prawa       reguły       definicje       pojęcia       opisy                                                                                                 do strony głównej

 PRAWA   


 PRAWA GAZOWE: 

równanie Clapeyrona - równanie stanu gazu doskonałego

pV = nRT

gdzie:  p - ciśnienie;  V - objętość;   T - temperatura bezwzględna (K!);    R - stała gazowa;   n - ilość moli gazu

skąd dla dwóch różnych stanów tej samej ilości gazu mamy: 

prawo Boyle'a-Mariotta - prawo przemiany gazowej izotermicznej (T=const. )

p1V1 = p2V2

prawo Gay-Lussaca - prawo przemiany gazowej izobarycznej (p=const. )

V1/T1 = V2/T2

prawo Charlesa - prawo przemiany gazowej izochorycznej (V=const. )

p1/T1 = p2/T2

 


 PRAWO: 

Daltona - prawo stosunków wielokrotnych;

jeżeli dwa pierwiastki tworzą ze sobą kilka różnych związków, to ilości wagowe jednego z nich przypadające na tę samą ilość drugiego pierwiastka w tych związkach mają się do siebie jak niewielkie liczby całkowite.

działania mas -

1) prawo Guldberga i Waagego;  prawo równowagi chemicznej. W stanie równowagi reakcji odwracalnej iloraz iloczynów stężeń molowych (lub w przypadku reakcji między gazami - ciśnień parcjalnych) produktów do substratów jest wielkością stałą w danych warunkach (T = const. )

2) w stałej temperaturze szybkość reakcji jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substratów

Gay-Lussaca objętościowe -

objętość gazowych produktów i substratów mają się do siebie jak niewielkie liczby całkowite 

Guldberga Waagego - prawo działania mas 

Henry'ego -

stężenie gazu w roztworze jest proporcjonalne do jego prężności (ciśnienia cząstkowego) nad roztworem.  

Hessa -

ciepło reakcji chemicznej w warunkach izobarycznych lub izochorycznych nie zależy od drogi, którą biegnie reakcja a jedynie od stanu wyjściowego (substraty) i końcowego (produkty) reakcji 

przekory - reguła Le Chateliera 

Raoulta -

obniżenie temperatury topnienia i podwyższenie temperatury wrzenia roztworu względem czystego rozpuszczalnika jest proporcjonalne do stężenia substancji rozpuszczonej, zaś wielkość tej zmiany zależy także od charakterystycznej dla rozpuszczalnika stałej krioskopowej (krzepnięcie) lub ebulioskopowej (wrzenie).   (więcej

rozcieńczeń Ostwalda -

wiąże stałą dysocjacji ze stopniem dysocjacji, pozwala obliczać jedno gdy znamy drugie. (więcej

stosunków stałych -

pierwiastki tworząc dany związek łączą się ze sobą stale w tym samym stosunku wagowym 

stosunków wielokrotnych - prawo Daltona 

zachowania masy i energii -

w układzie zamkniętym suma masy i energii jest niezmienna, nawet gdy między składnikami układu zachodzą reakcje chemiczne i fizyczne. 


reguła Le Chateliera -

reguła przekory; jeżeli układ będący w stanie równowagi jest poddawany działaniu bodźców zewnętrznych, które tę równowagę zakłócają, to w układzie zajdą takie zmiany, które osłabią wpływ bodźców zewnętrznych (każda akcja rodzi reakcję ). 

reguła van't Hoffa -

empiryczna reguła, głosząca, że każde podwyższenie temperatury reakcji o 10° powoduje około dwukrotny wzrost szybkości reakcji.

reguła Hunda -

elektrony, o ile to możliwe (stan podstawowy, niewzbudzony) starają się obsadzić poszczególne orbitale danego typu pojedynczo, przy czym  ich spiny ustawiają się równolegle, a dopiero następnie dokonuje się parowanie elektronów na poszczególnych orbitalach. (więcej)

zakaz Pauliego -

w atomie nie może być 2 elektronów o takich samych czterech liczbach kwantowych   (więcej

zasada nieoznaczoności Heisenberga -

reguła dotycząca mikroświata, podstawowe prawo mechaniki kwantowej, mówiące, że zwiększając dokładność pomiaru jednego parametru stanu mikrocząstki (np. położenie elektronu) coraz silniej zakłócamy drugi parametr (w tym przykładzie pęd), tak że Δx.Δp>h/2π (gdzie x-położenie elektronu, p-jego pęd, h-stała Plancka), czyli nie jesteśmy w stanie jednoznacznie opisać np. ruchu elektronu (tzn. podać jego położenia i pędu, a co za tym idzie przewidzieć jego położenia w czasie przyszłym).


 DEFINICJE 


kwas-zasada  

1. (wg Arrheniusa) - kwas jest zdolny odłączyć jon wodorowy, zasada odłącza w czasie dysocjacji jon wodorotlenowy

2. (wg Brønsteda) - kwas jest zdolny odłączyć proton, zasada jest zdolna przyłączyć proton; istnieje zawsze para kwas - zasada:

HCl + H2O      –—>      H3O+ + Cl-     
     kwas     zasada                 kwas     zasada

     HS- + H3O+    –—>    H2S + H2O
          kwas     zasada                 kwas     zasada

     HS- + H2O   –—>    S2- + H3O+
          kwas     zasada                 kwas     zasada

jak widać niekiedy ten sam anion (np. HS-; H2PO4-; HSO3-)  może raz pełnić rolę zasady (przyłączając proton) a w innej sytuacji - kwasu (odłączając proton).
 

pH -

logarytm dziesiętny z odwrotności wartości stężenia molowego jonów wodorowych w badanym roztworze (więcej)

mol -

ilość substancji (liczność materii) zawierająca w sobie ilość cząsteczek (jonów, atomów, ...) równą liczbie Avogadro   - ilość substancji o masie (wyrażonej w gramach) równej liczbowo średniej masie cząsteczkowej (atomowej, jonowej); 

roztwór -

układ dyspersyjny, jednofazowy, minimum dwuskładnikowy o dyspersji cząsteczkowej (roztwór rzeczywisty); 

masa cząsteczkowa -

suma średnich mas atomowych wszystkich atomów tworzących daną cząsteczkę

gęstość -

masa 1 cm3 (1 ml) danej substancji, d=m/V (więcej)

stężenie -

stosunek ilości substancji rozpuszczonej do objętości, masy lub ilości roztworu albo rozpuszczalnika:
molowe  — ilość moli substancji rozpuszczonej w 1 dm3 (1 000 ml) roztworu
procentowe — masa substancji rozpuszczonej zawarta w 100 g roztworu
ułamek molowy — stosunek ilości moli jednej substancji do sumarycznej ilości moli wszystkich substancji wchodzących w skład roztworu bądź mieszaniny gazów
molalne — ilość moli substancji rozpuszczonej przypadająca na 1 000 g rozpuszczalnika (rzadko stosowane, najczęściej przy obliczeniach związanych z prawem Raoulta)

warunki normalne -

umownie przyjęte warunki: 1 atm. ciśnienia i  0° C (273K)

warunki standardowe -

umownie przyjęte warunki: 1 atm. ciśnienia i 25° C (298K)

gramoatom, gramocząsteczka -

mol, ilość pierwiastka lub związku wyrażona w gramach, odpowiadająca liczbowo  masie atomowej lub cząsteczkowej

