzystając np. z interpretacji molowej oraz znając masy cząsteczkowe reagujących substancji bez trudu otrzymamy wyniki umożliwiające nam określić masowy stosunek stechiometryczny











Komentarz: 6 [g] wodoru łączy się z 28 [g] azotu i powstają 34[g] amoniaku

IV. Podstawowe prawa chemiczne

1. Prawo zachowania masy
(Łomonosow, Lavoisier, XVIII w.)
W układzie zamkniętym suma mas substancji powstających w dowolnej reakcji chemicznej jest równa sumie mas substratów wziętych do reakcji.


Uwzględniając jednakże możliwość przechodzenia masy w energię (i na odwrót) prawo to należy rozumieć następująco:

W układzie zamkniętym suma masy i energii jest wielkością stałą




2. Prawo stałych stosunków wagowych (inaczej: prawo stałości składu chemicznego)
(Proust, 1799r.)

Stosunek masowy pierwiastków w każdym związku chemicznym jest zawsze wielkością stałą, charakterystyczną dla danego związku i nie zależy od sposobu powstawania tegoż związku

np. w tlenku siarki (VI) o wzorze
:



3. Prawo wielokrotnych stosunków wagowych
(Dalton, 1803r.)

Jeżeli pierwiastki tworzą ze sobą kilka związków, to masy jednego pierwiastka przypadające na tą
samą masę drugiego pierwiastka tworzą szereg liczb całkowitych.

np. w tlenkach azotu:




Interpretacje: Ilości wagowe tlenu przypadające na stałą ilość wagową azotu (28 [g]) w tlenkach azotu tworzą szereg prostych liczb całkowitych 1 : 2 : 3 : 4 : 5.


4. Prawo prostych stosunków objętościowych w reakcjach między gazami
(Gay-Lussac, 1808r.)

Objętości reagujących ze sobą gazów oraz gazowych produktów ich reakcji, w tych samych
warunkach ciśnienia i temperatury, pozostają do siebie w stosunkach niewielkich liczb całkowitych.

Np. dla reakcji:



5. Prawo Avogadro
(Avogadro, 1811r.)

Równe objętości różnych gazów, w takich samych warunkach ciśnienia i temperatury, zawierają jednakowe liczby cząsteczek. Jeden mol dowolnego gazu w warunkach normalnych zawiera
cząsteczek. Jak wspomniano przy omawianiu objętości molowej - 1 mol dowolnego gazu rzeczywistego w warunkach normalnych zajmuje 22,4 dm3

warunki normalne:

Literatura
1. "Chemia w szkole średniej" - Waldemar Ufnalski
2. "Chemia - repetytorium" - Marzena Klimaszewska
3. "Podstawy chemii. Dla kandydatów na wyższe uczelnie" - K.M. Pazdro

Wiązania chemiczne

Atomy w związkach dążą do tego, aby uzyskać trwałą konfigurację elektronową najbliższego im gazu szlachetnego. W większości przypadków funkcjonuje reguła oktetu, mówiąca o umieszczeniu na najbardziej zewnętrznej powłoce atomu 8 elektronów. Taka sytuacja "nie opłaca się" najmniejszym atomom, które chcąc uzyskać konfigurację helu pozostawiają tylko 2 elektrony na ostatniej powłoce (dublet). Takie zmiany konfiguracji elektronowej są możliwe dzięki:
•) przemieszczeniu właściwej liczby elektronów i wytworzeniu jonów (wiązania jonowe)
•) uwspólnieniu pewnej liczby elektronów (wiązania kowalencyjne)
•) przyjęciu par lub pary elektronów od innego atomu lub atomów (wiązania koordynacyjne)

I) Elektroujemność

Jest to zdolność atomu do przesuwania w swoją stronę elektronów, w wyniku czego powstaje wiązanie. W przybliżeniu można przyjąć, że ta tendencja zmienia się wraz z położeniem w układzie okresowym - w okresie wzrasta ze wzrostem liczby atomowej, w grupie maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej (czyli rośnie w górę i prawo - od fransu do fluoru). Metale mają mało elektronów walencyjnych, dlatego chętnie je oddają tworząc kationy - są zatem elektrododatnie. Niemetale natomiast wolą przyjąć niewielką, brakującą ilość do oktetu, są więc elektroujemne. Bardziej elektroujemny pierwiastek przyciąga do siebie elektrony pierwiastka mniej elektroujemnego. Zaproponowano wiele sposobów na zdefiniowanie elektroujemności. Warto tu wspomnieć o skalach Paulinga, Allreda i Mullikena, z czego w praktyce korzysta się jedynie z tej pierwszej - najmniej precyzyjnej. Skalę Paulinga i przypisanie pierwiastkom ich elektroujemności można znaleźć na Wikipedii.

