Chemia ogólna i fizyczna - Notatki - Chemia - Część 1, Notatki z Chemia

Pobierz Chemia ogólna i fizyczna - Notatki - Chemia - Część 1 i więcej Notatki w PDF z Chemia tylko na Docsity! Chemia ogólna i fizyczna Niniejszy rozdział zawiera wiadomości z chemii ogólnej i elementy chemii fizycznej, konieczne dla zrozumienia zjawisk występujących w żywym organizmie, jak również obserwowanych w trakcie prac związanych np. z technologią postaci leku, recepturą leków i kosmetyków, technologią żywności itp. Przez chemię ogólną rozumiemy ten zakres wiedzy, który obejmuje wiadomości dotyczące wszystkich związków, bez względu na klasę czy rodzaj (np. organiczne i nieorganiczne). Zaliczymy tu wszelkie prawa, definicje, zasady, reguły itp. Są to więc fundamenty, bez których nie sposób zrozumieć innych, bardziej szczegółowych informacji o zjawiskach chemicznych. Chemia ogólna dość silnie wiąże się z wiadomościami z zakresu tzw. chemii fizycznej, czyli wiadomościami, które mówią głównie o przemianach fizycznych, ale w kontekście zjawisk chemicznych. Ponieważ wiele wiadomości można jednocześnie zaliczyć tak do chemii fizycznej, jak i do chemii ogólnej, połączyliśmy je tu w jedna grupę, by zgodnie z naszym apelem nie dzielić wiedzy na zakresy a raczej integrować, szukać punktów stycznych. W dziale tym zamieściliśmy też kilka uwag ogólnych o sposobach rozwiązywania zadań rachunkowych z chemii. Znajomość paru prostych technik pomoże rozwiązywać nawet najbardziej skomplikowane problemy chemiczne, które przecież zawsze można podzielić na kilka prostszych elementów. Niniejszy rozdział naszej witryny zawiera omówienie kilku podstawowych reguł i zasad obowiązujących w chemii, bardzo przydatnych w procesie zdobywania wiedzy o charakterze i właściwościach pierwiastków poszczególnych grup. Warto się z nim zapoznać przed rozpoczęciem studiowania właściwości pierwiastków. Znając i rozumiejąc podstawowe zależności skutkowo-przyczynowe wiążące właściwości danego pierwiastka z budową jego atomów i form cząsteczkowych, łatwiej zrozumieć i zapamiętać zachowanie się danego pierwiastka w konkretnej sytuacji chemicznej. Zanim jednak poznamy kilka prostych zależności, będących podstawą chemii, chciałbym zwrócić uwagę na coś, co podręczniki chemii i wykładowcy najczęściej pomijają milczeniem, a co jest niezmiernie istotne dla swobodnego poruszania po "chemicznym poletku". Częściowo piszę już o tym na stronie poświęconej problemowi "Jak się uczyć" (by polubić chemię) - jeśli jeszcze tam nie byłaś, radzę, zajrzyj. To, że każdy kij ma dwa końce a każdy medal ma dwie strony wiemy doskonale nie od dziś. Pamiętać o tym musimy także w trakcie nauki chemii. Zasady, reguły, podziały, ba, nawet niekiedy prawa, to najczęściej uogólnienia typowych zachowań pierwiastków i związków w typowych sytuacjach. Ich znajomość pozwala nam przewidzieć najbardziej prawdopodobne zachowanie się związku w danej sytuacji. Dzięki nim dość szybko docsity.com jesteśmy w stanie ogarnąć całość chemii i jej podstawowe prawa. To jedna strona medalu. Jest oczywiście i druga strona. Biada temu, kto do końca uwierzy w jednoznaczność przyswojonych zasad i reguł - raz, dwa zginie w gąszczu odstępstw i wyjątków! Ponadto należy pamiętać, że owe wyjątki, to najczęściej nie są żadne wyjątki, tylko konsekwencje rzeczywistych i niezmiennych praw przyrody, a w danej sytuacji dały wynik inny od spodziewanego, bo przewidując spodziewane nie wzięliśmy pod uwagę bezwzględnych praw przyrody i wszystkich rzeczywistych parametrów zjawiska (bo to trudniejsze) tylko proste, poznane reguły - i stąd niespodzianka. Niespodzianka, która dla umiejącego (rozumiejącego) chemię żadną niespodzianką być nie powinna. Tak więc podstawy chemii serwowane nam przez podręczniki przyrównać możemy do mapy, która pozwala nam wytyczyć główne kierunki marszruty z punktu A do punktu B. Poruszając się jednak zgodnie z tymi założeniami trafimy, a to na ulicę jednokierunkową, a to na zakaz skrętu, a to na ulicę zamkniętą przez policję, bo będą jechać