liczba atomowa -

liczba protonów w jądrze, określa jednoznacznie pierwiastek (wszystkie atomy o liczbie atomowej 6 tworzą pierwiastek węgiel)

liczba masowa -

liczba określająca sumaryczną ilość protonów i neutronów w jądrze

dalton -

umownie przyjęta jednostka masy atomowej, równa się 1/12 masy atomu węgla izotopu 12C

nukleon -

ogólna nazwa podstawowych cząstek budujących jądro czyli protonów i neutronów

nuklid -

zbiór atomów o identycznych jądrach, zbiór atomów tego samego izotopu danego pierwiastka

neutron -

jeden z nukleonów, proton pozbawiony ładunku elektrycznego 

pierwiastek -

zbiór wszystkich atomów o tej samej liczbie atomowej

izotopy -

atomy tego samego pierwiastka różniące się liczbą masową (a więc ilością neutronów w jądrze)

elektrony walencyjne -

elektrony mogące tworzyć chemiczne wiązania międzyatomowe, są to elektrony orbitali s p ostatniej powłoki, a w pierwiastkach przejściowych (blok d) orbitale s ostatniej powłoki i elektrony z orbitali d powłoki przedostatniej. (więcej)

okres półtrwania -

czas, po jakim w danym procesie pozostaje niezmieniona połowa substancji (np. w procesie promieniotwórczego rozpadu pozostaje niezmieniona połowa ilości promieniotwórczego izotopu)

entalpia -

termodynamiczna funkcja stanu określona równaniem: H = U + pV, gdzie: U - energia wewnętrzna, p - ciśnienie, V - objętość.
Podobnie jak w przypadku energii wewnętrznej możemy określać jedynie wartości zmian entalpii a nie jej wartość absolutną. W warunkach izobarycznych ciepło reakcji równe jest co do wartości zmianie entalpii. (więcej)

entalpia swobodna -

potencjał termodynamiczny, funkcja termodynamiczna określona równaniem G = H - TS, gdzie H - entalpia, T - temperatura w K, S - entropia. W odwracalnych procesach izotermiczno-izobarycznych (T=const. i p=const.) zmiana entalpii swobodnej ΔH=0. (więcej)

molowa entalpia tworzenia -

przyrost entalpii w reakcji tworzenia jednego mola danej substancji z pierwiastków. Dla pierwiastków przyjmujemy (umownie) entalpię tworzenia równą zero. Standardowa entalpia tworzenia odnosi się do warunków standardowych. (więcej)

entropia -

W czasie procesów samorzutnych rośnie stopień uporządkowania, przy rozumieniu maksymalnego uporządkowania jako idealnie równomiernego rozłożenia w przestrzeni składników danego układu (stan gazowy w tym rozumieniu jest o wiele bardziej uporządkowany niż krystaliczne ciało stałe). Miarą tego uporządkowania jest wartość entropii. W czasie procesów odwracalnych wartość entropii nie zmienia się, w procesach samorzutnych entropia rośnie (ΔS>0). 
    Entropia jest również funkcją stanu, tak jak energia wewnętrzna i entalpia, tzn. jeżeli stan układu zmienił się od stanu 1 do stanu 2 to różnica wartości entalpii, entropii czy innych funkcji stanu nie zależy od tego po jakiej drodze następowała zmiana stanu, a jedynie od parametrów początkowych i końcowych przemiany. (więcej)

iloczyn jonowy wody -

wartość iloczynu stężeń molowych jonów wodorowych i wodorotlenowych roztworów wodnych. Wynika z stałej równowagi dysocjacji wody:

Wartość zależna od temperatury (tak jak od temperatury zależy K). Dla  25°C iloczyn ten wynosi 10-14. Ponieważ w czystej wodzie stężenie jonów wodorowych i wodorotlenowych jest identyczne (ogólna zasada odczynu obojętnego!), to stężenie jonów wodorowych wynosi 10-7 mola/l zatem wartość pH=7. Należy jednak być świadomym, że nie wartość pH=7  decyduje o uznaniu roztworu za obojętny, lecz równość stężeń molowych jonów wodorowych i wodorotlenowych. Z powyższego wypływa wniosek, że w temperaturach innych niż 25°C pH obojętnej wody będzie różne od 7!! (na całe szczęście stosunkowo niewiele).

Stałość wartości iloczynu jonowego wody powoduje, że jeśli w roztworze wodnym z jakiegoś powodu wzrośnie ilość jednych jonów (np. OH- po dodaniu silnej zasady) automatycznie maleje ilość jonów przeciwnych (w tym przypadku H+) w takim stopniu, by iloczyn stężeń tych dwóch jonów w dalszym ciągu miał tę samą wartość (10-14w temp. 25°C)

iloczyn rozpuszczalności -

iloczyn molowych stężeń nasyconego roztworu jonów tworzących słabo rozpuszczalny związek. Wartość Ir zależy od temperatury, rozpuszczalnika i czasem wartości pH roztworu. Dla związku dysocjującego:

AxBy= xA + yB

iloczyn rozpuszczalności obliczamy:

Ir= [CA]x[CB]y

objętość atomowa -

objętość jednego gramoatomu (liczby Avogadro atomów)

objętość cząsteczkowa gazów -

objętość jednego mola gazu (ilości cząsteczek równej liczbie Avogadro). W warunkach normalnych wynosi około 22,4 dm3

skręcalność właściwa -

wartość kąta skręcenia płaszczyzny światła spolaryzowanego po przejściu przez warstwę roztworu substancji optycznie czynnej o grubości 1 dm i stężeniu 1 g/cm3

moment dipolowy -

moment dipolowy obojętnej cząsteczki określa wzór μ = q.r,  gdzie q - wielkość ładunku na jednym z biegunów elektrycznych cząsteczki a r odległość między biegunami elektrycznymi cząsteczki ("środkami ciężkości" ładunku dodatniego i ujemnego)

rozpuszczalność -

ilość gramów danej substancji, która w danej temperaturze może rozpuścić się w 100 g rozpuszczalnika, dając roztwór nasycony

SEM -

siła elektromotoryczna ogniwa, różnica potencjałów na elektrodach ogniwa otwartego (czyli w momencie gdy nie jest z niego pobierany prąd)(więcej)

potencjał normalny elektrody -

potencjał elektrody (półogniwa) zbudowanego z metalu zanurzonego w roztworze swoich jonów o stężeniu (a dokładniej aktywności) 1 mol/dm3  (redoks)

standardowa elektroda wodorowa -

elektroda wzorcowa o ściśle określonych warunkach pracy, dla której umownie przyjmujemy wartość potencjału równą zero (w każdej temperaturze), i w stosunku do której określamy potencjały wszystkich innych elektrod. Zbudowana jest z blaszki pokrytej czernią platynową, zanurzonej w roztworze o aktywności jonów wodorowych równej 1 i omywanej gazowym wodorem o ciśnieniu 1 atmosfery w warunkach standardowych. Źródłem potencjału tej elektrody jest reakcja redoks: wodór gazowy—jon wodorowy

szybkość reakcji i stała szybkości reakcji  -

szybkością reakcji (V) nazywamy wielkość zmiany stężenia substratów (c) w jednostce czasu (t). Ponieważ jednak szybkość reakcji w danej chwili jest proporcjonalna do stężeń substratów, a te zmieniają się z każdą chwilą, w skończonym przedziale czasowym (np. 1 sekundy) możemy określić tylko pewną  średnią wartość szybkości reakcji. Rzeczywistą wartość szybkości w danej chwili definiujemy jako różniczkę dc/dt (czytaj: dc po dt) czyli zmianę stężenia w przedziale czasowym nieskończenie małym.
Dla reakcji                                                       αA + βB ——>  X
 