II) Rodzaje wiązań chemicznych

1. Wiązanie jonowe
Jest to elektrostatyczne przyciąganie między jonami o przeciwnych znakach. Elektron lub grupa elektronów jest przenoszona od pierwiastka mniej elektroujemnego do bardziej elektroujemnego. Różnica elektroujemności między pierwiastkami musi być duża (przyjmuje się, że większa lub równa 1,7). Powstaje ono pomiędzy metalami I i II (częściowo także III) grupy głównej, a niemietalami VI i VII grupy głównej. Elektrony walencyjne z powłoki walencyjnej metalu są przenoszone na powłokę walencyjną niemetalu. Efektem tego wiązania są jony.
Przyjrzyjmy się reakcji sodu z chlorem. Jeden elektron walencyjny sodu przechodzi na powłokę chloru, co prowadzi do utworzenia kationu
o konfiguracji najbliższego mu gazu szlachetnego - neonu, czyli
, oraz anionu
przyjmującego konfigurację argonu
.
Związki z wiązaniem jonowym tworzą rozległe sieci krystaliczne (pojedyncze cząsteczki nie istnieją). W przestrzeni wygląda to tak, że każdy kation metalu jest otoczony przez 6 anionów niemetalu i na odwrót - każdy anion niemetalu jest otoczony 6 kationami metalu. Odległość pomiędzy jądrami najbliższych kationów i anionów nazywamy długością wiązania jonowego w krysztale.
Są to przeważnie substancje stałe, o bardzo wysokich temperaturach topnienia. Warto tu wspomnieć o często spotykanym wyjątku - fluorowodorze, który pomimo elektroujemności równej 1,9 między wodorem, a fluorem nie tworzy wiązania jonowego, ale kowalencyjne co wskazuje na nieprecyzyjność tego przyjętego systemu klasyfikacji wiązań.

2. Wiązanie kowalencyjne
Zachodzi między atomami o podobnej lub takiej samej elektroujemności (przeważnie cząsteczki dwuatomowe - wodór, chlor, tlen).
Gdy zastosujemy zapis klatkowy przy konfiguracji elektronowej siarki widać, że na powłoce walencyjnej (3) posiada ona dwa orbitale z niesparowanymi elektronami.

Jest to pełny wzór klatkowy, ale nie można zapominać, że w wiązaniu biorą udział tylko elektrony z powłoki walencyjnej i tylko je zaznaczamy na wzorach kreskowych.
Na dwóch ostatnich orbitalach wytworzy się podwójne wiązanie z innym atomem siarki o identycznej konfiguracji. Oznaczając sparowane elektrony z powłoki walencyjnej kreskami i zaznaczając związane pary otrzymujemy elektronowy wzór strukturalny, czyli wzór Lewisa:
|S = S|
Widać, że oba atomy siarki mają po osiem elektronów na powłoce walencyjnej, czyli oktet (cztery własne, sparowane i po cztery z podwójnego wiązania).
Jest to jedna z cząsteczek homoatomowych, o wiązaniu podwójnym. Zdarza się jednak, że dwa różne pierwiastki cechują się równą lub bardzo podobną elektroujemnością. Taka sytuacja ma miejsce na przykład dla azotu i chloru. Atom azotu o konfiguracji
ma trzy niesparowane elektrony na powłoce walencyjnej (najbliższy mu gaz szlachetny - neon ma tam sześć elektronów -
, zaś azot jak widać tylko trzy -
). Konfiguracja chloru to
, więc atom ma jeden niesparowany elektron. Jeśli weźmiemy trzy atomy chloru, po jednym niesparowanym elektronie każdy, sparują się one z trzema elektronami walencyjnymi azotu, tworząc trichlorek azotu -
. Oprócz związanych par elektronowych, każdy chlor ma jeszcze 3 niewiążące pary, a azot jedną parę. Każdy atom uzyskuje oktet i najodpowiedniejsza sobie konfigurację - chlor - argonu, a azot - neonu. Wzór strukturalny Lewisa powstałego związku wygląda następująco:



3. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane
Różni się tym od poprzedniego wiązania, że między atomami występuje większa różnica elektroujemności, co skutkuje w tzw. polaryzację cząsteczki, czyli przesunięcie pary wiążącej w kierunku atomu bardziej elektroujemnego. Umowne określenie zakłada różnicę elektroujemności mniejszą od 1,7, ale większą bądź równą 0,4; innymi słowy zawierającą się w przedziale <0,4; 1,7). Związki mocno spolaryzowane są dobrymi rozpuszczalnikami, czego przykładem może być woda (różnica elektroujemności między wodorem i tlenem wynosi 1,4), czy amoniak (0,9).
W amoniaku atomowi azotu brakuje do oktetu 3 elektronów walencyjnych, więc tworzy on trzy wiązania z trzema atomami wodoru. W wyniku tego każdy wodór osiąga konfiguracje helu (dublet), a azot konfigurację neonu (oktet). Elektroujemność azotu wynosi 3, zaś wodoru 2,1, więc pary elektronowe, które tworzą wiązania przesuwają się w stronę bardziej elektroujemnego azotu. Wodory tracą pewną część ładunku ujemnego na koszt atomu azotu, gromadzącego powstały nadmiar ładunku. Zmiany te określamy cząstkowymi ładunkami - niedobór ładunku oznaczamy symbolem δ+, zaś nadmiar δ-. W wiązaniu zaznaczamy to rysując klin, szerszą stronę przy bardziej elektroujemnym pierwiastku. Dodatkowo dodajemy kreskę oznaczającą sparowane elektrony walencyjne azotu.


Między atomami zachodzi oddziaływanie elektrostatyczne, bardzo podobne do tego w wiązaniu jonowym.
W rzeczywistości to dla wygody przyjęto jakie wiązanie jest niespolaryzowane, spolaryzowane, czy jonowe. Przy mniejszej elektroujemności pierwiastków wpływ oddziaływań elektrostatycznych się zaniedbuje.


Dipol
Jeżeli w cząsteczce można znaleźć płaszczyznę, która podzieli ją na dwa bieguny - dodatni i ujemny, to o takiej cząsteczce mówimy, że jest polarna (jest dipolem). Za miarę polarności przyjmuje się moment dipolowy, który ma duże wartości przy związkach bardzo polarnych (których atomy różnią się znacznie elektroujemnością) i wynosi zero u niepolarnych.
Jako że dipol elektryczny to wielkość wektorowa, można go opisać przez trzy wielkości charakterystyczne dla wektorów:
- kierunek dipola - wyznacza go oś wiązania łączącego atomy
- zwrot wektora momentu dipolowego (podobnie jak w elektrostatyce, kierunek umowny to od plusa do minusa)
- wartość momentu dipolowego - iloczyn wartości cząstkowego ładunku i długości wiązania długości:

μ = δ · l , gdzie

μ jako wartość momentu dipolowego, wyrażona jest w jednostkach C · m (kulomb · metr) lub debajach i wówczas

δ jako wartość cząstkowego ładunku, wyrażona w kulombach
l jako długość wiązania w metrach
Rozważmy zatem dwie cząsteczki - bromowodoru i dwutlenku węgla:


Wartość momentu dipolowego oznaczamy strzałką z plusem. W bromowodorze wynosi ona 0,8 D. Oznacza to, że cząsteczka jest polarna. W przypadku dwutlenku węgla o budowie liniowej sprawa wygląda inaczej. Zgodnie z zasadami działań na wektorach widzimy, że w tym związku wypadkowy wektor momentu dipolowego wynosi zero, gdyż wektory wiązań znoszą się wzajemnie.
nie jest polarny.
W przypadku cząsteczek przestrzennych kierunek wektora wypadkowego i odpowiadającą mu wartość momentu dipolowego określamy analogicznie (działań na wektorach nie będę już tu przybliżał). Dobre rozpuszczalniki polarne jak woda czy amoniak mają duże wartości momentów.