VIP-y ... itp. itd. Czyli wszystko niby zgodnie z prawdą (mapą) tylko w efekcie spóźnimy się na spotkanie. Jeśli chcemy być pewni, że będziemy punktualnie, musimy oprócz ogólnej znajomości topografii poznać również tzw. organizacje ruchu i dowiedzieć się w miarodajnych źródłach, czy nie planuje się zdarzeń wyjątkowych. Wtedy dopiero mamy szansę, że zajedziemy na spotkanie punktualnie, oczywiście, jeżeli nie zepsuje się nam samochód (w chemii przypadek też stosunkowo często decyduje o końcowym efekcie przemian!). A jak już mówimy o przypadku w chemii, to trzeba jasno powiedzieć (o czym znów większość podręczników milczy), że w zdecydowanej większości zjawisk chemicznych (i nie tylko chemicznych ...) mamy do czynienia z parametrami układu, które maja charakter średnich, wypadkowych wartości poszczególnych cząsteczek czy atomów. Jak długo mamy do czynienia z układem w skali makro (np. kilka mililitrów roztworu) parametry te są stałe, wyliczalne - np. temperatura, stężenie, skręcalność płaszczyzny światła spolaryzowanego ... Jeśli jednak weźmiemy pod uwagę tylko kilka cząsteczek tego roztworu, parametry te przestaną być jednoznaczne, wyliczalne, a nawet mogą stracić sens. Wyobraźmy sobie układ złożony z 1 ml wody w zamkniętym szklanym naczyniu o pojemności 25 ml, w warunkach standardowych. Bez trudu każdy określi, że mamy do czynienia z cieczą, nad którą znajduje się para nasycona, temperatura odzwierciedla średnią energię kinetyczną cząsteczek wody, współczynnik załamania światła wynosi nD = 1,3333, skręcalność wynosi zero, powierzchnie cieczy charakteryzuje napięcie powierzchniowe, siły kapilarne (zwilżanie szkła) powodują powstanie menisku wklęsłego itp. itd. A teraz wyobraźmy sobie ten sam układ, zmieniony tylko ilościowo - zamiast 1 ml wody w naczyniu mamy 1 cząsteczkę H2O. Tu już nie ma mowy nawet o określeniu czy w naczyniu jest ciecz czy para, mówienie o napięciu powierzchniowym nie ma sensu, itp. itd. Zmniejszenie ilości cząsteczek wody w naczyniu z 3,3·10 22 (tyle ich jest mniej więcej w 1 docsity.com Elektroujemność Elektroujemność pierwiastków można rozumieć dwojako - jako cechę, właściwość atomów danego pierwiastka do przyłączania dodatkowych elektronów, lub jako wartość półempirycznego parametru. Wartości tego współczynnika dla poszczególnych pierwiastków pierwszy obliczył (i przede wszystkim zaproponował sposób ich wyliczania) Pauling. Później, stosując nieco inne podejście i sposób liczenia wartości parametru elektroujemności podali Rochow i Allred. Istnieje również inna metoda liczenia zastosowana przez Mullikena. W każdej z tych metod otrzymuje się nieco różne wartości dla tego samego pierwiastka, z czego wynika prosty wniosek, że nie należy do wartości parametru elektroujemności przywiązywać zbyt dużej wagi i traktować go należy jako parametr wyłącznie pólilościowy. Różnice pomiędzy elektroujemnością obliczoną różnymi metodami zazwyczaj nie przekraczają wartości 0,3, choć w pojedynczych przypadkach różnica ta może nawet przekroczyć wartość 1. Elektroujemność, w rozumieniu samego zjawiska, jako tendencja do przyłączenia dodatkowego elektronu, zależy w głównej mierze od dwóch czynników: promienia atomu oraz dążenia do uzyskania najbardziej trwałej konfiguracji oktetu elektronowego. Pierwszy czynnik związany jest z siłą oddziaływania dodatnio naładowanego jądra atomowego, która głównie zależy od wielkości ładunku jądra i promienia atomu - praktycznie można przyjąć, że siła ta słabnie wraz ze wzrostem promienia atomu. Drugi czynnik - chęć uzyskania oktetu elektronowego, należy rozważać w układzie dwóch atomów połączonych wiązaniem. Tu decydującą rolę odgrywa prawdopodobieństwo. W połączonych w cząsteczkę MgO atomach większe jest prawdopodobieństwo uzyskania oktetu przez atom tlenu poprzez przyłączenie dwóch elektronów niż przez atom magnezu, który w tym celu musiałby przyłączyć aż sześć elektronów. Łatwiej mu (istnieje większe prawdopodobieństwo takiego zachowania) uzyskać oktet przez oddanie dwóch elektronów. Stąd czasem