Wartość stałej k w równaniu (1) nazywamy stałą szybkości reakcji, a jak wynika to z równania (1), jest to szybkość reakcji w momencie gdy stężenie każdego z substratów wynosi jeden. Wartość tej stałej możemy znaleźć doświadczalnie śledząc w czasie zmiany stężeń poszczególnych substratów a następnie rozwiązując równanie (3) dla otrzymanego zbioru danych doświadczalnych.
Dla reakcji wieloetapowych, gdy jeden z etapów wyraźnie różni się od pozostałych swą niską wartością stałej szybkości reakcji, stała szybkości tego najwolniejszego etapu wyznacza w przybliżeniu stałą szybkości całego procesu.

Jeżeli k1 jest wielkością tego samego rzędu co k3 ... kn , zaś k2 jest np. 100x mniejszy (co oznacza, że etap B—C biegnie około stukrotnie wolniej niż inne) to można oszacować, że wartość kx jest nieco mniejsza od k2 .


 do strony głównej

 POJĘCIA 


dyfuzja -

Jeżeli do gorącej herbaty wsypiemy cukier, to po krótkiej chwili cukier rozpuści się tworząc przy dnie szklanki roztwór o stężeniu cx. Natomiast herbata w górnej części szklanki pozostanie gorzka. Pomieszanie łyżeczką powoduje wyrównanie stężenia cukru w całej objętości szklanki i uzyskanie roztworu o stężeniu cukru c. 
Jeśli jednak po nasypaniu cukru pozostawimy szklankę z herbatą na jakiś czas w spokoju, przekonamy się, że cukier samorzutnie osiągnie stan równego stężenia c w całej objętości szklanki. To samorzutne wyrównywanie stężenia nazywa się dyfuzją. Jeżeli wyobrazimy sobie powierzchnię rozdzielającą naszą szklankę na dwa obszary o różnych stężeniach (pod powierzchnią większe nad powierzchnią mniejsze) to rozpatrując sytuację cząsteczek leżących w obrębie tej płaszczyzny zauważymy, że cząsteczki te częściej są uderzane przez cząsteczki spod płaszczyzny (bo jest ich więcej) niż znad. Więcej cząsteczek zostanie przesuniętych do obszaru nad płaszczyzną niż zepchniętych pod płaszczyznę, czyli generalnie z czasem rosnąć będzie ilość cząsteczek w kierunku do góry, a dokładniej w kierunku niższego stężenia, co w konsekwencji po odpowiednio długim czasie wyrówna stężenie w całej objętości.
Dyfuzję przyspiesza wzrost temperatury (szybsze ruchy translacyjne cząsteczek) i zwiększenie różnicy stężeń (tzw. gradientu stężenia) - na początku zjawisko przebiega szybciej niż w momencie bliskim wyrównania stężeń.

dysocjacja -

rozpad elektrolitu na jony pod wpływem polarnego rozpuszczalnika (dysocjacja elektrolityczna) lub temperatury (dysocjacja termiczna, np. stopionych soli)

elektroujemność -

zdolność atomów danego pierwiastka do przyciągania ładunku ujemnego. Na wielkość elektroujemności największy wpływ mają dwa czynniki: dążność każdego atomu do osiągnięcia oktetowego wypełnienia powłoki walencyjnej oraz siła przyciągania elektronów przez dodatnie jądro. Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor (4 w umownej skali Paulinga), tam bowiem obydwa te czynniki są bardzo silne - do oktetu brakuje tylko jednego elektronu a mały promień atomowy powoduje istnienie silnego przyciągania elektronów przez dodatnie jądro. Drugim z kolei jeśli chodzi o wielkość elektroujemności jest tlen (3,5). Do najmniej elektroujemnych  pierwiastków należą metale (np. cez 0,9), głównie ze względu  na ilość elektronów na powłoce walencyjnej. Łatwiej im dojść do oktetu przez oddanie jednego czy dwóch elektronów  (czasem mówimy wtedy o pierwiastkach elektrododatnich) niż przyciągnięciu siedmiu lub sześciu. Generalnie elektroujemność maleje wraz ze spadkiem ilości elektronów walencyjnych i wzrostem promienia atomowego.

emulsja -

dwufazowy układ dyspersyjny ciecz-ciecz, dwóch nie mieszających się cieczy - najczęściej polarnej (ogólnie określanej jako"woda", W) i niepolarnej (najczęściej określanej mianem "olej", O); są to drobne kropelki (1-50 µm) jednej cieczy (faza rozproszona) zawieszone w innej cieczy, stanowiącej fazę ciągłą, zewnętrzną. Rozróżniamy dwa typy emulsji: olej w wodzie (O/W), gdy fazą ciągłą jest faza polarna (najczęściej rzeczywiście woda lub wodny roztwór), oraz woda w oleju (W/O), gdy fazą ciągłą jest ciecz niepolarna (np. olej roślinny lub parafina). 
Ponieważ po rozproszeniu jednej cieczy w drugiej powierzchnia styku faz jest bardzo duża i działają silne siły napięcia powierzchniowego, emulsja jest układem nietrwałym i bardzo szybko dochodzi do rozdzielenia cieczy na dwie fazy. W celu zwiększenia trwałości emulsji do układu dwóch cieczy dodaje się substancji powierzchniowo czynnych - tzw. emulgatorów. Są to substancje o tak dobranej budowie i polarności, że mają powinowactwo zarówno do cieczy polarnej jak i niepolarnej i w związku z tym dodane w niewielkiej ilości (rzędu procenta) umiejscawiają się na granicy faz obniżając bardzo znacznie napięcie powierzchniowe. Przez dodanie odpowiedniego dla danych cieczy emulgatora i w odpowiedniej ilości zwiększamy wielokrotnie trwałość emulsji, do tego stopnia, że jesteśmy w stanie uzyskać układ, który nie ulegnie rozwarstwieniu nawet przez okres paru lat. Charakter emulgatora określa wartość HLB (Hydrophilic-Lipophilic Balance ), czyli wartość określająca wzajemny stosunek powinowactwa emulgatora do fazy polarnej (hydrophilic ) i niepolarnej (lipophilic ). 
Emulsje, ze względu na rozproszenia światła na kropelkach fazy rozproszonej, są zazwyczaj nieprzeźroczystymi, białymi cieczami o konsystencji śmietany lub nawet półstałej, miękkiej masy. Typ emulsji można określić badając jej przewodnictwo elektryczne (przewodzi emulsja O/W, gdyż przewodzi ciągła faza polarna), dokonując próby rozcieńczania (emulsje można rozcieńczyć tylko cieczą mieszająca się z fazą ciągłą) lub oglądając pod mikroskopem kroplę emulsji po zabarwieniu jej barwnikiem, który rozpuszcza się tylko w jednej z faz).
Do najbardziej popularnych emulsji należy mleko i śmietana oraz kremy (O/W, tłuszcz w wodzie) i maści (W/O).

