Budowa atomu i promieniotwórczość

Atom składa się z jądra zawierającego nukleony (protony i neutrony) oraz elektronów krążących wokół jądra. Liczba atomowa (Z) określa liczbę protonów, a liczba masowa (A) sumę protonów i neutronów. Liczba elektronów w neutralnym atomie zawsze równa się liczbie protonów.

Izotopy to odmiany tego samego pierwiastka różniące się liczbą neutronów. Niektóre izotopy ulegają rozpadowi promieniotwórczemu, emitując promieniowanie:

• Promieniowanie α (jądra helu)
• Promieniowanie β (elektrony)
• Promieniowanie γ (energia)

Przemiany promieniotwórcze mogą być naturalne lub sztuczne. Każdą charakteryzuje czas połowicznego rozpadu - okres, w którym rozpada się połowa atomów danego izotopu.

💡 Promieniowanie ma różną zdolność przenikania: promieniowanie γ przenika nawet przez beton, β przez aluminium, a α zatrzymuje zwykły papier!

Model atomu według Bohra zakłada, że elektrony krążą po ściśle określonych orbitach. Elektrony w atomie opisują liczby kwantowe, które określają ich położenie i właściwości:

• Główna (n) - określa numer powłoki
• Poboczna (l) - określa podpowłokę $s=0, p=1, d=2$
• Magnetyczna (m)
• Spinowa (ms)

Układ okresowy i wiązania chemiczne

Układ okresowy pierwiastków zawiera mnóstwo informacji o właściwościach pierwiastków. Warto zapamiętać kluczowe tendencje:

Aktywność chemiczna pierwiastków zmienia się regularnie - u metali rośnie w dół grupy i na lewo okresu, a u niemetali odwrotnie. Pierwiastek bardziej aktywny zawsze wypiera mniej aktywny z roztworu soli.

Elektroujemność to zdolność atomu do przyciągania elektronów. Wzrasta wraz z liczbą atomową w okresie i maleje w grupie. Im wyższa elektroujemność, tym łatwiej atom przyciąga elektrony.

💡 Różnica elektroujemności decyduje o typie wiązania: poniżej 0,4 - kowalencyjne, 0,4-1,7 - kowalencyjne spolaryzowane, powyżej 1,7 - jonowe!

Rodzaje wiązań chemicznych różnią się właściwościami:

• Wiązanie jonowe - tworzy sieć krystaliczną, ma wysoką temperaturę topnienia i dobrze przewodzi prąd w stanie ciekłym
• Wiązanie kowalencyjne - tworzy kryształy, które nie przewodzą prądu, słabo rozpuszczają się w wodzie
• Wiązanie wodorowe - powoduje anormalne temperatury wrzenia i świetną rozpuszczalność w wodzie
• Wiązanie metaliczne - tworzy "chmurę elektronów", zapewnia dobre przewodnictwo prądu i ciepła

Hybrydyzacja i substancje chemiczne

Hybrydyzacja orbitali to nakładanie się orbitali atomowych, co prowadzi do powstawania nowych orbitali o innym kształcie przestrzennym. Poboczna liczba kwantowa decyduje o kształcie orbitali, a magnetyczna o ich orientacji w przestrzeni.

Wodór tworzy kwasy i wodorki. Kwasy są substancjami, które w wodzie uwalniają jony wodorowe. Możemy je otrzymać na kilka sposobów, na przykład przez reakcję metalu z wodą. Kwas mocny zawsze wypiera z roztworu soli kwas słabszy.

Zasady to głównie wodorotlenki metali 1 i 2 grupy (z wyjątkiem berylu). Są to substancje stałe, dobrze rozpuszczalne w wodzie. Do ich wykrywania używa się wskaźników, np. fenoloftaleiny, która w środowisku zasadowym przybiera malinowy kolor.

💡 Amfotery to związki wykazujące właściwości zarówno kwasowe jak i zasadowe, np. wodorotlenki glinu, chromu, cynku czy miedzi!

Sole powstają z metali i reszt kwasowych. Każda sól podczas rozpuszczania dysocjuje na kation metalu i anion reszty kwasowej. Ciekawym typem soli są wodorosole (np. NaHCO₃), które zawierają jeszcze wodór i są bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie, co ma wpływ na proces krasowienia skał wapiennych.

Podstawy obliczeń chemicznych

Obliczenia w chemii wymagają znajomości kilku kluczowych pojęć i wzorów. Mol to podstawowa jednostka ilości materii zawierająca liczbę Avogadra (6,02·10²³) cząsteczek. Masa jednego mola substancji wyrażona w gramach równa się jej masie molowej.

Stężenie molowe to liczba moli substancji rozpuszczonej w 1 dm³ roztworu:

• Cm = n/Vr (gdzie n to liczba moli, a Vr to objętość roztworu)
• n = m/Ms (gdzie m to masa substancji, a Ms to masa molowa)

W warunkach normalnych $T=273K, p=1013 hPa$ jeden mol gazu zajmuje objętość 22,4 dm³. Korzystając z tego, możemy stosować prawo Gay-Lussaca, według którego objętości reagujących substancji gazowych mają się do siebie jak stosunki molowe.