4. Wiązanie koordynacyjne
Zdarza się też, że cała para elektronów może w całości pochodzić od jednego atomu, a drugi ją tylko przyjmuje. Dawcę takiej pary w wiązaniu koordynacyjnym nazywamy donorem, zaś biorcę - akceptorem.
Dwutlenek siarki jest przykładem cząsteczki z takim wiązaniem. Spójrzmy na konfigurację elektronową siarki, zapisaną przy wiązaniu kowalencyjnym. Posiadana ona dwa niesparowane elektrony, które zostaną przekazane jednemu z atomów tlenu. Drugi natomiast zostanie połączony wiązaniem koordynacyjnym. We wzorze wiązanie koordynacyjne oznacza się strzałką, z grotem skierowanym w stronę akceptora.


W stanie podstawowym, atom tlenu na powłoce walencyjnej ma dwie pary elektronowe i dwa niesparowane elektrony:


Jednak aby przyjąć parę elektronową od siarki, atom tlenu musi ulec wzbudzeniu. Można powiedzieć, że jeden elektron z ostatniego orbitalu "wskakuje" na inny orbital, aby pojawiła się tzw. luka elektronowa, zdolna pomieścić parę od siarki:



5. Wiązanie metaliczne
Pojedyncze atomy metalu w sieci są bardzo ściśle między sobą ułożone. Elektrony walencyjne, słabo związane z jądrami, poruszają się stosunkowo swobodnie w obrębie sieci, tworząc ruchliwy gaz elektronowy. Sytuacja jest podobna jak przy wiązaniu kowalencyjnym, z tym że tu elektrony są wspólne nie dla dwóch atomów, lecz dla większej ich ilości. Taki rozkład osadzonych atomów metali o ładunku dodatnim i krążących elektronów świadczy o właściwościach substancji, które zawierają to wiązanie. Metale dobrze przewodzą prąd elektryczny, są kowalne. Dzięki ruchliwości elektronów posiadają charakterystyczny połysk, a ciasne ułożenie atomów i ich zdolność do drgań zapewnia dobre przewodnictwo cieplne.

III) Siły międzycząsteczkowe

Oddziaływania między cząsteczkami są znacznie słabsze od wiązań chemicznych występujących wewnątrz cząstek. Dodatkowo ich siła maleje wraz ze wzrostem odległości powiązanych drobin. Cząsteczki mogą łączyć się w duże zespoły, tworząc rozległe sieci (tzw. asocjaty). W zależności od charakteru tego połączenia mogą powstawać asocjaty homocząsteczkowe (z takich samych cząsteczek) lub asocjaty heterocząsteczkowe (z różnych). Dotyczy to przeważnie wiązania wodorowego i cząsteczek wody, sytuacja jest zatem przedstawiona na poniższym rysunku. Dzięki asocjacji niewielka ilość pary wodnej łatwo przekształca się w mgłę. W niektórych układach zdarza się sytuacja, że łącza się dwie takie same cząsteczki i wówczas powstaje dimer.
Oddziaływania międzycząsteczkowe mimo swojej niewielkiej siły odgrywają tak wielką rolę, że bez nich nie byłoby możliwe życie na Ziemi, gdyż między innymi woda zawdzięcza wiele swoich cech (między innymi stan skupienia) właśnie tym zjawiskom.

1. Wiązanie wodorowe
Ten szczególny typ wiązania może powstać tylko pomiędzy wodorem, a wolnymi parami elektronowymi pierwiastka silnie elektroujemnego, pochodzącego z sąsiedniej cząsteczki związku. Na ogół ma to miejsce w sytuacji, gdy atom wodoru połączony kowalentnie z innym atomem o dużej elektroujemności (głównie tlenem, azotem, fluorem) uzyskuje nadmiar ładunku dodatniego. Wiązanie jest najsilniejsze, gdy atom wodoru jest położony w linii prostej między dwoma elektroujemnymi atomami. Dlatego w cząsteczce fluorowodoru (HF) jest ono najsilniejsze. Energia wiązania nie jest duża, bo stanowi zaledwie ok. 10% energii wiązania kowalencyjnego, utworzonego między pozostałymi atomami. Jednak z racji tego, że są one liczne w całej strukturze, w sumie stanowią dużą wartość energetyczną, wpływając znacząco na właściwości fizykochemiczne związków. Wiązania są silniejsze, gdy łączące się cząsteczki rozpuszczone są w niepolarnym rozpuszczalniku. W roztworach wysoce polarnych oddziaływania są słabsze, ponieważ pojawiają się wiązania pomiędzy substancją rozpuszczoną, a polarnymi cząsteczkami rozpuszczalnika.
Wiązanie wodorowe jest niezwykle istotne. Utrzymuje odpowiednią budowę przestrzenną białek i kwasu DNA, stanowi o dużej wytrzymałości drewna (wiązania między cząsteczkami celulozy), wpływa na niektóre właściwości wody, m.in. wysoką temperaturę wrzenia, dużą pojemność cieplną, ciekły stan skupienia pomimo niewielkiej masy cząsteczkowej.
Wiązanie oznacza się przerywaną linią lub kropkami.



