Pierwiastek chemiczny –zbiór atomów posiadających jednakową liczbę protonów w jądrze
i tym samym tę samą wartość liczby atomowej
Liczba atomowa ( Z ) (liczba porządkowa) określa, ile protonów znajduje się w jądrze danego atomu. Jest także równa liczbie elektronów niezjonizowanego atomu. Pojawia się ona w symbolicznym zapisie jądra izotopu:
AZX
gdzie:
A – liczba masowa, = suma protonów i elektronów jądrze
Z – liczba atomowa, = liczba protonów = liczba elektronów
X – symbol pierwiastka
Atom – podstawowy składnik materii. Składa się z małego dodatnio naładowanego jądra o dużej gęstości i otaczającej go chmury elektronowej o ujemnym ładunku elektrycznym.
Jon – atom lub grupa atomów połączonych wiązaniami chemicznymi, która ma niedomiar lub nadmiar elektronów w stosunku do protonów. Obojętne elektrycznie atomy i cząsteczki związków chemicznych posiadają równą liczbę elektronów i protonów, jony zaś są elektrycznie naładowane dodatnio lub ujemnie.
Jony naładowane dodatnio nazywa się kationami, zaś ujemnie anionami. Jony mogą występować samodzielnie, w stanie wolnym (zwykle w fazie gazowej) lub tworzą tzw. pary jonowe, które mogą być luźno z sobą związane lub odwrotnie – tworzyć silne wiązania.
Cząsteczka – neutralna elektrycznie grupą dwóch lub więcej atomów utrzymywanych razem kowalencyjnym wiązaniem chemicznym. Cząsteczki różnią się od cząstek (np. jonów) brakiem ładunku elektrycznego.
Związek chemiczny –połączenie co najmniej dwóch różnych pierwiastków chemicznych za pomocą dowolnego wiązania.
Mol – podstawowa w układzie SI jednostka liczności materii, o symbolu (oznaczeniu) mol.
Jeden mol jest to liczność materii układu, zawierającego liczbę cząstek (np. atomów, cząsteczek, jonów, elektronów i innych indywiduów chemicznych, a także fotonów, w tym ostatnim przypadku nosi nazwę ajnsztajn) równą liczbie atomów zawartych w dokładnie 0,012 kilograma izotopu węgla 12C (przy założeniu, że węgiel jest w stanie niezwiązanym chemicznie, w spoczynku, a jego atomy nie znajdują się w stanie wzbudzenia). W jednym molu znajduje się (6,02214129 ± 0,00000027) ×1023 cząstek. Liczba ta jest nazywana liczbą Avogadra.
Wiązanie jonowe (inaczej elektrowalencyjne, heteropolarne lub biegunowe) – rodzaj wiązania chemicznego, którego istotą jest elektrostatyczne oddziaływanie między jonami o różnoimiennych ładunkach.
Wiązanie to powstaje najczęściej między metalem a niemetalem. Różnica elektroujemności w skali Paulinga jest większa lub równa 1,7
Wiązanie kowalencyjne – rodzaj wiązania chemicznego. Istotą wiązania kowalencyjnego jest istnienie pary elektronów, które są współdzielone w porównywalnym stopniu przez oba atomy tworzące to wiązanie.
Wiązania kowalencyjne dzielimy na niespolaryzowane i spolaryzowane. Para elektronowa wiązania niespolaryzowanego należy w równym stopniu do obu atomów, natomiast w wiązaniu spolaryzowanym elektrony przesunięte są w kierunku jednego z atomów.
Wiązanie koordynacyjne (donorowo-akceptorowe) – rodzaj kowalencyjnego wiązania chemicznego, którego istotą jest uwspólnienie pary elektronowej między dwoma atomami, przy czym oba te elektrony formalnie pochodzą od jednego atomu.
Wiązanie wodorowe – (tzw. mostek wodorowy) rodzaj stosunkowo słabego wiązania chemicznego polegającego głównie na przyciąganiu elektrostatycznym między atomem wodoru i atomem elektroujemnym zawierającym wolne pary elektronowe.
Klasyczne wiązanie wodorowe powstaje, gdy atom wodoru jest połączony wiązaniem kowalencyjnym z innym atomem o dużej elektroujemności (np. tlenem) i w ten sposób uzyskuje nadmiar ładunku dodatniego. W wyniku tego oddziaływania pierwotne, kowalencyjne wiązanie między wodorem a innym atomem ulega częściowemu osłabieniu, powstaje zaś nowe, stosunkowo słabe wiązanie między wodorem i innym atomem (akceptorem wiązania wodorowego)
Donorami protonu w wiązaniach wodorowych mogą być między innymi grupy: hydroksylowa (-OH), aminowa (-NHx), tiolowa (-SH), halogenowodorowa (-XH), silanolowa, a nawet węglowodorowa (-CHx). Natomiast akceptorami protonu mogą być wszystkie atomy silnie elektroujemne takie jak: fluor, azot, tlen, siarka i wszystkie chlorowce, a także układy π-elektronowe występujące w nienasyconych związkach organicznych. Wiązania wodorowe z układami π-elektronowymi przypominają kształtem wiązania metal-węgiel w π kompleksach, lecz ich natura jest zupełnie inna, ponieważ wodór nie ma elektronów na orbitalach d, zaś oddziaływanie metal-układ π-elektronowy jest kowalencyjne.
