Chemia opracowanie
1. Budowa materii: pierwiastki, liczba atomowa, masowa, konfiguracja elektronowa, orbitale.
Obecnie materia dzieli się na trzy stany skupienia:
· Gazy
· Ciecze
· Ciało stałe
Niesklasyfikowane są plazma i ciekły kryształ, gdyż posiadają właściwości więcej niż jednego stanu skupienia.
Gazy – stan skupienia, w którym między cząsteczkami nie występują wiązania dalekosiężne, cały czas się przemieszczają i nie zatrzymują, bardzo ściśliwe, brak uporządkowania cząsteczek, jedyne oddziaływanie wzajemne pomiędzy cząsteczkami to zderzenia – dyfuzja – proces rozprzestrzeniania się cząsteczek. Ponadto cząsteczki gazu uderzają cały czas o ścianki naczynia, w którym się znajdują wywierając na nie ciśnienie. Szybkość poruszania się cząsteczek gazu zależy od temperatury i masy molowej. Gaz zawsze stara się wypełnić naczynie, w którym się znajduje. Wszystkie gazy są izotropowe. W gazach funkcjonuje konwekcja cieplna.
Prawo Avogadra: pV=nRT
Ciecz – stan pośredni pomiędzy gazem, a ciałem stałym. Przyjmują kształt naczynia, w którym się znajdują, zachowują własną objętość. Krótkotrwale może istnieć ciecz przegrzana i przechłodzona. Cząsteczki cieczy wiązane są przez siły międzycząsteczkowe. Cząsteczki te, podobnie jak w gazach, wykonują bezładne ruchy w całej objętości cieczy. W cieczach również występuje konwekcja cieplna. Ciecze mogą być elektrolityczne, bądź nie. Przewodzą prąd dzięki jonom zawartych w sobie. Np. woda jonami żelaza i innymi minerałami, woda destylowana nie przewodzi, gdyż nie zawiera jonów. Ciecze charakteryzuje:
· Lepkość – tarcie wewnętrzne, które pojawia się pomiędzy warstwami cieczy lub gazu poruszającymi się równolegle z różnymi prędkościami. Dzięki czemu istnieje siła hamująca płynięcie cieczy.
· Napięcie powierzchniowe – cząsteczki cieczy wzajemnie się przyciągają. Siły działające na nie nazywamy siłami spójności. Wewnątrz cieczy siły te równoważą się, zaś na cząsteczki będące na powierzchni działa siła skierowana pionowo w dół – cząsteczki te wciągane są w dół. Cząsteczki te posiadają więc wtedy większą energię, od pozostałych. Dążenie układu do minimalizacji energii – do przyjęcia kształtu kuli prowadzi do powstania napięcia powierzchniowego, cienkiej błonki na powierzchni cieczy, co wykorzystują nartniki.
· Gęstość – stała w danym ciśnieniu i temperaturze.
· Objętość – stała w danej temperaturze i ciśnieniu.
Ciało stałe – substancje posiadające określony kształt i objętość. Poza ruchami dyslokacji, powstawaniem wakansów itp. bez udziału czynników zewnętrznych jedyne ruchy jakie wykonują cząsteczki ciała stałego to drgania w swym stałym położeniu. Dzieje się tak dzięki silnym wiązaniom i małym energiom kinetycznym. Ciała stałe można podzielić na krystaliczne i amorficzne.
Istnieją trzy podstawowe komórki elementarne, wg których układa się większość kryształów:
· A1 – regularna, płasko centrowana,
· A2 – regularna, przestrzennie centrowana,
· A3 – heksagonalna, zwarta.
Między cząsteczkami metali występuje wiązanie metaliczne. Ruchliwość elektronów walencyjnych warunkuje takie właściwości metalu, jak:
· Połysk,
· Kowalność,
· Ciągliwość,
· Przewodnictwo elektryczne.
Atomy składają się z protonów (p) i neutronów (n) (nukleonów) umieszczonych w jądrze i elektronów (e) krążących wokół jądra.
ZAX A – liczba masowa neutrony +protony
Z – liczba protonów/elektronów
A-Z neutronów
Cząsteczkami z których składają się nukleony i elektrony są kwarki, istnieje sześć rodzajów kwarków:
· Up +23
· Down -13
· Charm +23
· Strange -13
· Top +23
· Bottom -13
Proton składa się z dwóch kwarków górnych i jednego dolnego, suma ich ładunków daje +1. Neutron składa się z jednego kwarka górnego i dwóch dolnych, suma ładunków = 0. Pierwiastek to inaczej substancja prosta, jego atomy zachowują te same właściwości. Inaczej substancja, która zawiera jednakową ilość protonów w jądrze.