2. Oddziaływania dipol-dipol
Siły te występują między dipolami, czyli cząsteczkami o dużych momentach dipolowych. Takie związki zachowują się jak małe magnesy o biegunie dodatnim i ujemnym. Oddziaływania te polegają zatem na elektrostatycznym przyciąganiu sąsiednich, przeciwnych biegunów cząstek. W płaszczyźnie ustawiają się tak, aby biegun dodatni jednego dipola znalazł się możliwie najbliżej ujemnego bieguna sąsiedniej cząsteczki. Podczas krzepnięcia cieczy polarnej następuje porządkowanie struktury krystalicznej.



3. Siły van der Waalsa
Są to najsłabsze z oddziaływań międzycząsteczkowych, a zarazem jedyny rodzaj przyciągania występujący między cząsteczkami niepolarnymi oraz atomami gazów szlachetnych. Odpowiadają one za zdolność substancji do skroplenia i odnoszą się do wszystkich cząsteczek. Wzrost oddziaływania powoduje wzrost temperatury wrzenia związków. Wielkość sił podawana jest w jednostkach
.
Te tzw. siły dyspersyjne polegają na przyciąganiu się szybkozmiennych dipoli. Skąd takie określenie - szybkozmienne? Ruch elektronów walencyjnych powoduje zmiany gęstości ładunku ujemnego na zewnętrznej powłoce atomów. Takie fluktuacje wzbudzają podobne wahania w sąsiednich atomach. Zachowanie dipoli można scharakteryzować jako oscylację wokół stanu trwałego dipola (np. raz wychylenie w jedną stronę, raz w drugą). Oddziaływania mają rację bytu jedynie na bardzo niewielkich odległościach (cząsteczki muszą się niemal stykać).
Siły nie odgrywają dużej roli w niewielkich cząsteczkach, gdyż tam wszelkie zaburzenia w chmurze elektronowej są niewielkie, ale już w związkach wielkocząsteczkowych (np. w smarach czy tworzywach sztucznych) mogą być silniejsze od zwykłych wiązań chemicznych. Można zatem zauważyć prawidłowość, że im cięższa cząsteczka, tym wyższa temperatura wrzenia. To jednak nie jedyna zależność, jaką można wysnuć. Siły van der Waalsa zależą także od kształtów cząsteczek. Przy strukturze liniowej poszczególne atomy przylegają znacznie ciaśniej, więc oddziaływania są większe niż w związkach rozgałęzionych. Stąd też bierze się wyższa temperatura wrzenia związków nierozgałęzionych. Szczególne znaczenie ma to w cząsteczkach niepolarnych, np. węglowodorach. Wiele z nich ma homologi o strukturach liniowych i rozgałęzionych, które można odróżnić po temperaturze wrzenia. Także dzięki siłom dyspersyjnym tłuszcze nienasycone są ciekłe, zaś nasycone stałe.

IV) Wiązanie σ i π

Wiązania kowalencyjne, kowalencyjne spolaryzowane i koordynacyjne powstają dzięki przenikaniu się orbitali atomowych. W przypadku różnego typu przenikania wyróżniamy wielokrotność wiązania (pojedyncze, podwójne, potrójne) oraz jego typ (σ, π).

1. Wiązania σ (sigma)
W przypadku wiązań pojedynczych, podwójnych i potrójnych jedno z wiązań jest zawsze wiązaniem σ. Polega ono na tym, że orbitale, które tworzą ze sobą wiązanie nakładają się czołowo, czyli innymi słowy przenikają się na osi łączącej "środki" obu orbitali. Przenikać się mogą dwa orbitale typu s - o sferycznym kształcie (np. w cząsteczce wodoru), dwa orbitale p - o kształcie "hantli", bądź orbital typu s z orbitalem typu p. Przenikanie dwóch orbitali p zostało przedstawione na rysunku:


Źródło: Wikipedia
Związki z wiązaniami pojedynczymi (np. węglowodory nasycone) mogą mieć różne odmiany przestrzenne, gdyż mają one możliwość obrotu wokół wiązania.