energia aktywacji -

żeby mogła zajść reakcja między dwiema cząsteczkami musi się zdarzyć jednocześnie kilka rzeczy:
- dwie cząsteczki muszą się znaleźć w tym samym miejscu
- muszą to być cząsteczki teoretycznie zdolne do reakcji między sobą
- muszą ustawić się względem siebie tak, by możliwe było oddziaływanie odpowiednich grup reaktywnych
- muszą w sumie posiadać zasób energii wystarczający do rozerwania istniejących wiązań, by po przegrupowaniu atomów móc utworzyć nowe. Ta konieczna do reakcji ilość energii nazywa się energią aktywacji, a stan reagujących cząsteczek - już nie dwie cząsteczki substratów, ale też jeszcze nie produkt, nazywa się kompleksem aktywnym

faza -

część układu, jednorodna pod względem fizycznym i oddzielona od innych składników układu wyraźną granicą faz. Fazy mogą być w różnych stanach skupienia (np. jednoskładnikowy układ zawierający lód, wodę i parę wodną - czyli trzy fazy) lub w takich samych (np. układ zawierający nie mieszające się ze sobą wodę i benzen - dwuskładnikowy i dwufazowy)

fluorescencja -

zjawisko emitowania przez substancję energii w postaci promieniowania elektromagnetycznego niemal natychmiast po pochłonięciu kwantu energii promienistej promieniowania elektromagnetycznego wzbudzającego. Patrz też  fosforescencja

fosforescencja -

jeżeli cząsteczki danej substancji pochłoną odpowiedni kwant energii (najczęściej w postaci światła widzialnego lub promieniowania ultrafioletowego), co doprowadzi do przejścia elektronów z podstawowego poziomu energetycznego na  poziom wyższy, to ze względu na dążność wszystkich układów do osiągnięcia energii najniższej z możliwych w danych warunkach, dojdzie do samorzutnego wyemitowania nadmiaru energii i powrotu elektronów wzbudzonych do stanu podstawowego. Zjawisko emitowania przez substancję nadmiaru energii w postaci promieniowania elektromagnetycznego ("świecenie") w przypadku gdy od pochłonięcia do wyemitowania energii miną długi okres czasu nazywamy fosforescencją; gdy okres ten jest bardzo krótki (emisja natychmiast po pochłonięciu) zjawisko określamy mianem fluorescencji.
Zarówno fosforescencja jak i fluorescencja należą do grupy zjawisk określanych ogólnie jako zjawiska luminescencji, czyli emitowania przez substancję promieniowania elektromagnetycznego, będącego sposobem pozbycia się nadmiaru wcześniej pochłoniętej energii. Ze względu na rodzaj energii wzbudzającej (pochłoniętej) wyróżniamy chemiluminescencję, elektroluminescencję, fotoluminescencję (fluorescencja i fosforescencja) itp.
Luminescencja jest podstawowym zjawiskiem wykorzystanym w praktyce w laserach różnego typu.

hybrydyzacja -

wymieszanie orbitali różnych typów. Każdy typ orbitalu (s, p, d) charakteryzuje inna energia. Ponieważ w atomie węgla występują dwa typy orbitali biorących udział w wiązaniach chemicznych (jeden orbital s i trzy orbitale typu p (px, py, pz) w cząsteczce metanu CH4 powinniśmy zaobserwować jedno wiązanie C—H o innej energii niż trzy pozostałe (wiązanie sHsC i trzy sHpC). Tak się jednak nie dzieje i powstają cztery identyczne wiązania, ponieważ orbital s miesza się z trzema orbitalami p i powstają cztery identyczne orbitale zhybrydyzowane typu sp3.

Zhybrydyzowane orbitale tworzą z innymi orbitalami zhybrydyzowanymi oraz z orbitalami s wiązania typu σ (nasycone).
Hybrydyzacja powoduje nie tylko zmianę (uśrednienie) energii nowych orbitali w stosunku do wyjściowych, ale także zmianę ich kształtu i rozmieszczenia w przestrzeni. Nowe orbitale układają się w przestrzeni w sposób najbardziej symetryczny, uwzględniając ich kształt i energie:

 

izomeria - (patrz słowniczek)

katalizator -

substancja, która biorąc udział w poszczególnych etapach przemiany chemicznej przyspiesza proces chemiczny, zaś po zakończeniu łańcucha przemian zostaje odtworzona w identycznej ilości. Sprawia to wrażenie, że obecność katalizatora przyspiesza proces a on sam nie bierze udziału w reakcji. 
Udział katalizatora, w dużym uproszczeniu, powoduje obniżenie energii aktywacji poszczególnych etapów procesu. To tak, jakby zamiast przeskakiwać wysoki płot (co udaje się nielicznym - reakcja biegnie wolno) pokonać go przy pomocy drabiny (zamiast jednego dużego wysiłku, kilka mniejszych; to już potrafi prawie każdy - reakcja biegnie szybko).
Należy pamiętać, że katalizator nie zmienia relacji energetycznych substraty-produkty, nie zmienia stanu równowagi reakcji odwracalnych, a jedynie przyspiesza proces.
Czasem zdarza się, że zależy nam na spowolnieniu procesu - użyte do tego celu substancje noszą nazwę inhibitorów lub ujemnych katalizatorów.

koloidy -

o ile w przypadku roztworów rzeczywistych za cechę definiującą ten układ przyjmujemy rozdrobnienie cząsteczkowe (dyspersję molekularną), o tyle w przypadku układów koloidalnych decydującym parametrem jest wielkość cząstek stanowiących fazę rozproszoną (zdyspergowaną). Może się zdarzyć, że układ koloidalny jest jednocześnie roztworem o rozdrobnieniu cząsteczkowym, a więc roztworem rzeczywistym np. gdy mamy do czynienia z roztworem wielkocząsteczkowego białka. Najczęściej mamy do czynienia z koloidami w postaci ciało stałe w cieczy (roztwory koloidalne), do układów koloidalnych zaliczamy także aerozole - mgły (ciecz rozproszona w gazie) i dymy (cząstki ciała stałego w gazie). Cechą charakterystyczną wszystkich układów koloidalnych, związaną z rozmiarami cząstek zawieszonych, jest występowanie efektu Tyndalla, tzn. powstawanie smugi świetlnej, obserwowanej podczas oglądania wiązki światła przechodzącego przez układ koloidalny, w przypadku gdy patrzymy z kierunku prostopadłego do kierunku przebiegu wiązki (rozpraszanie światła przechodzącego przez układ).

Często w przypadku  roztworów koloidalnych stosujemy podział na koloidy liofobowe ("nie lubiące" rozpuszczalnika) i liofilowe ("lubiące" rozpuszczalnik, ulegające solwatacji). Jeśli fazą ciągłą jest woda mówimy o hydrofobowości i hydrofilowości substancji koloidalnych. W przypadku koloidów liofobowych główne znaczenie dla ich trwałości ma ładunek miceli (cząstek koloidalnych z zaadsorbowanymi jonami) koloidalnych, w przypadku liofilowych za trwałość odpowiedzialny jest głównie proces solwatacji. Koloidy liofobowe łatwo wytrącić w postaci osadu dodając silnych elektrolitów.