mówimy o pierwiastkach elektrododatnich, dla podkreślenia, że łatwiej przechodzą w postać z oktetem elektronowym przez oddanie elektronów i uzyskanie ładunku dodatniego niż przez przyłączenie elektronów (taka "odwrotna" elektroujemność). Elektroujemność pierwiastków (a dokładniej różnice elektroujemności między pierwiastkami połączonymi wiązaniami chemicznymi) wpływając na wielkość polaryzacji poszczególnych wiązań powoduje powstawanie, w elektrycznie obojętnej cząsteczce, miejscowych ładunków dodatnich i ujemnych, co z kolei ma znaczący wpływ na reaktywność związków chemicznych (wytwarzają się swoiste "punkty zaczepienia" dla drugiej cząsteczki substratu). Ładunki te determinują także w znacznym stopniu właściwości fizyczne związku (np. rozpuszczalność czy temperaturę topnienia lub wrzenia). Są też podstawowym czynnikiem określającym charakter wiązania między dwoma atomami (kowalencyjne, jonowe ...). Znajomość elektroujemności i jej wpływu na reaktywność i właściwości związków chemicznych jest podstawową wiedzą, konieczną do zrozumienia chemicznych przemian i fizykochemicznych właściwości związków. Energia Orbitali "Energetyczna" kolejność orbitali (poboczna liczba kwantowa l) w atomie przedstawia się następująco: docsity.com okres 1 2 3 4 5 6 7 orbital 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p pierwiastki Sc - Zn Y - Cd La - Hg lantanowce aktynowce Hybrydyzacja orbitali [±²] Zrozumienie pojęcia orbitalu jest podstawowym warunkiem zrozumienia zjawiska hybrydyzacji orbitali, a to z kolei jest wiedzą niezbędną do przewidywania przestrzennej budowy cząsteczek i związanym z tym ich zachowaniem się w czasie reakcji. Pojęcie hybrydyzacji łatwiej sobie przyswoić, jeśli rozpatrywać je będziemy w kontekście wiązania chemicznego - już istniejącego lub tworzącego się w trakcie reakcji chemicznej. Pamiętając, ze orbital, to miejsce w przestrzeni określone energią wzajemnie przenikających się pól elektrycznych i magnetycznych pochodzących od elementów atomu, łatwo zrozumieć, że inny atom, znajdujący się dostatecznie blisko (wiązanie chemiczne lub reakcja) zakłóca swoim polem elektrycznym dotychczasowe relacje energetyczne i powoduje powstanie nowych, nieco inaczej rozłożonych w przestrzeni i o nieco innej energii obszarów, które nazywamy orbitalami zhybrydyzowanymi. Konieczność wprowadzenia pojęcia hybrydyzacji orbitali wynikła z doświadczalnych danych, które wskazywały, że konfiguracja elektronowa atomów w związku chemicznym często jest inna niż w atomach wolnego pierwiastka. Ta "inność" dotyczyła zarówno energii, kształtu jak i rozmieszczenia orbitali w przestrzeni. Ponieważ parametry te w orbitalach atomów wbudowanych w cząsteczkę związku były "uśrednione" w stosunku do parametrów w atomach pierwiastkowych zjawisko to nazwano hybrydyzacją. Można powiedzieć (pamiętając o znaczku [±²]), że hybrydyzacja następuje w trakcie reakcji pod wpływem czynników zewnętrznych (substratów reakcji). Najczęściej spotykany typ hybrydyzacji to sp x (x 1-3), czyli powstanie nowych, zhybrydyzowanych orbitali, tworzących wiązania chemiczne, będących "uśrednieniem" orbitalu typu s z jednym (sp), dwoma (sp 2 ) lub trzema (sp 3 ) orbitalami typu p. Zgodnie z regułą osiągania najniższej z możliwych energii układu, orbitale w przestrzeni układają się tak, by zminimalizować siły odpychania pomiędzy elektronami poszczególnych orbitali. Rozpatrzmy przykład dwóch, pozornie dość podobnych cząsteczek H–Be–H (wodorek dwuwartościowego berylu) i H–O–H (wodorek dwuwartościowego tlenu, woda). W przypadku berylu konfiguracja powłoki walencyjnej (biorącej udział w wiązaniach chemicznych) to dwa sparowane elektrony na orbitalu 2s. Aby utworzyć wiązanie z orbitalem s wodoru musi się na niego nałożyć orbital berylu zawierający niesparowany elektron. Musi zatem dojść najpierw do wzbudzenia atomu berylu. Ponieważ atom ten ma nieobsadzone 3 orbitale typu p, nastąpi przejście jednego elektronu z 2s 2 na 2p 1 , co w konsekwencji wywoła hybrydyzację sp i powstaną dwa, ułożone w