Powłokę elektronową tworzą elektrony krążące w tej samej odległości wokół jądra. Powłok może być maksymalnie 7. Ilość elektronów na każdej powłoce określa wzór 2n2. Czyli na pierwszej powłoce mogą być 2 elektrony, a na 7 aż 98 elektronów. Poniżej kolejność zapełniania powłok elektronowych wraz z podpowłokami. Podpowłoki powstają wskutek dużej ilości elektronów na powłoce. Oddziałują one na siebie wzajemnie odpychająco, powodując rozszczepienie powłok, na podpowłoki. Orbital to część podpowłoki, na której jest największe prawdopodobieństwo znalezienia elektronu. Wg reguły Hunda najpierw zapełnia się orbitale tak, by elektrony były na nich niesparowane, elektrony te posiadają wtedy jednakową orientację spinu, dzieje się tak, gdyż elektrony starają wybierać stan kwantowy o najniższej energii. Gdy na podpowłoce zostaną zapełnione miejsca pojedyncze, w zapisie klatkowym kolejny elektron wybiera dowolną klatkę. Wyjątki występują podczas zachodzenia promocji elektronu polegającej na wypełnieniu elektronami następnego orbitalu(np. 3d) kosztem poprzedniego (np. 4s). Następnie wg zakazu Pauli’ego, gdy na jednym orbitalu pojawią się dwa elektrony, muszą mieć one przeciwny spin. ↑ - spin zgodny z ruchem wskazówek zegara, ↓ - odwrotny. Jest tak dlatego, że w jednym stanie kwantowym nie mogą znajdować się dwa elektrony.
Ilość orbitali na podpowłokach:
· s – jeden orbital, ma kształt sfery,
· p – trzy, mają kształt 8 nabitej na oś
· d – pięć, mają kształty 8 i pierścienia wokół środka (dziwne bajery)
· f – siedem,
· itd.
Ilość orbitali to krotność degeneracji podpowłoki. Zdegenerowany stan energetyczny oznacza to, że przy braku zewnętrznego pola magnetycznego orbitale nie mają określonego kierunku w przestrzeni i nie różnią się energią.
Przykłady konfiguracji elektronowej z uwzględnieniem wszystkich zasad:
2. Układ okresowy, struktura, grupy pierwiastków, izotopy, roztwory, mieszaniny, związki.
W grupach głównych wszystkie elektrony z powłoki walencyjnej zajmują orbitale typu: s i p, w grupach pobocznych orbitale: s i d, a w grupie lantanowców i aktynowców orbitale: s, d i f. Jest to podstawą do podzielenia układu okresowego na bloki: s i p (grupy główne), d (grupy poboczne) oraz f (lantanowce i aktynowce). W większości współczesnych, graficznych przedstawień układu okresowego grupy główne są rozdzielone za drugą grupą całym blokiem d, a blok f jest "wyciągnięty" pod połączone bloki s, p i d. Pierwiastki danego okresu mają tę samą liczbę powłok elektronowych. Pierwiastki należące do tej samej grupy charakteryzują się tą samą liczbą elektronów walencyjnych, a w konsekwencji podobnymi właściwościami chemicznymi.
Izotop – odmiana pierwiastka o innej liczbie neutronów, może posiadać inne właściwości fizyczne i chemiczne. Najbardziej znanymi izotopami, są izotopy wodoru, tzn. prot, deuter i tryt. Deuter ma zdolność spowalniania neutronów, używa się go do tworzenia ciężkiej wody D2O, która z kolei jest używana w elektrowniach jądrowych. Tryt używany jest jako wskaźnik wieku. Ze względu na różnicę mas atomowych izotopów danego pierwiastka, zmieniać się mogą też właściwości fizyczne i chemiczne. Izotopy promieniotwórcze znajdują zastosowanie w wielu dziedzinach techniki, a nawet medycyny. Izotopy z grubsza dzielą się na:
· Trwałe – nie ulegają samorzutnie przemianie na inne pierwiastki,
· Nietrwałe – ulegają samorzutnej przemianie na izotopy innych pierwiastków, wydzielając promieniowanie γ i Ek
Substancje chemiczne:
· Proste - pierwiastki
· Złożone:
o Związki chemiczne – powstaje w wyniku połączenia się substancji prostych jakimkolwiek wiązaniem chemicznym, ma inne właściwości od swoich składników, sumaryczny ładunek musi wynosić 0
o Mieszaniny – zwykłe wymieszanie dwóch lub więcej substancji,
§ Jednorodne – nierozróżnialne składniki gołym okiem, utracenie części właściwości, np. woda z solą.
§ Niejednorodne – rozróżnialne składniki, łatwe oddzielanie, zachowanie większości właściwości składników.
Roztwór – mieszanina jednorodna. Składa się z rozpuszczalnika i substancji rozpuszczanej. Rodzaje:
· Właściwy – roztwór jednofazowy o bardzo małych cząsteczkach
· Koloidalny – roztwór dwufazowy, składa się z fazy ciągłej(ośrodka dyspersyjnego) i fazy rozproszonej, zawieszonej w ośrodku, nierozpuszczalnej w nim. W koloidach zachodzi efekt Tyndalla. Ośrodkiem dyspersyjnym może być gaz, ciecz i ciało stałe(np. pumeks).