Zole w procesie koagulacji przechodzą w żel, który czasami w procesie zwanym peptyzacją ponownie może przejść w zol. Niektóre roztwory koloidalne (najbardziej znanym przykładem jest roztwór żelatyny) samorzutnie po pewnym czasie przechodzą w postać elastycznej galarety. Dzieje się tak skutkiem usieciowienia (np. poprzez wiązania wodorowe) fazy rozproszonej, która zamyka wówczas w komórkach sieci fazę ciągłą (rozpuszczalnik). 

kryształ jonowy -

jonowa substancja stała tworzy kryształ, czyli strukturę regularną, zbudowaną tak, że każdy kation otoczony jest odpowiednią dla jego wartościowości ilością anionów, a wokół każdego anionu znajduje się odpowiednia dla jego wartościowości ilość kationów. Żaden kation i żaden anion nie jest jednak związany z przeciwnym jonem w sposób stały. Nie można więc mówić o istnieniu cząsteczki substancji jonowej w rozumieniu cząsteczki jako osobnego, ściśle określonego indywiduum o określonym składzie i budowie. Zapisywanie chlorku wapnia jako CaCl2 to tylko pewne uproszczenie zapisu, bowiem twór (cząsteczka) o składzie - jeden atom wapnia i dwa atomy chloru - nie istnieje. W stanie stałym należałoby raczej mówić o zbiorze jonów wapnia i jonów chlorkowych w stosunku 1:2, które siłami elektrostatycznego przyciągania i odpychania układają się w regularną sieć krystaliczną a w roztworze - o samodzielnych jonach. Także stopione sole stanowią mieszaninę jonów (dzięki czemu przewodzą prąd elektryczny) i tu również nie występują cząsteczki w rozumieniu cząsteczki o wiązaniach atomowych.     Tak więc nie istnieje cząsteczka NaCl a tylko kryształ jonowy o strukturze Na+Cl-Na+Cl-Na+Cl- = (NaCl)n (każdy jon sodu otoczony jest sześcioma jonami chlorkowymi, i analogicznie każdy jon chlorkowy otacza sześć jonów sodowych) lub nieuporządkowana mieszanina jonów Na+ i Cl- w roztworach i stopionych solach (ciągle jednak w stosunku atomów 1:1). 

kryształ kowalencyjny -

kryształy, których elementy składowe połączone są wiązaniami kowalencyjnymi. Ze względu na siłę takich wiązań są to kryształy o dużej twardości i bardzo wysokiej temperaturze topnienia, nierozpuszczalne. Przedstawicielem tej grupy kryształów jest diament, węglik krzemu, krzem pierwiastkowy.

kryształ metaliczny -

kryształy utworzone przez atomy metali, których elektrony walencyjne tworzą chmurę elektronową, należącą do wszystkich atomów jednocześnie, lecz do żadnego konkretnego. Dzięki temu elektrony te mogą poruszać się swobodnie w obrębie kryształu, co jest podstawową przyczyną dobrej przewodności elektrycznej metali.

kryształ molekularny -

sieć krystaliczną kryształów molekularnych tworzą cząsteczki, stanowiące indywidua chemiczne o sprecyzowanym składzie i budowie, stworzone przez atomy powiązane wiązaniami kowalencyjnymi. Za strukturę kryształu odpowiedzialne są siły oddziaływań międzycząsteczkowych. Ponieważ są to siły dość słabe, kryształy molekularne mają na ogół niskie temperatury topnienia (do kilkuset stopni Celsjusza) i dość dobrą rozpuszczalność. Większość stałych związków organicznych występuje w postaci takich właśnie kryształów.

liczby kwantowe -

każdy elektron w atomie opisany jest przez cztery liczby kwantowe:

  1. główną liczbę kwantową n (1...7), mówiącą o poziomie energetycznym, na którym znajduje się elektron (określa powłokę K ...Q).
  2. poboczną liczbę kwantową l (maksymalna wartość  l  = n -1;  zakres: 0 ... n -1), opisującą kształt orbitalu (dla l = 0 kulisty s; "ósemka"  p dla l = 1, ...) i określającą podpoziom energetyczny.
  3. magnetyczną liczbę kwantową m, określającą ilość i wzajemne położenie orbitali danej podpowłoki. Przyjmuje wartości od -l do l , łącznie z zerem, a więc ilość orbitali w danej podpowłoce określa wzór  2+ 1 (dla s - 1,  dla p - 3, dla  d - 5 i dla  f - 7). 
  4. spinową liczbę kwantową (krótko - spin), przyjmującą tylko jedną z dwóch wartości:  +1/2 i -1/2, określając jednoznacznie dwa przeciwne kierunki wirowania elektronu i związane z tym kierunki wektora powstałego pola magnetycznego elektronu.

micela -

cząstka koloidalna, na powierzchni której zaadsorbowana została warstwa jonów. Ładunek miceli pochodzący od zaadsorbowanych jonów jest czynnikiem stabilizującym koloid, utrudniającym koagulację (łączenie się cząstek koloidalnych w większe agregaty). Dzięki niemu możliwa jest również elektroforeza (ruch cząstek koloidalnych w polu elektrycznym)

orbital -

funkcja opisująca stan energetyczny elektronu, stan elektronu opisany trzema pierwszymi liczbami kwantowymi, obszar przestrzeni opisany funkcją falową, gdzie występuje duże prawdopodobieństwo wystąpienia elektronu (>0,95). 
Nałożenie się na siebie orbitali, czyli takie zbliżenie się atomów, że ich orbitale walencyjne zajmują to samo miejsce w przestrzeni, prowadzi do powstania wiązania atomowego, czyli sytuacji, gdzie para elektronów na tym wspólnym orbitalu należy jednocześnie do obu tworzących wiązanie atomów, prowadząc do korzystnej energetycznie sytuacji wypełnienia oktetu elektronów w każdym z atomów.
Nałożenie orbitali s i spx daje wiązanie typu σ (sigma), zaś częściowe uwspólnienie równolegle położonych orbitali p daje słabe wiązanie typu π (pi). patrz hybrydyzacja

potencjał redoks -

reakcje utlenienia-redukcji (redoksowe) przebiegają zawsze między dwoma układami, dwiema parami utleniacz-reduktor:

Sn2+  + 2Fe3+    ———>     Sn4+ + 2Fe2+

o kierunku przebiegu reakcji w roztworze, w którym znajdują się wszystkie cztery jony (w przykładzie powyżej) decydować będzie różnica w potencjałach  redoks E obu układów, a te zależą od standardowego potencjału redoks, wg wzoru

gdzie:   Eo - potencjał standardowy redoks układu, cutl. - stężenie formy utlenionej, cred - stężenie formy zredukowanej.

Ponieważ jednak w szerokim zakresie zmian stosunku stężeń formy zredukowanej i utlenionej (20-80%) potencjały redoks zmieniają się o mniej niż 0,1 V w stosunku do Eo, z dobrym przybliżeniem można przyjąć, że o kierunku reakcji redoks będzie decydowała wartość Eo. Utleniać się będzie ten układ, którego Eo będzie mniejszy (układ o mniejszym potencjale standardowym jest reduktorem).