2. Wiązanie π (pi)
Orbitale p mogą ustawić się równolegle do siebie i wówczas będą przenikać się bocznie, w wyniku czego powstaje wiązanie π.


Źródło: Wikipedia
Ten typ wiązania nie może występować samodzielnie, jedynie zawsze z wiązaniem σ. Wiązanie π jest słabsze od σ, leży po "zewnętrznej" stronie cząsteczki i pęka łatwiej, dlatego na przykład węglowodory nienasycone są tak reaktywne. Nie oznacza to jednak, że całe wiązanie potrójne jest słabsze od pojedynczego - wręcz przeciwnie, znacznie trudniej je rozerwać.
Rozważmy cząsteczkę dwuatomowego azotu, gdzie dwa atomy są połączone wiązaniem potrójnym. Wszystkie trzy orbitale p atomu są położone względem siebie prostopadle. Skoro środkowe wiązanie przedstawia przenikanie czołowe orbitale, to jednocześnie wymusza na dwóch pozostałych, skrajnych przenikanie boczne.
Wiązanie to uniemożliwia swobodny obrót cząsteczki.

Podsumowując, wiązanie pojedyncze jest zawsze σ, podwójne - jedno σ i jedno π, zaś w przypadku wiązań potrójnych - dwa π i jedno σ.

Przykład 1
Fosfor pierwiastkowy występuje w postaci cząsteczek
. Przedstaw strukturę tej cząsteczki.

Rozwiązanie:
Jako, że fosfor ma pięć elektronów walencyjnych, wzór kropkowy będzie wyglądał następująco:


Zaznaczając sparowane elektrony kreskami, ostateczny wzór przedstawia się tak:

Przykład 2
Określ rodzaje wiązań w cząsteczce kwasu siarkowego(VI).

Rozwiązanie:
Najpierw narysujmy wszystkie elektrony walencyjne poszczególnych atomów.


Różnica elektroujemności między wodorem a tlenem wynosi 1.4, między tlenem i siarką 0.9, więc dwa pierwsze wiązania będą polegały na uwspólnieniu elektronów. Wodory osiągną dublet, a tleny oktet. Ostatnim tlenom do oktetu będą potrzebne po jednej parze od siarki, więc wystąpi wiązanie koordynacyjne. Końcowy wzór przedstawia się następująco:

Przykład 3 (matura podstawowa 2007)
Korzystając ze skali elektroujemności wg Paulinga, określ rodzaj wiązania chemicznego w związkach:
.

Rozwiązanie:
RbCl - ΔE = 2,2 - wiązanie jonowe

- ΔE = 1 - wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

- ΔE = 0 - wiązanie kowalencyjne

Przykład 4 (matura rozszerzona 2007)
Podaj liczbę wiązań σ i liczbę wiązań π w cząsteczce węglowodoru o wzorze:



Rozwiązanie:
Dużo osób zapomina tu o wiązaniach pomiędzy węglem a wodorem w cząsteczkach CH, które przecież też się liczą. Rozpisując dokładniej cząsteczkę węglowodoru mamy:


Liczba wiązań σ: 10
Liczba wiązań π: 3

Literatura:
1. Hejwowska Stanisława, Marcinkowski Ryszard, Chemia 1 Podręcznik Zakres rozszerzony, Wyd. 2, Gdynia, 2007
2. Hejwowska Stanisława, Chemia Vademecum maturalne 2008, Gdynia, 2007
3. Atkins William Peter, Chemia fizyczna, Wydawnictwo naukowe PWN, 2001
4. McWeeny Roy, Coulsona wiązania chemiczne, Wydawnictwo naukowe PWN, 1987

Typy reakcji.

Spośród procesów chemicznych wyróżniamy kilka podstawowych typów reakcji: syntezy (inaczej zwanej reakcją łączenia), analizy (rozkładu) i wymiany (pojedynczej i podwójnej). Taki podział powstał w oparciu o liczbę substancji biorących udział w reakcji - substratów i produktów.