💡 Pamiętaj, że objętość mola dotyczy tylko gazów! Woda jest gazem dopiero powyżej 100°C, więc dla niej tej reguły nie stosujemy w normalnych warunkach.

Dla gazów w różnych warunkach stosujemy równanie stanu gazu (równanie Clapeyrona):

• pV = nRT $gdzie p to ciśnienie, V - objętość, n - liczba moli, R - stała gazowa, T - temperatura$
• P₁V₁/T₁ = P₂V₂/T₂

Obliczając wydajność reakcji uwzględniamy straty, np. wyparowywanie substancji z probówki, i wyrażamy ją w procentach.

Roztwory i kinetyka reakcji chemicznych

Roztwory to mieszaniny substancji rozpuszczonych w rozpuszczalnikach (np. woda, alkohol, benzyna). Dzielimy je na:

• Roztwory rzeczywiste - homogeniczne, nie można wyodrębnić składników
• Roztwory koloidalne - cząstki substancji rozpuszczonej są większe niż cząstki rozpuszczalnika, tworząc micelle
• Zawiesiny - heterogeniczne, z cząstkami większymi od cząstek rozpuszczalnika

Podczas mieszania roztworów może nastąpić kontrakcja - zmniejszenie całkowitej objętości mieszaniny (podobnie jak gdy mieszamy groch z mąką).

💡 Zawiesiny i roztwory koloidalne można rozpoznać przez: osmozę, dializę lub sedymentację (opadanie cząstek pod wpływem siły ciężkości)!

Szybkość reakcji to zmiana stężenia substratów lub produktów w jednostce czasu. Dla reakcji A + B → C wyrażamy ją wzorem:

• v = -Δ$A$/t = -Δ$B$/t = Δ$C$/t = k$A$$B$

Szybkość reakcji zależy od:

• Stężenia substratów $większe stężenie = szybsza reakcja$
• Temperatury $wzrost temperatury o 10°C przyspiesza reakcję 2-4 razy$
• Przestrzeni reakcyjnej $mniejsza przestrzeń = większe stężenie = szybsza reakcja$

Dla zależności temperaturowej stosujemy wzór: T₂/T₁ = V₂/V₁ = K₂/K₁ = γ^$ΔT/10$, gdzie γ to współczynnik proporcjonalności (zwykle przyjmujemy wartość 2).

Równowaga chemiczna

W wielu reakcjach po pewnym czasie produkty zaczynają reagować ze sobą, odtwarzając substraty. Gdy szybkość reakcji w obu kierunkach zrównuje się, mówimy o równowadze chemicznej.

Dla reakcji A + B ⇄ C + D:

• Szybkość reakcji w prawo: v₁ = k₁$A$$B$
• Szybkość reakcji w lewo: v₂ = k₂$C$$D$
• W stanie równowagi: v₁ = v₂

Stała równowagi K = $C$$D$/$A$$B$ określa stosunek stężeń produktów do substratów w stanie równowagi. Jest ona zależna tylko od temperatury i określa moc elektrolitów.

💡 Stała równowagi zawsze ma stałą wartość w danej temperaturze! To kluczowa informacja przy rozwiązywaniu zadań z równowagą chemiczną.

Na równowagę chemiczną możemy wpływać zgodnie z regułą przekory $regułą Le Chateliera-Brauna$:

• Dodanie substratów/usunięcie produktów → równowaga przesuwa się w stronę produktów
• Dodanie produktów/usunięcie substratów → równowaga przesuwa się w stronę substratów

W przypadku reakcji egzotermicznych (uwalniających ciepło):

• Ogrzewanie → równowaga przesuwa się w stronę substratów
• Ochładzanie → równowaga przesuwa się w stronę produktów

Dla reakcji endotermicznych (pochłaniających ciepło) jest odwrotnie.

W przypadku gazów, zwiększenie ciśnienia przesuwa równowagę w stronę, gdzie jest mniej moli reagentów.

Kataliza i termochemia

Katalizatory to substancje, które biorą udział w reakcji, ale się nie zużywają (mogą jednak ulec zniszczeniu, co nazywamy "zatruciem katalizatora"). Katalizatory przyspieszają reakcje przez obniżenie energii aktywacji.

Rozróżniamy:

• Katalizatory dodatnie - obniżają energię aktywacji i przyspieszają reakcję
• Inhibitory - podnoszą energię aktywacji i spowalniają reakcję
• Enzymy - substancje białkowe katalizujące konkretne reakcje

💡 Kataliza może być homogeniczna (katalizator i reagenty w tym samym stanie skupienia) lub heterogeniczna (w różnych stanach skupienia).

Efekty cieplne reakcji opisujemy przez entalpię (ΔH):

• Entalpia reakcji = entalpia tworzenia produktów - entalpia tworzenia substratów
• Lub: entalpia spalania substratów - entalpia spalania produktów

Prawo Hessa mówi, że równania chemiczne możemy traktować jak równania algebraiczne. Natomiast prawo Lavoisiera stwierdza, że efekt cieplny reakcji przebiegającej w jedną stronę jest równy efektowi cieplnemu reakcji przebiegającej w drugą stronę, ale z przeciwnym znakiem.