Eo dla układu redoks Fe2+/Fe3+   wynosi +0,77V
Eo dla układu redoks Sn2+/Sn4+   wynosi +0,15V
zatem jony Sn4+ nie będą utleniać jonów Fe2+ ; natomiast Fe3+ mogą być utleniaczami dla jonów Sn2+

 

proces elementarny -

reakcje chemiczne jakie obserwujemy, czyli przejście od stabilnych substratów do stabilnych produktów nie są najczęściej jednoetapową przemianą, lecz składają się z łańcucha następczych reakcji elementarnych, zachodzących z prędkościami nie pozwalającymi na ich zaobserwowanie wprost zmysłami obserwatora. Każda zaś elementarna reakcja chemiczna pozwala wyodrębnić w swoim przebiegu kilka etapów, które skłonni jesteśmy uznać za procesy elementarne, jak: zderzenie cząsteczek, utworzenie kompleksu aktywnego, przegrupowanie, itp. 

promieniowanie α β γ  -

O trwałości jąder atomowych decydują głównie dwie siły: siły spójności jądra, w których szczególną rolę pełni para proton-neutron i siły odpychania kulombowskiego jednoimiennych protonów. Wraz z wzrostem wielkości jądra siły odpychania rosną szybko (skutek zwiększania ilości protonów), szybciej niż przeciwstawiające się im siły spójności. Dla ciężkich jąder (o liczbie masowej większej od 100), szczególnie w niekorzystnym dla trwałości jądra przypadku znacznego nadmiaru ilości neutronów nad protonami, może dochodzić do samorzutnej przemiany jądrowej (izotopy promieniotwórcze) polegającej na wyrzuceniu z jądra atomu elektronu (β-), pozytonu (β+), cząstki α (jądro helu) - czemu towarzyszy elektromagnetyczne promieniowanie γ. Niektóre izotopy promieniotwórcze lżejszych atomów otrzymuje się sztucznie, lub, jak np. radioaktywny izotop węgla 14C, powstają  pod wpływem promieniowania kosmicznego (patrz zegar węglowy). 
    Rozpad promieniotwórczy jąder atomowych jest reakcją pierwszego rzędu, tzn. że w reakcji bierze udział jedna cząsteczka, a konsekwencją tego jest stała wartość czasu połowicznej przemiany. Czas połowicznej przemiany, oznaczany jako t0,5 jest to czas, w którym przemianie ulegnie dokładnie połowa wyjściowej ilości substancji. Zatem po czasie połowicznej przemiany pozostanie niezmieniona 1/2 wyjściowej ilości promieniotwórczego izotopu, po dwóch okresach t0,5 pozostanie 1/2 z 1/2 czyli 1/4, po następnym t0,5 1/8 itd. Czas połowicznej przemiany przyjmuje wartości w bardzo szerokim zakresie - od paru sekund do tysięcy lat. Znając wartość t0,5 konkretnej reakcji rozpadu jądra możemy oznaczyć jego ilość w czasie przeszłym A (zasada obliczania czasu "zegarem węglowym") lub obliczyć jego ilość po pewnym czasie (Ax). Do obliczeń stosujemy wzór:

Promieniowanie α stanowią cząstki o liczbie masowej 4 i ładunku +2 (jądra helu). Ze względu na swą olbrzymią masę i rozmiary, cząstki mają zasięg niewielki (liczony w centymetrach) i równie niewielką przenikliwość (nawet kartka papieru może być skuteczną zasłoną przed tym promieniowaniem). Pierwiastki α-promieniotwórcze groźne są szczególnie wtedy, gdy dostaną się do organizmu, zostaną wbudowane w tkanki i tym sposobem przed długi czas będą oddziaływać niekorzystnie na organizm.
Jądro emitując cząstkę α zmienia się w pierwiastek o liczbie atomowej o 2 mniejszej, w izotop o liczbie masowej o 4 mniejszej od wyjściowego atomu.

Promieniowanie β-  stanowią elektrony. Zasięg mają znacznie większy niż α (liczony w metrach) i również większą przenikliwość (lecz osłona z pleksi [szkła organicznego] stanowi już dostateczne zabezpieczenie). Groźne są w sposób analogiczny do pierwiastków α-promieniotwórczych.
Jądro emitując cząstkę β- zmienia się w pierwiastek o liczbie atomowej o 1 większej, gdyż wyrzucając elektron z jądra zamienia jeden neutron w proton. Otrzymany izotop ma liczbę masową identyczną z atomem wyjściowym.

Promieniowanie β+  stanowią pozytony (dodatnie elektrony). Właściwości analogicznie jak β-
Jądro emitując cząstkę β+ zmienia się w pierwiastek o liczbie atomowej o 1 mniejszej od wyjściowego atomu, gdyż wyrzucając dodatni elektron z jądra zamienia jeden proton w neutron. Otrzymany izotop ma liczbę masową identyczną z atomem wyjściowym.

Promieniowanie γ   stanowią fale elektromagnetyczne o dużej energii. Tym sposobem jądro "reguluje" różnice energetyczne między energią wyjściowego atomu a sumą energii promieniowania korpuskularnego (masowego α,β) i atomu potomnego.
Jądro emitując promieniowanie γ nie zmienia ani liczby atomowej ani masowej. 
Jest to promieniowanie o dużej przenikliwości (skuteczną osłoną są grube warstwy ciężkich metali) i dalekim zasięgu. Pochłonięcie przez organizm żywy większej dawki promieniowania prowadzi do zmian genetycznych, zwiększenia zachorowalności na choroby nowotworowe, wystąpienia choroby popromiennej, a przy szczególnie dużych dawkach do  szybkiego zgonu. Tę zdolność do niszczenia materii żywej (szczególnie młodych komórek w etapie wzrostu) wykorzystano do niszczenia komórek nowotworowych, które ze względu na swą fazę rozwoju są szczególnie podatne na niszczące działanie promieniowania jonizującego. 

promień atomowy -

przy założeniu kulistego kształtu atomu, promień tej kuli - należy pamiętać, że rzeczywistość jednak dość mocno odbiega od tego założenia. 
W obrębie jednego okresu promień atomowy maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej, w obrębie grupy rośnie wraz ze wzrostem liczby atomowej
Wielkość promienia atomowego zmienia się dla poszczególnych pierwiastków od około 0,03 nm do około 0,3 nm.
Promień atomu jest 10 000 do 100 000 razy większy niż promień jądra, przy czym w jądrze zawarta jest prawie cała masa atomu (99,5%)

promień jonowy -

pojęcie analogiczne do promienia atomowego, dotyczy jednak nie obojętnego atomu lecz jonu - tak dodatniego, jak i ujemnego. 
Promień jonowy jest dla kationów mniejszy niż odpowiedni promień atomowy, przy czym różnica ta jest tym większa im wyższy jest dodatni ładunek jonu (Fe2+ charakteryzuje większy nieco promień jonowy niż Fe3+ , a obydwa są mniejsze niż promień atomowy Fe).
Promień jonowy anionu jest większy niż promień atomowy obojętnego atomu tego samego pierwiastka.
Ogólnie można powiedzieć, że promień jonowy zależy głównie od wielkości średniej siły przyciągania elektronów przez dodatni ładunek jądra atomowego, a więc od stosunki ilości elektronów w jonie do ilości protonów w jądrze, a także od odległości tych elektronów od jądra (bo to również wpływa na siłę przyciągania elektronów przez jądro). 