1. Pojęcia.

• Reakcja chemiczna - proces chemiczny, w wyniku którego z jednych substancji powstają inne, np. z wodoru i tlenu powstaje woda.
• Równanie reakcji chemicznej - graficzny zapis reakcji chemicznej z uwzględnieniem składników i ich ilości, np:




Symbole przed strzałką to lewa strona równania reakcji. Po strzałce - prawa strona reakcji. Równanie to jest podobne do równania matematycznego, jednak nie należy ich mylić. W równaniu matematycznym obie strony równania są sobie równe (stąd znak równości "=", bo np. 2+2 to to samo, co 4), natomiast w równaniu chemicznym - nie (bo wodór i tlen to nie to samo, co woda).

Więcej o równaniu chemicznym: TUTAJ

• Reagenty - substancje, które biorą udział w reakcji. Dzielimy je na substraty i produkty. Substraty to substancje występujące po lewej stronie równania (w powyższym równaniu są to H2 i O2) - są to substancje przekształcane. Produkty znajdują się po prawej stronie równania (tutaj - H2O) - są to substancje przekształcone. Oczywiście nie ma reguły, że substratów jest zawsze więcej niż produktów - równie dobrze z jednego substratu mogą powstać np. trzy produkty.

UWAGA. Wszystkie przykładowe reakcje zostały podane bez ustalania współczynników reakcji.

2. Reakcja syntezy (łączenia).

Reakcja syntezy to typ reakcji w którym z kilku substratów powstaje dokładnie jeden produkt.

Wzór ogólny reakcji:

A + B → AB (lub A + B + C → ABC itd.)

Przykłady:


- tutaj A=H2, B=O2, AB=H2O

- tutaj A=H2O, B=P4O10, AB=H3PO4

3. Reakcja analizy (rozkładu).

Reakcja analizy to typ reakcji, w którym z dokładnie jednego substratu powstaje kilka produktów.

Wzór ogólny reakcji:

AB → A + B (lub ABC → A + B + C itd.)

Przykłady:


- tutaj AB=HgO, A=Hg, B=O2 - reakcja zachodzi pod wpływem wysokiej temperatury, strzałka w górę oznacza, że tlen jest produktem gazowym.

- tutaj ABC = NH4HCO3, A=NH3, B=H2O, C=CO2

4. Reakcja wymiany (pojedynczej i podwójnej).

Reakcja wymiany to typ reakcji, w którym z kilku substratów powstaje kilka produktów. Wyróżniamy:

• reakcję wymiany pojedynczej - zachodzącą według wzoru ogólnego:

AB + C → A + BC

Przykłady:


- tutaj AB=CuSO4, C=Mg, A=Cu, BC=MgSO4

- tutaj AB=AgNO3, C=Cu, A=Ag, BC=Cu(NO3)2

• reakcję wymiany podwójnej - zachodzącą według wzoru ogólnego:

AB + CD → AD + CB

Przykłady:


- tutaj AB=AgNO3, CD=CaCl2, AD=AgCl, CB=Ca(NO3)2, strzałka w dół przy danej substancji oznacza, że jest to substancja nierozpuszczalna (np. strącony osad)

- tutaj AB=NaCl, CD=AgNO3, AD=AgCl, CB=NaNO3

Stężenia

1. Ilość substancji rozpuszczonej w roztworze przypadająca na jednostkę ilości rozpuszczalnika.


2. Pojęcie stężenia określa, ile mamy interesującej nas substancji w stosunku do wszystkich substancji

3. Wyróżniamy kilka rodzajów stężeń: procentowe, molowe, molarne, ułamek (molowy, masowy, objętościowy), normalne. Tutaj zajmiemy się stężeniem procentowym i molowym.

4. Objaśnienia wzorów.

a) Stężenie procentowe

Stężenie procentowe określamy wzorem:

(1)



- stężenie procentowe w [%]

- masa konkretnej substancji np. w [g]

- masa roztworu np. w [g]

- masa rozpuszczalnika np. w [g]

Masa roztworu jest wartością addytywną czyli jest sumą masy substancji i masy rozpuszczalnika.