Wiązanie wodorowe pomiędzy cząsteczkami wody
Wiązanie wodorowe pomiędzy cząsteczkami metanolu
Wiązanie wodorowe pomiędzy cząsteczkami kwasu octowego
Oddziaływania dipol-dipol
Oddziaływanie dipol trwały-dipol trwały
Oddziaływanie trwały dipol-dipol dipol indukowany
Oddziaływania dipol indukowany– dipol indukowany
Siły van der Waalsa oddziaływania van der Waalsa – oddziaływania między dipolem trwałym a indukowanym (wzbudzonym). W cząsteczkach, które nie mają trwałego momentu dipolowego, może on być wzbudzany przez cząsteczki z trwałym momentem; następnie taki wzbudzony dipol i trwały dipol oddziałują na siebie podobnie jak dwa trwałe dipole, tyle że znacznie słabiej; w cząsteczkach bez trwałego momentu dipolowego występują natomiast stochastyczne fluktuacje ich chmur elektronowych, powodujące powstawanie chwilowych momentów dipolowych; cząsteczka posiadająca chwilowy moment dipolowy może go wzbudzić w cząsteczce sąsiadującej, wskutek czego obie cząsteczki mogą się nawzajem chwilowo przyciągać lub odpychać. Uśrednienie sił odpychających i przyciągających daje w wyniku oddziaływanie przyciągające proporcjonalne do 1/r6; oddziaływania van der Waalsa wynikają m.in. z korelacji ruchów elektronów pomiędzy oddziałującymi atomami – dlatego w metodach obliczeniowych nieuwzględniających korelacji elektronowej sił tych praktycznie nie ma.
oddziaływania dyspersyjne, zwane też siłami dyspersyjnymi Londona (odpowiadające oddziaływaniu między dipolami indukowanymi).
Z budowy cząsteczki wody (rysunek 3.1.) wynika jej polarny charakter. Dzięki temu w wodzie zazwyczaj dobrze rozpuszczają się substancje, których cząstki są również polarne. Podczas rozpuszczania różnych substancji w wodzie możemy mieć do czynienia z jednym z dwóch przypadków:
10 do roztworu przechodzą wyłącznie niezmienione cząstki substancji rozpuszczanej
20 w czasie rozpuszczania w roztworze pojawiają się, w mniejszym lub większym stopniu, jony, które są produktami procesu zwanego dysocjacja elektrolityczną (dysocjacją jonową).
Substancje, w roztworach wodnych których istnieją, pochodzące z dysocjacji elektrolitycznej, jony – nazywamy elektrolitami. te natomiast, których cząstki nie ulegają rozpadowi na jony to nieelektrolity.
W każdym przypadku proces rozpuszczania związany jest z otoczeniem (na skutek oddziaływań międzycząsteczkowych) substancji rozpuszczonej przez cząsteczki wody. Jest to proces tak zwanej hydratacji, który jest szczególnym przypadkiem procesu zwanego solwatacją (w przypadku każdego innego rozpuszczalnika).
Jeżeli oddziaływania pomiędzy substancją rozpuszczaną i cząsteczkami wody są większe od oddziaływań pomiędzy składnikami tej substancji (cząsteczkami lub jonami), to składniki te zostają uwolnione do roztworu, gdzie następuje ich dalsza, całkowita hydratacja.
W przypadku nieelektrolitów, podczas rozpuszczania ich w wodzie, do roztwory uwalniane są uhydratowane cząsteczki nieelektrolitu. Ponieważ część cząsteczek wody, tworząca otoczkę hydratacyjne, nie może brać dalszego udziału w oddziaływaniach z pozostałą częścią nieelektrolitu, siła oddziaływań nieelektrolit - woda maleje wraz ze wzrostem stężenia roztworu. Prowadzi to do ustalenia się stanu równowagi:
powodującego ograniczona rozpuszczalność tego nieelektrolitu (rysunek 3.2.), co nazywamy stanem nasycenia roztworu.
W przypadku elektrolitów możemy mieć do czynienia z substancjami o różnej budowie. Jedne z nich mają budowę jonową, to znaczy nie istnieją jako pojedyncze cząsteczki, a tylko jony lub kryształy jonowe, jak na przykład zdecydowana większość soli. Inne elektrolity są związkami niejonowymi o cząsteczkach posiadających wiązania, w mniejszym lub większym stopniu, spolaryzowane.