reakcja łańcuchowa -

reakcje złożone z powiązanych ze sobą i kolejno następujących po sobie procesów. Zaczynają się reakcją inicjującą, po niej następują kolejne, najczęściej kilkuetapowe procesy, w których odtwarza się czynnik inicjujący, i które trwają aż do momentu zaniku substratów lub wygaśnięcia procesu z powodu dezaktywacji czynnika inicjującego.
Poniższy schemat przedstawia główny mechanizm przebiegu procesów tego typu.

reakcje odwracalne -

reakcje chemiczne, które mogą przebiegać z podobną szybkością i wydajnością zarówno od substratów do produktów jak i odwrotnie. W reakcjach, które można zaliczyć do reakcji odwracalnych ustala się po pewnym czasie stan dynamicznej równowagi, tzn. stężenia substratów i produktów osiągają takie wartości, że szybkość reakcji prostej i odwrotnej jest identyczna i wobec tego stężenia składników mieszaniny reakcyjnej są stałe. Wzajemne relacje między stężeniami substratów i produktów w stanie równowagi opisuje stała równowagi reakcji odwracalnych.

siły van der Waalsa -

siły międzycząsteczkowe, siły przyciągania i odpychania występujące między cząsteczkami położonymi odpowiednio blisko siebie. Przy bardzo bliskim położeniu cząsteczek względem siebie dominują siły odpychania, przy większych odległościach siły przyciągania o charakterze głównie elektrostatycznym i magnetycznym. Uwzględnienie sił międzycząsteczkowych ułatwia zrozumienie wielu zjawisk fizykochemicznych (prężność pary, adsorpcja, stan skupienia, rozpuszczalność itp.) 

sublimacja -

znakomita większość związków chemicznych przechodzi podczas ogrzewania ze stanu stałego w ciekły (temperatura topnienia wyznacza wielkość energii potrzebnej do pokonania sił wiążących cząsteczki w kryształ). Prężność pary nad substancją stałą jest znikomo mała i dopiero znacząco zaczyna rosnąć w trakcie podwyższania temperatury cieczy. Niektóre substancje jednak nawet w stanie stałym mają tak wysoką prężność pary, że w temperaturach dość odległych od temperatury topnienia łatwo przechodzą w postać gazową. Takie zjawisko przechodzenia ciała stałego bezpośrednio w gaz, z pominięciem stanu ciekłego, nazywamy sublimacją (a proces odwrotny resublimacją). Do popularnych substancji sublimujących należy m.in. naftalen ("naftalina"), kamfora (znika jak kamfora) i jod, a także stały CO2, zwany z tego powodu "suchym lodem".

szereg napięciowy metali -

szereg metali uporządkowany w kierunku malejących zdolności redukujących (malejących zdolności utleniania się, czyli przechodzenia od atomu do kationu). Metale występujące w szeregu wcześniej są zdolne wypierać metale położone na dalszych pozycjach z roztworów ich soli. Np. płytka miedziana zanurzona do roztworu soli rtęci po pewnym czasie pokryje się metaliczną rtęcią a do roztworu przejdzie odpowiednia ilość jonów miedziowych:

Cu + Hg2+  ——>  Cu2+  +  Hg

Szereg napięciowy metali dzieli na dwie części wodór, o potencjale standardowym redoks wynoszącym z definicji zero. Metale położone za wodorem w szeregu nazywamy metalami szlachetnymi, nie reagują one z kwasem z wydzieleniem wodoru, tak jak metale z początku szeregu, lecz dają reakcje redoks z innymi niż wodór atomami kwasu. (tablica)

Tyndalla efekt (koloidy) -

zjawisko powstawania smugi światła w roztworze koloidalnym (lub innym zolu o dyspersji koloidalnej, np. w mgle) w przypadku obserwacji z kierunku prostopadłego do kierunku przebiegu promienia. Przy obserwacji na wprost roztwór koloidalny sprawia wrażenie zupełnej przezroczystości.

zawiesina -

dwufazowy układ dyspersyjny, w którym cząstki ciała stałego, ze względu na niewielkie wymiary i lepkość cieczy, są w stanie utrzymywać się w całej objętości cieczy przez pewien okres czasu. Od roztworów rzeczywistych i koloidalnych różnią się tym, że siły grawitacji przewyższają w nich siły oporu cieczy i zderzeń z cząsteczkami cieczy i w zawiesinach dochodzi zawsze do sedymentacji.

zrąb atomowy -

jądro atomowe wraz z zamkniętymi powłokami elektronów nie biorących udziału w wiązaniu

zol -

koloid w postaci cieczy. Jego trwałość zależy w głównej mierze od dwóch czynników: ładunku miceli w przypadku koloidów hydrofobowych i otoczki solwatacyjnej w przypadku hydrofilowych. Czynniki te przeciwdziałają agregacji cząstek i zwiększaniu tym sposobem ich masy i rozmiarów.  Ponadto zderzenia niewielkich cząstek z cząsteczkami rozpuszczalnika powoduje przeciwdziałanie w stosunku do zjawiska sedymentacji grawitacyjnej (ruchy Browna). Generalnie jednak koloidy należą do układów nietrwałych i dążą do przejścia w żel (koagulacja).

żel -

koloid w postać żelu możemy przeprowadzić przede wszystkim przez zniszczenie czynnika ochronnego, np. przez dodanie stężonego elektrolitu, co spowoduje zniszczenie otoczki jonowej lub solwatacyjnej. Niektóre koloidy (najczęściej naturalne, duże cząsteczki) mogą samorzutnie przechodzić w specyficzną odmianę żelu, znaną z życia codziennego - galaretę. Cząsteczki zolu łączą się siłami elektrostatycznymi i wiązaniami wodorowymi, tworząc szkielet, który wypełnia faza rozpraszająca. Mamy tu do czynienia ze swoistą inwersją faz: faza rozproszona, zdyspergowana zamienia się w fazę ciągłą, stanowiąc szkielet galarety, zaś dotychczasowa faza dyspergująca zostaje zamknięta w komórkach żelu, tracąc ciągłość.


 do strony głównej

OPISY


pH

ponieważ woda w warunkach standardowych jest zdysocjowana  w ilości 10-7 moli/l (stopień dysocjacji a=1,8.10-7 %), to i tyle wynosi wartość stężenia jonów H+ w tych warunkach (temperatura 25°C). Ponieważ stężenia jonów wodorowych i hydroksylowych w czystej wodzie są sobie równe, pojęcie obojętności (w zakresie kwaśny - zasadowy) łączymy zazwyczaj z wartością pH=7. Należy jednak pamiętać, że obojętny to nie znaczy "taki, którego pH = 7", lecz taki "w którym stężenie jonów wodorowych jest równe stężeniu jonów hydroksylowych". W innych temperaturach (a także innych rozpuszczalnikach), ze względu na inny stopień dysocjacji obojętność związana jest z innymi wartościami pH! Dla roztworów wodnych te różnice są niewielkie, rzędu dziesiątych części jednostki pH.

elektrony walencyjne  

elektronów walencyjnych wokół każdego atomu może być tylko osiem (w przypadku wodoru dwa). Jeśli napiszemy wzór np. kwasu siarkowego(VI) trzymając się formalnych wartościowości uzyskamy wzór (a), gdzie wokół atomu siarki znajduje się aż 12 elektronów (sześć wiązań po 2 elektrony). Jest to niezgodne z podanym wcześniej warunkiem, więc musimy przyjąć, że wiązania siarki z atomami tlenu są wiązaniami donorowo (siarka daje) akceptorowymi (tlen przyjmuje), co oznaczamy strzałkami od donora do akceptora. W takim układzie - wzór (b) - wokół wszystkich atomów jest odpowiednia ilość elektronów walencyjnych (po osiem, przy wodorach po dwa)

 

Gęstość

Nie należy mylić popularnego pojęcia gęstości (gęsta ciecz), które w fizyce nosi nazwę lepkości, z gęstością fizyczną oznaczającą stosunek masy do objętości.