Ciekawe przykłady katalizy:

• KMnO₄ + glicerol - pojawia się płomień i biały dym
• Jod + wiórki magnezu (woda jako inhibitor) - powstaje dym o charakterystycznym zapachu

Teorie kwasowo-zasadowe i dysocjacja

Dysocjacja to rozkład związku chemicznego na jony pod wpływem wody. Dysocjacji ulegają sole, wodorotlenki litowców i berylowców oraz mocne kwasy.

Istnieją różne teorie kwasowo-zasadowe:

1. Teoria Arrheniusa:

   • Kwasy to związki dysocjujące na H⁺ i anion reszty kwasowej
   • Zasady to związki dysocjujące na OH⁻ i kation metalu

2. Teoria Brönsteda:

   • Kwas jest donorem protonu
   • Zasada jest akceptorem protonu
   • Woda może pełnić rolę zarówno kwasu jak i zasady (autodysocjacja)

💡 W teorii Brönsteda tworzy się para sprzężona kwas-zasada. Im mocniejszy kwas, tym słabsza sprzężona z nim zasada!

3. Teoria Lewisa:
   • Kwas to akceptor pary elektronowej
   • Zasada to donor pary elektronowej
   • Przykład: BF₃ + NH₃ → BF₃←NH₃ (wiązanie koordynacyjne)

Stopień dysocjacji (α) łączy stężenie jonów (cᵢ) ze stężeniem molowym elektrolitu (cₘ): α = cᵢ/cₘ Im wyższa stała dysocjacji (K), tym mocniejszy elektrolit. Stała dysocjacji zależy od temperatury.

Dla słabych elektrolitów, gdy α ≤ 5% lub cₘ ≥ 400, możemy stosować uproszczony wzór: K = α² · cₘ

pH roztworów i iloczyn rozpuszczalności

pH to ujemny logarytm dziesiętny ze stężenia jonów H⁺. Skala pH obejmuje wartości od 0 do 14, gdzie:

• pH < 7 - roztwór kwasowy
• pH = 7 - roztwór obojętny
• pH > 7 - roztwór zasadowy

Zawsze zachodzi zależność: pH + pOH = 14

Przykładowo, jeśli $H⁺$ = 10⁻² mol/dm³, to pH = 2, a $OH⁻$ = 10⁻¹² mol/dm³ i pOH = 12.

💡 Zmiana pH o jedną jednostkę oznacza 10-krotną zmianę stężenia jonów wodorowych! To dlatego skala pH jest logarytmiczna.

Iloczyn rozpuszczalności (Kₛₒ) to stała równowagi dla reakcji rozpuszczania osadu. Dotyczy wyłącznie słabo rozpuszczalnych soli i wodorotlenków. Np. dla AgCl:

• AgCl ⇄ Ag⁺ + Cl⁻
• Kₛₒ = $Ag⁺$$Cl⁻$ = x²
• Rozpuszczalność molowa x = √Kₛₒ

Im mniejszy iloczyn rozpuszczalności, tym trudniej rozpuszczalny osad. Osad wytrąci się, gdy iloczyn stężeń jonów przekroczy wartość Kₛₒ, a rozpuści się, gdy przesuniemy równowagę w stronę produktów.

W praktyce za nierozpuszczalne w wodzie uważa się związki takie jak: Cu(OH)₂, Mg(OH)₂, PbSO₄, FeS, Zn₃(PO₄)₂, które mogą stanowić produkty reakcji jonowej.

Reakcje jonowe i struktura przestrzenna cząsteczek

Reakcje jonowe to reakcje przebiegające w roztworach wodnych między jonami. Produktami reakcji jonowej mogą być:

• Osad
• Słaby elektrolit
• Gaz

Przykład: AgNO₃ + NaBr → AgBr↓ + NaNO₃ Zapis jonowy: Ag⁺ + NO₃⁻ + Na⁺ + Br⁻ → AgBr↓ + Na⁺ + NO₃⁻

Aby przewidzieć, czy utworzy się osad, należy sprawdzić w tablicach rozpuszczalność potencjalnego produktu.

Metoda VSEPR (odpychania par elektronów walencyjnych) pozwala określić kształt przestrzenny cząsteczek:

1. Określamy liczbę elektronów walencyjnych w całym związku
2. Obliczamy liczbę wolnych par elektronów: lwpe = lew - 4m - n (gdzie m to liczba atomów przyłączonych do atomu centralnego, n to liczba wiązań wielokrotnych)
3. Ustalamy liczbę przestrzenną: lp = lwpe + m + n

💡 Cząsteczka nie jest dipolem, gdy liczba przestrzenna równa się liczbie atomów przyłączonych do atomu centralnego. Na przykład SO₃²⁻ jest dipolem, bo lp = 4, a m = 3.

Struktura przestrzenna cząsteczek wpływa na ich właściwości, w tym polarność, rozpuszczalność i reaktywność.