Rysunek 3.2. Stan równowagi ustalający się podczas rozpuszczania nieelektrolitu
W każdym z opisywanych przypadków proces ich dysocjacji przebiega inaczej.
Jeśli do wody wprowadzimy kryształ jonowy, na przykład chlorku sodu, to pomiędzy jonami w krysztale tej soli, a dipolami wody zaczynają działać siły elektrostatyczne. Siły te są siłami niszczącymi oddziaływania pomiędzy jonami, utrzymujące te jony w sieci krystalicznej. Dzięki temu jony te są uwalniane do roztworu (rysunek 3.3) w postaci uhydratowanej.
Rysunek 3.3. Schemat procesu dysocjacji elektrolitycznej elektrolitu o budowie jonowej
Na skutek hydratowania uwalnianych jonów ilość cząsteczek wody oddziałujących z jonami znajdującymi się w sieci krystalicznej (a więc i siła tych oddziaływań) ciągle maleje. Doprowadza to do ustalenia się stanu równowagi pomiędzy jonami w krysztale i jonami w roztworze czyli do nasycenia roztworu:
Nigdy jednak (poza sporadycznymi wyjątkami) w roztworze nie pojawiają się niezdysocjowane cząsteczki takiego elektrolitu. Z tego powodu elektrolity o budowie jonowej nazywane są elektrolitami mocnymi lub elektrolitami prawdziwymi.
Rysunek 3.4. Schemat procesu dysocjacji elektrolitu o budowie niejonowej
W przypadku nieelektrolitów o budowie niejonowej, początek procesu dysocjacji jest analogiczny do procesu rozpuszczania nieelektrolitu. W roztworze pojawiają się uhydratowane cząsteczki tego nieelektrolitu. Na skutek oddziaływań elektrostatycznych między polarnymi cząsteczkami elektrolitu i dipolami wody następuje pogłębienie stopnia polaryzacji wiązań atomowych w cząsteczkach elektrolitu. Jeśli siła tych oddziaływań będzie dostatecznie duża może dojść do takiej polaryzacji wiązań, że wspólnie użytkowana para elektronowa zostanie całkowicie przesunięta w kierunku jednego ze składników cząsteczki. Wiązanie atomowe przestanie istnieć, a w roztworze pojawią się uhydratowane jony. Oczywiście, jak poprzednio, na skutek zablokowania części cząsteczek wody w otoczkach hydratacyjnych jonów, może (choć nie musi !) dojść do ustalenia się w roztworze wodnym stanu równowagi pomiędzy nie zdysocjowanymi cząsteczkami i jonami
Podsumowując, można powiedzieć, że w przypadku elektrolitów o budowie niejonowej:
10 elektrolit ulega w roztworze całkowicie rozpadowi na jony – elektrolity mocne:
20 elektrolit ulega w roztworze częściowemu rozpadowi na jony – elektrolity słabe, a w roztworze istnieje stan równowagi:
3.2. STOPIEŃ DYSOCJACJI
Proces dysocjacji elektrolitycznej może być ilościowo określony przez wydajność procesu dysocjacji, nazywaną stopniem dysocjacji. Stopień dysocjacji definiujemy jako stosunek liczby moli (stężenia) elektrolitu, który uległ dysocjacji do liczby moli (stężenia) elektrolitu wprowadzonego do roztworu:
W przypadku elektrolitów mocnych liczba moli elektrolitu zdysocjowanego jest zawsze (poza nielicznymi wyjątkami) równa liczbie moli elektrolitu wprowadzonego do roztworu. Stopień dysocjacji jest zatem zawsze równy jedności, bo:
Inaczej przedstawia się sytuacja w przypadku elektrolitów o budowie niejonowej. Jak powiedziano wyżej, i w ich przypadku wszystkie wprowadzone do roztworu cząsteczki elektrolitu mogą ulec dysocjacji i wówczas ich stopień dysocjacji jest równy jedności.
W wielu jednak przypadkach w roztworze istnieją obok siebie niezdysocjowane cząsteczki elektrolitu oraz jony pochodzące z jego dysocjacji. Ilość (stężenie) niezdysocjowanych cząsteczek może być różna, a w krańcowym przypadku prawie równa ilości cząsteczek wprowadzonych do roztworu. Można, zatem powiedzieć, ze stopień dysocjacji zawarty jest w granicach:
(oczywiście, jeśli stopień dysocjacji a = 0, substancja jest nieelektrolitem).