Gęstość gazu a masa cząsteczkowa.

Ponieważ jeden mol gazu w warunkach normalnych zajmuje objętość 22,4 dm3 a jego masa wynosi tyle gramów ile wynosi jego masa cząsteczkowa, gęstość gazu w warunkach normalnych wynosi masa cząst./22 400 [g/cm3]. Zatem znając masę cząsteczkową związku występującego w postaci gazu możemy obliczyć jego gęstość i odwrotnie - na podstawie gęstości obliczyć masę cząsteczkową. 
Dla warunków odbiegających od normalnych możemy, korzystając z praw gazowych, obliczyć objętość w danych warunkach. Zawsze możemy też obliczyć względną gęstość, względem innego gazu w tych samych warunkach, wychodząc z założenia, że mol każdego gazu w tych samych warunkach zajmuje taką samą objętość: d1=m1/V ;  d2=m2/V  czyli d1/d2=m1/m2, a stąd już prosta droga do znalezienia masy molowej jednego gazu gdy znamy masę molową drugiego, bądź do obliczeń odpowiednich gęstości.

Gęstość roztworu

Wodne roztwory o niskich stężeniach mają praktycznie gęstość wody (1 g/cm3). Roztwory bardziej stężone mają gęstości powyżej jedności i w czasie przeliczania stężeń procentowych (w stosunku do masy) na molowe (w stosunku do objętości) musimy uwzględniać gęstość roztworu w celu przeliczenia objętości roztworu na masę lub odwrotnie. 
Szacunkowo można przyjąć, że dla roztworów o stężeniu poniżej 0,1 mola/dm3 lub poniżej 1% nie ma potrzeby uwzględniania zmiany gęstości i z dobrym przybliżeniem można przyjąć, że 1 cm3 = 1 g (błąd wyniku przy takim założeniu nie będzie zazwyczaj większy niż 1% wartości obliczonej)

Prawo Raoulta

Prawo Raoulta dosłownie mówi, że prężność pary danego składnika ciekłej mieszaniny nad roztworem jest proporcjonalna do ułamka molowego tego składnika w roztworze:

px = poxi

gdzie po - prężność par składnika i nad czystym składnikiem, xi - ułamek molowy składnika i w roztworze, px - prężność pary składnika i nad roztworem. Ponieważ proces krzepnięcia i wrzenia jest silnie powiązany z prężnością par nad krzepnącą lub wrzącą cieczą, stąd pochodna od prawa Raoulta zasada zmian temperatury wrzenia i krzepnięcia. Reguła ta w praktyce służyła do wyznaczania masy cząsteczkowej nieznanej substancji metodą ebulioskopową (wrzenie) lub krioskopową (krzepnięcie) poprzez badanie wielkości zmian temperatury wrzenia (krzepnięcia) po rozpuszczeniu znanej ilości nieznanej substancji w rozpuszczalniku o znanej stałej ebulioskopowej (krioskopowej). Prawo Raoulta jest słuszne dla roztworów idealnych (brak oddziaływań międzycząsteczkowych) a dla roztworów rzeczywistych stosuje się w zasadzie tylko w przypadku roztworów rozcieńczonych. Dla wielu przypadków, szczególnie gdy mamy do czynienia z roztworami stężonymi (kilkuprocentowymi) i o silnych oddziaływaniach (np. etanol-woda) występują silne odstępstwa od prawa (azeotropia).

SEM

Siła elektromotoryczna ogniwa jest równa różnicy potencjałów tworzących ją elektrod (półogniw). Potencjał każdej z elektrod pozwala obliczyć wzór Nernsta

 gdzie:      E – potencjał elektrody; E0standardowy potencjał elektrody (układu redoksowego), Rstała gazowaT – temperatura w kelwinach, F – stała Faradaya, n – ilość elektronów ulegająca wymianie w procesie elektrodowym, c – stężenie jonów

Dla ogniwa zbudowanego z dwóch elektrod metalicznych zanurzonych w tym samym roztworze mamy:

Tu SEM równa się różnicy normalnych potencjałów elektrod.

Nieco inaczej sprawa ta wygląda w przypadku ogniw stężeniowych, tzn. takich, w których występują dwa oddzielne roztwory o stężeniach cmax  i  cmin  połączone kluczem elektrolitycznym, w których zanurzone są elektrody z tego samego materiału (identyczne Eo)

Odejmując od obliczonej wyższej wartości potencjału (półogniwo o wyższym stężeniu cmax) obliczoną wartość potencjału elektrody o niższym stężeniu (cmin) uzyskamy wzór ogólny na obliczanie SEM ogniw stężeniowych:

po podstawieniu wartości stałych i przeliczeniu z logarytmu normalnego na dziesiętny otrzymujemy dla temperatury 25°C uproszczony wzór na obliczenie siły elektromotorycznej ogniwa stężeniowego [V]:

gdzie n to ilość elektronów bioracych udział w elementarnym akcie redoks (najczściej zgodna z wartościowością pierwiastka ulegającego redukcji do formy podstawowej). Stężenia wyrażone mogą być w dowolnych jednostkach, oczywiście obie w identycznych. Możemy nawet nie znać wartości tych stężeń, ważne tylko byśmy wiedzieli jaki jest ich wzajemny stosunek.

Zakaz Pauliego

Ponieważ każdy elektron umiejscowiony jest na konkretnym orbitalu (magnetyczna liczba kwantowa), a więc na orbitalu konkretnego typu (poboczna liczba kwantowa) na konkretnej powłoce (główna liczba kwantowa),  zatem od innego elektronu na tym samym orbitalu różnić się może (i musi) tylko spinem. Ponieważ kwantowa liczba spinowa przyjmuje tylko jedną z dwóch możliwych wartości (+1/2 i -1/2) stąd wniosek, że na konkretnym orbitalu mogą być osadzone najwyżej dwa elektrony (o przeciwnych spinach). (patrz też)

Reguła Hunda

Obsadzanie nowego typu orbitali dokonuje się dopiero po obsadzeniu wszystkich orbitali niższego typu:
np. w kolejności - (s1 - s2) później (px)1 - (py)1 - (pz)1 (wszystkie p równoległe, tzn. o takich samych spinach) a dopiero później (px)2 - (py)2 - (pz)2. Niżej podano przykładową kolejność wypełniania orbitali, zgodnie z tą regułą (schemat należy czytać poziomo, od lewej do prawej).


do strony głównej