jednej linii, orbitale sp zawierające po 1 niesparowanym elektronie. Te wzbudzone orbitale utworzą wiązanie z orbitalami s atomów wodoru. Powstanie liniowa cząsteczka BeH2. W przypadku tlenu konfiguracja powłoki walencyjnej to s 2 p 4 , co dla atomu tlenu w cząsteczce wody daje rozkład elektronów walencyjnych 2-2-1-1, a więc możliwość przyłączenia dwóch atomów wodoru (przyjęcia dwóch elektronów i utworzenie układu 2-2-2- 2). W takim przypadku wszystkie cztery orbitale atomu tlenu są wypełnione i dochodzi do hybrydyzacji sp 3 (także dwie "wolne" pary elektronowe tlenu znajdą się na docsity.com zhybrydyzowanych orbitalach). Stąd cząsteczka wody nie jest liniowa, bowiem orbitale w hybrydyzacji sp 3 tworzą układ tetraedryczny, a zatem wiązania O–H tworzą kat około 110°. Energie wiązań W dużym uproszczeniu (jak to zwykle u nas) można powiedzieć, ze wiązanie chemiczne między dwoma atomami następuje wówczas, gdy atomy te zbliżą się do siebie w taki sposób i na taką odległość, że ich orbitale z powłok walencyjnych pokryją się (znajdą się w tym samym miejscu w przestrzeni) w sposób znaczny. Warunkiem powstania wiązania jest, aby w przestrzeni nałożonych orbitali znajdowały się dwa elektrony o przeciwnych spinach. Najczęściej jeden elektron pochodzi od jednego atomu, drugi od drugiego - nie jest to jednak jedyny przypadek. Może się zdarzyć (wiązania koordynacyjne), że wspólną przestrzeń obu orbitali zbuduje pusty orbital jednego atomu i wypełniony orbital drugiego. [±²] Energia (siła wiązania atomów) i charakter (np. reaktywność) tak powstałego wiązania głównie zależeć będzie od energii orbitali tworzących wiązanie, od stopnia uwspólnienia ich przestrzeni (stopnia nałożenia się orbitali) oraz różnicy elektroujemności atomów tworzących to wiązanie. Stopień nałożenia się orbitali tworzących dane wiązanie w dużej mierze będzie zależał od przestrzennego rozmieszczenia orbitali względem siebie i od istniejących już wiązań (patrz wiązania wielokrotne). Pewien wpływ na charakter wiązania może mieć także środowisko. Chlorowodór (HCl) w stanie gazowym ma trwałe wiązanie kowalencyjne, które po wprowadzeniu do roztworu wodnego pod wpływem wody łatwo przechodzi w jonowe i chlorowodór ulega dysocjacji elektrolitycznej. Ponieważ parametry wpływające na energię wiązania są stałe (w pewnym przybliżeniu, ale dla celów praktycznych wystarczająco dokładnym) dla wiązań występujących między atomami danych pierwiastków, wartości tych energii zostały wyznaczone i mogą służyć do obliczania efektów energetycznych reakcji. Ponieważ rozerwanie danego wiązania wymaga nakładu energii równego energii danego wiązania, a powstanie nowego wiązania uwalnia taką ilość energii jaka charakteryzuje to wiązanie, obliczając różnicę pomiędzy sumą energii wiązań substratów i produktów (oczywiście z uwzględnieniem stechiometrii reakcji) możemy obliczyć efekt energetyczny reakcji. W sposób precyzyjniejszy mówi o tym prawo Hessa. Typy wiązań Zrozumienie istoty wiązania między atomami i różnic w charakterach tych wiązań to ważny element wiedzy chemicznej. Trzeba jednak znów w tym miejscu przypomnieć, że omawiając tę problematykę stosujemy olbrzymie uproszczenia, po to, by w sposób najmniej zawiły wyjaśnić podstawy (inaczej bowiem mało kto byłby w stanie coś z tego zrozumieć i zapamiętać!). Przede wszystkim, pamiętajmy, że wiązanie to nie kreska łącząca dwa atomy, elektrony tworzące wiążącą parę nie tkwią w bezruchu między wiązanymi atomami, polaryzacja to nie przesunięcie nieruchomych elektronów w okolice jednego atomu ... i ogólnie pamiętajmy, że to co piszemy na papierze, to tylko symbole, a to co mówimy na ten temat, to uproszczenia. Ponieważ stosując te uproszczenia możemy dość dobrze tłumaczyć makroskopowe właściwości substancji, większości z nas takie podejście wystarczy (pod warunkiem, że pamiętamy iż ... nic nie jest tak proste jak się nam wydaje ...) a głodnych wiedzy na temat rzeczywistości odsyłam do mechaniki kwantowej. Wiązania chemiczne najczęściej dzielimy na : docsity.com