Jak wspomniano wyżej, czynnikiem decydującym o rozpadzie elektrolitu niejonowego na jony jest moc oddziaływań: cząsteczki elektrolitu – dipole wody, zależna od stosunku liczby cząsteczek wody do liczby cząsteczek elektrolitu. Im stosunek ten jest mniejszy, tym mniejsze jest prawdopodobieństwo rozpadu elektrolitu na jony. Ponieważ stosunek liczby cząsteczek wody do liczby cząsteczek elektrolitu maleje ze wzrostem stężenia roztworu tego elektrolitu, maleje prawdopodobieństwo rozpadu elektrolitu na jony, a zatem ze wzrostem stężenia roztworu elektrolitu słabego maleje również stopień dysocjacji elektrolitu.
Zmiana stopnia dysocjacji wywołana zmianami stężenia roztworu elektrolitu słabego stwarza kłopoty w ilościowej ocenie mocy tego elektrolitu. Z tego powodu do oceny mocy elektrolitów słabych stosuje się zwykle inna wielkość, której wartość nie zależy od stężenia roztworu, zwana stałą dysocjacji.
3.3 STAŁA DYSOCJACJI
W roztworach elektrolitów słabych istnieje stan równowagi opisywany równaniem:
który może być (jak każdy stan równowagi) opisany odpowiednią stałą równowagi:
gdzie: [A+] i [B-] - stężenia jonów
[AB] - stężenie nie zdysocjowanych cząsteczek elektrolitu słabego
Stała ta, ponieważ opisuje stan równowagi reakcji dysocjacji, nazywana jest stałą dysocjacji.
UWAGA ! Stan równowagi istnieje tylko w niezbyt rozcieńczonych roztworach elektrolitów słabych.
Stała dysocjacji, jak każda stała równowagi, jest wielkością niezależną od stężenia substratów (czyli elektrolitu) i jak każda stała równowagi może opisywać tylko takie procesy, w których istnieje stan równowagi. W przypadku roztworów wodnych elektrolitów mocnych nie istnieje stan równowagi pomiędzy substratami (niezdysocjowanymi cząsteczkami elektrolitu, których nie ma w roztworze) i produktami (jonami) i dlatego stała dysocjacji nie ma matematycznego sensu w takich przypadkach.
Będąc stałą równowagi, stała dysocjacji jest wielkością charakterystyczną dla danego elektrolitu słabego, zależną wyłącznie od temperatury układu. Jednakże opisywany przez nią stan równowagi może być (jak w każdym przypadku) przesuwany na skutek działania bodźców zewnętrznych.
Przykładowo, wprowadzenie do roztworu słabego kwasu, w którym istnieje stan równowagi opisywany równaniem:
dodatkowych jonów H+ lub A- z dowolnego elektrolitu mocnego spowoduje przesunięcie stanu równowagi w kierunku substratów. Wzrośnie przez to liczba nie zdysocjowanych cząsteczek kwasu, zatem zmaleje stopień dysocjacji tego kwasu.
Jeżeli, natomiast, będziemy usuwać którykolwiek z jonów (produktów reakcji), na przykład jony wodorowe przez dodanie mocnej zasady, to stan równowagi zostanie przesunięty w kierunku produktów. Powstanie nowy stan równowagi, w którym stężenie nie zdysocjowanych cząsteczek kwasu będzie mniejsze. Wzrośnie, więc stopień dysocjacji tego kwasu. Przez dodanie odpowiednio dużej ilości zasady można spowodować całkowity zanik nie zdysocjowanych cząsteczek kwasu w roztworze.
3.4. PRAWO ROZCIEŃCZEŃ OSTWALADA
Można wykazać, że dla elektrolitów słabych, dla których obie wielkości: stopień i stała dysocjacji mają określoną wartość, istnieje ścisła zależność pomiędzy stopniem dysocjacji, stałą dysocjacji oraz stężeniem roztworu:
gdzie: c - stężenie elektrolitu słabego
a - stopień dysocjacji
K - stała dysocjacji
Dla elektrolitu bardzo słabego (a << 1) w jego niezbyt rozcieńczonych roztworach (i tylko wtedy), można przyjąć, że (1 - a) = 1 i wówczas otrzymujemy zależność:
która jest matematycznym zapisem prawa rozcieńczeń Ostwalda. Wynika z niego, że wraz ze zmniejszaniem się stężenia roztworu (wzrostem rozcieńczenia) elektrolitu słabego rośnie stopień dysocjacji tego elektrolitu. Jeśli zaś stężenie roztworu rośnie – stopień dysocjacji maleje. Pozostaje to w zgodzie z przedstawionymi wcześniej rozważaniami na temat oddziaływań między cząsteczkami wody i cząsteczkami elektrolitu o budowie niejonowej, wśród których tylko można znaleźć elektrolity słabe.
SPOSOBY WYRAŻANIA STĘŻEŃ ROZTWORÓW
...