Rozpuszczalność jest to maksymalna liczba gramów substancji, którą można rozpuścić w 100 g rozpuszczalnika w danej temperaturze, aby otrzymać roztwór nasycony. Zależy od temperatury, ciśnienia, rozpuszczalnika i substancji rozpuszczanej.
Roztwór nasycony – taki, w którym w danej temperaturze nie można już więcej rozpuścić danej substancji.
Roztwór nienasycony – taki w którym można.
3. Wiązania (oddziaływania) chemiczne, mechanizm.
1. Rodzaje wiązań w ciałach stałych:
· Jonowe (heteropolarne) – polega na przekształcaniu się dwóch atomów w kation i anion a następnie na elektrostatycznym przyciąganiu się różnoimiennych ładunków. Gdy dwa atomy o dużej różnicy elektroujemności znajdą się obok siebie, ten bardziej elektroujemny odbierze drugiemu elektrony walencyjne – tyle by wypełnić oktet. Najczęściej kationem zostaje metal, anionem niemetal. Zachodzi, gdy różnica elektroujemności jest większa lub równa 1,7. W związkach takich może występować dysocjacja elektrolityczna – rozpad na wolne jony. Stopy i roztwory o wiązaniach jonowych zwane są elektrolitami i mogą przewodzić prąd. Nie istnieje czyste wiązanie jonowe, zawsze w jakimś stopniu jest kowalencyjne. Cechy wiązania jonowego:
o Ciała w stanie stałym,
o Zbudowane z kationów i anionów, przyciągających się ze stosunkowo dużą siłą,
o Twarde kryształy o wysokiej temperaturze topnienia i wrzenia,
o Rozpuszczają się dobrze w rozpuszczalnikach polarnych (woda),
o W stanie stopionym lub w roztworze dobrze przewodzą prąd elektryczny (nośnikiem ładunków są ruchliwe jony),
o Ich reakcje zachodzą stosunkowo szybko
· Kowalencyjne (homopolarne) – Tworzą się między atomami, między którymi różnica elektroujemności wynosi od 0 do 1,7. Istotą wiązania kowalencyjnego jest uwspólnianie elektronów przez dwa atomy tworzące między sobą wiązanie. Różnica elektroujemności między tymi atomami powoduje, że elektrony, które tworzą wiązanie i należą do całej cząsteczki, choć dużo częściej przebywają w obrębie atomu bardziej elektroujemnego, który je silniej przyciąga. Jest to przyczyną nierównomiernego rozłożenia gęstości elektronowej i cząstkowego ładunku elektrycznego na obu atomach. Zjawisko to nazywamy polaryzacją wiązania. Jest ono tym silniejsze im większa jest asymetria gęstości elektronowej, a zatem im większa różnica w elektroujemności (aż do wartości granicznej 1,7 po której wiązanie jest już tak spolaryzowane, że nazywamy je jonowym).Wyróżniamy dwa typy wiązania kowalencyjnego: spolaryzowane i niespolaryzowane. Opisane przed chwilą zostało wiązanie spolaryzowane. Wiązanie niespolaryzowane powstaje wtedy, kiedy w cząsteczkę łączą się dwa atomy tego samego pierwiastka (O2, H2, N2, itd.). Dlaczego? Otóż gdy łączą się dwa atomy tlenu nie ma między nimi różnicy elektroujemności i każdy równie silnie przyciąga elektrony wiążące. Rozkład gęstości elektronowej jest więc symetryczny i nie występuje polaryzacja wiązania. Cechy związków z przewagą wiązania kowalencyjnego:
o Ich cząsteczki słabo na siebie oddziałują,
o Niskie temperatury przejść fazowych,
o W stanie roztopionym lub w roztworze nie przewodzą prądu,
o Wolno reagują.
· Metaliczne – powstaje między pierwiastkami metali, których różnica elektroujemności wynosi maks. 0,4. Polega na oderwaniu się elektronów walencyjnych od atomu i powstawanie kationów, wokół których znajduje się gaz elektronowy z oderwanych elektronów, elektrony walencyjne mogą się swobodnie poruszać wokół kationów, powoduje to powstanie pasma przewodnictwa. Na każdy elektron na zewnętrznych powłokach działa kilka kationów metalu, co powoduje rozmycie się poziomów energetycznych na jedno pasmo przewodnictwa.
· Międzycząsteczkowe (siły van der Walsa) – najsłabsze wiązania, sąsiednie cząsteczki indukują w sobie dipole elektryczne, co staje się źródłem słabego przyciągania między tymi cząsteczkami. Dokładniej: niesymetrycznie rozstawienie cząsteczek powoduje w nich strony „bardziej dodatnie” i „bardziej ujemne”.
· Wiązanie wodorowe dwie cząsteczki/jony połączone są jonem wodorowym; Szczególne znaczenie ma wiązanie –O–H---O–; Pełni szczególną rolę w utrzymaniu białek i kwasów nukleinowych.
· Wiązanie sigma – wszystkie wiązania powstające w wyniku czołowego nakładania się orbitali nazywa się wi...
Kefir