(2)


Zatem możemy rozbudować wzór podstawowy na stężenie procentowe, wstawiając do mianownika wzoru (1) wzór (2) i otrzymamy:

(3)


b) Stężenie molowe

Stężenie molowe określamy wzorem:

(4)



- stężenie molowe np. w [g/dm³]

- ilość moli substancji w [mol]

- objętość roztworu np. w [dm³]

Jeśli w zadaniu nie ma podanej ilości moli, możemy skorzystać ze wzoru na obliczenie ilości moli:

(5)



- masa substancji

- masa molowa, obliczana na podstawie układu okresowego pierwiastków

Jeśli w zadaniu nie ma podanej objętości roztworu, a mamy podaną gęstość roztworu, możemy skorzystać ze wzoru:

(6)



- gęstość roztworu np. w [g/cm³]

- masa roztworu obliczana ze wzoru (2)

5. Znając już wszystkie wzory możemy przejść do rozwiązania przykładowych zadań.

Zad. 1.

Obliczyć stężenie procentowe roztworu powstałego w wyniku rozpuszczenia 100 g substancji w 0,9 kg wody.

Dane:


= 100 g

= 0,9 kg

Poszukiwane:


= ?


Najpierw ujednolicamy jednsotki, ponieważ masę substancji mamy wyrażoną w g, a masę rozpuszczalnika mamy wyrażoną w kg. Zatem zamieniamy kg na g.


= 0,9 kg = 900 g

Teraz obliczamy masę roztworu korzystając ze wzoru (2)




Obliczona masę roztworu I masę substancji wstawiamy do wzoru (1)




Zad. 2.

Obliczyć jaką masę substancji rozpuszczono w 60 g wody 25 % roztworu.

Dane:


= 60 g

= 25 %

Poszukiwane:


= ?

Przekształcamy wzór (3) aby wyliczyć masę substancji i otrzymujemy wzór końcowy:




Wstawiamy dane liczbowe i obliczamy masę substancji




Zad. 3.

Obliczyć stężenie molowe 48 g siarczanu (VI) magnezu w 200 cm³ roztworu.

Dane:


= 48 g

= 200 cm³

Poszukiwane:


= ?

Ponieważ jednostką stężenia molowego jest mol/dm3,musimy zamienić jednostkę objętości:


= 200 cm³ = 0,2 dm³

Aby obliczyć stężenie molowe ze wzoru (4) musimy znać ilość moli, którą możemy obliczyć ze wzoru (5). We wzorze (5) występuje masa molowa. Masę molową siarczanu (VI) magnezu obliczamy korzystając z układu okresowego pierwiastków.




Wstawiając masę substancji i masę molową do wzoru (5) otrzymujemy ilosc moli:




Znając liczbę moli I objętość możemy obliczyć stężenie molowe ze wzoru (4):





Zad. 4.

Obliczyć masę molową substancji, wiedząc że 10 g tej substancji rozpuszczonej w 90 g rozpuszczalnika, daje roztwór o gęstości 2 g/cm³ i o stężeniu molowym 2 mol/dm³.

Dane:


= 10 g

= 90 g

= 2 mol/dm³

= 2 g/cm³

Poszukiwane:


= ?

Najpierw obliczmy objętość roztworu, korzystając z zależności (6):




Ponieważ nie mamy podanej masy roztworu, musimy ją sobie obliczyć. Skorzystamy ze wzoru (2):




Teraz możemy już obliczyć objętość roztworu:




Zamieniamy jednostki objętości:




Przekształcając wzór (4) obliczamy liczbę moli:







Teraz przekształcamy wzór (5) I obliczamy masę molową:







Zad. 5.

Jakie będzie stężenie procentowe jeśli do 500 cm³ 1 molowego roztworu chlorku litu o gęstości 1,3 g/cm³ dodamy 200 g LiCl?

Dane:


= 1 mol/dm³

= 500 cm³ = 0,5 dm³

= 1,3 g/cm³

= 200 g

Poszukiwane:


= ?

Najpierw obliczamy początkową masę roztworu, korzystając ze wzoru (6):







Nastepnie obliczamy liczbe moli, wykorzystując wzór (4):




Pamiętając, że musimy wstawiając wartość objętości wyrażoną w jednostkach dm3.




Obliczamy masę molową chlorku litu:




Wykorzystując wzór (5) obliczamy masę substancji:







Teraz obliczamy nową masę substancji powstałą po dodaniu 200 g LiCl
.




Aby obliczyć stężenie procentowe musimy najpierw obliczyć nową masę roztworu, czyli masa pierwszego roztworu plus nowa masa substancji:




Teraz już obliczamy stężenie procentowe końcowego roztworu:

---